Larutan Elektrolit dan Nonelektrolit

Larutan adalah suatu campuran homogen dari dua zat atau lebih. Dalam larutan, terdapat zat yang berjumlah lebih sedikit dan disebut zat terlarut atau solut dan zat yang berjumlah lebih banyak dan disebut pelarut atau solvent. Berdasarkan sifat daya hantar listriknya, larutan dapat dibedakan menjadi larutan elektrolit dan larutan nonelektrolit. Larutan Elektrolit adalah larutan yang dapat menghantarkan arus listrik, sedangkan larutan nonelektrolit adalah larutan yang tidak dapat menghantarkan arus listrik.

Sifat daya hantar listrik zat elektrolit dalam pelarut air dikarenakan elektrolit dapat terurai menjadi ion-ion. Pergerakan ion-ion tersebut dalam larutan elektrolit yang dapat menghantarkan arus listrik. Pada larutan elektrolit, pembentukan ion-ion bebas dalam pelarut air terjadi karena gaya tarik menarik antara molekul-molekul air dengan partikel-partikel zat cukup kuat untuk memutuskan ikatan antarpartikel zat. Akibatnya,  partikel-partikel zat dapat lepas menjadi ion-ion bebas. Pada larutan nonelektrolit, gaya tarik-menarik antara molekul air dengan partikel zat tidak cukup kuat untuk memutuskan ikatan antarpartikel zat. Dengan demikian, partikel-partikel zat tidak dapat lepas menjadi ion-ion bebas.

Perbedaan antara larutan elektrolit dan nonelektrolit ditunjukkan dalam tabel berikut.

No.	Larutan Elektrolit	Larutan Nonelektrolit
1.	Mengandung ion	Tidak mengandung ion
2.	Dapat menghantarkan arus listrik (konduktor)	Tidak dapat menghantarkan arus listrik (isolator)
3.	Mempunyai kutub (polar)	Tidak mempunyai kutub (nonpolar)
4.	Jika di uji dengan alat penguji elektrolit akan menghasilkan gelembung gas dan lampu menyala dengan terang	Jika diuji dengan alat penguji elektrolit tidak timbul gelembung gas dan lampu tidak menyala
5.	Zat terlarutnya dapat terionisasi	Zat terlarutnya tidak dapat terionisasi
6.	α=1 atau 0< α <1	α =0

Contoh larutan elektrolit yaitu H₂SO₄ (asam sulfat), NaCl (natrium klorida), KOH (kalium hidroksida), CH₃COOH (cuka atau asam asetat), dan HCl (asam klorida). Contoh larutan nonelektrolit yaitu NH₃ (amonia), CO(NH₂)₂  (urea), C₁₂H₂₂O₁₁ (sukrosa), C₂H₅OH (etanol), dan CH₃OH (metanol). Sifat daya hantar listrik zat yang larut dalam air dapat diketahui dengan dilakukan uji menggunakan alat uji elektrolit. Jika alat itu dicobakan pada air murni, lampu pada alat uji tidak akan menyala. Hal ini menunjukkan bahwa air murni tidak menghantarkan arus listrik. Akan tetapi jika ke dalam air murni dilarutkan garam dapur (NaCl), larutan yang terbentuk akan dapat menyalakan lampu alat uji elektrolit.

Sumber: http://goo.gl/UKDlG

Berdasarkan kuat lemahnya, larutan elektrolit dibedakan menjadi elektrolit kuat dan elektrolit lemah. Larutan elektrolit kuat adalah larutan elektrolit yang dapat terurai dengan sempurna atau hampir sempurna menjadi ion-ion dalam pelarutnya. Larutan elektrolit kuat umumnya menghasilkan larutan dengan daya hantar listrik yang baik. Contoh H₂SO₄ (asam sulfat), NaCl (natrium klorida), KOH (kalium hidroksida), dan HCl (asam klorida). Larutan elektrolit lemah adalah larutan elektrolit yang hanya terurai sebagian kecil menjadi ion-ion dalam pelarutnya dan menghasilkan larutan dengan daya hantar listrik yang buruk. Contoh CH₃COOH (cuka atau asam asetat). Perbedaan antara larutan elektrolit kuat dan elektrolit lemah ditunjukkan oleh tabel berikut.

No.	Larutan Elektrolit Kuat	Larutan Elektrolit Lemah
1.	α=1	0< α <1
2.	Terionisasi sempurna	Terionisasi sebagian
3.	Daya hantar listriknya baik (kuat)	Daya hantar listriknya kurang baik (lemah)
4.	Jumlah ion banyak	Jumlah ion sedikit
5.	Jika diuji dengan alat penguji elektrolit akan menghasilkan gelembung gas dan lampu menyala dengan terang	Jika diuji dengan alat penguji elektrolit akan menghasilkan gelembung gas tetapi lampu menyala redup atau tidak menyala

Hukum Dasar Kimia dan Perhitungan Kimia

A.   Hukum-Hukum Dasar Kimia

       Serangkaian percobaan dan pengamatan dilakukan oleh para ahli untuk mengemukakan teori-teori tentang perhitungan zat. Setelah diuji dan dibuktikan, teori-teori tersebut selanjutnya dijadikan hukum dasar kimia. Berbagai hukum dasar kimia sebagai berikut.

1.   Hukum Kekekanan Massa (Hukum Lavoisier)

Antoine Laurent Lavoisier (1743-1794) melakukan penelitian terhadap proses pembakaran beberapa zat. Salah satu percobaan yang dilakukan adalah mengamati proses reaksi antara raksa (merkuri) dengan oksigen untuk membentuk merkuri oksida yang berwarna merah. Data yang diperoleh sebagai berikut.

Logam Merkuri + gas oksigen   →    merkuri oksida

   530 gram         42,4 gram                 572, 4 gram

Jika merkuri oksida dipanaskan akan menghasilkan logam merkuri dan gas oksigen.

Merkuri oksida   →     logam merkuri     +  gas oksigen

  572,4 gram                  530 gram                  42,4 gram               

Berdasarkan hasil percobaan tersebut, Lavoisier mengemukakan hukum kekekalan massa yang berbunyi “massa zat-zat sebelum dan sesudah reaksi adalah tetap”.

Jadi, jika zat A sebanyak 2 gram direaksikan dengan zat B sebanyak 8 gram akan terbentuk hasil reaksi sebanyak 10 gram.

      A   +          B →    AB

      2 g             8 g        10 g

2.   Hukum Perbandingan Tetap (Hukum Proust)

Joseph Proust (1754-1826) melakukan eksperimen dengan mereaksikan unsur hidrogen dan unsur oksigen.

Hasil eksperimen Proust ditunjukkan oleh tabel berikut.

Massa hidrogen yang direaksikan (gram)	Massa oksigen yang direaksikan (gram)	Massa air yang terbentuk (gram)	Sisa hidrogen atau oksigen (gram)	Perbandingan hidrogen : oksigen
1 2 1 2	8 8 9 16	9 9 9 18	0 1 gram hidrogen 1 gram oksigen 0	1 : 8 1 : 8 1 : 8 1 : 8

Proust menemukan bahwa unsur hidrogen dan unsur oksigen selalu bereaksi membentuk senyawa air dengan perbandingan massa yang selalu tetap, yaitu massa hidrogen : massa oksigen = 1 : 8.

Berdasarkan percobaan tersebut, Proust mengemukakan hukum perbandingan tetap yang berbunyi “perbandingan massa unsur-unsur penyusun suatu senyawa selalu tetap”.

Dengan adanya pemahaman mengenai hukum perbandingan tetap, definisi senyawa menjadi lebih luas. Senyawa didefinisikan sebagai zat yang terbentuk oleh dua atau lebih unsur berbeda jenis dengan perbandingan massa-massa unsur penyusunnya adalah tetap. Sifat-sifat senyawa meliputi tergolong zat tunggal, bersifat homogen, dapat diuraikan dengan cara kimia menjadi dua jenis zat atau lebih, terdiri atas dua jenis unsur atau lebih dengan perbandingan tertentu, serta mempunyai sifat-sifat tertentu yang berbeda dari sifat unsur-unsur penyusunnya. 

Hukum Proust juga dapat dijabarkan lagi untuk menentukan kadar unsur atau massa unsur dalam senyawa. Misal dalam senyawa X_aY_b.

 Kadar zat dalam campuran, cuplikan, mineral, dan bijih dapat dihitung dengan rumusan berikut.

% zat dalam campuran = banyaknya zat tersebut  x 100%

                                       banyaknya campuran

3.   Hukum Perbandingan Berganda (Hukum Dalton)

Hukum Proust dikembangkan lebih lanjut oleh para ilmuwan untuk unsur-unsur yang dapat membentuk lebih dari satu jenis senyawa. Salah seorang ilmuwan yang mengembangkan hukum Proust adalah John Dalton (1766-1844). Dalton mengamati adanya suatu keteraturan yang terkait dengan perbandingan massa unsur-unsur dalam suatu senyawa. Hasil percobaan Dalton ditunjukkan oleh tabel berikut.

Jenis senyawa	Massa nitrogen yang direaksikan	Massa oksigen yang direaksikan	Massa senyawa yang terbentuk
Nitrogen monoksida Nitrogen dioksida	0,875 gram 1,75 gram	1,00 gram 1,00 gram	1, 875 gram 2,75 gram

Jika massa oksigen sama, perbandingan massa nitrogen dalam senyawa nitrogen dioksida dan senyawa nitrogen monoksida merupakan bilangan bulat sederhana.

= massa nitrogen dalam senyawa nitrogen dioksida   = 1,75 gram  = 21,75 gram  = 2

  massa nitrogen dalam senyawa nitrogen monoksida    0,87 gram      10,87 gram    1

Berdasarkan hasil percobaan, Dalton mengemukakan hukum perbandingan berganda berbunyi “apabila dua unsur dapat membentuk lebih dari satu senyawa dan massa salah satu unsur tersebut tetap (sama), maka perbandingan massa unsur yang lain dalam senyawa-senyawa tersebut merupakan bilangan bulat dan sederhana”.

4.   Hukum Perbandingan Volume (Hukum Gay Lussac)

Joseph Gay Lussac (1778-1850) berhasil melakukan eksperimen terhadap sejumlah gas dan memperoleh data sebagai berikut.

Percobaan	Volume oksigen yang direaksikan (L)	Volume hidrogen yang direaksikan (L)	Volume uap air yang dihasilkan (L)
1 2 3	1 2 3	2 4 6	2 4 6

Jika dihubungkan dengan koefisien reaksi, maka:

Hidrogen    +     oksigen   →    uap air

                  H₂                +         O₂       →      H₂O    

Disetarakan:                      2H₂         +         O₂       →      2H₂O  

Perbandingan koefisien:   2           :          1          :           2

Perbandingan volume:      2 liter        :      1  liter   :           2 liter

Gay lussac  :                      2           :          1          :            2

Berdasarkan hasil tersebut, Gay Lussac membuat kesimpulan yang merupakan hukum perbandingan volume yang berbunyi “pada suhu dan tekanan yang sama, perbandingan volume gas-gas yang bereaksi dan hasil reaksi berbanding sebagai bilangan bulat sederhana”. Contoh lainnya sebagai berikut.

1 liter gas nitrogen + 3 liter gas hidrogen  → 2 liter gas amonia

1 liter gas hidrogen + 1 liter gas klorin  → 2 liter gas hidrogen klorida

Pada suhu (T) dan tekanan (P) yang sama, perbandingan volume sama dengan perbandingan koefisien reaksi.

V1 = V2 dengan P dan T tetap

 n1    n2

Keterangan:

P    = tekanan gas (atm)

T    = suhu (K)

V   = volume gas

n    = banyaknya gas (mol)                 

5.    Hipotesis Avogadro

Hasil percobaan Gay Lussac menunjukkan sebagai berikut.

1  volume  hidrogen  +  1   volume klorin  →    2 volume hidrogen klorida,   

1 liter    hidrogen    +  1   liter   klorin →    2 liter hidrogen klorida,  jika dianggap atom maka:

1  atom hidrogen     +  1 atom klorin     →    2  atom hidrogen klorida

Jika diterapkan pada hidrogen dan oksigen maka:

2 volume hidrogen  + 1 volume oksigen     →   2 volume air,

2 liter hidrogen   +  1 liter oksigen       →    2 liter air,

1 liter  hidrogen   +  ½ liter oksigen      →    1 liter air, jika dianggap atom, maka

1 atom hidrogen   +  ½ atom hidrogen   →    1 atom air

         Konsep setengah atom bertentangan dengan teori atom Dalton. Oleh karena itu, untuk menghindari hal tersebut Amedeo Avogadro mengusulkan sebagai berikut.

                     Gas hidrogen   +  gas oksigen  →  air

                     2 molekul        1 molekul          2 molekul

                     1 molekul        ½ molekul          1 molekul

 Hipotesis Avogadro menyatakan bahwa “pada suhu dan tekanan yang sama semua gas yang volumenya sama akan mengandung jumlah molekul yang sama”. Menurut Avogadro, unsur yang berwujud gas umumnya merupakan molekul dwiatom atau diatom.

Gas hidrogen    +    gas oksigen     →     uap air

  1 molekul               1  molekul               2 molekul

Perbandingan molekul:        1                :               1             :             2

Perbandingan koefisien:         1             :               1             :             2

Berdasarkan hasil perbandingan tersebut, dapat disimpulkan bahwa jika diukur pada suhu dan tekanan yang sama, perbandingan volume gas-gas yang bereaksi dan gas-gas hasil reaksi akan sama dengan perbandingan jumlah molekulnya dan sama pula dengan perbandingan koefisiennya.

B.   Konsep Mol

       Perbandingan jumlah molekul zat-zat dalam suatu persamaan reaksi kimia tidak dapat dihitung tiap-tiap atom, ion, atau molekul. Jika perhitungan zat dalam suatu reaksi kimia menggunakan jumlah partikel, akan menunjukkan angka yang sangat besar. Oleh karena itu, para ahli kimia menentukan satuan jumlah untuk menghitung jumlah partikel yang dinamakan mol. Satu mol adalah banyaknya zat yang mengandung partikel-partikel zat itu sebanyak atom yang terkandung dalam 12 gram atom ₁₂C, yaitu 6,023 x 10²³ (tetapan Avogadro). Jadi, 1 mol = 6,02 x 10²³ atom unsur atau 1 mol = 6,02 x10²³ molekul senyawa.

C.   Hubungan Mol, Jumlah Partikel, Massa Zat, dan Volume

      Massa atom relatif suatu unsur (A_r) adalah bilangan yang menyatakan perbandingan massa satu atom unsur tersebut dengan 1/12 massa satu atom C-12.

 

Harga A_r dapat ditentukan dari harga rata-rata isotop tersebut. Contoh harga A_r dari unsur Cl jika di alam terdapat  ₃₅Cl dan ₃₇Cl dengan perbandingan 75% dan 25% sebagai berikut.

A_r Cl    = (75%  35) + (25%  37) = 35,5

       Massa molar atau massa molekul relatif adalah perbandingan massa molekul unsur atau senyawa terhadap 1/12  massa atom C-12.

 

Massa molekul dapat dihitung dengan menjumlahkan A_r dari atom-atom pembentuk molekul tersebut.

M_r = jumlah Ar atom penyusun

            Volume suatu gas bergantung pada suhu, tekanan, dan jumlah zatnya. Volume molar gas adalah volume satu mol gas pada keadaan standar (0 ^oC atau 273 K, 1 atm atau 76 cmHg). Hubungan antara mol, jumlah partikel, massa zat, dan volume digambarkan dalam bagan berikut.