Konsep Asam-Basa Bronsted dan Lowry

• Menurut Bronsted dan Lowry, asam adalah spesi yang memberi proton, sedangkan basa adalah spesi yang menerima proton pada suatu reaksi pemindahan proton.

 

•  Perhatikan contoh berikut.

NH₄ ⁺ _(aq)  +  H₂O_(l)  ⎯→  NH_3(aq) + H₃O⁺_(aq)
asam                basa
H₂O_(l)  + NH_3(aq) ⎯⎯→  NH₄⁺_(aq)  +  OH^–_(aq)
asam          basa

•  Pada contoh di atas terlihat bahwa air dapat bersifat sebagai asam (donor proton) dan sebagai basa (akseptor proton).
• Zat seperti itu bersifat amfiprotik (amfoter).

• Konsep asam-basa dari Bronsted-Lowry ini lebih luas daripada konsep asam-basa Arrhenius karena hal-hal berikut :

1. Konsep asam-basa Bronsted-Lowry tidak terbatas dalam pelarut air, tetapi juga menjelaskan reaksi asam-basa dalam pelarut lain atau bahkan reaksi tanpa pelarut.
2. Asam-basa Bronsted-Lowry tidak hanya berupa molekul, tetapi juga dapat berupa kation atau anion. Konsep asam-basa ronsted-Lowry dapat menjelaskan sifat asam dari NH4Cl. Dalam NH4Cl, yang bersifat asam adalah ion NH4+ karena dalam air dapat melepas proton.

Asam dan Basa Konjugasi

• Suatu asam setelah melepas satu proton akan membentuk spesi yang disebut basa konjugasi dari asam tersebut.
• Sedangkan basa yang telah menerima proton menjadi asam konjugasi.
• Perhatikan tabel berikut.

• Pasangan asam-basa setelah terjadi serah-terima proton dinamakan asam-basa konjugasi.

Konsep Asam-Basa LEWIS

• Teori asam basa Lewis

Asam menurut Lewis adalah zat yang dapat menerima pasangan electron (akseptor pasangan electron)
Basa menurut Lewis adalah zat yang dapat memberikan pasangan electron (donor pasangan electron).

Lewis mengamati bahwa molekul BF₃ juga dapat berperilaku seperti halnya asam (H+) sewaktu bereaksi dengan NH₃. Molekul BF₃ dapat menerima sepasang elektron dari molekul NH₃ untuk membentuk ikatan kovalen antara B dan H.
Teori asam basa Lewis lebih luas dibandingkan Arhenius dan Bronsted Lowry , karena :

• Teori Lewis dapat menjelaskan reaksi asam basa yang berlangsung dalam pelarut air, pelarut bukan air, dan tanpa pelarut sama sekali.
• Teori Lewis dapat menjelaskan reaksi asam basa yang tidak melibatkan transfer proton (H⁺), seperti reaksi antara BF₃ dan NH₃.

Contoh :
Tunjukkan bagaimana reaksi asam basa antara larutan HCl dan NaOH menurut teori Arhenius dapat dijelaskan dengan menggunakan teori Lewis

Reaksi antara larutan HCl dan NaOH ;
HCl_(aq) + NaOH_(aq)  ↔ NaCl_(aq) + H₂O_(l)
Untuk menjelaskan reaksi ini menggunakan teori Lewis, nyatakan reaksi sebagai reaksi ion:
HCl ↔ H⁺ + Cl^-                      NaOH ↔ Na⁺ + OH^-
NaCl ↔ Na⁺  + Cl^-                  H₂O
Reaksi ion bersihnya adalah :
H⁺ + OH^-↔ H₂O_(l)
Ikatan kovalen koordinasi antara H dan O yang terbentuk akibat transfer sepasang elektron dari OH^- ke H⁺

LARUTAN PENYANGGA

== == Komponen Larutan Penyangga

Secara umum, larutan penyangga digambarkan sebagai campuran yang terdiri dari:

• Asam lemah (HA) dan basa konjugasinya (ion A-), campuran ini menghasilkan larutan bersifat asam.
• Basa lemah (B) dan asam konjugasinya (BH+), campuran ini menghasilkan larutan bersifat basa.

Komponen larutan penyangga terbagi menjadi:

• Larutan penyangga yang bersifat asam

Larutan ini mempertahankan pH pada daerah asam (pH < 7). Untuk mendapatkan larutan ini dapat dibuat dari asam lemah dan garamnya yang merupakan basa konjugasi dari asamnya. Adapun cara lainnya yaitu mencampurkan suatu asam lemah dengan suatu basa kuat dimana asam lemahnya dicampurkan dalam jumlah berlebih. Campuran akan menghasilkan garam yang mengandung basa konjugasi dari asam lemah yang bersangkutan. Pada umumnya basa kuat yang digunakan seperti natriumNa), kalium, barium, kalsium, dan lain-lain.

• Larutan penyangga yang bersifat basa

Larutan ini mempertahankan pH pada daerah basa (pH > 7). Untuk mendapatkan larutan ini dapat dibuat dari basa lemah dan garam, yang garamnya berasal dari asam kuat. Adapun cara lainnya yaitu dengan mencampurkan suatu basa lemah dengan suatu asam kuat dimana basa lemahnya dicampurkan berlebih. ====

Cara kerja larutan penyangga

Larutan penyangga mengandung komponen asam dan basa dengan asam dan basa konjugasinya, sehingga dapat mengikatbaik ion H+ maupun ion OH-. Sehingga penambahan sedikit asam kuat atau basa kuat tidak mengubah pH-nya secara signifikan. Berikut ini cara kerja larutan penyangga:

Larutan penyangga asam

Adapun cara kerjanya dapat dilihat pada larutan penyangga yang mengandung CH3COOH dan CH3COO- yang mengalami kesetimbangan. Dengan proses sebagai berikut:

• Pada penambahan asam

Penambahan asam (H+) akan menggeser kesetimbangan ke kiri. Dimana ion H+ yang ditambahkan akan bereaksi dengan ion CH3COO- membentuk molekul CH3COOH.
CH3COO-(aq) + H+(aq) → CH3COOH(aq)

• Pada penambahan basa

Jika yang ditambahkan adalah suatu basa, maka ion OH- dari basa itu akan bereaksi dengan ion H+ membentuk air. Hal ini akan menyebabkan kesetimbangan bergeser ke kanan sehingga konsentrasi ion H+ dapat dipertahankan. Jadi, penambahan basa menyebabkan berkurangnya komponen asam (CH3COOH), bukan ion H+. Basa yang ditambahkan tersebut bereaksi dengan asam CH3COOH membentuk ion CH3COO- dan air.
CH3COOH(aq) + OH-(aq) → CH3COO-(aq) + H2O(l)

Larutan penyangga basa

Adapun cara kerjanya dapat dilihat pada larutan penyangga yang mengandung NH3 dan NH4+ yang mengalami kesetimbangan. Dengan proses sebagai berikut:

• Pada penambahan asam

Jika ditambahkan suatu asam, maka ion H+ dari asam akan mengikat ion OH-. Hal tersebut menyebabkan kesetimbangan bergeser ke kanan, sehingga konsentrasi ion OH- dapat dipertahankan. Disamping itu penambahan ini menyebabkan berkurangnya komponen basa (NH3), bukannya ion OH-. Asam yang ditambahkan bereaksi dengan basa NH3 membentuk ion NH4+.
NH3 (aq) + H+(aq) → NH4+ (aq)

• Pada penambahan basa

Jika yang ditambahkan adalah suatu basa, maka kesetimbangan bergeser ke kiri, sehingga konsentrasi ion OH- dapat dipertahankan. Basa yang ditambahkan itu bereaksi dengan komponen asam (NH4+), membentuk komponen basa (NH3) dan air.
NH4+ (aq) + OH-(aq) → NH3 (aq) + H2O(l)

Perhitungan pH Larutan Penyangga

Larutan penyangga asam

Dapat digunakan tetapan ionisasi dalam menentukan konsentrasi ion H+ dalam suatu larutan dengan rumus berikut:
[H+] = Ka x a/valxgataupH = p Ka – log a/g
dengan, Ka = tetapan ionisasi asam lemah

a = jumlah mol asam lemah

g = jumlah mol basa konjugasi

Larutan penyangga basa

Dapat digunakan tetapan ionisasi dalam menentukan konsentrasi ion H+ dalam suatu larutan dengan rumus berikut:
[OH-] = Kb x b/valxgataupH = p Kb – log b/g
dengan, Kb = tetapan ionisasi basa lemah

b = jumlah mol basa lemah

g = jumlah mol asam konjugasi

Fungsi Larutan Penyangga

Adanya larutan penyangga ini dapat kita lihat dalam kehidupan sehari-hari seperti pada obat-obatan, fotografi, industri kulit dan zat warna. Selain aplikasi tersebut, terdapat fungsi penerapan konsep larutan penyangga ini dalam tubuh manusia seperti pada cairan tubuh. Cairan tubuh ini bisa dalam cairan intrasel maupun cairan ekstrasel. Dimana sistem penyangga utama dalam cairan intraselnya seperti H2PO4- dan HPO42- yang dapat bereaksi dengan suatu asam dan basa. Adapun sistem penyangga tersebut, dapat menjaga pH darah yang hampir konstan yaitu sekitar 7,4. Selain itu penerapan larutan penyangga ini dapat kita temui dalam kehidupan sehari-hari seperti pada obat tetes mata. Pada obat tetes mata mempunyai pH yang sama dengan cairan tubuh kita, agar tidak menimbulkan efek samping.

idrolisis Garam dalam Kehidupan Sehari-Hari

Agar tanaman tumbuh dengan baik, maka pH tanaman harus dijagam pH tanah di daerah pertanian harus disesuaikan dengan pH tanamannya. Oleh karena itu diperlukan pupuk yang dapat menjaga pH tanah agar tidak terlalu asam atau basa. Biasanya para petani menggunakan pelet padat (NH ₄ ) ₂ SO ₄ untuk menurunkan pH tanah. Garam (NH ₄ ) ₂ SO ₄ bersifat asam, ion NH ₄ ⁺ akan terhidrolisis dalam tanah membentuk NH ₃ dan H ⁺ yang bersifat asam.
Kita juga sering memakai bayclin atau sunklin untuk memutihkan pakaian kita. Produk ini mengandung kira-kira 5 % NaOCl yang sangat reaktif sehingga dapat menghancurkan pewarna, sehingga pakaian menjadi putih kembali. Garam ini terbentuk dari asam lemah HOCl dengan basa kuat NaOH. Ion OCl ^- terhidrolisis menjadi HOCl dan OH ^-, sehingga garam NaOCl bersifat basa.

• Posted: Thu 28 Jan, 2010 GMT
• In: Hidrolisis Garam
• Permalink : Hidrolisis Garam dalam Kehidupan Sehari-Hari
• Comments: 1
• Viewed 1687 times.

 

 

HIDROLISIS GARAM

Garam yang mengalami hidrolisis membentuk suatu reaksi kesetimbangan. Pada reaksi kesetimbangan anion basa atau kation asam, akan dibebaskan OH ^- atau H ⁺ . Ion OH ^- dan ion H ⁺ inilah yang dapat menentukan apakah larutan tersebut bersifat asam, basa atau netral. Karena hidrolisis garam merupakan reaksi refersibel (bolak-balik), maka reaksi ini mempunyai tetapan kesetimbangan yang disebut tetapan hidrolisis (Kh). Besarnya Kh bergantung pada harga tetapan ionisasi asam (Ka) atau tetapan ionisasi basa (Kb). Tetapan hidrolisis dapat digunakan untuk menentukan pH larutan garam.
1. Garam dari Asam Kuat dengan Basa Kuat
Garam yang berasal dari asam kuat dan basa kuat jika dilarutkan dalam air menunjukkan reaksi netral, karena anion maupun kationnya masing-masing tidak ada yang bergabung dengan ion hidrogen atau hidroksida. Untuk menentukan produk yang sangat sedikit berdisosiasi. Karena itu kesetimbangan air tidak terganggu.
H ₂ O _(l) → H ⁺ _(aq) + OH ^- _(aq)
Karena konsetrasi H ⁺ dan OH ^- dalam larutan sama, maka larutan bersifat netral (pH=7)
2. Garam dari Asam Kuat dengan Basa Lemah
Jika garam yang berasal dari asam kuat dengan basa lemah dilarutkan ke dalam air, maka larutan tersebut bersifat asam (pH < 7). Kation asam (BH ⁺ ) dari garam bereaksi dengan air yang menghasilkan ion H ₃ O ⁺ .
BH ⁺ _(aq) + H ₂ O _(l) → B _(aq) + H ₃ O ⁺ _(aq) .
Reaksi ini mempunyai tetapan hidrolisis (Kh) sebagai berikut.

Konsentrasi BH ⁺ semula, sama dengan konsentrasi garamnya. Jika konsentrasi BH ⁺ mula-mula sebesar M dan hidrolisis sebesar α, maka konsentrasi semua komponen dalam persamaan tersebut adalah:

Karena nilai α sangat kecil, maka besarnya α pada M-α diabaikan, sehingga untuk M-α = M. Besarnya konsentrasi B dan H ₃ O ⁺ adalah sama. Karena H ₃ O ⁺ dapat diganti H ⁺, persamaan tetapan hidrolisis dapat ditulis.

 

Suatu basa dapat mengalami kesetimbangan sebagai berikut.
B­ _(aq) + H ₂ O _(l) → BH ⁺ _(aq) + OH ^- _(l)

Selanjutnya konsentrasi ion H ⁺ dapat ditulis:

Keterangan:
Kh : tetapan hidrolisis
Kw : tetapan kesetimbangan air
Kb : tetapan ionisasi basa
[BH ⁺ ] : konsentrasi kation dari garam
3. Garam dari Asam Lemah dengan Basa Kuat
Garam yang berasal dari asam lemah dengan basa kuat jika dilarutkan dalam air maka larutan tersebut bersifat basa (pH > 7). Anion basa (A ^- ) dari garam bereaksi dalam air yang menghasilkan ion OH ^- .
A ^- _(aq) + H ₂ O _(l) → HA _(aq) + OH ^- _(aq)
Reaksi ini mempunyai tetapan hidrolisis sebagai berikut.

Konsentrasi A ^- semula sama dengan konsentrasi garamnya. Jika konsentrasi A ^- mula-mula sebesar M dan terhidrolisis sebesar α, maka untuk konsentrasi semua komponen dalam persamaan tersebut adalah:

Karena nilai α relatif kecil (dapat diabaikan) sehingga nilai (M-α) sama dengan M.
Asam lemah akan terionisasi menjadi:
HA → H ⁺ + A ^-
Konsentrasi HA sama dengan konsentrasi OH ^-, sehingga diperoleh persamaan tetapan:

Selanjutnya konsentrasi OH ^- dapat dihitung dengan rumus:

Keterangan:
Kh : tetapan hidrolisis
Kw : tetapan kesetimbangan air
Ka : tetapan ionisasi asam
[A-] : konsentrasi anion dari garam
4. Garam dari Asam Lemah dan Basa Lemah
Garam yang berasal dari asam lemah dan basa lemah jika dilarutkan dalam air dapat bersifat asam, basa atau netral tergantung pada kekuatan relatif asam dan basa penyusunnya. Larutan garam ini akan terhidrolisis sempurna baik kation [BH ⁺ ] maupun anionnya [A ^- ].

Tetapan hidrolisis (Kh) dari hidrolisis di atas dapat ditulis sebagai berikut.

Selanjutnya untuk menghitung [H ⁺ ] adalah sebagai berikut.

Keterangan:
Kh : tetapan hidrolisis
Kw : tetapan kesetimbangan air
Ka : tetapan ionisasi asam
Kb : tetapan ionisasi basa

• Posted: Thu 28 Jan, 2010 GMT
• In: Hidrolisis Garam
• Permalink : Menentukan pH Larutan Garam
• Comments: 3
• Viewed 1475 times.

 

 

Konsep Hidrolisis Garam

Pencampuran larutan asam dengan larutan basa akan menghasilkan garam dan air. Namun demikian, garam dapat bersifat asam, basa maupun netral. Sifat garam bergantung pada jenis komponen asam dan basanya. Garam dapat terbentuk dari asam kuat dengan basa kuat, asam lemah dengan basa kuat, asam kuat dengan basa lemah, atau asam lemah dengan basa lemah. Jadi, sifat asam basa suatu garam dapat ditentukan dari kekuatan asam dan basa penyusunnya. Sifat keasaman atau kebasaan garam ini disebabkan oleh sebagian garam yang larut bereaksi dengan air. Proses larutnya sebagian garam bereaksi dengan air ini disebut hidrolisis (hidro yang berarti air dan lisis yang berarti peruraian).
1. Garam dari Asam Kuat dengan Basa Kuat
Asam kuat dan basa kuat bereaksi membentuk garam dan air. Kation dan anion garam berasal dari elektrolit kuat yang tidak terhidrolisis, sehingga larutan ini bersifat netral, pH larutan ini sama dengan 7.
Contoh
Larutan KCl berasal dari basa kuat KOH terionisasi sempurna membentuk kation dan anionnya. KOH terionisasi menjadi H ⁺ dan Cl ^- . Masing-masing ion tidak bereaksi dengan air, reaksinya dapat ditulis sebagai berikut.
KCl _(aq) → K ⁺ _(aq) + Cl ^- _(aq)
K ⁺ _(aq) + H ₂ O _(l) →
Cl ^- _(aq) + H ₂ O _(l) →
2. Garam dari Asam Kuat dengan Basa Lemah
Garam yang terbentuk dari asam kuat dengan basa lemah mengalami hidrolisis sebagian (parsial) dalam air. Garam ini mengandung kation asam yang mengalami hidrolisis. Larutan garam ini bersifat asam, pH <7.
Contoh
Amonium klorida (NH ₄ Cl) merupakan garam yang terbentuk dari asam kuat, HCl dalam basa lemah NH ₃ . HCl akan terionisasi sempurna menjadi H ⁺ dan Cl ^- sedangkan NH ₃ dalam larutannya akan terionisasi sebagian membentuk NH ₄ ⁺ dan OH ^- . Anion Cl ^- berasal dari asam kuat tidak dapat terhidrolisis, sedangkan kation NH ₄ ⁺ berasal dari basa lemah dapat terhidrolisis.
NH ₄ Cl _(aq) → NH ₄ ⁺ _(aq) + Cl ^- _(aq)
Cl ^- _(aq) + H ₂ O _(l) →
NH ₄ ⁺ _(aq) + H ₂ O _(l) → NH _{3 (aq)} + H ₃ O ⁺ _(aq)
Reaksi hidrolisis dari amonium (NH ₄ ⁺ ) merupakan reaksi kesetimbangan. Reaksi ini menghasilkan ion oksonium (H ₃ O ⁺ ) yang bersifat asam (pH<7). Secara umum reaksi ditulis:
BH ⁺ + H ₂ O → B + H ₃ O ⁺
3. Garam dari Asam Lemah dengan Basa Kuat
Garam yang terbentuk dari asam lemah dengan basa kuat mengalami hidrolisis parsial dalam air. Garam ini mengandung anion basa yang mengalami hidrolisis. Larutan garam ini bersifat basa (pH > 7).
Contoh
Natrium asetat (CH ₃ COONa) terbentuk dari asam lemah CH ₃ COOH dan basa kuat NaOH. CH ₃ COOH akan terionisasi sebagian membentuk CH ₃ COO ^- dan Na ⁺ . Anion CH ₃ COO ^- berasal dari asam lemah yang dapat terhidrolisis, sedangkan kation Na ⁺ berasal dari basa kuat yang tidak dapat terhidrolisis.
CH ₃ COONa _(aq) → CH ₃ COO ^- _(aq) + Na ⁺ _(aq)
Na ⁺ _(aq) + H ₂ O _(l) →
CH ₃ COO ^- _(aq) + H ₂ O _(l) → CH ₃ COOH _(aq) + OH ^- _(aq)
Reaksi hidrolisis asetat (CH ₃ COO ^‑ ) merupakan reaksi kesetimbangannya. Reaksi ini menghasilkan ion OH ^‑ yang bersifat basa (pH > 7). Secara umum reaksinya ditulis:
A ^- + H ₂ O → HA + OH ^-
4. Garam dari Asam Lemah dengan Basa Lemah
Asam lemah dengan basa lemah dapat membentuk garam yang terhidrolisis total (sempurna) dalam air. Baik kation maupun anion dapat terhidrolisis dalam air. Larutan garam ini dapat bersifat asam, basa, maupun netral. Hal ini bergantung dari perbandingan kekuatan kation terhadap anion dalam reaksi dengan air.
Contoh
Suatu asam lemah HCN dicampur dengan basa lemah, NH ₃ akan terbentuk garam NH ₄ CN. HCN terionisasi sebagian dalam air membentuk H ⁺ dan CN ^- sedangkan NH ₃ dalam air terionisasi sebagian membentuk NH4+ dan OH-. Anion basa CN ^- dan kation asam NH ₄ ⁺ dapat terhidrolisis di dalam air.
NH ₄ CN _(aq) → NH ₄ ⁺ _(aq) + CN ^- _(aq)
NH ₄ ⁺ _(aq) + H ₂ O → NH _3(aq) + H ₃ O _(aq) ⁺
CN ^- _(aq) + H ₂ O _(e) → HCN _(aq) + OH ^- _(aq)
Sifat larutan bergantung pada kekuatan relatif asam dan basa penyusunnya (Ka dan Kb)
- Jika Ka < Kb (asam lebih lemah dari pada basa) maka anion akan terhidrolisis lebih banyak dan larutan bersifat basa.
- jika Ka > Kb (asam lebih kuat dari pada basa) maka kation akan terhidrolisis lebih banyak dalam larutan bersifat asam.
- Jika Ka = Kb (asam sama lemahnya dengan basa) maka larutan bersifat netral.

 

KELARUTAN DAN HASIL KELARUTAN

Apabila suatu zat kita larutkan ke dalam suatu pelarut, ternyata ada yang mudah larut (kelarutannya besar), ada yang sukar larut (kelarutannya kecil), dan ada yang tidak larut (kelarutannya dianggap nol). Sebenarnya, tidak ada zat yang tidak larut dalam pelarut. Misalnya, dalam pelarut air semua zat (termasuk logam) dapat larut, hanya saja kelarutannya sangat kecil. Jika suatu zat terlarut dalam pelarut sangat sedikit, misalnya kurang dan 0,1 gram zat terlarut dalam 1.000 gram pelarut, maka zat tersebut kita katakan tidak larut (insoluble). Di sini, kita akan membicarakan zat padat yang sedikit kelarutannya dalam air.
Jika suatu zat padat, contohnya padatan PbI ₂, kita larutkan ke dalam air maka molekul-molekul padatan PbI ₂ akan terurai, selanjutnya melarut dalam air. Untuk melarutkan PbI ₂ ke dalam air akan ada dua proses yang berlawanan arah (proses bolak-balik), yaitu proses pelarutan padatan PbI ₂ dan proses pembentukan ulang padatan PbI ₂ . Mula-mula, laju pelarutan padatan PbI ₂ sangat cepat dibandingkan dengan laju pembentukan ulang padatan tersebut. Makin lama, konsentrasi PbI ₂ yang terlarut meningkat dengan teratur dan laju pembentukan ulang padatan juga meningkat. Pada saat laju pelarutan padatan PbI ₂ sama dengan pembentukan ulang padatan, proses yang saling berlawanan arah tersebut kita katakan berada dalam kondisi kesetimbangan .
Pada kondisi kesetimbangan ini, larutan PbI ₂ pada kondisi tepat jenuh. Jumlah PbI ₂ yang dapat larut sampai dengan tercapainya kondisi tepat jenuh dinamakan kelarutan PbI ₂ . Secara umum, pengertian kelarutan suatu zat dalam air adalah batas maksimum dari jumlah suatu zat yang dapat larut dalam sejumlah tertentu air.
PbI ₂ melarut dalam air dalam bentuk ion Pb ²⁺ dan 2 ion I ^-, sehingga proses kesetimbangan PbI ₂ dalam air merupakan kesetimbangan ionisasi PbI ₂ dalam air, yaitu sebagai berikut.

PbI _{2 (s)} –> Pb ²⁺ _(aq) + 2 I ^- _(aq)

Dalam larutan PbI ₂ jenuh terdapat reaksi ionisasi PbI ₂ dalam keadaan setimbang. Tetapan kesetimbangan ini kita namakan tetapan hasil kali kelarutan (solubility product constant) dan disimbolkan dengan K _sp .
Persamaan tetapan kesetimbangan PbI ₂ :

Persamaan tetapan hasil kali kelarutan (Ksp) adalah sebagai berikut.

Dari persamaan K _sp di atas dapat kita nyatakan pula bahwa nilai dari K _sp merupakan perkalian dari ion-ion yang melarut dipangkatkan dengan koefisien masing-masing.
Besarnya nilai hasil kali kelarutan mencerminkan mudah atau tidaknya larutan elektrolit larut dalam air.

Sistem koloid

Dari Wikipedia bahasa Indonesia, ensiklopedia bebas

Belum Diperiksa

Langsung ke: navigasi, cari

Susu adalah koloid teremulsi dari lemak susu dalam air

Sistem koloid (selanjutnya disingkat “koloid” saja) merupakan suatu bentuk campuran (sistem dispersi) dua atau lebih zat yang bersifat homogen namun memiliki ukuran partikel terdispersi yang cukup besar (1 – 100 nm), sehingga terkena efek Tyndall. Bersifat homogen berarti partikel terdispersi tidak terpengaruh oleh gaya gravitasi atau gaya lain yang dikenakan kepadanya; sehingga tidak terjadi pengendapan, misalnya. Sifat homogen ini juga dimiliki oleh larutan, namun tidak dimiliki oleh campuran biasa (suspensi).
Koloid mudah dijumpai di mana-mana: susu, agar-agar, tinta, sampo, serta awan merupakan contoh-contoh koloid yang dapat dijumpai sehari-hari. Sitoplasma dalam sel juga merupakan sistem koloid. Kimia koloid menjadi kajian tersendiri dalam kimia industri karena kepentingannya.