Menguasai Hidrolisis Garam: Contoh Soal dan Pembahasan Mendalam untuk Kelas 11 Semester 2

Dalam dunia kimia, pemahaman mendalam tentang reaksi asam-basa merupakan fondasi penting. Salah satu konsep yang seringkali menantang namun krusial dalam kurikulum kimia kelas 11 semester 2 adalah hidrolisis garam. Konsep ini menjelaskan bagaimana garam, yang terbentuk dari reaksi asam dan basa, dapat mengubah pH larutan tempat mereka larut. Fenomena ini tidak hanya penting secara teoritis, tetapi juga memiliki aplikasi luas dalam kehidupan sehari-hari, mulai dari proses industri hingga fungsi biologis.

Artikel ini akan membawa Anda menyelami lebih dalam tentang hidrolisis garam, mulai dari konsep dasarnya, jenis-jenis hidrolisis, hingga pembahasan mendalam mengenai contoh-contoh soal yang sering muncul dalam ujian. Kita akan mengupas tuntas setiap langkah penyelesaian agar Anda dapat menguasai materi ini dengan percaya diri.

Memahami Konsep Dasar Hidrolisis Garam

Sebelum masuk ke contoh soal, mari kita segarkan kembali ingatan tentang apa itu hidrolisis garam. Hidrolisis garam adalah reaksi antara ion-ion garam dengan molekul air. Air (H₂O) bersifat amfoter, artinya dapat bertindak sebagai asam maupun basa. Dalam konteks hidrolisis garam, air akan bertindak sebagai pereaksi yang akan "memecah" ion-ion garam.

Garam terbentuk dari reaksi netralisasi antara asam dan basa. Berdasarkan kekuatan asam dan basa pembentuknya, garam dapat diklasifikasikan menjadi empat jenis utama, yang masing-masing memiliki perilaku hidrolisis yang berbeda:

1. Garam dari Asam Kuat dan Basa Kuat: Contohnya NaCl (dari HCl dan NaOH). Ion-ion dari asam kuat dan basa kuat sangat terdisosiasi dalam air dan tidak memiliki kecenderungan untuk bereaksi dengan air. Oleh karena itu, garam jenis ini tidak mengalami hidrolisis dan larutannya bersifat netral (pH ≈ 7 pada suhu 25°C).

2. Garam dari Asam Kuat dan Basa Lemah: Contohnya NH₄Cl (dari HCl dan NH₃). Kation dari basa lemah (NH₄⁺) akan bereaksi dengan air membentuk ion H⁺ dan basa lemah yang tidak terdisosiasi (NH₃). Anion dari asam kuat (Cl⁻) tidak bereaksi dengan air. Reaksi ini menghasilkan ion H⁺, sehingga larutan bersifat asam (pH < 7).

   • Reaksi hidrolisis: NH₄⁺(aq) + H₂O(l) ⇌ NH₃(aq) + H₃O⁺(aq)

3. Garam dari Asam Lemah dan Basa Kuat: Contohnya CH₃COONa (dari CH₃COOH dan NaOH). Anion dari asam lemah (CH₃COO⁻) akan bereaksi dengan air membentuk ion OH⁻ dan asam lemah yang tidak terdisosiasi (CH₃COOH). Kation dari basa kuat (Na⁺) tidak bereaksi dengan air. Reaksi ini menghasilkan ion OH⁻, sehingga larutan bersifat basa (pH > 7).

   • Reaksi hidrolisis: CH₃COO⁻(aq) + H₂O(l) ⇌ CH₃COOH(aq) + OH⁻(aq)

4. Garam dari Asam Lemah dan Basa Lemah: Contohnya NH₄CN (dari NH₃ dan HCN). Baik kation dari basa lemah (NH₄⁺) maupun anion dari asam lemah (CN⁻) akan mengalami hidrolisis. Reaksi hidrolisis kation menghasilkan ion H₃O⁺, sedangkan reaksi hidrolisis anion menghasilkan ion OH⁻. Sifat larutan (asam, basa, atau netral) akan bergantung pada kekuatan relatif asam dan basa lemah pembentuknya, yang dapat dilihat dari nilai Ka dan Kb-nya.

   • Reaksi hidrolisis kation: NH₄⁺(aq) + H₂O(l) ⇌ NH₃(aq) + H₃O⁺(aq)
   • Reaksi hidrolisis anion: CN⁻(aq) + H₂O(l) ⇌ HCN(aq) + OH⁻(aq)

Menghitung pH Larutan Garam

Untuk garam yang mengalami hidrolisis, kita dapat menghitung derajat keasaman (pH) larutannya. Perhitungan ini melibatkan konstanta kesetimbangan hidrolisis (Kh) yang diturunkan dari konstanta kesetimbangan asam (Ka) dan konstanta kesetimbangan basa (Kb).

• Hubungan Ka, Kb, dan Kw: Kw (konstanta autoionisasi air) = Ka × Kb = 10⁻¹⁴ (pada 25°C).

• Kh untuk Garam dari Asam Kuat dan Basa Lemah:

  • Ion yang terhidrolisis adalah kation dari basa lemah.
  • Kh = Kw / Kb (basa lemah)

• Kh untuk Garam dari Asam Lemah dan Basa Kuat:

  • Ion yang terhidrolisis adalah anion dari asam lemah.
  • Kh = Kw / Ka (asam lemah)

• Kh untuk Garam dari Asam Lemah dan Basa Lemah:

  • Kedua ion mengalami hidrolisis.
  • Kh = Kw / (Ka × Kb)

Setelah mendapatkan nilai Kh, kita dapat menggunakan persamaan kesetimbangan untuk mencari konsentrasi ion H⁺ (untuk larutan asam) atau OH⁻ (untuk larutan basa), dan kemudian menghitung pH atau pOH.

Contoh Soal dan Pembahasan Mendalam

Mari kita selami beberapa contoh soal yang sering muncul dalam materi hidrolisis garam dan bagaimana cara menyelesaikannya langkah demi langkah.

Contoh Soal 1: Garam dari Asam Kuat dan Basa Lemah

Hitunglah pH larutan amonium klorida (NH₄Cl) 0,1 M jika diketahui KbNH₃ = 1,8 x 10⁻⁵.

Pembahasan:

1. Identifikasi Jenis Garam: NH₄Cl terbentuk dari asam kuat HCl dan basa lemah NH₃. Oleh karena itu, garam ini akan terhidrolisis parsial dan bersifat asam.

2. Tulis Reaksi Ionisasi Garam:
   NH₄Cl(aq) → NH₄⁺(aq) + Cl⁻(aq)

3. Tulis Reaksi Hidrolisis: Hanya kation NH₄⁺ yang berasal dari basa lemah yang akan bereaksi dengan air.
   NH₄⁺(aq) + H₂O(l) ⇌ NH₃(aq) + H₃O⁺(aq)

4. Tentukan Konstanta Kesetimbangan Hidrolisis (Kh):
   Karena ion yang terhidrolisis berasal dari basa lemah (NH₃), maka:
   Kh = Kw / Kb
   Kh = 10⁻¹⁴ / (1,8 x 10⁻⁵)
   Kh ≈ 5,56 x 10⁻¹⁰

5. Buat Tabel ICE (Initial, Change, Equilibrium) untuk Reaksi Hidrolisis:		NH₄⁺	NH₃	H₃O⁺
   Initial (M)	0,1	0	0
   Change (M)	-x	+x	+x
   Equilibrium (M)	0,1 – x	x	x

6. Tulis Persamaan Kh dan Selesaikan untuk x:
   Kh = /
   5,56 x 10⁻¹⁰ = (x)(x) / (0,1 – x)

   Karena nilai Kh sangat kecil, kita dapat mengasumsikan bahwa x jauh lebih kecil dari 0,1, sehingga (0,1 – x) ≈ 0,1.
   5,56 x 10⁻¹⁰ ≈ x² / 0,1
   x² ≈ 5,56 x 10⁻¹¹
   x ≈ √(5,56 x 10⁻¹¹)
   x ≈ 7,46 x 10⁻⁶

   Jadi, = x ≈ 7,46 x 10⁻⁶ M.

7. Hitung pH:
   pH = -log
   pH = -log(7,46 x 10⁻⁶)
   pH ≈ – (log 7,46 + log 10⁻⁶)
   pH ≈ – (0,87 + (-6))
   pH ≈ – (-5,13)
   pH ≈ 5,13

   Kesimpulan: pH larutan NH₄Cl 0,1 M adalah sekitar 5,13, yang menunjukkan sifat asam.

Contoh Soal 2: Garam dari Asam Lemah dan Basa Kuat

Hitunglah pH larutan natrium asetat (CH₃COONa) 0,2 M jika diketahui KaCH₃COOH = 1,8 x 10⁻⁵.

Pembahasan:

1. Identifikasi Jenis Garam: CH₃COONa terbentuk dari asam lemah CH₃COOH dan basa kuat NaOH. Garam ini akan terhidrolisis parsial dan bersifat basa.

2. Tulis Reaksi Ionisasi Garam:
   CH₃COONa(aq) → Na⁺(aq) + CH₃COO⁻(aq)

3. Tulis Reaksi Hidrolisis: Hanya anion CH₃COO⁻ yang berasal dari asam lemah yang akan bereaksi dengan air.
   CH₃COO⁻(aq) + H₂O(l) ⇌ CH₃COOH(aq) + OH⁻(aq)

4. Tentukan Konstanta Kesetimbangan Hidrolisis (Kh):
   Karena ion yang terhidrolisis berasal dari asam lemah (CH₃COOH), maka:
   Kh = Kw / Ka
   Kh = 10⁻¹⁴ / (1,8 x 10⁻⁵)
   Kh ≈ 5,56 x 10⁻¹⁰

5. Buat Tabel ICE (Initial, Change, Equilibrium) untuk Reaksi Hidrolisis:		CH₃COO⁻	CH₃COOH	OH⁻
   Initial (M)	0,2	0	0
   Change (M)	-x	+x	+x
   Equilibrium (M)	0,2 – x	x	x

6. Tulis Persamaan Kh dan Selesaikan untuk x:
   Kh = /
   5,56 x 10⁻¹⁰ = (x)(x) / (0,2 – x)

   Karena nilai Kh sangat kecil, kita dapat mengasumsikan bahwa x jauh lebih kecil dari 0,2, sehingga (0,2 – x) ≈ 0,2.
   5,56 x 10⁻¹⁰ ≈ x² / 0,2
   x² ≈ 1,11 x 10⁻¹⁰
   x ≈ √(1,11 x 10⁻¹⁰)
   x ≈ 1,05 x 10⁻⁵

   Jadi, = x ≈ 1,05 x 10⁻⁵ M.

7. Hitung pOH dan pH:
   pOH = -log
   pOH = -log(1,05 x 10⁻⁵)
   pOH ≈ – (log 1,05 + log 10⁻⁵)
   pOH ≈ – (0,02 + (-5))
   pOH ≈ – (-4,98)
   pOH ≈ 4,98

   pH + pOH = 14
   pH = 14 – pOH
   pH = 14 – 4,98
   pH ≈ 9,02

   Kesimpulan: pH larutan CH₃COONa 0,2 M adalah sekitar 9,02, yang menunjukkan sifat basa.

Contoh Soal 3: Garam dari Asam Lemah dan Basa Lemah

Diketahui larutan amonium asetat (CH₃COONH₄) 0,1 M. Jika KaCH₃COOH = 1,8 x 10⁻⁵ dan KbNH₃ = 1,8 x 10⁻⁵, tentukan sifat larutan dan pH-nya.

Pembahasan:

1. Identifikasi Jenis Garam: CH₃COONH₄ terbentuk dari asam lemah CH₃COOH dan basa lemah NH₃. Kedua ion akan mengalami hidrolisis.
2. Tulis Reaksi Ionisasi Garam:
   CH₃COONH₄(aq) → CH₃COO⁻(aq) + NH₄⁺(aq)
3. Tulis Reaksi Hidrolisis Masing-masing Ion:
   • Hidrolisis anion asetat: CH₃COO⁻(aq) + H₂O(l) ⇌ CH₃COOH(aq) + OH⁻(aq)
   • Hidrolisis kation amonium: NH₄⁺(aq) + H₂O(l) ⇌ NH₃(aq) + H₃O⁺(aq)
4. Bandingkan Kekuatan Asam dan Basa Pembentuknya:
   Dalam kasus ini, Ka CH₃COOH = 1,8 x 10⁻⁵ dan Kb NH₃ = 1,8 x 10⁻⁵. Karena Ka = Kb, maka kekuatan asam lemah dan basa lemah pembentuknya seimbang.
5. Tentukan Sifat Larutan:
   Karena Ka = Kb, konsentrasi ion H₃O⁺ yang dihasilkan dari hidrolisis kation amonium akan sama dengan konsentrasi ion OH⁻ yang dihasilkan dari hidrolisis anion asetat. Sehingga, larutan akan bersifat netral.

6. Hitung pH:
   Untuk garam dari asam lemah dan basa lemah, jika Ka = Kb, maka pH larutan mendekati 7.
   Secara matematis, kita dapat menghitung konsentrasi menggunakan rumus:
   = √((Ka Kw) / Kb)
   = √((1,8 x 10⁻⁵ 10⁻¹⁴) / 1,8 x 10⁻⁵)
   = √(10⁻¹⁴)
   = 10⁻⁷ M

   pH = -log
   pH = -log(10⁻⁷)
   pH = 7

   Kesimpulan: Larutan amonium asetat 0,1 M bersifat netral dengan pH = 7.

Contoh Soal 4: Garam dari Asam Lemah dan Basa Lemah (Ka ≠ Kb)

Diketahui larutan amonium format (HCOONH₄) 0,1 M. Jika KaHCOOH = 2,1 x 10⁻⁴ dan KbNH₃ = 1,8 x 10⁻⁵, tentukan sifat larutan dan pH-nya.

Pembahasan:

1. Identifikasi Jenis Garam: HCOONH₄ terbentuk dari asam lemah HCOOH dan basa lemah NH₃. Kedua ion akan mengalami hidrolisis.
2. Tulis Reaksi Ionisasi Garam:
   HCOONH₄(aq) → HCOO⁻(aq) + NH₄⁺(aq)
3. Tulis Reaksi Hidrolisis Masing-masing Ion:
   • Hidrolisis anion format: HCOO⁻(aq) + H₂O(l) ⇌ HCOOH(aq) + OH⁻(aq)
   • Hidrolisis kation amonium: NH₄⁺(aq) + H₂O(l) ⇌ NH₃(aq) + H₃O⁺(aq)

4. Bandingkan Kekuatan Asam dan Basa Pembentuknya:
   Ka HCOOH = 2,1 x 10⁻⁴
   Kb NH₃ = 1,8 x 10⁻⁵

   Untuk menentukan sifat larutan, kita bandingkan nilai Ka dan Kb.
   Ka HCOOH (2,1 x 10⁻⁴) lebih besar dari Kb NH₃ (1,8 x 10⁻⁵). Ini berarti asam formiat lebih kuat daripada amonia sebagai basa lemah.

5. Tentukan Sifat Larutan:
   Karena Ka > Kb, maka ion H₃O⁺ yang dihasilkan dari hidrolisis kation amonium akan lebih banyak daripada ion OH⁻ yang dihasilkan dari hidrolisis anion format. Sehingga, larutan akan bersifat asam.

6. Hitung pH:
   Untuk garam dari asam lemah dan basa lemah, jika Ka > Kb, maka larutan bersifat asam. Konsentrasi dapat dihitung dengan rumus:
   = √((Ka Kw) / Kb)
   = √((2,1 x 10⁻⁴ 10⁻¹⁴) / 1,8 x 10⁻⁵)
   = √((2,1 x 10⁻¹⁸) / (1,8 x 10⁻⁵))
   = √(1,167 x 10⁻¹³)
   ≈ 1,08 x 10⁻⁷ M

   pH = -log
   pH = -log(1,08 x 10⁻⁷)
   pH ≈ – (log 1,08 + log 10⁻⁷)
   pH ≈ – (0,033 + (-7))
   pH ≈ – (-6,967)
   pH ≈ 6,97

   Kesimpulan: Larutan amonium format 0,1 M bersifat sedikit asam dengan pH ≈ 6,97.

   Catatan: Jika Kb > Ka, maka larutan akan bersifat basa dan kita dapat menghitung terlebih dahulu menggunakan rumus = √((Kb Kw) / Ka), lalu menghitung pOH dan pH.*

Tips dan Trik Menguasai Hidrolisis Garam

• Pahami Konsep Dasar: Selalu mulai dengan memahami kekuatan asam dan basa pembentuk garam. Ini adalah kunci untuk mengidentifikasi jenis hidrolisis dan sifat larutan.
• Hafalkan Rumus Penting: Pastikan Anda hafal hubungan Kw, Ka, Kb, dan rumus Kh untuk setiap jenis garam.
• Latihan Soal Secara Konsisten: Semakin banyak Anda berlatih, semakin terbiasa Anda dengan pola soal dan langkah-langkah penyelesaiannya.
• Perhatikan Angka Penting: Dalam perhitungan, perhatikan angka penting untuk mendapatkan hasil yang akurat.
• Sederhanakan Perhitungan: Gunakan asumsi (0,1 – x) ≈ 0,1 atau (0,2 – x) ≈ 0,2 jika nilai Kh sangat kecil. Selalu cek kembali asumsi ini dengan membandingkan nilai x dengan konsentrasi awal.
• Pahami Konteks Soal: Baca soal dengan cermat untuk memahami informasi yang diberikan (konsentrasi, nilai Ka/Kb) dan apa yang ditanyakan (pH, sifat larutan).

Kesimpulan

Hidrolisis garam adalah topik yang menarik dan penting dalam kimia larutan. Dengan memahami konsep dasarnya, jenis-jenis hidrolisis, dan cara menghitung pH larutan, Anda akan dapat menjawab berbagai macam soal yang berkaitan dengan materi ini. Pembahasan mendalam mengenai contoh-contoh soal di atas diharapkan dapat memberikan gambaran yang jelas dan strategi yang efektif untuk menguasai hidrolisis garam. Teruslah berlatih dan jangan ragu untuk bertanya jika ada bagian yang belum dipahami. Selamat belajar!