Ilmu kimia tanah membahas komposisi, struktur, sifat, dan proses kimia bahan dan senyawa dalam tanah. Tujuannya adalah memahami komponen organik dan anorganik tanah serta mekanisme reaksi untuk mengembangkan teknologi pengelolaan tanah yang berkelanjutan. Prinsip dasar kimia tanah meliputi teori atom, ikatan ion, satuan SI, dan interaksi larutan.

1. ILMU KIMIA TANAH

2. KIMIA TANAH
Merupakan cabang terbaru dari ILMU TANAH,
dibandingkan dengan Fisika Tanah, Genesa dan
Taksonomi Tanah, Mikrobiologi Tanah, Kesuburan
Tanah, dan Mineralogi Tanah
Tetapi Kimia Tanah dapat memberikan penjelasan
atas berbagai issue dan topik pada cabang ilmu
tanah yang lainnya.

3. TUJUAN PEMBELAJARAN
• Tujuan pembelajaran Ilmu Kimia Tanah adalah
mahasiswa dapat memahami dan menguasai
komponen inorganik dan organik tanah,
mekanisme reaksi adsorpsi, pertukaran kation
dan anion, kemasaman dan salinitas, proses
oksidasi - reduksi dan proses kimia dalam
pembentukan tanah untuk mengembangkan
kreativitas di dalam penemuan dan
pengembangan teknologi pengelolaan tanah
yang berkelanjutan

4. Ilmu kimia : mempelajari komposisi, struktur dan
sifat dari suatu bahan, proses kimia dan fenomena
beserta perubahan yang ditimbulkannya atas suatu
bahan dan senyawa.
Ilmu Kimia : Kimia Analitik, Biokimia, Geokimia,
Kimia Anorganik, Kimia Organik, Kimia Fisika

5. Referensi
1. Bohn, H.L., B.L. Mc Neal, and G.A. O’Connor. 2001.
Soil Chemistry. John Wiley and Son. New York.
2. Essington. M.E. 2004. Soil and Water Chemistry.
CRC Press. Washington.
3. Murray Mc Bride. 1994. Environmental Chemistry
of Soils. Oxford University Press. New York.
4. Rengel, Z. 2003. Handbook of Soil Acidity. Mercel
Dekker. New York.
5. Tan, K.H. 2011. Principle of Soil Chemistry. CRC
Press. Taylor & Francis Group. New York.
6. V.P. Evangelou. 1998. Environment Soil and Water
Chemistry. John Wiley & Sons. New York

6. PRINSIP PRINSIP DASAR
KIMIA TANAH
• Teori Atom, Ikatan Ion, Satuan-
satuan SI, Interaksi Air dan Larutan,
Interaksi Larutan dan Larutan serta
Konstante Laju dan Tingkat Reaksi.

7. A. TeORi ATOM
Konsep atom merupakan partikel terkecil dari suatu
partikel pertama kali dikemukakan oleh Demokritus
atau Leucippus pada 425 SM
Atom mempunyai 3 komponen, yaitu:
1. Elektron, yaitu komponen dari atom yang bermuatan
negatif
2. Proton, yaitu komponen atom yang bermuatan positif.
Proton mempunyai massa yang jauh lebih besar
daripada elektron
3. Neutron, yaitu komponen atom yang bermuatan zero
dan mempunyai massa atom 1. Proton dan neutron
menempati bagian pusat atom atau nukleus

8. Nukleus mempunyai berat jenis yang tinggi dan
penyumbang massa terbesar dari atom
Elektron dari suatu atom bergerak mengelilingi nukleus
menurut berbagai lintasan tertentu
Lintasan pertama yang paling dekat dengan nukleus
disebut lintasan K, diikuti oleh lintasan L, dst. Contoh:
Uranium (238U) mempunyai 92 elektron yang tersebar
disekeliling nukleus pada lintasan K, L, M, N, O, P dan
Q. Elektron yang menempati lintasan paling luar adalah
yang paling bertanggung jawab pada sifat kimia dari
suatu senyawa.

9. Atom yang kehilangan satu atau lebih
elektron dari lintasan yang terluar disebut
sebagai KATION.
Atom yang mempunyai kelebihan elektron
disebut sebagai ANION
Diameter Nukleus : 1 x 10-13 dan 1 x 10-12 cm.

10. Berat dan Massa Atom
Bilangan Massa atom (AM) adalah penjumlahan dari
massa proton (PM) dan neutron (NM).
Massa dari elektron dapat diabaikan karena sangat kecil
atau pengaruhnya terhadap massa atom total tidak
signifikan, sehingga: AM=PM+NM. Berat atom bukan
merupakan ukuran berat yang sesungguhnya dan
merupakan bilangan referensi yang menunjukkan berat
relatif dari berbagai macam atom, contoh: Hidrogen
mempunyai berat relatif 1, karena merupakan atom yang
paling kecil, oksigen mempunyai berat atom 16, berarti
bahwa atom oksigen adalah 16 kali atom hidrogen.
Uranium mempunyai berat 238 yang merupakan atom
yang terberat di alam. Tidak ada unit berat tertentu
untuk menyatakan berat atom

11. Berat atom hanya dipakai untuk suatu
unsur, sedangkan suatu senyawa
mempunyai berat molekul yang merupakan
jumlah berat atom dari unsur penyusun
senyawa tersebut.
Penetapan hidrogen sebagai dasar untuk
menetapkan berat atom suatu unsur
kemudian digantikan oleh C dengan berat
atom rata-rata 12,0000. Tetapi pergantian
ini mempunyai pengaruh yang sangat kecil
di dalam berat atom.

12. Bilangan Avogadro
Jumlah atom di dalam 1 gram berat atom
dari suatu unsur adalah 6 x 1023. Bilangan
tersebut dikenal sebagai BILANGAN
AVOGADRO.
Berapa berat satu atom hidrogen ?
Karena di dalam 1 gram hidrogen ada 6
x 1023 atom, maka 1 atom hidrogen
mempunyai berat 1/(6 x 1023) = 1,67 x 10-24
gram.
Berat 1 atom Uranium = 238/(6 x 1023) =

13. Valensi
Valensi dari suatu unsur merupakan sifat yang
diukur dari jumlah atom hidrogen yang dapat diikat
oleh satu atom dari unsur tersebut, jika negatif, atau
yang dapat ditukar oleh satu atom dari unsur tersebut
jika positif. Secara sederhana, valensi merupakan
kemampuan kombinasi dari atom. Atom dengan
kemampuan kombinasi yang paling rendah dianggap
mempunyai valensi 1. Valensi merupakan jumlah
keseluruhan dan terkait dengan elektron valensi dari
atom yang membawanya. Elektron valensi adalah
elektron yang ditambat, hilang atau dipakai bersama-
sama dalam suatu reaksi kimia.

14. Berat EkuivalenBerat Ekuivalen dari suatu atom atau ion
diartikan sebagai Berat atom/Valensi
Elemen yang terlibat di dalam suatu reaksi
senantiasa bereaksi dalam jumlah proporsional
terhadap berat ekuivalennya. Sebagai contoh:
1. Ion monovalen, 1 equivalen = 1 mol
2. Ion polivalen, berat ekuivalen tergantung
dari reaksi:
H3PO4  H+ + H2PO4
- 1 Ek = 1 mol
H3PO4  2H+ + HPO4
-2 1 Ek = ½ mol
H3PO4  3H+ + PO4
-3 1 Ek = 1/3 mol

15. 3. Dalam reaksi komplek dan presipitasi,
hubungan antara berat ekuivalen dan
jumlah mol dapat dibaca secara langsung
dari reaksi. Dalam titrasi sianida dengan
perak (Ag)
metode Mohr:
Ag+ + CN-  AgCN, 1 Ek sianida = 1
mol
metode Liebig:
Ag+ + 2CN-  Ag(CN)2
-, 1 Ek sianida
= 2 mol

16. 4. Dalam reaksi oksidasi-reduksi
Dalam reaksi ini, ekuivalensi dari suatu senyawa
merupakan bagian mol senyawa yang dalam
reaksinya melepaskan ½ gram atom oksigen, atau
kombinasi dengan 1 gram atom hidrogen atau
dengan unsur lain yang bervalensi tunggal
(univalent). Salah satu cara untuk menentukan
ekuivalensi adalah dengan menentukan perubahan
status oksidasi dari suatu unsur, contoh :
a. Dalam titrasi ion ferro menjadi ion ferri
menggunakan agen pengoksidasi, status oksidasi
besi berubah dari 2 menjadi 3: Fe2+  Fe3+,
sehingga 1 Ek besi ferro = 1 mol

17. a. Sebaliknya, dalam oskidasi logam besi menjadi
ion ferri, status oksidasi besi berubah dari 0
menjadi 3: Fe  Fe3+, sehingga 1 Ek logam
besi = 1/3 mol
b. Dalam analisis volumetrik, dimana
permanaganat digunakan sebagai agen
pengoksidasi dalam medium asam, ion
permanganate direduksi menjadi ion mangan,
MnO4
-  Mn2+ atau Mn7+ +  Mn2+,
perubahan status oksidasi Mn dari 7 menjadi 2,
sehingga berat ekuivalen permanganat adalah
1/5 mol. Jika di dalam medium netral,
permanganat direduksi menjadi MnO2: MnO4
-
 MnO2 atau Mn7+ +  Mn4+, sehingga berat
ekuivalen permanganet = 1/3 mol.

18. Selain dengan cara menggunakan status oksidasi, berat
ekuivalen dapat pula ditentukan dengan jumlah elektro
yang ditransfer dalam reaksi oksidasi-reduksi. Sebagai
contoh
Berat ekuivalen (BE) = berat molekul/jumlah elektron
yang dilepas atau ditambat
Fe2+  Fe3+ + e-, BE = Fe/1
Sn2+  Sn4+ + 2e-, BE = Sn/2
Fe(CN)6
4-  Fe(CN)6
3- + e-, BE = Fe(CN)6/1
As3+  AS5+ + 2e-, BE = AS/2
MnO4
- + 8H+ + 5e-  Mn2+ + 4 H2O, BE = MnO4/5
MnO4
- + 4H+ + 3e-  MnO2 + 2 H2O, BE = MnO4/3
Cr2O7
2- + 14H+ + 6e-  2Cr3+ + 7H2O, BE = Cr2O7/6
VO4
3- + 6H+ + e-  VO2+ + 3H2O, BE = VO4/1

19. Normalitas
Normalitas merupakan berat ekuivalen dari suatu
senyawa yang terlarut dalam 1 liter larutan, jadi
bila 1 ekuivalen terdapat di dalam 1 liter larutan,
larutan tersebut adalah 1 normal. Simbol N
(normalitas) biasanya digunakan untuk
membedakan dengan N (nitrogen)

20. Isotop
Isotop diartikan sebagai suatu elemen yang
mempunyai bilangan atom (atomic number) yang
sama tetapi bilangan massa (mass number) yang
berbeda. Jelas bahwa tidak semua atom dari unsur
yang sama mempunyai berat atom yang sama.
Analisis spektrografi massa menunjukkan bahwa ada
3 jenis oksigen dengan bilangan massa 16, 17 dan 18.
Tiga jenis oksigen tersebut merupakan isotop oksigen.
Atom dari isotop mempunyai jumlah proton yang
sama tetapi jumlah neutron yang berbeda. 99,76 %
oksigen di alam ada di dalam bentuk 16O, demikian
halnya dengan tiga isotop hidrogen, yaitu 1
1H, 1
2H
(deuterium) dan 1
3H (tritium). Deuterium dan
Tritium jarang ada.

21. SATUAN SATUAN KIMIA
Mol merupakan unit yang dapat dipakai untuk
menunjuk besarnya reaksi, yang proporsional terhadap
massa dan volume senyawa yang bereaksi. Unit
pengubah dari satuan massa ke mol, yaitu berat atom
atau molekul gram, yang merupakan massa (dalam
gram) dari 1 mol atom, ion atau molekul.
Berat molekul adalah jumlah dari berat atom dari ion
atau atom di dalam molekul. Jadi 1 mol H2 mempunyai
massa dari 2 gram dan mengandung 6,02 x 1023 molekul
H2 atau 12,04 x 1023 atom H. Molekul H2 tersebut akan
bereaksi dengan ½ mol (16 gram) O2 untuk membentuk
1 mol H2O (18 gram). Jumlah mol dari reaktan dan
produk dapat berubah selama reaksi, tetapi massa total
tetap konstan.

22. Berat atom (BA) dari suatu unsur adalah merupakan
berat rata-rata dari isotop, contoh: BA hidrogen
adalah 1,008 yang merupakan rata-rata dari 3 isotop
H. Rata-rata berat atom dan bilangan atom dapat
diketahui dari TABEL PERIODIK UNSUR (Contoh
Na, Mg, K, Ca)
Gravimetri yang merupakan analisis kimia yang
akurat yang berdasar atas massa dari produk dan
reaktan. Molaritas dan Molalitas

23. mg/l dan µg/l (miligram per liter dan mikrogram per
liter) sering dipakai untuk menyatakan konsentrasi
yang rendah, tetapi tidak dapat menggambarkan
jumlah ion di dalam larutan
Parts per million (ppm) berarti unit massa/massa
(µg/g atau mg/kg) dalam fase padatan. Tetapi ppm
dapat pula berarti mg/l di dalam larutan.
Parts per billion (ppb) kadang disamakan dengan
µg/l, tetapi sebetulnya keliru karena billion berarti
109 atau 1012.
Konsentrasi yang rendah kadang dinyatakan dalam
bentuk logaritma negatif atau skala “p”, sperti pH
yang merupakan logaritma negatif dari konsentrasi
(atau aktifitas) ion H+. Dalam literatur tanah, skala p
dipakai untuk menggambarkan aktifitas ion seperti
pNa, pH2PO4, pCa, dsb.

24. Konsentrasi tinggi pada padatan, cairan maupun
campuran gas dapat dinyatakan dalam fraksi mol
atau persen mol. Fraksi mol berarti nisbah mol suatu
senyawa/mol total dari senyawa campuran. Persen
berarti fraksi mol x 100 %
Cairan pekat juga dapat dinyatakan dengan % berat
yang merupakan nisbah massa dari bahan
terlarut/massa larutan x 100.

25. Konsentrasi gas biasanya dinyatakan dengan fraksi
mol atau tekanan parsial pada konsentrasi tinggi dan
ppm pada konsentrasi rendah. Walaupun fraksi mol
berarti nisbah mol/mol dan tekanan parsial berarti
nisbah volume/volume, tetapi pada dasarnya identik.
Volume semua gas pada 0oC dan 1 atm adalah 22,4
liter/mol. Oleh karena itu, volume dari gas dalam
campuran merupakan ukuran langsung dari jumlah
molekul atau mol nya. Parts per million pada fase gas
berarti unit volume/volume yang sebanding dengan
tekanan parsial x 106. Konsentrasi CO2 di dalam atm
adalah fraksi mol atau tekanan parsial 0,00033 atau
330 ppm (v/v). Dengan kata lain, 330 molekul CO2
ditemukan dalam setiap sejuta molekul gas di udara.
Unit ppm dalam fase gas berarti jumlah mol.

26. Unit SI
The Systeme International d’Unites (SI)
merupakan modifikasi dari unit metrik sekaligus
upaya untuk menstandarisasi unit antar disiplin
ilmu. Unit SI berdasarkan atas 7 unit fundamental
Kuantitas Unit SI dasar Simbol
Panjang Meter m
Massa Kilogram kg
Waktu Detik s
Arus Listrik Ampere A
Suhu termodinamika Kelvin K
Jumlah senyawa Mol mol
Intensitas luminous Kandela cd

27. NORMALITAS DAN MOLARITAS
Normalitas : banyaknya berat ekuivalen
suatu senyawa yang terkarut di dalam 1
lieter larutan.
MOLARITAS
MOLALITAS

28. MOLALITAS , NORMALITAS DAN
MOLARITAS
• Molality (molalitas = m) is the number of
moles of solute dissolved in one kilogram
of solvent.
• Note that the solvent must be weighed unless it is
water. One liter of water has a specific gravity of
1.0 and weighs one kilogram.
• To make a one molal aqueous (water) solution of
sodium chloride (NaCl) , measure out one
kilogram of water and add one mole of the solute,
NaCl to it.
• The formula weight for NaCl is 58, and 58 grams
of NaCl dissolved in 1kg water would result in a 1
molal solution of NaCl.

29. Example of molality
What is the molality of a solution of 10 g NaOH in
500 g water?
10 g NaOH = 0.25 mol NaOH
500 g water = 0.50 kg water
molality = 0.25 mol / 0.50 kg
molality = 0.05 M / kg
molality = 0.50 m

30. • Molarity (M): The molar unit is probably the
most commonly used chemical unit of
measurement.
• Molarity is the number of moles of a
solute dissolved in a liter of solution.
• A molar solution of sodium chloride is made by
placing 1 mole of a solute into a 1-liter
volumetric flask. (Taking data from the example
above we will use 58 grams of sodium chloride).
Water is then added to the volumetric flask up to
the one liter line. The result is a one molar
solution of sodium chloride.

31. Example:
What is the molarity of a solution made when
water is added to 11 g CaCl2 to make 100 mL of
solution?
11 g CaCl2 = 0.10 mol CaCl2
100 mL = 0.10 L
Molarity = 0.10 mol / 0.10 L
Molarity = 1.0 M CaCl2

32. Normality (N): There is a relationship between
normality and molarity. Normality can only be
calculated when we deal with reactions, because
normality is a function of equivalents.
Normality is equal to the gram equivalent
weight of a solute per liter of solution.

33. Example:
1 M sulfuric acid (H2SO4) is 2 N for acid-base
reactions because each mole of sulfuric acid
provides 2 moles of H+ ions. On the other hand,
1 M sulfuric acid is 1 N for sulfate precipitation,
since 1 mole of sulfuric acid provides 1 mole of
sulfate ions.

34. IKATAN KIMIA

35. IKATAN KIMIA
IKATAN KIMIA
Adalah ikatan yang terjadi antar atom atau antar
molekul dengan cara sebagai berikut :
a). Atom yang 1 melepaskan elektron, sedangkan
atom yang lain menerima elektron.
b). Penggunaan bersama pasangan elektron yang
berasal dari salah 1 atom.
Ikatan kimia pada prinsipnya berasal dari interaksi
antar elektron-elektron yang ada pada orbit luar,
atau orbit yang terisi sebagian atau orbit bebas

36. • Tujuan pembentukan ikatan kimia adalah agar
terjadi pencapaian kestabilan suatu unsur.
• Elektron yang berperan pada pembentukan
ikatan kimia adalah elektron valensi dari suatu
atom/unsur yang terlibat.
• Salah 1 petunjuk dalam pembentukan ikatan
kimia adalah adanya 1 golongan unsur yang
stabil yaitu golongan VIIIA atau golongan 18
(gas mulia).
• Maka dari itu, dalam pembentukan ikatan
kimia; atom-atom akan membentuk konfigurasi
elektron seperti pada unsur gas mulia.
• Unsur gas mulia mempunyai elektron valensi
sebanyak 8 (oktet) atau 2 (duplet, yaitu atom

37. GAS MULIA
Periode Unsur Nomor Atom K L M N O P
1 He 2 2
2 Ne 10 2 8
3 Ar 18 2 8 8
4 Kr 36 2 8 18 8
5 Xe 54 2 8 18 18 8
6 Rn 86 2 8 18 32 18 8

38. AIR DAN BAHAN TERLARUt
Di dalam air, terjadi interaksi antar molekul air,
antar bahan terlarut dan antara air dan bahan
terlarut. Interaksi antar molekul air di dalam air
terjalin sangat kuat yang dibuktikan dengan titik
didih dan panas jenis (spesific heat) yang tinggi.
Sebagai perbandingan, H2S mempunyai titik didih
–61ºC. Penyebab utama dari interaksi kuat antara
molekul air tadi adalah bangun molekul H2O yang
jauh lebih nonlinear daripada molekul H2S. Ion
H+ di dalam H2O terpisah dengan sudut 105º.
Molekul air mempunyai dua kutub (dipole) yang
berujung positif (sisi H) dan berujung negatif (sisi

39. • Interaksi elektrik antara ujung positif suatu
molekul air dengan ujung negatif dari molekul
air lainnya menghasilkan suatu struktur internal
yang terwujud dengan baik pada es, tetapi tidak
terwujud pada air. Ada kemungkinan sebagian
dari molekul tersebut mempunyai struktur
serupa es (icelike structure), tetapi terbatas pada
jarak yang pendek dengan arah tertentu,
sedangkan molekul air yang jauh akan
membentuk struktur serupa es lainnya dengan
orientasi yang berbeda dengan molekul tadi.

40. • Ion, bahan terlarut yang bermuatan dan yang
tidak bermuatan memecah stuktur molekul air
yang serupa es tadi. Muatan yang dimiliki oleh
bahan terlarut cenderung untuk mengorientasi
molekul air disekelilingnya dengan menarik
ujung kutub air yang bermuatan positif atau
negatif. Walaupun molekul bahan terlarut dan
air senantiasa bergerak tetapi pada suatu saat
tertentu keduanya berdekatan. Jika keduanya
berdekatan dalam waktu yang lebih lama
daripada waktu yang digunakan oleh molekul air
agar terdisosiasi dari struktur air, maka ion
tersebut akan dikelilingi oleh molekul air (water
sphere atau solvation sphere) secara

41. • Sebaliknya, jika keduanya berdekatan dalam
waktu yang singkat daripada itu, ion akan
mempunyai watersphere yang tidak sempurna.
Jumlah molekul air yang mengelilingi ion tersebut
dinamakan bilangan hidrasi primer (primary
hydration number). Walaupun bilangan hidrasi
primer ini bergantung dari metide yang
digunakan.
• Di luar solvation sphere ini, muatan ion juga akan
berpengaruh pada lapis kedua dari molekul air
yang berdekatan. Molekul air ini sudah terlempar
dari keseluruhan struktur air tetapi tidak
bergabung secara erat dengan ion. Secara praktis,
orientasi molekul air pada solvation sphere primer
dan orientasi acak pada lapis kedua akan

42. Interaksi ANTAR Bahan
terlarut
• Ion bebas tidak terdapat di dalam larutan yang
encer, sehingga semua ion terlarut dan
kemungkinan semua molekul terlarut senantiasa
dikelilingi oleh molekul air. Ion-ion juga saling
berinteraksi sepanjang jarak-jarak tertentu.
Konsep aktivitas (activity) berkaitan dengan
interaksi elektrostatik jarak jauh (long-range
electrostatic atau >5Å) antar ion-ion, sedangkan
interaksi ion-ion dalam jarak pendek (short-
range electrostatic) disebut sebagai ion

43. • Ion Kompleks dan Pasangan Ion (Complex Ion
and Ion Pairs)
•
• Ion dan molekul yang berinteraksi dalam jarak
pendek akan membentuk ikatan dan kehilangan
masing-masing identitasnya dengan membentuk
kompleks ion atau ion pasangan. Sebagai
contoh: ion Fe(H2O)6
3+ dan Al(H2O)6
3+ ,
molekul air terikat secara kuat pada ion
pusatnya dan karakteristik kimianya berubah,
yaitu jauh lebih mudah melepas H+ daripada
tanpa Fe3+ dan Al3+ sebagai pusat ion.

44. http://www.chemguide.co.uk/inorganic/complexions/whati
s.html

45. • Ion kompleks biasanya didefinisikan sebagai
kombinasi antara kation pusat dengan satu atau
lebih ligan. Ligan adalah sebarang ion atau
molekul dalam koordinasi dari ion sentral,
misalnya H2O pada contoh di atas. Tetapi
seringkali air diabaikan di dalam ion kompleks
sehingga pengertian ion kompleks kadang-
kadang terbatas untuk selain air. Ligan lainnya
melakukan penetrasi solvation sphere atau
hydration sphere bagian dalam (inner) dari ion
pusat dan menggantikan satu atau lebih molekul
air bagian dalam.

46. • Sebaliknya, pasangan ion merupakan
pengikatan ligan di luar dari solvation sphere
bagian dalam, sehingga apabila terpisah, ion
yang terhidrasi akan bergabung secara
elektrostatik dan berlaku seolah unit tunggal
sepanjang interval waktu yang lama. Ion
kompleks dan pasangan ion adalah identik
dengan inner complexes dan outer complexes.
Banyak dari alkali bumi dan cation logam
transisi dalam larutan tanah berada di dalam
bentuk ion kompleks dan pasangan ion.

47. • Dalam upaya berasosiasi dengan ion pusat, ligan
harus berkompetisi dengan molekul air di dalam ion
pusat, dan ligan tersebut juga harus kehilangan
beberapa molekul air-nya. Ligan seringkali
merupakan anion dari asam lemah, sehingga H+
berkompetisi dengan kation sentral untuk ligan.
Kompetisi terjadi antara kation dan H+ untuk ligan,
termasuk air dan OH-.
• Kekuatan (strength) dari asosiasi antara molekul
atau ion di dalam larutan tanah dinyatakan dalam
berbagai konstanta keseimbangan. Konstanta
stabilitas menunjuk pada ion kompleks dan
pasangan ion, konstanta hidrolisis dan deprotonasi
menunjuk pada kehilangan H+ dari ligan air yang
berasosiasi dengan pusat kation, sedangkan produk

48. • Pembentukan ion kompleks adalah hasil dari daya
ketertarikan kation-anion yang melebihi kompetisi
antara kation dan H+ untuk berbagai macam ligan
termasuk air. Sebagai contoh adalah pembentukan
kompleks ion monofluoroaluminum selama ekstraksi
aluminium reaktif dari tanah.
Al(H2O)63+ + F-  AlF(H2O)52+ + H2O
• Ligan seperti H2O, OH-, F- dan CN- hanya dapat
menempati satu posisi disekeliling kation pusat dan
disebut sebagai ligan unidentate. Ligand penghubung
(bridging ligand) seperti O2-, CO32-, dan PO43-
dapat menempati satu posisi di dalam koordinasi
dari dua kation yang berbeda. Ini disebut juga

49. • Hidrolisis dan Deprotonasi
•
• Seperti yang sudah dibahas bahwa tingginya Δ H
pada ion trivalen menyebabkan kation polivalen
terhidrasi di dalam larutan, sebagai contoh
Fe(H2O)63+ dan Al(H2O)63+. Ion dan molekul air
berikatan secara erat sehingga menjadi seolah-olah
ion besar yang tunggal dimana molekul air
menempati posisi tertentu dalam solvation sphere di
sekeliling ion pusat.

50. • Ketertarikan ion pusat kepada ligan air sangat
kuat sehingga muatan kation cenderung untuk
menolak ion hidrogen atau proton dari molekul
air. Jika larutan dibuat lebih alkalis, maka lebih
banyak H+ yang akan terdisosiasi dari solvation
sheat. Sebagai contoh adalah kompleks ion yang
terbentuk oleh P5+ dalam larutan, PO2OH(H2O)
atau H3PO4. Ion H+ pertama akan dilepas pada
pH 3, H+ kedua dilepas pada pH 7+ dan H+ ketiga
dilepas pada pH 10. S6+ dalam SO42- dan N5+
dalam nitrat (NO3-) bereaksi lebih kuat dengan
pelarutnya, sehingga proton sudah dilepas dalam
larutan yang sangat asam. Dalam keadaan ini yang
tersisa adalah ligan oksida yang baru akan
dilepaskan jika ion pusat tereduksi menjadi
bervalensi yang lebih rendah.

51. • Fe(H2O)63+ ion lebih lemah daripada asam
sulfat dan asam nitrat, tetapi lebih kuat daripada
asam fosfat. Pelepasan H+ pada hidrolisis
Fe(H2O)63+ terjadi sebagai berikut:
• Fe(H2O)63+ = FeOH(H2O)52+ + H+
• Hidrolisis berlanjut pada pH yang lebih tinggi
• FeOH(H2O)52+ = Fe(OH)2(H2O)4+ + H+
• Fe(OH)2(H2O)4+ = Fe(OH)3(H2O)3 + H+

52. • Reaksi hidrolisis dari Al3+ adalah analog dengan
Fe3+ tetapi Al3+ bersifat kurang asam. Kehilangan
H+ yang pertama dari Al(H2O)63+ terjadi pada pH
5. Hidrolisis H+ yang kedua dan ketiga terjadi pada
pH yang lebih tinggi, dan dibarengi dengan
polimerisasi dari produk hidrolisis dan presipitasi
Al(OH)3. Pembentukan Al(OH)4- menjadi nyata
pada pH di atas 7, dan kelarutan aluminium
biasanya meningkat pada pH di atas 8.
• Peristiwa hidrolisis yang terjadi pada Al3+ dan Fe
3+ secara teori juga terjadi pada kation walaupun
dengan intensitas hidrolisis yang berbeda. Kation
alkali dan alkali bumi dapat mengalami deprotonasi
pada pH yang ekstrem tinggi, hanya saja pH yang

53. • BIBLIOGRAFI
• Bohn, H.L., B.L. Mc Neal, and G.A. O’Connor.
2001. John Wiley and Son. New York.
• Essington. M.E. 2004. Soil and Water
Chemistry. CRC Press. Washington.
• Sparks, D.L. 1989. Kinetics of of Soil Chemical
Processes. Academic Press.
• Tan, K.H. 2011. Principle of Soil Chemistry. CRC
Press. Taylor & Francis Group. New York.