asam basa

LARUTAN ASAM BASA

Larutan dapat dibedakan ke dalam 3 golongan, yaitu :

· Bersifat Asam

· Bersifat Basa

· Bersifat Netral

Sifat larutan dapat ditunjukkan dengan menggunakan indikator asam – basa, yaitu zat – zat warna yang akan menghasilkan warna berbeda dalam larutan asam dan basa.

Indikator	Larutan Asam	Larutan Basa	Larutan Netral
Lakmus Merah (LM) Lakmus Biru (LB) Metil Merah (MM) Metil Orange (MO) Fenolftalein (pp)	Merah Merah Merah Merah Tidak berwarna	Biru Biru Kuning Kuning Merah	Merah Biru Kuning Kuning Tidak berwarna

I. Teori Asam Basa Arrhenius

1. Asam : zat yang dalam air menghasilkan ( melepaskan ) Ion H+.

Reaksi ionisasi asam dirumuskan :

H_xA _{(aq) x}H⁺ _(aq) + A^x- _(aq) ( x = valensi asam )

Contoh :

HCl H⁺ + Cl^-

H₂SO₄ 2 H⁺ + SO₄^2-

CH₃COOH H⁺ + CH₃COO^-

Sifat Asam :

· Rasanya asam

· Menghasilkan ion H⁺

· Lakmus biru menjadi merah

· Korosif

· pH <>

2. Basa : Zat yang dalam air menghasilkan ion OH^-

Reaksi ionisasi basa dirumuskan :

L(OH)_y(aq) L^y+ _(aq) + _y OH^- _(aq) ( _y = valensi basa )

Contoh :

NaOH _(aq) Na⁺ + OH^-

Mg(OH)₂ Mg²⁺ + 2 OH^-

Sifat Basa :

· Rasanya pahit

· Menghasilkan ion OH^-

· Lakmus merah menjadi biru

· Bersifat kaustik (merusak kulit)

· pH > 7

II. Konsep pH, pOH, dan pKw

Derajat keasaman (pH) larutan / tingkat larutan.

Derajat (tingkat) keasaman bergantung pada [ H⁺] dalam larutan, pH dibaca ” pangkat hidrogen / eksponen hidrogen ”.

1. Konsep pH

Nilai pH sama dengan negatif logaritma konsentrasi ion H+.

pH = - log [H+]

Persamaan :

Makin besar nilai [H⁺], maka makin kecil nilai pH.

Jika [H⁺] = 1 . 10^-n, maka pH = n

Jika [H⁺] = x . 10^-n, maka pH = n – log x

Jika pH = n, maka [H⁺] = 10^-n

2. Konsep pOH

	pOH = - log [OH-]

3. Tetapan Kesetimbangan Air ( Kw)

Air merupakan elektrolit sangat lemah yang dapat terionisasi menjadi ion H+ dan ion OH-. Reaksi kesetimbangan :

H₂O _(ℓ) H⁺_(aq) + OH^- _(aq)

Kc =

Karena H2O dianggap konstan, maka hasil kali Kc dengan [H2O] disebut Tetapan Kesetimbangan Air (Kw).

	Kw = [H+] [OH-]

Harga Kw bergantung suhu.

4. Hubungan [H⁺] dengan [OH^-]

Dalam air murni [H⁺] = [OH^-]

Karena : Kw = [H⁺] [OH^-]

Maka : = [H⁺] = [OH^-]

Pada suhu kamar (25⁰C), harga Kw = 10-14.

Jadi : [H⁺] = [OH^-] = √1 . 10^-14 = 10 ^-7 mol /L

· Dalam larutan berair : [H⁺] [OH^-] = Kw

· Dalam air murni (larutan netral) : [H⁺] = [OH^-]

· Dalam larutan asam : [H⁺] > [OH^-]

· Dalam larutan Basa : [H⁺] < [OH^-]

5. Hubungan pH dengan pOH

Dapat diturunkan dari persamaan tetapan kesetimbangan air (Kw).

Kw = [H⁺] [OH^-]

- log Kw = - log {[H⁺] {OH^-] }

- log Kw = ( – log [H⁺]) + ( - log [OH^-]}

Dengan p = - log , maka :

pKw = pH + pOH

pH + pOH = pKw

Atau :

Pada suhu kamar, harga Kw = 1 . 10^-14, maka pKw = 14. Jadi :

· Dalam larutan yang bersifat netral : pH = pOH = 7

· Dalam larutan yang bersifat asam : pH <>

· Dalam larutan yang bersifat basa : pH > 7

III. Kekuatan Asam

Ditentukan oleh banyaknya ion H+ dalam larutannya :

1. Derajat Ionisasi (α)

α =

Harga α adalah 0 < α <>

Elektrolit kuat, α = 1, mendekati 1

Elektrolit lemah, α <>

2. Asam Kuat

Zatnya terurai sempurna menjadi ion – ionnya.

Reaksi ionisasi :

H_xA _xH⁺ + A^x- (α = 1)

[H+] = x . [Ma]

Maka :

Dimana :

_X = valensi asam

Ma = konsentrasi asam.

Contoh asam kuat : HCl, H₂SO₄, HNO₃, HClO₄, HBr, HI

Contoh Soal :

Tentukan [H⁺] dalam larutan berikut :

b. 10 L larutan HCl 0,1M

c. 75 mL larutan H₂SO₄ 0,015 M

d. 6,3 gram HNO₃ (Mr = 63) dalam larutan sebanyak 200 mL.

Jawab:

a. HCl_(aq) H⁺_(aq) + Cl^-_(aq)

[H⁺] = 1. 0,1

= 0,1 M

b. .................

3. Asam Lemah

Zatnya terionisasi sebagian dalam larutannya.harga α = 0 < α <>

b. Tetapan Ionisasi Asam (Ka)

Reaksi ionisasi merupakan reaksi kesetimbangan. Secara umum, ionisasi asam lemah valensi satu dapat dirumuskan :

HA_(aq) H⁺_(aq) + A^-_(aq)

Ka =

Karena : [H⁺} = [A^-], maka :

Ka =

[H⁺]² = Ka. Ma

[H⁺] =

Dimana :

Ka = Tetapan ionisasi asam

Ma = Konsentrasi asam

Makin besar Ka, makin kuat asam.

Contoh asam lemah valensi 1 : HCN, HF, HCOOH, CH₃COOH

c. Hubungan Tetapan Ionisasi Asam (Ka) dengan derajat ionisasi (α)

α =

α =

jumlah zat terion : Ma. α

Reaksi ionisasi asam lemah :

HA_(aq) H⁺_(aq) + A^- _(aq)

Mula – mula : Ma - -

Reaksi : Ma. α Ma. α Ma. α

Setimbang: Ma(1-α) Ma. α Ma. α

Dengan menganggap 1-α = 1, maka persamaan :

Ka =

Ka =

Ma.α . Ma.α

Ma(1-α)

Ka =

Ma². α²

Ma

	α =

[H⁺] juga dapat dirumuskan :

	[H+] = Ma . α

Contoh Soal :

1. Tentukan [H⁺] dari 1 L CH₃COOH 0,1 M (Ka = 1,8 x 10^-5)

2. Tentukan [H⁺] dari 2,7 gram HCN (Mr = 27) dilarutkan dalam air hingga volumenya 1000 mL (Ka = 4,9 x 10^-10)

d. Asam Lemah Polivalen ( asam lemah bervalensi banyak)

Contoh : H₂S, H₂CO₃, H₃PO₄

Tahap 1 :

H₂SO_4(aq) H⁺_(aq) + HS^-_(aq)

Ka₁ =

= 8,9 x 10^-8

Tahap 2 :

HS^-_(aq) H⁺_(aq) + S^2-_(aq)

Ka₂ =

= 1,2 x 10^-13

[H+] =

Karena harga Ka₂ lebih kecil dari Ka₁, maka untuk perhitungan asam lemah polivalen :

IV. Kekuatan Basa

1. Basa Kuat

Reaksi ionisasi :

L(OH)_y(aq) L^y+_(aq) + y OH^-_(aq)

[OH^-] = y . Mb

Dimana :

y = valensi basa

Mb = konsentrasi basa

Contoh basa kuat :

NaOH, KOH, Ba(OH)₂, Ca(OH)₂

Contoh Soal :

Tentukan [OH^-] dalam larutan berikut :

a. 10 mL larutan NaOH 0,05 M

b. 20 mL larutan Ca(OH)₂ 0,015 M

2. Basa Lemah

Reaksi ionisasinya basa valensi satu:

LOH_(aq) L⁺_(aq) + OH^-_(aq)

Kb =

Karena [L+] = [OH-] maka :

[OH]2 = Kb. [LOH]

[OH-] =

Hubungan Kb dengan α

[OH-] = Mb . α

α =

dan

Contoh Soal :

Tentukan [OH^-] dari 5,1 gram NH₃ (Mr = 17) dilarutkan dalam air hingga 750 mL. (Kb NH₃ = 1 x 10^-5)

V. Perhitungan dan Pengukuran pH

1. Perhitungan pH :

a. Asam kuat

[H⁺] = x . Ma

b. Asam lemah pH = - log [H⁺]

[H⁺] =

[H⁺] = Ma . α

c. Basa kuat

[OH^-] = y . Mb

d. Basa lemah pOH = - log [OH^-]

[OH^-] = pH = pKw - pOH

[OH^-] = Mb . α

Soal – soal :

Tentukan pH larutan berikut :

1. 20 mL larutan H₂SO₄ 0,02 M

2. 10 mL larutan HCOOH 0,01 M (Ka = 1,8 x 10^-4)

3. 100 mL larutan HF 0,1 M (α = 0,08)

4. 3,7 gram Ca(OH)₂ dilarutkan dalam 5 L larutan (Mr = 74)

5. 100 mL larutan NH₄OH 0,4 M (Kb = 1 x 10^-5)

6. Tentukan Ka HX jika larutan HX 0,1 M mempunyai pH = 3.

7. Jika asam lemah HA 0,1 M mempunyai pH sama dengan larutan HCl 0,001 M. Tentukan Ka asam lemah HA tersebut !

8. Larutan NH₄OH mempunyai pH = 11 dan Kb = 1 x 10^-5. Tentukan Mb NH₄OH.!

2. pH pengenceran larutan :

Contoh Soal :

Tentukan pH larutan, jika 100 mL larutan HCl 0,1 M ditambah 900 mL air !

Jawab :..........

3. pH campuran asam, dengan asam₂.

[H⁺] campuran =

4. pH campuran basa, dengan basa₂.

[OH^-] campuran =

VI. Reaksi Asam dengan Basa ( Reaksi Netralisasi )

Asam + Basa Garam + Air

HxA + L(OH)y LxAy + H₂O

Contoh :

HCl_(aq) + NaOH_(aq) NaCl_(aq) + H₂O_(ℓ)

pH campuran asam dengan basa :

1. Jika asam kuat yang sisa

[H⁺] campuran =

Atau :

Ma sisa =

mol sisa asam

volume total

[H⁺] campuran = x . Ma sisa

2. Jika basa kuat yang sisa :

[OH^-] campuran =

Atau :

Mb sisa =

mol sisa basa

volume total

[OH^-] campuran = y . Mb sisa

Contoh Soal :

1. 50 mL larutan HCl 0,2 M ditambah 50 mL larutan HCl 0,8 M. Tentukan pH larutan !

2. 100 mL larutan H₂SO₄ 0,2 M direaksikan dengan 100 mL larutan NaOH 0,2 M. Tentukan pH campuran !

Soal – soal :

Tentukan pH larutan berikut :

1. Jika 10 mL larutan CH₃COOH 0,1 M diencerkan sehingga tepat 1 L (Ka = 1 x 10^-5).

2. Jika 10 mL larutan larutan KOH 0,2 M ditambah 90 mL air.

3. 100 mL larutan H₂SO₄ 0,004 M dicampur dengan 100 mL larutan HCl 0,012 M.

4. 100 mL larutan HCl yang mempunyai pH = 1 dicampur dengan 100 mL yang mempunyai pH = 2.

5. 100 mL larutan HCl 0,02 M dicampur dengan 100 mL larutan CH₃COOH 0,02 M (Ka = 1 x 10^-5).

6. 50 mL larutan NH₃ 0,1 M dicampur dengan 50 mL larutan NaOH 0,1 M (Kb = 1 x 10^-5)

7. 50 mL larutan H₂SO₄ 0,005 M dicampur dengan 50 mL larutan KOH 0,05 M.

8. 15 L larutan HNO₃ 0,01 M dicampur dengan 5 L larutan Ca(OH)₂ 0,02 M.

VII.Indikator Asam Basa

Trayek perubahan warna dari beberapa indikator :

Indikator	Trayek perubahan warna	Perubahan Warna
MO MM BTB PP	2,9 – 4,0 4,2 – 6,3 6,0 – 7,6 8,3 – 10,0	merah – kuning merah – kuning kuning – biru tak berwarna – merah

Menentukan pH dengan beberapa indikator :

a. Indikator universal.

b. pH meter

VIII. Teori Asam Basa Bronsted – Lowry

1. Asam dan Basa menurut Bronsted – Lowry

Asam : senyawa yang dapat melepaskan proton (H⁺) / donor proton.

Basa : senyawa yang dapat menerima proton (H⁺) / akseptor proton.

2. Pasangan asam dan basa konjugasi

Asam H⁺ + Basa konjugasi

Basa + H⁺ Asam konjugasi.

Contoh :

HCl H⁺ + CL^-

NH₃ ⁺ H⁺ NH₄⁺

Zat / spesi dapat bersifat sebagai asam (donor proton ) dan sebagai basa (akseptor proton), maka zat tersebut bersifat ampiprotik (amfoter)

3. Reaksi asam – basa konjugasi.

Asam -1 + Basa -2 Basa-1 + Asam -2

HCl + NH₃ CL^- + NH₄⁺

H₂O + CO₃^2- OH^- + HCO₃^-

CH₃COOH + H₂O CH₃COO^- + H₃O⁺

Soal – soal :

1. Tulis rumus asam konjugasi dari spesi berikut :

a. CH₃COOH

b. NH₃

c. HSO₄^-

2. Tulis rumus basa konjugasi dari spesi berikut :

a. NH₃

b. H₂O

c. NH₄⁺

d. CH₃COH

3. Tentukan pasangan asam – basa konjugasi dalam reaksi asam – basa berikut :

a. HCO₃- + NH₄⁺ 2SO₃ + NH₃

b. CH₃COOH + H₂SO₄ CH₃COOH₂ + HSO₄^-

c. CH₃COOH + H₂O CH₃COO^- + H₃O⁺

d. CH₃COO^- + H₂O H₃COOH + OH^-

IX. Teori Asam basa Lewis

Asam : Akseptor (menerima) pasangan elektron.

Basa : Donor (melepaskan) pasangan elktron.

Contoh :

NH₃ + H⁺ NH₄⁺

x o

x o

H H +

ox

ox

H N + H⁺ H N H

H H

Basa asam