Presentasi sedang didownload. Silahkan tunggu

Presentasi sedang didownload. Silahkan tunggu

1 TEORI ASAM BASA KIMIA DASAR 2012. 2 ASAM BASA 3.

Presentasi serupa


Presentasi berjudul: "1 TEORI ASAM BASA KIMIA DASAR 2012. 2 ASAM BASA 3."— Transcript presentasi:

1 1 TEORI ASAM BASA KIMIA DASAR 2012

2 2 ASAM BASA

3 3

4 4

5 5

6 6

7 7

8 8

9 9 KEKUATAN ASAM BASA

10 10 ASAM KUAT ASAM LEMAH REACTION OF ZINK WITH STRONG VS WEAK ACID

11 11 Sifat umum ACIDS Berasa asam Merubah lakmus React with active metals – Fe, Zn React with bases BASES Berasa pahit Merubah lakmus Feel soapy or slippery (react with fats to make soap) React with acids blue to redred to blue

12 12 Teori ASAM BASA Johannes Nicolaus BRØNSTED (Danish) Thomas Martin LOWRY(English) Svante August ARRHENIUS(Swedish) Gilbert Newton LEWIS(American)

13 13 DEFINISI 1. TEORI ARRHENIUS : “ ASAM MERUPAKAN SENYAWA YANG DAPAT MENGHASILKAN ION HIDROGEN H + BILA DILARUTKAN KEDALAM AIR”. Ion hidrogen (proton) dalam molekul air tidak dapat berdiri sendiri dan bergabung dengan cara mengganti sepasang elektron sunyi oksigen dari mol ekul air dan disebut ion HIDRONIUM Setiap molekul HCl hanya dapat menghasilkan 1 ion H + disebut valensi asam. Asam semacam ini disebut juga asam monoprotik. Kalau menghasilkan 2 ion H+ disebut asam diprotik DAN lebih dari 2 disebut poliprotik

14 14 1. Arrhenius DEFINISI

15 15 “BASA MERUPAKAN SENYAWA YANG DAPAT MEMBERIKAN ION HIDROKSIDA (OH - ) BILA DILARUTKAN DALAM AIR” Untuk menunjukkan sifat basanya larutan NH 3 sering ditulis NH 4 OH 1. Arrhenius DEFINISI

16 16 1. Arrhenius DEFINISI

17 17 An acid is a proton donor, any species that donates an H + ion. An acid must contain H in its formula; HNO 3 and H 2 PO 4 - are two examples, all Arrhenius acids are Brønsted-Lowry acids. A base is a proton acceptor, any species that accepts an H + ion. A base must contain a lone pair of electrons to bind the H + ion; a few examples are NH 3, CO 3 2-, F -, as well as OH -. Brønsted-Lowry bases are not Arrhenius bases, but all Arrhenius bases contain the Brønsted-Lowry base OH -. Therefore in the Brønsted-Lowry perspective, one species donates a proton and another species accepts it: an acid-base reaction is a proton transfer process. Acids donate a proton to water Bases accept a proton from water 2. TEORI BRØNSTED-LOWRY

18 18 Molecular model: Two water (h 2 o) molecules react to form H 3 O + and OH - H2OH2O H2OH2OH3O+H3O+ OH - Molecular model: The reaction of an acid HA with water to form H 3 O+ and a conjugate base. Acid (HA) Base (H 2 O) Conjugate Conjugate acid (H 3 O + ) base (A - )

19 19 2. TEORI BRØNSTED-LOWRY

20 20 2. TEORI BRØNSTED-LOWRY

21 21 2. TEORI BRØNSTED-LOWRY

22 22 The Conjugate Pairs in Some Acid-Base Reactions Acid + Base Base + Acid Conjugate Pair Reaction 1 HF + H 2 O F – + H 3 O + Reaction 2 HCOOH + CN – HCOO – + HCN Reaction 3 NH CO 3 2– NH 3 + HCO 3 – Reaction 4 H 2 PO 4 – + OH – HPO 4 2– + H 2 O Reaction 5 H 2 SO 4 + N 2 H 5 + HSO 4 – + N 2 H 6 2+ Reaction 6 HPO 4 2– + SO 3 2– PO 4 3– + HSO 3 –

23 23 Conjugate pairs HCl Cl - CH 3 COOH CH 3 COO - NH 4 + NH 3 HNO 3 NO 3 - How does a conjugate pair differ? H + transfer 2. TEORI BRØNSTED-LOWRY

24 24 2. TEORI BRØNSTED-LOWRY SENYAWA AMFOTER

25 25 3. TEORI LEWIS Lewis acid - a substance that accepts an electron pair Lewis base - a substance that donates an electron pair

26 26 Formation of hydronium ion is also an excellent example. Electron pair of the new O-H bond originates on the Lewis base.Electron pair of the new O-H bond originates on the Lewis base. 3. TEORI LEWIS

27 27 3. TEORI LEWIS

28 28 3. TEORI LEWIS

29 29 3. TEORI LEWIS

30 30 ASAM – produce H + BASA - produce OH - ASAM – donate H + BASA – accept H + ASAM – accept e- pair BASA – donate e- pair Arrehenius Brønsted-Lowry Lewis Unt. senyawa yg hanya larut dalam air Mencakup senyawa yg tak larut dalam air Digunakan dalam kimia organik, wider range of substances RANGKUMAN

31 31 CONTOH

32 32 KEKUATAN ASAM BASA

33 33 KEKUATAN ASAM BASA

34 34 ASAM DAN REAKSI IONISASINYA

35 35 BASA DAN REAKSI IONISASINYA

36 36 CONTOH SENYAWA AMFOTER

37 37 ASAM DAN REAKSI IONISASINYA

38 38 ASAM DAN REAKSI IONISASINYA

39 39 TETAPAN KESETIMBANGAN

40 40 TETAPAN KESETIMBANGAN

41 41 TETAPAN KESETIMBANGAN

42 42 TETAPAN KESETIMBANGAN

43 43 TETAPAN KESETIMBANGAN

44 44 TETAPAN KESETIMBANGAN Ka HCN = 17 x , Ka HOCl = 3 x 10 -8, Ka CH3COOH = 76 x 10 -5

45 45 TETAPAN KESETIMBANGAN

46 46 DERAJAT IONISASI

47 47 DERAJAT IONISASI

48 48 DERAJAT IONISASI

49 49 DERAJAT IONISASI

50 50 DERAJAT IONISASI Jika diketahui Ka asam asetat adalah 1,76 x : a.Berapakah derajat ionisasi (  ) asam asetat pada konsentrasi 0,1 M dan 0,01 M a.Berapakah konsentrasi ion H + pada kedua konsentrasi tersebut dengan memperhatikan derajat ionisasinya (  )?

51 51 DERAJAT IONISASI

52 52 DERAJAT IONISASI

53 53 DISOSIASI ASAM POLIVALEN

54 54 Skala untuk mengukur konsentrasi ion hidronium [H + ] dalam suatu larutan, dinyatakan dalam skala Logaritma mencakup faktor 10. Larutan dengan pH 1 adalah 10 kali lebih kuat daripada larutan dengan pH 2 Larutan dgn pH 1 mempunyai [H + ] 0.1 mol/L atau Larutan dgn pH 3 mempunyai [H + ] mol/L atau Larutan dgn pH 7 mempunyai [H + ] mol/L atau APA YANG DIMAKSUD DG pH

55 55 APA YANG DIMAKSUD DG pH [H 3 O + ] and pH Ion hidronium biasanya diekspresikan sebagai pH pH is defined as the negative base-10 logarithm of the hydronium ion concentration. The p stands for potential, or power. The H stands for the chemical symbol for hydrogen. pH = −log[H 3 O + ] Nilai pH rendah maka konsentrasi ion hidronium tinggi.

56 56

57 57 ALAT PENGUKUR pH

58 58 ALAT PENGUKUR pH ASAM ASETAT AMONIA K

59 59 ALAT PENGUKUR pH (a) pH paper (b) Electrodes of a pH meter

60 60 L A T I H A N Jika pH Coke 3.12, [H 3 O + ] = ??? Karena pH = - log [H 3 O + ] lalu - pH = log [H 3 O + ] - pH = log [H 3 O + ] Antilog (10 x ) kedua sisi Akan didapatkan 10 -pH = [H 3 O + ] [H 3 O + ] = = 7.6 x M

61 61 Q1: Calculate the pH of a solution if [H 3 O + ] = 2.7 x M pH = -log[H 3 O + ] pH = -log(2.7 x ) = 3.57 Q2: Find the hydrogen ion concentration of a solution if its pH is [H 3 O + ] = 10 -pH [H 3 O + ] = = 2.4 x M Q3: Find the pOH and the pH of a solution if its hydroxide ion concentration is 7.9 x M pOH = -log[OH - ] pOH = -log(7.9 x ) = 4.10 pH + pOH = 14 pH = pH = 9.9 L A T I H A N

62 62 Suatu larutan mempunyai pH 8.5. Berapa konsentrasi ion hidrogen dalam larutan?Suatu larutan mempunyai pH 8.5. Berapa konsentrasi ion hidrogen dalam larutan? pH = - log [H + ] 8.5 = - log [H + ] -8.5 = log [H + ] Antilog -8.5 = antilog (log [H + ]) = [H + ] 3.16 X = [H + ] pH = - log [H + ] 8.5 = - log [H + ] -8.5 = log [H + ] Antilog -8.5 = antilog (log [H + ]) = [H + ] 3.16 X = [H + ] L A T I H A N

63 63 pH = - log [H+] (Remember that the [ ] mean Molarity) Example: If [H + ] = 1 X pH = - log 1 X pH = - (- 10) pH = 10 Example: If [H + ] = 1.8 X pH = - log 1.8 X pH = - (- 4.74) pH = 4.74

64 64 [H 3 O + ], [OH - ] and pH What is the pH of the M NaOH solution? [OH - ] = (or 1.0 X M) pOH = - log pOH = - log pOH = 3 pOH = 3 pH = 14 – 3 = 11

65 65 LATIHAN

66 66 pH LARUTAN GARAM Garam yang terbentuk dari reaksi ASAM kuat dan BASA kuat Garam yang terbentuk dari reaksi ASAM lemah dan BASA kuat

67 67 Garam yang terbentuk dari reaksi BASA lemah dan ASAM kuat Garam yang terbentuk dari reaksi BASA lemah dan ASAM lemah

68 68 A.KCl berasal dari asam dan basa kuat maka bersifat netral karena tidak terhidrolisis B. KCN berasal dari basa kuat dan asam lemah, CN - terhidrolisis menghasilkan OH - sehingga larutan garam bersifat basa C. NH 4 I berasal dari basa lemah dan asam kuat, NH 4 + terhidrolisis menghasilkan H + sehingga larutan garam bersifat asam

69 69 (Kw = )

70 70 Menghitung Ka dari pH Larutan asam formiat 0.10 M, HCOOH, pada 25°C pH nya Hitung Ka asam formiat pada temperatur tersebut. Telah diketahui bahwa

71 71 Menghitung Ka dari pH Untuk menghitung Ka, dibutuhkan semua konsentrasi kesetimbangan. Dari pH, [H3O + ] dapat ditentukan, yang sama juga pada [HCOO − ],.

72 72 Menghitung Ka dari pH pH = –log [H 3 O + ] – 2.38 = log [H 3 O + ] = 10log [H 3 O + ] = [H 3 O + ] 4.2  = [H 3 O + ] = [HCOO – ]

73 73 Menghitung Ka dari pH Dalam bentuk tabel : [HCOOH], M[H 3 O + ], M[HCOO − ], M Awal Pengionan –4.2   Setimbang 0.10 – 4.2  = ~  [4.2  ] [0.10] K a = = 1.8  10 -4

74 74

75 TIRASI ASAM BASA Acid-base titration is a process for calculating the concentration of a known volume of acid or base.

76 Sample Problem In this sample titration, we are trying to determine the concentration of mL of HCl. In the titration we will be neutralizing the HCl with M NaOH.

77 Setup for titrating an acid with a base

78 The equivalence point of the titration is reached when equal numbers of moles of hydronium and hydroxide ions have been reacted. When this happens in this titration, the pH of the solution in the flask is 7.0 and the phenolphthalein indicator is colourless. The permanent colour change in the indicator is known as the endpoint of the titration and the titration is over.

79 79

80 80

81 Titration Curve

82 Solve the problem 1 st write the equation for the reaction: HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H2O(l) 2 nd solve for the amount of moles of the titrant used. NaOH mol = mol/L x L= 3.85 x 10-3 mol NaOH Found in titration experiment 3 rd using stoichiometry, solve for the concentration of HCl, knowing it is a 1:1 mole ratio 3.85 x 10-3 mol= M L

83 TERIMA KASIH ATAS PERHATIANNYA… SELAMAT BELAJAR 83 SEMOGA SUKSES!!!!!


Download ppt "1 TEORI ASAM BASA KIMIA DASAR 2012. 2 ASAM BASA 3."

Presentasi serupa


Iklan oleh Google