Presentasi sedang didownload. Silahkan tunggu

Presentasi sedang didownload. Silahkan tunggu

ASAM BASA Teori asam basa Arrhenius Tahun 1884 Svante August Arrhenius menyatakan bahwa sifat asam dan basa suatu zat ditentukan oleh jenis ion yg dihasilkan.

Presentasi serupa


Presentasi berjudul: "ASAM BASA Teori asam basa Arrhenius Tahun 1884 Svante August Arrhenius menyatakan bahwa sifat asam dan basa suatu zat ditentukan oleh jenis ion yg dihasilkan."— Transcript presentasi:

1 ASAM BASA Teori asam basa Arrhenius Tahun 1884 Svante August Arrhenius menyatakan bahwa sifat asam dan basa suatu zat ditentukan oleh jenis ion yg dihasilkan dalam air. “Asam adalah senyawa yang melepaskan H + dalam air dan basa adalah senyawa yang melepaskan OH - dalam air”

2 Ion H 3 O + dan OH - terdapat dalam air murni melalui reaksi: H 2 O + H 2 O H 3 O + + OH - Definisi Asam basa Arhennius (versi modern): Asam adalah zat yang menambah konsentrasi ion hidronium (H 3 O + ) dalam larutan air, dan basa adalah zat yang menambah konsentrasi ion hidroksida (OH - )

3 Secara kimia: Asam : HA + aq H + (aq) + A - (aq) Basa : BOH + aq B + (aq) + OH - (aq) H + tdk berdiri bebas dalam air, tetapi berikatan kordinasi dengan oksigen air membentuk ion hidronium (H 3 O + ). H + + H 2 O H 3 O +

4 Asam Senyawa yang larut dalam air dan membentuk H 3 O + atau H + dan ion negatif disebut asam. Contoh: HCl + H 2 O(aq) H 3 O + (aq) + Cl - (aq) atau HCl H + + Cl -

5 Basa - senyawa yang mengandung OH - contoh: NaOH, Ba(OH) 2 - senyawa yang bereaksi dalam air menghasilkan OH - contoh: oksida logam; Na 2 O + H 2 O 2 NaOH K 2 O + H 2 O 2 KOH

6 Reaksi Netralisasi: reaksi antara asam dan basa, senyawa yang terbentuk dari reaksi tersebut adalah Garam. (Reaksi asam basa disebut juga reaksi penggaraman). Garam: Senyawa antara ion positif basa dengan ion negatif asam, contoh : K 2 SO 4, NaCl

7 Molekul asam yang melepas satu, dua, tiga proton (H + ) disebut asam mono, di, dan triprotik. contoh: HNO3 - H 2 SO4 H 3 PO4 -

8 Teori Asam Basa Bronsted-Lowry Asam adalah senyawa atau partikel yang dapat memberikan proton pada senyawa lain. Basa adalah senyawa atau partikel yang dapat menerima proton dari asam.

9 Asam (zat yang dapat melepaskan proton kepada molekul pelarut): HA + HL H 2 L + + A - Basa (zat yang yang dapat menerima proton): B + H 2 O BH + + OH -

10 Suatu asam lemah (HA) dalam larutan akan membentuk kesetimbangan HA + HL H 2 L + + A - Asam1 basa1 Asam2 basa2 Hal ini berarti H 2 L + dapat bereaksi menjadi HL dg melepaskan H + kepada A -. Sebaliknya A- dpt berubah mjd HA dg menerima H+. Jadi H 2 L + bersifat asam dan A - sbg basa.

11 Contoh: 1) HAc(aq) + H 2 O (l) ↔ H 3 O+(aq) + Ac - (aq) asam-1 basa-2 asam-2 basa-1 HAc dengan Ac - merupakan pasangan asam- basa konyugasi. H 3 O+ dengan H 2 O merupakan pasangan asam- basa konyugasi.

12 2) H 2 O(l) + NH 3 (aq) NH 4 + (aq) + OH - (aq) asam-1 basa-2 asam-2 basa-1 H 2 O dengan OH - merupakan pasangan asam- basa konyugasi. NH 4 + dengan NH 3 merupakan pasangan asam- basa konyugasi. Pada contoh di atas terlihat bahwa air dapat bersifat sebagai asam (proton donor) dan sebagai basa (proton akseptor). Zat atau ion atau spesi seperti ini bersifat ampiprotik (amfoter).

13 Teori Asam Basa Lewis Asam adalah suatu partikel yang dapat menerima pasangan elektron dari partikel lain untuk membentuk ikatan kovalen koordinasi. Basa adalah suatu partikel yang dapat memberikan pasangan elektron kepada partikel lain untuk membentuk ikatan kovalen koordinasi.

14 Contoh HClH2OH2O H3O+H3O+ Cl -

15 Kesetimbangan asam basa dalam air Senyawa elektrolit (asam, basa dan garam) dalam air terurai mjd ion positif dan negatif. Penguraian ini disebut pengionan atau ionisasi. Asam dan basa yg larut tetapi terion sebagian disebut asam dan basa lemah. Antara molekul yg tdk terion dan ionnya membentuk kesetimbangan asam dan basa lemah.

16 Kesetimbangan Asam Konstanta relatif suatu asam dinyatakan dengan konstanta ionisasi asam (Ka). Ionisasi asam lemah : HA + H 2 O H3O + + A - Ka = konstanta kesetimbangan asam

17 Derajat ionisasi (α): Kemampuan asam terionisasi. jumlah mol yang terion jumlah mol mula-mula nilai α antara o dan 1 Contoh soal: Tentukan Ka larutan asam (HA) dengan konsentrasi 0,3 M, jika: a.α = 0,02 b.α = 0,7 α =

18 Jawab: HA (aq) H+ (aq) + A- c(1- α)αcαcαc (c= konsentrasi HA mula-mula) αc x αc c (1-α) = Jika α= 0,02

19 Kesetimbangan Basa B + H 2 O BH + + OH - Kb = [BH + ] [OH - ] [H 2 O] [B + ] (Kesetimbangan basa lemah terjadi dlm larutan encer, konsentrasi air dianggap konstan) Kb = [BH + ] [OH - ] [B + ] Kb = konstanta kesetimbangan basa

20 Kesetimbangan Air H 2 O + H 2 OH 3 O + (aq) + OH - (aq) Kw = (1,0 x ) x (1,0 x ) = 1,0 x (25 o C) 1 H 2 O H + + OH - Kc = [H+] [OH-] [H 2 O] Kc (H2O) = Kw = [H + ] [OH - ) Pada suhu kamar (25 0 C) nilai Kw = [H + ] = [OH - ) = √ = 10 -7

21 Kriteria Larutan Asam, Basa dan Netral [H + ] > [OH - ]  Larutan asam [H + ] = [OH - ]  Larutan netral [H + ] < [OH - ]  Larutan basa Jika 2 Kw = konstanta kesetimbangan air Nilai Kw = bukan hanya utk air murni tetapi jg larutan asam dan basa krn ada kesetimbangan ion.

22 Contoh soal : pH 0,100 M larutan asam format pada 25 o C adalah 2,38. Hitung Ka ? Jawab : [H + ]= 10 -pH = 10 -2,38 = 4,2 x mol/L HCHO 2 H + + CHO 2 - Kons. Awal Perubahan Kons. Setimbang 0,100 -0,0042 0, ,0042 0, ,0042 0,0042 Ka <10 -3 : asam lemah Ka >1: asam kuat Ka : asam sedang 7

23 pKa dan pKb pKa = -log Ka makin besar pKa, asam makin lemah pKb = -log makin besar pKb, basa makin lemah Ka x Kb = Kw (untuk pasangan asam – basa konjugat) Basa konjugat suatu asam sangat lemah adalah basa relatif kuat Asam konjugat suatu basa sangat kuat adalah basa relatif lemah 11

24 Buffer (Penyangga pH) Larutan buffer : Larutan yang dapat mempertahankan pH bila ditambahkan sedikit asam atau sedikit basa Umumnya terdiri atas : asam lemah HA dan basa konjugatnya A - pH larutan Buffer atau Contoh soal : Suatu larutan buffer dibuat dengan cara mencampur 0,11 M NaC 2 H 3 O 3 (Na-asetat) dan asam asetat 0,090 M. Hitung pH ! 12

25 Jawab : Kapasitas Buffer Adalah : Ukuran kemampuan buffer menahan perubahan pH ditentukan oleh ukuran molaritas komponen-komponen yang terlibat 13

26 14 Asam Poliprotik Reaksi ionisasi asam poliprotik : H 2 CO 3(aq) H + (aq) + HCO 3 - (aq) HCO 3 - (aq) H + (aq) + CO 3 2- (aq) Oleh karena Ka 1 >> Ka 2  pH larutan hanya ditentukan oleh Ka 1

27 15 Contoh soal : Berapa [H + ] dan [A 2- ] pada kesetimbangan dalam H 2 A 0,100 M Jika Ka 1 = 1,0 x dan Ka 2 = 1,0 x ? Jawab. Konsentrasi Awal0,100 Perubahan-X+X Koreksi ionisasi0+y-y Konsentrasi Akhir(0,1-X)(X+y)(X-y) H 2 A H + + HA - y sangat kecil diabaikan Kons. Penyederhanaan0,1XX Maka :

28 pH Larutan Asam kuat dan basa kuat terdiossosiasi sempurna : pH = -log [H + ] Untuk menyatakan nilai pH suatu larutan asam, maka yang paling awal harus ditentukan (dibedakan) antara asam kuat dengan asam lemah.

29 1. pH Asam Kuat Bagi asam-asam kuat ( a = 1), maka menyatakan nilai pH larutannya dapat dihitung langsung dari konsentrasi asamnya (dengan melihat valensinya).

30 Contoh: 1. Hitunglah pH dari 0.01 M HCl ! Jawab: HCl(aq) ↔ H + (aq) + Cl - (aq) [H + ] = [HCl] = 0.01 = M pH = - log = 2

31 2. Hitunglah pH dari 2 liter larutan 0.1 mol asam sulfat ! Jawab: H 2 SO 4 (aq) ↔ 2 H + (aq) + SO 4 2- (aq) [H + ] = 2[H 2 SO 4 ] = 2 x 0.1 mol/2.0 liter = 2 x 0.05 = M pH = - log = 1

32 2. pH Asam Lemah Bagi asam-asam lemah, karena harga derajat ionisasinya ≠ 1 (0 < a < 1) maka besarnya konsentrasi ion H + tidak dapat dinyatakan secara langsung dari konsentrasi asamnya (seperti halnya asam kuat). Langkah awal yg harus ditempuh adalah menghitung besarnya [H + ] dengan rumus [H + ] = √ ( C a. K a ) Dimana:C a = konsentrasi asam lemah K a = tetapan ionisasi asam lemah

33 Contoh: Hitunglah pH dari mol CH 3 COOH dalam 250 ml larutannya, jika diketahui Ka = Jawab: Ca = mol/0.250 liter = 0.1 M = M [H + ] = √ (C a. K a ) = √ ( ) = M pH = -log = 3

34 1.pH Larutan Basa Kuat [OH – ] = n x Mb Mb = Molaritas Basa Kuat ( [Basa] ) n = Valensi Basa Kuat (jumlah OH) pOH = - log [OH – ] Maka : pH = pKw – pOH = 14 – pOH

35 Contoh: a. Hitunglah pH dari 100 ml larutan KOH 0.1 M b. Hitunglah pH dari 500 ml larutan Ca(OH) M. Jawab: a. KOH(aq) → K + (aq) + OH – (aq) [OH – ] = 1 x [KOH] = 0.1 = 10 –1 M pOH = - log [OH – ] = - log 10 –1 = 1 Jadi pH = 14 - pOH = = 13

36 b. Ca(OH)2 (aq) → Ca 2+ (aq) + 2 OH – (aq) [OH – ] = 2 x [Ca(OH)2] = 2 x 0.01 = 2.10 –2 M pOH = - log [OH – ] = - log 2.10 –2 = 2 - log 2 Jadi pH = 14 - pOH = 14 - (2 - log 2) = 12 + log 2 2.pH Larutan Basa Lemah Basa lemah mempunyai harga derajat ionisasinya α ≠ 1, sehingga untuk menentukan ion OH – digunakan rumus:

37 [OH – ] = √ (Cb. Kb) atau [OH – ] = Mb x α Dimana : Cb = konsentrasi Molar basa lemah Kb = tetapan ionisasi basa lemah. α = derajat ionisasi basa lemah

38 Contoh: Hitunglah pH dari 100 ml M larutan NH4OH, jika diketahui tetapan ionisasi basa, Kb = 10 –5 Jawab: NH4OH (aq) ↔ OH – (aq) + NH4 + (aq) [OH – ] = √ (Mb. Kb) = √10 –3. 10 –5 = 10 –4 M pOH = - log [OH – ] = - log 10 –4 = 4 Jadi pH = 14 - pOH = = 10

39 Tugas 1 : pH Asam Basa Pada suhu ruang Hitunglah pH larutan berikut : 1. Jika 0,98 gram Asam Sulfat terlarut dalam 2 liter larutannya. (diketahui : Ar.H = 1; S = 32; O = 16) 2. Jika 0,04 gram Natrium Hidroksida terlarut 1 liter larutannya. (diketahui : Ar.Na = 23; O = 16; H = 1)

40 3. Jika 0,27 gram Asam Sianida terlarut dalam satu liter larutannya. Diketahui Tetapan kesetimbangan asam, Ka = 10 –8 dan Ar.H = 1; C = 12; N = Jika 70 milligram Ammonium Hidroksida terlarut dalam 200 cm 3 larutannya. Diketahui tetapan kesetimbangan basa, Kb = 10 –5 dan Ar.N = 14; H = 1; O = 16.

41 pH larutan Garam Hidrolisis adalah terurainya garam dalam air yang menghasilkan asam atau basa, (reaksi antara garam yang memiliki ion sisa asam lemah (basa konjugat) atau ion sisa basa lemah (asam konjugat) dengan air menghasilkan asam lemah dan atau basa lemah)

42 Ada 4 jenis garam: 1.Garam yang terbentuk dari reaksi asam kuat dengan basa kuat (misalnya NaCl, K 2 SO 4 dan lain-lain) tidak mengalami hidrolisis. Untuk jenis garam yang demikian nilai pH = 7 (bersifat netral).

43 2.Garam yang terbentuk dari reaksi asam kuat dengan basa lemah (misalnya NH 4 Cl, AgNO 3 dan lain-lain) hanya kationnya (asam konjugat) yang terhidrolisis (mengalami hidrolisis parsial). Untuk jenis garam yang demikian nilai pH < 7 (bersifat asam).

44 3.Garam yang terbentuk dari reaksi asam lemah dengan basa kuat (misalnya CH 3 COOK, NaCN dan lain-lain) hanya anionnya (basa konjugat) yang terhidrolisis (mengalami hidrolisis parsial). Untuk jenis garam yang demikian nilai pH > 7 (bersifat basa).

45 4.Garam yang terbentuk dari reaksi asam lemah dengan basa lemah (misalnya CH 3 COONH 4, Al 2 S 3 dan lain-lain) kation (asam konjugat) dan anion (basa konjugat) keduanya mengalami hidrolisa maka disebut hidrolisis total (sempurna). Untuk jenis garam yang demikian nilai pH-nya tergantung harga Ka dan Kb.

46 Jika : 1. Ka = Kb, larutan-nya netral (pH = 7) 2. Ka > Kb, larutan-nya bersifat asam (pH 7)


Download ppt "ASAM BASA Teori asam basa Arrhenius Tahun 1884 Svante August Arrhenius menyatakan bahwa sifat asam dan basa suatu zat ditentukan oleh jenis ion yg dihasilkan."

Presentasi serupa


Iklan oleh Google