KESETIMBANGAN ASAM BASA Referensi : “Prinsip-prinsip Kimia Modern” Penulis : Oxtoby, Gillis, Nachtrieb

1. Klasifikasi asam dan Basa

Asam menurut Arhenius adalah senyawa yang bila dilarutkan dalam air akan meningkatkan konsentrasi ion hidrogen (H+) di atas nilainya dalam air murni. Basa meningkatkan konsentrasi ion hidroksida (OH-)

Asam dan Basa Bronsted-Lowry Diperkenalkan oleh Johannnes Bronsted & Thomas Lowry pada tahun 1923 Asam didefinisikan sebagai suatu zat yang dapat memberikan ion hidrogen, dan sebuah basa adalah suatu zat yang dapat menerima ion hidrogen Dalam reaksi asam basa, ion hidrogen dipindahkan dari asam ke basa

CH3COOH(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + CH3COO-(aq) Asam 1 Basa 1 Asam 2 Basa 2 Asam-basa terdapat sebagai pasangan konyugat. CH3COO- adalah basa konyugat dari CH3COOH dan sebaliknya. H3O+ dan H2O juga membentuk pasangan asam-basa konyugat. HCl(dalam NH3) + NH3(l) NH4+(dalamNH3) + Cl-(dalamNH3) Asam 1 Basa 1 Asam 2 Basa 2 Contoh asam basa bronsted lowry pada pelarut non-H2O

Beberapa molekul dan ion dapat berfungsi sebagai asam maupun sebagai basa tergantung konsidi reaksi sehingga disebut amfoter. Sebagai contoh air dan ion hidrogen karbonat CH3COOH(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + CH3COO-(aq) H2O(l) + NH3(aq) NH4+(aq) + OH-(aq) H2CO3-(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + CO22-(aq) H2O(l) + HCO3-(aq) H2CO3(aq) + OH-(aq) Asam 1 Basa 1 Asam 2 Basa 2

Asam dan Basa Lewis Basa Lewis merupakan jenis basa yang menyumbangkan sepasang elektron bebas (donor elektron) Asam Lewis adalah jenis asam yang menerima sepasang elektron bebas (akseptor elektron) Salah satu contohnya reaksi molekul yang kekurangan elektron BF3 dengan molekul kaya elektron NH3 membentuk BF3NH3

Definisi Lewis mensistematiskan kimia berbagai macam oksida biner yang dapat dianggap sebagai anhidrida asam atau basa Anhidrida asam didapatkan dengan mengambil air dari suatu asam okso sampai hanya tertinggal oksidanya, dengan demikian CO2 merupakan anhidrida asam karbonat (H2CO3) CO2(g) + H2O(l) H2CO3(aq)

CaO(s) + H2O(l) Ca(OH)2(s) Oksida logam Golongan I dan II adalah anhidrida basa, yang diperoleh dengan menghilangkan air dari hidroksida yang sesuai. Contoh kalsium oksida, CaO, adalah anhidrida basa dari kalsium hidroksida Ca(OH)2 CaO(s) + H2O(l) Ca(OH)2(s) Reaksi oksida asam dan basa Lewis CaO(s) + CO2(g) CaCO3(s)

Perbandingan antara Definisi Arhenius, Bronsted-Lowry, dan Lewis Reaksi Netralisasi HCl dan NaOH : HCl + NaOH H2O + NaCl asam basa air garam Menurut Arhenius, HCl adalah asam dan NaOH adalah basa Menurut Bronsted-Lowry, H3O+ adalah asam dan OH- adalah basa Menurut Lewis, H+ adalah asam dan OH- adalah basa, karena proton menerima sepasang elektron bebas yang diberikan oleh OH-

2. Sifat asam dan sifat basa dalam larutan air: skema bronsted lowry

Air sangat efektif digunakan sebagai pelarut, karena memiliki momen dwikutub yang cukup besar, yang mampu menstabilkan zat terlarut polar dan ionik. Air ikut serta dalam reaksi asam-basa, baik sebagai reaktan maupun sebagai pelarut

Autoionisasi Air Air sebagai asam dan basa H2O(l) + H2O(l) H3O+(aq) + OH-(aq) asam1 basa2 asam2 basa1 Reaksi ini bertanggung jawab terhadap autoionisasi air dengan persamaan [H3O+][OH-] = Kw Dimana Kw tetapan hasil ionisasi ion untuk air sebesar 1x10-14 pada suhu 25oC

Air murni mengandung ion H3O+ dan OH- , dan karena adanya netralitas listrik total, maka banyaknya setiap jenis ion harus sama, sehingga [H3O+] = [OH- ] = y y2 = 1,0 x 10-14 y = 1,0 x 10-7

Asam dan Basa Kuat Asam kuat adalah asam yang seluruhnya terionisasi di dalam larutan air. Contohnya HCl, HBr, HI, H2SO4, HNO3, dan HClO4 Kekuatan asam dari seluruh asam kuat sama besar (efek perataan) dalam pelarut air, walaupun kemampuan untuk menyumbangkan hidrogen berbeda Kesetimbangan reaksi asam kuat bergerak ke arah kanan (=1)

Basa kuat yaitu basa yang bereaksi sempurna menghasilkan ion OH- bila dilarutkan dalam air. Ion amida (NH2-) dan hidrida (H-) merupakan basa kuat Kekuatan basa dari seluruh basa kuat sama besar (efek perataan) dalam pelarut air, walaupun kemampuan untuk menyumbangkan OH- berbeda Kesetimbangan reaksi basa kuat bergerak ke arah kanan (=1)

Fungsi pH Konsentrasi ion hidronium dalam air berkisar dari 10 M sampai 10-15 M. interval ini diperkecil dengan menggunakan skala logaritma yang disebut pH pH = - log10 [H3O+] pH = - log10 [Kw]/[OH-] Larutan asam, pH < 7 Larutan netral, pH = 7 Larutan basa, pH > 7

3. Kekuatan asam dan Basa

Asam lemah jika perpindahan ion hidrogen ke air tidak berlangsung sampai selesai (mencapai kesetimbangan) Asam lemah merupakan elektrolit lemah Asam lemah menghasilkan sifat koligatif yang lebih kecil daripada asam kuat

Reaksi kesetimbangan asam lemah HA(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + A-(aq) Rumus kesetimbangan [H3O+] [A-] = Ka [HA] Ka adalah tetapan kesetimbangan asam pada suhu tertentu

Asam kuat mempunyai Ka diatas 1, sehingga [HA] dalam penyebut kecil dan asam hampir seluruhnya terionisasi. Asam lemah mempunyai Ka lebih kecil dari 1 dan senyawa terionisasinya memiliki konsentrasi yang rendah

H2O(l) + NH3(aq) NH4+(aq) + OH-(aq) Kekuatan basa berbanding terbalik dengan kekuatan asam konyugatnya H2O(l) + NH3(aq) NH4+(aq) + OH-(aq) Asam 1 Basa 1 Asam 2 Basa 2 Persamaan kesetimbangannya [NH4+] [OH-] = Kb [NH3] [NH4+] Kw = Kb [NH3] [H3O+] Kw = Kb Ka

Ka merupakan tetapan ionisasi asam untuk NH4+, asam konyugat dari basa NH3. Hubungan umum antara Kb dari suatu basa dengan Ka dari asam konyugat menunjukka bahwa Kb tidak perlu ditabelkan secara terpisah dari Ka karena kedua terhubung melalui Kw = Ka Kb

Jika dua basa bersaing memperebutkan ion hidrogen, basa yang lebih kuat akan menang pada saat kesetimbangan tercapai. Asam yang lebih kuat menyumbangkan ion hidrogen ke basa yang lebih kuat, menghasilkan asam yang lebih lemah dan basa yang lebih lemah

HF(aq) + CN-(aq) HCN(aq) + F-(aq) (1) Asam 1 Basa 1 Asam 2 Basa 2 Tetapan kesetimbangan [HCN][F-] = K [HF] [CN-] Reaksi keseluruhan HF(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + F-(aq) (2) HCN(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + CN-(aq) (3)

Reaksi 1diperoleh dengan mengurangkan reaksi 2 dengan reaksi 3 Jadi nilai K diperoleh dengan membagi nilai Ka 2 dengan Ka 3 K = Ka 2 Ka 3 HCN adalah asam yang lebih lemah daripada HF, Ka 3 lebih kecil dari Ka 2 dan K lebih besar dari 1

Elektronegativitas dan Kekuatan Asam Okso Kecendrungan kekuatan relatif asam okso dijelaskan oleh pengaruh dari elektronegativitas dan polaritas ikatan terhadap kemudahan peyumbangan proton. Asam okso menyumbangkan proton dalam larutan air yang sebelumnya terikat pada atom oksigen. –X–O–H Elektronegativitas X (sangat) negatif (B, C, P, As, S, Se, Br, I) sehingga cenderung melepaskan H+ (asam) (bukannya melepaskan OH-)

Indikator Indikator adalah zat warna larut yang perubahan warnanya tampak jelas dalam rentang pH yang sempit. Jenis indikator yang khas adalah asam organik yang lemah yang mempunyai warna berbeda dari basa konyugatnya

Indikator yang berbeda mempunyai nilai Ka yang berbeda sehingga menunjukkan perubahan warna pada nilai pH yang berbeda pula Semakin lemah suatu indikator sebagai asam, semakin tinggi pH di tempat terjadinya perubahan warna. Perubahan warna itu muncul pada rentang satu sampai dua satuan pH. Ini membatasi ketepatan dari penentuan pH melalui pemakaian indikator. Namun hal tersebut tidak mempengaruhi penentuan analisis konsentrasi asam atau basa melalui titrasi, selama indikator yang digunakan sesuai

4. Kesetimbangan yang melibatkan asam dan basa lemah

Asam dan basa lemah hanya bereaksi sebagian dengan air, sehingga untuk menghitung pH larutannya kita menggunakan Ka atau Kb serta hukum kesetimbangan kimia

Asam Lemah Asam lemah mempunyai nilai Ka lebih kecil dari 1. Nilai pKa mulai dari nol untuk asam lemah yang paling kuat dan terus bergerak naik. Bila asam lemah dilarutkan dalam air, konsentrasi awalnya diketahui, tetapi reaksi sebagiannya dengan air menghabiskan sejumlah HA dan menghasilkan A- dan H3O+

Lihat contoh 10.3 [H3O+][CH3COO-] = K [CH3COOH] y2 = 1.76 x 10-5 CH3COOH(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + CH3COO-(aq) asam asetat hidronium ion asetat tekanan parsial awal 1.000 ≈0 0 perubahan tekanan parsial -y +y +y tekanan parsial kesetimbangan 1.000 – y y y [H3O+][CH3COO-] = K [CH3COOH] y2 = 1.76 x 10-5 1.000 – y

y = 4.2 x 10-3 M pH = - log10 [4.2 x 10-3] pH = 2.38

Basa lemah Penjelasan asam lemah mirip dengan basa lemah Kb = ketetapan kesetimbangan basa Basa lemah bereaksi dengan air untuk menghasilkan OH- Jumlah ion yang dihitung [OH-] Kb dari basa lemah lebih kecil dari 1 dan semakin lemah suatu basa, semakin kecil nilai Kb-nya

Hidrolisis Hidrolisis adalah istilah umum yang diberikan untuk reaksi suatu zat dengan air, dan hidrolisis diterapkan secara khusus pada reaksi dimana pH berubah dari 7 pada saat pelarutan suatu garam dalam air. Penjelasan lengkapnya pada reaksi hidrolisis amonium klorida NH4+(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + NH3(aq) Hal ini menjelaskan mengapa pH larutan amonium klorida < 7 (asam)

Hidrolisis tidak terjadi pada semua ion, hanya dengan ion-ion yang merupakan asam konjugat dari basa lemah dan basa konjugat dari asam lemah. Hal ini menjelaskan mengapa NaF bersifat sedikit basa dan NaCl bersifat netral

5. Larutan Buffer

Larutan buffer adalah semua larutan yang pH-nya dapat dikatakan tetap, walaupun ditambahkan sedikit asam lemah beserta basa lemah konjugatnya dalam konsentrasi yang hampir sama. Larutan buffer berperan besar dalam mengontrol kelarutan ion-ion dalam larutan sekaligus mempertahankan pH dalam proses biokimia dan fisiologis. Banyak proses kehidupan sensitif terhadap pH sehingga diperlukan sedikit pengaturan dalam interval konsentrasi H3O+ dan OH-

Perhitungan Cara Kerja Buffer Persamaan kesetimbangan ionisasi asam lemah H3O+ = Ka [HA] [A-] Konsentrasi ion hidronium tergantung pada nisbah konsentrasi asam lemah terhadap konsentrasi basa konjugatnya. Kunci cara kerja larutan buffer yang efektif adalah menjaga agar kedua konsentrasi ini hampir sama dan cukup besar

Dengan penambahan sejumlah kecil basa ke dalam larutan buffer yang efektif hanya membutuhkan beberapa persen molekul HA dengan mengubahnya menjadi ion A- dan hanya menambahkan beberapa persen saja A- yang ada sejak awal. Nisbah [HA]/[A-] turun, tetapi hanya sedikit. Asam yang ditambahkan mengkonsumsi sebagian kecil basa A- yang dipakai untuk menghasilkan sedikit HA lagi. Nisbah [HA]/[A-] sekarang naik, tetapi lagi-lagi perubahannya juga hanya sedikit. Karena konsentrasi H3O+ sangat dipengaruhi nisbah ini, perubahan pH-nya juga hanya sedikit

Pembuatan Buffer Melalui pemilihan asam lemah yang tepat dan nisbah yang benar antara asam tersebut dengan basa konjugatnya, kita dapat membuat larutan buffer yang mampu menjaga agar pH tetap disekitar nilai yang diinginkan Perhitungan pH untuk buffer pH = pKa – log 10 [HA]0 [A-]0

Dari perhitungan pH (yang ingin dibuat) akan diperoleh nisbah [HA]0/[A-]0 sehingga diperoleh perbandingan asam dan garam Buffer yang optimal adalah buffer yang asam dan basa konjugat di dalamnya mempunyai konsentrasi yang hampir sama; jika perbedaannya terlalu besar, ketahanan buffer terhadap pengaruh penambahan asam atau basa akan berkurang. Dalam menyeleksi buffer, pilihlah asam dengan pKa sedekat mungkin dengan pH yang diinginkan

6. Kurva Titrasi Asam-Basa

Kurva titrasi merupakan grafik pH versus volume dari larutan titrasi V Konsep kesetimbangan asam basa dapat dipakai untuk mencari bentuk yang tepat dari kurva titrasi bila semua besaran ini diketahui Juga dapat digunakan untuk menghitung Ka dan konsentrasi yang tidak diketahui berdasarkan kurva titrasi eksperimen

Titrasi Asam Kuat dan Basa Kuat Lihat gambar 10.12 (titrasi asam kuat dengan basa kuat) Penambahan NaOH 0 ml, pH =1 Penambahan 30 ml, pH = 1.27 Penambahan 100 ml, pH = 7 ini disebut titik ekivalen, yaitu titik dimana jumlah molekul basa yang ditambahkan sama dengan jumlah molekul asam. Volume basa yang ditambahkan sampai dengan titik akhir disebut volume ekivalen V. Penambahan NaOH 100,05 ml, pH = 9.4

pH naik dengan tajam tepat sesudah titik ekivalen: [H3O+] berubah sebesar 4 orde besaran dengan volume NaOH 99.8 ml dan 100.02 ml. Oleh karena itu, indikator yang berubah warnanya antara pH = 5 – 9 akan menunjukkan titik akhir titrasi dengan ketepatan ± 0.02% Titik akhir titrasinya dengan demikian hampir sama dengan titik ekivalen Titrasi basa kuat dengan asam kuat lebih kurang sama. Dalam hal ini pH bergerak dari tinggi ke rendah

Titrasi Asam Lemah dan Basa Lemah Titik ekivalen c0V0 = ctVe Lihat gambar 10.13 Penambahan NaOH 0 ml, pH = 2.88 Penambahan NaOH 0<V<Ve, pH = 4.38 Penambahan NaOH V = Ve, pH 8.73 Penambahan NaOH V>Ve, pH = 8.7

Pilihan indikator yang tepat adalah PP dengan interval pH 8.2 – 10. Lereng pH terhadap volume basa kuat adalah kurang curam dekat titik ekivalen untuk asam lemah dibandingkan dengan asam kuat, yang membuat penentuan volume ekivalen (dan konsentrasi asam lemah awal) menjadi kurang tepat

7. Asam Poliprotik

Tahapan reaksi asam sulfat H2SO4(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + HSO4-(aq) Asam poliprotik memberikan dua atau lebih ion hidrogen ke penerima. Contoh asam sulfat dan asam nitrat Tahapan reaksi asam sulfat H2SO4(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + HSO4-(aq) HSO4-(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + SO4-(aq)

Ion hidrogen sulfat adalah amfoter, yang berarti bahwa basa dalam reaksi pertama (dengan asam konjugat H2SO4) dan asam dalam reaksi kedua (dengan basa konjugat SO42-) Dalam ionisasi pertama, H2SO4 adalah asam kuat, tetapi hasil ionisasinya sendiri adalah asam lemah. H3O+ yang dihasilkan dalam larutan H2SO4 terutama berasal dari ionisasi pertama dan larutan mempunyai pH yang mendekati pH asam kuat monoprotik dengan konsentrasi yang sama

Namun demikian, bila larutan ini bereaksi dengan basa kuat, kekuatan netralisasinya dua kali dibandingkan asam monoprotik dengan konsentrasi yang sama, karena setiap mol asam sulfat dapat bereaksi dan menetralisasi dua mol ion hidroksida

Asam Poliprotik Lemah Asam poliprotik lemah terionisasi dalam dua tahap atau lebih. Contoh asam karbonat H2CO3(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + HCO3-(aq) HCO3- (aq) + H2O(l) H3O+(aq) + CO22-(aq) Ka1 = 4.3 x 10-7 dan Ka2 = 4.8 x 10-11 Dua pengamatan penting [H3O+] dalam dua kesetimbangan ionisasi adalah satu jenis dan sama Ka2 tetap dikatakan pasti lebih kecil dari Ka1 karena muatan negatif yang tertinggal akibat hilangnya ion hidrogen dalam ionisasi pertama menyebabkan ion hidrogen kedua terikat lebih kuat

Pengaruh pH terhadap Komposisi Larutan Perubahan pH menggeser semua kesetimbangan asam-basa, termasuk kesetimbangan yang melibatkan asam poliprotik. Persamaan kesetimbangan asam-basa dan tetapan kesetimbangan digunakan untuk menghitung banyaknya perubahan Lihat gambar 10.15

Pada pH tinggi, CO32- mendominasi, dan pada pH rendah, H2CO3 merupakan spesies yang paling banyak. Pada pH antara (mendekati 8) ion hidrogen karbonat adalah yang paling banyak.

8. Perhitungan Kesetimbangan Asam-Basa yang tepat

Rumus ini digunakan untuk asam yang sangat lemah atau larutan yang sangat encer, sehingga jumlah ion hidronium dari hasil autoionisasi air tidak dapat diabaikan [H3O+]3 + (cb + Ka)[H3O+]2 – (Kw + caKa)[H3O+] – KaKw = 0

Lihat gambar 10.16 Kurva titrasi asam poliprotik menunjukkan lebih dari satu titik ekivalen Ve1 = ½ Ve2 = 1/3 Ve3

Ok fren, thanks Tugas Kesetimbangan Asam Basa Hal 329 – 332 Nomor 9, 10, 19, 20, 21, 23, 39, 41, 45, 46, 49, 56, 58, 67