BAB 6 Asam dan Basa Next

BAB 6 Asam dan Basa Standar Kompetensi Kompetensi Dasar Indikator 4. Memahami sifat-sifat larutan asam-basa, metode pengukuran, dan terapannya. Kompetensi Dasar 4.1 Mendeskripsikan teori-teori asam basa dengan menentukan sifat larutan dan menghitung pH larutan. 4.2 Menghitung banyaknya pereaksi dan hasil reaksi dalam larutan elektrolit dari hasil titrasi asam basa. Indikator 1. Menjelaskan pengertian asam dan basa 2. Menjelaskan dan memformulasikan kesetimbangan air 3. Menjelaskan dan memformulasikan pengaruh penambahan asam dan basa dalam air terhadap kesetimbangan air 4. Menghitung konsentrasi atau molaritas H+ dan OH– dalam suatu larutan 5. Menjelaskan, memformulasikan, dan menghitung derajat keasaman (pH) suatu larutan 6. Menjelaskan, meformulasikan, dan menerapkan reaksi netralisasi dan titrasi asam-basa 7. Menjelaskan teori-teori asam-basa. Close Next

Kesetimbangan Ion dalam Larutan Derajat Keasaman (pH) Asam dan Basa Daftar Materi Pokok Konsep Asam dan Basa (Halaman 245 – 256) Reaksi Asam dan Basa (Halaman 284 – 295) Kesetimbangan Ion dalam Larutan (Halaman 245 – 268) Stoikiometri Larutan (Halaman 295 – 301) Derajat Keasaman (pH) Asam dan Basa (Halaman 268 – 283) Teori Asam Basa (Halaman 301 – 304) Back Next

A. Konsep Asam dan Basa Semua senyawa asam mengandung oksigen. Oksigen sebagai komponen dasar penyusun zat asam. Antoine L. Lavoisier (1743-1794) Unsur yang terkandung dalam senyawa asam adalah hidrogen dan bukan oksigen. Sir Humphry Davy (1778-1829) Back Next

Asam, basa, dan garam merupakan zat elektrolit. Ketika zat-zat tersebut dilarutkan dalam air, maka akan menghasilkan larutan yang mengandung partikel-partikel bermuatan listrik (ion) dan dapat menghantarkan arus listrik. Michael Faraday (1791-1867) Back Next

Asam  H+ (aq) + anion (aq) Basa  OH– (aq) + kation (aq) Asam adalah senyawa-senyawa yang mengandung hidrogen dan menghasilkan ion-ion hidrogen (H+) ketika dilarutkan dalam air. Basa adalah senyawa-senyawa yang menghasilkan ion-ion hidroksida (OH–) ketika dilarutkan dalam air. Svante Arrhenius (1859-1927) Asam  H+ (aq) + anion (aq) Basa  OH– (aq) + kation (aq) Home Back Next

Asam dalam Kehidupan Sehari-hari Asam sitrat Asam laktat Asam tartrat Asam asetat Asam malat Asam askorbat Home Back Next

Beberapa Senyawa Asam Nama Asam Rumus Kimia Asam klorida HCl Asam nitrat HNO3 Asam sulfat H2SO4 Asam fosfat H3PO4 Asam karbonat H2CO3 Asam klorat HClO3 Asam asetat CH3COOH Asam oksalat H2C2O4 Home Back Next

Basa dalam Kehidupan Sehari-hari Kalium hidroksida Magnesium hidroksida Natrium hidroksida Aluminium hidroksida Home Back Next

Beberapa Senyawa Basa Nama Basa Rumus Kimia Natrium hidroksida NaOH Kalium hidroksida KOH Kalsium hidroksida Ca(OH)2 Besi (II) hidroksida Fe(OH)2 Besi (III) hidroksida Fe(OH)3 Magnesium hidroksida Mg(OH)2 Aluminium hidroksida Al(OH)3 Amonium hidroksida NH4OH Home Back Next

Asam Basa Sifat Asam dan Basa Bersifat korosif. Bereaksi dengan logam menghasilkan gas H2. Mempunyai rasa asam. Dapat mengubah warna zat-zat lain seperti lakmus dan sari bunga sepatu. Bersifat kaustik. Terasa licin di tangan. Mempunyai rasa yang pahit atau getir. Dapat mengubah warna zat-zat lain seperti lakmus dan sari bunga sepatu. Home Back Next

Oksida Asam Oksida Basa Oksida Asam dan Oksida Basa Oksida Asam Oksida Basa Zat-zat yang dapat bereaksi dengan zat lain membentuk zat asam. Contoh: CO2 + H2O  H2CO3 SO2 + H2O  H2SO3 Zat-zat yang dapat bereaksi dengan zat lain membentuk zat basa. Contoh: Na2O + H2O  2NaOH K2O + H2O  2KOH Home Back Next

Indikator Asam-Basa Indikator asam-basa: Zat yang warnanya dapat berubah saat bereaksi dengan senyawa asam maupun senyawa basa Indikator alami Home Back Next

Indikator Buatan Lakmus Dalam larutan asam Dalam larutan basa Home Back Next

Bromtimol biru Fenolftalein Metil merah Dalam larutan asam larutan basa Dalam larutan asam larutan basa Metil merah Dalam larutan asam larutan basa Home Back Next

B. Kesetimbangan Ion dalam Larutan Kesetimbangan Air Air dapat terurai (terdisosiasi) menjadi ion-ionnya, yaitu ion hidrogen dan ion hidroksida. H2O(l) H+(aq) + OH–(aq) konsentrasi ion hidroksida Tetapan kesetimbangan air: konsentrasi ion hidrogen Harga Kw pada suhu 25 C adalah 10–14 Home Back Next

Pengaruh Asam terhadap Kesetimbangan Air Asam Kuat Mengalami ionisasi sempurna di dalam larutannya. Derajat ionisasinya = 1 ( = 1) Contoh asam kuat: H2SO4, HNO3, HI, HBr, HCl, dan HClO4 Konsentrasi ion hidrogen untuk asam kuat: konsentrasi molar asam jumlah ion H+ yang dihasilkan dalam reaksi ionisasi Contoh Soal: Hitung konsentrasi H+ dalam larutan H2SO4 0,2 M! H2SO4 (aq)  2H+(aq) + SO42–(aq) [H+] = (n × Ma) M = (2 × 0,2) M = 0,4 M Home Back Next

Mengalami ionisasi tidak sempurna di dalam larutannya. Asam Lemah Mengalami ionisasi tidak sempurna di dalam larutannya. Derajat ionisasinya  1 ( < 1) Contoh asam lemah: H2C2O4, HNO2, CH3COOH, H3PO4, dan HF. Konsentrasi ion hidrogen untuk asam lemah: konsentrasi molar asam tetapan kesetimbangan asam lemah Contoh Soal: Hitung konsentrasi H+ dalam larutan HNO2 0,05 M! (Ka = 5 × 10–4) Home Back Next

Pengaruh Basa terhadap Kesetimbangan Air Basa Kuat Mengalami ionisasi sempurna di dalam larutannya. Derajat ionisasinya = 1 ( = 1) Contoh basa kuat: KOH, NaOH, Ca(OH)2, dan Mg(OH)2 Konsentrasi ion hidroksida untuk basa kuat: konsentrasi molar basa jumlah ion OH – yang dihasilkan dalam reaksi ionisasi Contoh Soal: Hitung konsentrasi OH – dalam larutan NaOH 0,05 M! NaOH (aq)  Na+(aq) + OH–(aq) [OH–] = (n × Mb) M = (1 × 0,05) M = 0,05 M Home Back Next

Mengalami ionisasi tidak sempurna di dalam larutannya. Basa Lemah Mengalami ionisasi tidak sempurna di dalam larutannya. Derajat ionisasinya  1 ( < 1) Contoh basa lemah: NH4OH, Be(OH)2, AgOH, dan Zn(OH)2. Konsentrasi ion hidroksida untuk basa lemah: konsentrasi molar basa tetapan kesetimbangan basa lemah Contoh Soal: Hitung konsentrasi OH– dalam larutan NH4OH 0,2 M! (Kb = 2 × 10–5) Home Back Next

D. Derajat Keasaman (pH) Asam dan Basa Konsentrasi Larutan Konsentrasi larutan menyatakan jumlah mol zat terlarut tiap satuan volum larutan tersebut. Home Back Next

Konsentrasi larutan dinyatakan dalam molaritas larutan (M). M = konsentrasi atau molaritas larutan (M) gr = massa zat (gram) Mr = massa molekul relatif zat (gram/mol) V = volum larutan (mL) Konsentrasi larutan dapat diubah-ubah dengan pengenceran. Pada pengenceran berlaku persamaan berikut. MA = konsentrasi awal (M) MB = konsentrasi akhir (M) VA = volum awal (L atau mL) VB = volum akhir (L atau mL) Home Back Next

Menghitung pH Larutan Asam dan Basa Derajat keasaman merupakan ukuran konsentrasi asam dalam suatu zat, yang sering dinyatakan dalam pH. Untuk asam: Untuk basa: pH = 7  larutan bersifat netral pH < 7  larutan bersifat asam pH > 7  larutan bersifat basa Home Back Next

HCl merupakan asam kuat, sehingga: HCl (aq)  H+ (aq) + Cl– (aq) pH Asam Kuat Ma = konsentrasi asam kuat n = koefisien H+ pada reaksi ionisasi asam Contoh Soal Hitung pH larutan HCl 0,02 M! Penyelesaian HCl merupakan asam kuat, sehingga: HCl (aq)  H+ (aq) + Cl– (aq) [H+] = n × [HCl] = 1 × 0,02 M = 0,02 M pH = – log [H+] = – log (0,02) = – log (2 × 10–2) = 2 – log 2 = 1,7 Jadi, pH larutan tersebut adalah 1,7. Home Back Next

Hitung pH larutan Ba(OH)2 0,01 M! Penyelesaian pH Basa Kuat Mb = konsentrasi basa kuat n = koefisien OH– pada reaksi ionisasi basa Contoh Soal Hitung pH larutan Ba(OH)2 0,01 M! Penyelesaian Ba(OH)2 merupakan basa kuat, sehingga: Ba(OH)2(aq)  Ba2+ (aq) + 2OH– (aq) [OH–] = n × [Ba(OH)2] = 2 × 0,01 M = 0,02 M pOH = – log [OH– ] = – log (0,02) = – log (2 × 10–2) = 2 – log 2 = 1,7 pH = 14 – pOH = 14 – 1,7 = 12,3 Jadi, pH larutan tersebut adalah 12,3. Home Back Next

Hitung pH larutan CH3COOH 0,1 M! (Ka = 10–5) Penyelesaian [H+] = pH Asam Lemah Hitung pH larutan CH3COOH 0,1 M! (Ka = 10–5) Penyelesaian [H+] = pH = – log [H+] = – log (10–3) = 3 Jadi, pH larutan tersebut adalah 3. Contoh Soal Home Back Next

Hitung pH larutan pH larutan NH4OH 0,05 M! (Kb = 2 × 10–5) pH Basa Lemah Hitung pH larutan pH larutan NH4OH 0,05 M! (Kb = 2 × 10–5) Penyelesaian [OH–] = pOH = – log [OH– ] = – log (10–3) = 3 pH = 14 – pOH = 14 – 3 = 11 Jadi, pH larutan tersebut adalah 11. Contoh Soal Home Back Next

Tak berwarna – merah ungu Mengukur pH Trayek pH Indikator: Rentang pH yang menyebabkan indikator berubah warna Indikator Perubahan Warna Metil jingga Merah – kuning Metil merah Lakmus Merah – biru Bromtimol biru Kuning – biru Fenolftalein Tak berwarna – merah ungu Trayek pH 3,1 – 4,4 4,2 – 6,2 4,5 – 8,3 6,0 – 7,6 8,0 – 9,6 Home Back Next

Kertas Indikator Universal Penggunaannya: Home Back Next

Larutan Indikator Universal Warna standar larutan indikator universal berdasarkan pH-nya Home Back Next

pH meter dilengkapi dengan elektrode yang dicelupkan ke dalam larutan yang akan diukur pH-nya. Nilai pH dapat langsung diketahui melalui tampilan layar digital pada alat tersebut. Home Back Next

Netralisasi Asam-Basa D. Reaksi Asam dan Basa Reaksi Asam dan Basa Titrasi Asam-Basa Netralisasi Asam-Basa Home Back Next

Netralisasi Asam-Basa Jika larutan asam dengan larutan basa dicampurkan, maka ion H+ dari asam akan bereaksi dengan ion OH– dari basa membentuk air (H2O). Pada komposisi tertentu, campuran kedua larutan tersebut dapat bersifat netral, oleh karena itu reaksi antara senyawa asam dengan basa dinamakan reaksi netralisasi. Selain terbentuk H2O, pada reaksi netralisasi juga terbentuk garam. Oleh karena itu, reaksi netralisasi asam-basa disebut juga reaksi penggaraman. Home Back Next

Oksida asam + Basa  Garam + Air HCl + NaOH  NaCl + H2O Oksida asam + Basa  Garam + Air SO3 + 2KOH  K2SO4 + H2O Reaksi Netralisasi Asam + Oksida basa  Garam + Air 2HCl + K2O  2KCl + H2O Oksida asam + Oksida basa  Garam CO2 + Na2O  Na2CO3 Home Back Next

Titrasi Asam-Basa Titrasi adalah cara menentukan konsentrasi suatu zat terlarut dengan menambah jumlah larutan standar yang diketahui konsentrasinya. Titik akhir titrasi merupakan titik di mana pada titik tersebut indikator yang digunakan dalam titrasi mulai berubah warna . Titik ekivalen adalah titik di mana pada titik tersebut mol H+ sama dengan mol OH– yang ditunjukkan dengan nilai pH. Basa yang diketahui konsentrasinya Asam yang tidak diketahui konsentrasinya Home Back Next

Titrasi Asam Kuat-Basa Kuat Data Titrasi Titik ekuivalen tercapai ketika pH larutan = 7. Contoh: Titrasi asam-basa dari 25 cm3 larutan HCl 0,1 M oleh larutan NaOH 0,1 M. Kurva Titrasi Home Back Next

Titrasi Asam Lemah-Basa Kuat Data Titrasi Titik ekuivalen tercapai ketika pH larutan > 7. Contoh: Titrasi asam-basa dari 25 cm3 larutan CH3COOH 0,1 M oleh larutan NaOH 0,1 M. Kurva Titrasi Home Back Next

Perhitungan dalam Titrasi Asam-Basa Titrasi asam-basa dapat digunakan untuk menentukan besaran-besaran yang belum diketahui dari larutan yang dititrasi, misalnya konsentrasi dan pH. Langkah-langkah perhitungan titrasi asam-basa: (1) Tuliskan persamaan kimia yang setimbang untuk reaksi tersebut. (2) Ambil semua informasi yang relevan dari masalah yang ditanyakan. (3) Periksa bahwa semua data konsistensi, misalnya satuan konsentrasi umumnya M atau mol L–1 tetapi volume seringkali diberikan dalam mL sehingga harus diubah menjadi L. (4) Hitung jumlah mol pereaksi (n) dengan menggunakan rumus n = M × V. Home Back Next

(5) Dari persamaan reaksi kimia yang setimbang cari perbandingan mol pereaksi yang diketahui : pereaksi yang tidak diketahui. (6) Gunakan perbandingan mol tersebut untuk menghitung mol pereaksi yang tidak diketahui. (7) Dari volume pereaksi yang tidak diketahui (V) dan mol yang dihitung sebelumnya (n), hitung konsentrasinya (M); M = n : V. Contoh Soal 30 mL larutan NaOH 0,1 M menetralkan 25 mL asam klorida. Tentukan konsentrasi asam tersebut! Home Back Next

Penyelesaian Persamaan kimia yang setimbang NaOH(aq) + HCl(aq)  NaCl(aq) + H2O(l) Informasi yang relevan dari pertanyaan V NaOH = 30 mL = 30 × 10–3 mL M NaOH = 0,1 M V HCl = 25 mL = 25 × 10–3 mL M HCl = ? Menghitung mol NaOH n NaOH = M × V = 0,1 × 30 ×10–3 = 3 × 10–3 mol Perbandingan mol NaOH : HCl = 1 : 1, sehingga n NaOH = n HCl = 3 × 10–3 mol Menghitung konsentrasi HCl M = n HCl : V HCl = (3 × 10–3 mol) : (25 × 10–3 L) = 0,12 M Cara Singkat: Jadi, konsentrasi HCl adalah 0,12 M. Home Back Next

Reaksi Metatesis (Dekomposisi Rangkap) E. Stoikiometri Larutan Asam dan basa merupakan zat elektrolit. Reaksi Elektrolit Reaksi Pendesakan Logam Reaksi Metatesis (Dekomposisi Rangkap) Home Back Next

Alessandro Giuseppe Volta Reaksi Pendesakan Logam Deret Volta: K – Ba – Ca – Na – Mg – Al – Mn – Zn – Cr – Fe – Cd – Co – Ni – Sn – Pb – (H) – Cu – Hg – Ag – Pt – Au Semakin ke kiri, semakin kuat sifat reduktor unsur tersebut. Unsur yang lebih kiri dalam deret Volta dapat mendesak unsur yang lebih kanan melalui reaksi redoks. Reaksi ini dinamakan reaksi pendesakan logam. Alessandro Giuseppe Volta (1745 – 1827) Home Back Next

Logam + Garam  Garam + Logam Reaksi Pendesakan Logam Zn HCl Logam + Asam  Garam + H2 Logam terletak di sebelah kiri H dalam deret Volta. Contoh: Zn + 2HCl  ZnCl2 + H2 Logam + Garam  Garam + Logam Logam terletak di sebelah kiri logam pada garam dalam deret Volta. Contoh: Cu + 2AgNO3  Cu(NO3)2 + 2Ag Home Back Next

Garam + Garam  Garam + Garam Reaksi Metatesis Reaksi metatesis (dekomposisi rangkap) adalah reaksi kimia yang di dalamnya dua buah senyawa menukar satu atau lebih komponennya sehingga terbentuk dua buah senyawa baru. Hasil reaksi metatesis berupa endapan atau gas. Garam + Garam  Garam + Garam 2KI+ Pb(NO3)2  PbI2 + 2KNO3 Home Back Next

Garam + Asam  Garam + Asam NaBr + H2SO4  NaHSO4 + HBr Garam + Basa  Garam + Basa CuSO4 + 2NaOH  Cu(OH)2 + Na2SO4 Home Back Next

Daftar kelarutan elektrolit dalam air Larut Tidak Larut Semua asam Basa: NaOH, KOH, NH4OH, Ba(OH)2, Ca(OH)2 Sebagian besar basa Semua garam K+, Na+, NH4+, NO3–, CH3COO–, ClO3–, ClO2–, ClO4–, ClO–, BrO3–, IO3– Umumnya garam CO32–, CrO42–, PO43–, dan NO2– Umumnya garam F– dan SO42– Garam MgF2, CaF2, BaF2, BaSO4, PbSO4, dan Ag2SO4 Garam Na2S, K2S, (NH4)2S, MgS, CaS, dan BaS Umumnya garam-garam S2– Umumnya garam Cl–, Br–, dan I– Garam AgCl, PbCl2, Hg2Cl2, AgBr, PbBr2, Pb2Br2, AgI, PbI2, dan Hg2I2 Home Back Next

F. Teori Asam Basa Pengertian asam dan basa menurut Arrhenius hanya terbatas pada larutnya zat -zat tersebut di dalam air. Beberapa senyawa asam maupun basa dapat langsung bereaksi dengan zat lain tanpa dilarutkan di dalam air. Contoh: gas amonia (NH3) dapat langsung bereaksi dengan asam klorida (HCl) yang menghasilkan amonium klorida (NH4Cl) tanpa dilarutkan di dalam air. Beberapa ilmuwan kemudian mengembangkan teori asam basa, yaitu teori Bronsted-Lowry dan teori Lewis. Home Back Next

Teori Bronsted-Lowry Asam adalah zat yang memberikan ion H+ (donor proton). Basa adalah zat yang menerima ion H+ (akseptor proton). Thomas Martin Lowry (1874–1936) Johanes Nicolaus Bronsted (1879–1947) Home Back Next

H2SO4(l) + H2O(l)  H3O+ (aq) + HSO4–(aq) Jika suatu asam memberikan ion H+, maka sisanya merupakan basa konjugasi. Jika suatu basa menerima ion H+, maka zat yang terbentuk merupakan asam konjugasi. Contoh H2SO4(l) + H2O(l)  H3O+ (aq) + HSO4–(aq) basa asam konjugasi asam basa konjugasi Home Back Next

Teori Lewis Asam adalah zat yang dapat menerima pasangan elektron. Basa adalah zat yang memberikan pasangan elektron Gilbert Newton Lewis (1875-1946) Contoh: Dalam reaksi antara ion H+ dengan ion OH– membentuk H2O, maka menurut Lewis H+ merupakan asam dan OH– merupakan basa. Alasannya: H+ menerima pasangan elektron yang diberikan oleh OH–. Home Back Next