Konsep asam basa Indriana Lestari

PENDAHULUAN Larutan Asam mempunyai rasa masam dan bersifat korosif pada logam, marmer dan bahan lain. Larutan Basa mempunyai rasa sedikit pahit dan bersifat kaustik (licin, seperti sabun) serta korosif terhadap kulit juga dapat melarutkan lemak.

MENUNJUKKAN ASAM dan BASA Cara menunjukkan keasaman dan kebasaan, yaitu: Indikator asam-basa adalah zat-zat warna yang mampu menunjukkan warna berbeda-beda dalam larutan asam dan basa. Mengukur pH-nya. pH adalah parameter untuk menyatakan tingkat keasaman larutan.

TEORI ASAM-BASA Arhenius Asam  dalam air melepas ion H+ Basa  dalam air melepas ion OH- Contoh: NaOH air Na+ + OH- (basa) HCl air H+ + Cl- (asam) Pembawa sifat asam adalah ion H+ Pembawa sifat basa adalah ion OH-

Bronsted-Lowry Asam  pemberi ion H+ / Donor proton Basa  penerima ion H+ / Akseptor proton Contoh: HCO3- + H2O  H2CO3 + OH- basa asam NH3 + HCl  NH4 + Cl- basa asam

Pasangan Asam dan Basa Konjugasi Asam Konjugasi  Asam yang kelebihan 1 ion H+ terhadap basanya Basa Konjugasi  Basa yang kekurangan 1 ion H+ terhadap asamnya Contoh: H2O + CO3-  OH- + HCO3- As-Bs Konjugasi Bs-As Konjugasi HCl + NH3  Cl- + NH4 CH3COOH + H2O  CH3COO- + H3O+ HNO2 + CH3COOH  NO2- + CH3COOH2+

Amfoter/amfiprotik : senyawa yang dapat menjadi asam (donor proton) dan juga basa (akseptor proton). Contoh H2O: NH4+(aq) + H2O (l)  NH3 (aq) + H3O+(aq) asam basa H2O (l) + NH3 (aq)  NH4+ (aq) + OH-(aq) basa asam Al(OH)3 + 3 HCl  AlCl3 + 3 H2O Al(OH)3 + NaOH  NaAl(OH)4

Lewis Asam Lewis  penerima pasangan e bebas Basa Lewis  pemberi pasangan e bebas Contoh: H3N: + H+ NH4+ basa asam H2O + H+ H3O+ CaO + CO2 CaCO3 dalam pembentukan garam NH3 + BF3 H3N:BF3 tersebut tidak perlu ada Na2O + SO3 Na2SO4 proton

Konsep pH a. pH Pembawa sifat asam adalah ion H+ Tingkat keasaman tergantung pada konsentrasi ion H+ / [H+] dalam larutan, makin besar [H+] maka semakin asam larutan dan nilai pH <<< kecil. pH asam < 7 pH menyatakan konsentrasi ion H+, yaitu negatif logaritmik konsentrasi ion H+ pH = - log [H+] Jika [H+] = 1 x 10-n ,maka pH = n [H+] = a x 10-n ,maka pH = n – log a sebaliknya, jika pH = n ,maka [H+] = 10-n M

Contoh soal pH Berapa pH larutan jika konsentrasi ion H+ sebesar: 1x10-3 M 2 x10-5 M 8 x10-4 M 6 x10-6 M 0,01 M Log 2 = 0,3 dan log 3 = 0,48 Berapa konsentrasi ion H+ jika pH-nya : 3 2 – log 3

Konsep pOH b. pOH Analog dengan pH, konsentrasi ion OH- juga dapat dinyatakan dengan cara yang sama yaitu pOH. Kebasaan lazimnya dinyatakan dengan pH. Larutan basa memiliki pH > 7, semakin tinggi pH, semakin bertambah sifat basa. pOH = - log [OH-] Jika [OH-] = 1 x 10-n ,maka pOH = n [OH-] = a x 10-n ,maka pOH = n – log a sebaliknya, jika pOH = n ,maka [OH-] = 10-n M

Konsep pKw, hubungan pH & pOH c. Tetapan Kesetimbangan Air (Water (Kw)) (H2O)(l)  H+(aq) + OH-(aq) Karena[H2O] dapat dianggap konstan, maka hasil perkalian Kc dengan = Kw Kw = [H+] x [OH-] - log Kw = - log ( [H+] x [OH-] ) - log Kw = - log [H+] + (-log [OH-] ) p = - log ,maka: pKw = pH + pOH = 14

Contoh Suatu larutan mempunyai pH = 5,5. Berapa pOH larutan itu? Berapa [OH-] jika pH = 12 ? Berapa pH jika [OH-] = 2 x 10-5 M ? Pada suhu kamar, dengan pKw = 14, maka Dalam larutan bersifat netral : pH = pOH = 7 Dalam larutan bersifat asam : pH < 7 Dalam larutan bersifat basa : pH > 7 pH = - log [H+] pOH = - log [OH-] pKa = - log Ka pKb = - log Kb pKw = - log Kw

KEKUATAN ASAM Derajat Ionisasi (α) Menunjukkan banyak sedikitnya zat yang terion. Asam/basa kuat mengion sempurna (α = 1), konsentrasi asam/basa kuat dapat ditentukan dengan kemolaran asam/basa [H+] = M x valensi asam ; [OH-] = M x valensi basa Asam/basa lemah terion sebagian, krn reaksi ionisasinya merupakan reaksi kesetimbangan. HA(aq)  H+(aq) + A-(aq) Tetapan ionisasi asam (Ka) merupakan ukuran kekuatan asam; semakin besar nilai Ka semakin kuat sifat keasamannya. Dimana Konsentrasi asam lemah [HA] dalam larutan dianggap tetap = M (konsentrasi asam)

Sehingga nilai Ka (tetapan ionisasi asam) menjadi: Karena [H+] = [A-] , maka : , sehingga: Jika derajat ionisasi (α)diketahui maka : Analog untuk basa lemah : Dengan M adalah konsentrasi basa lemah/asam lemah tergantung jenis larutannya.

Asam Polivalen Asam polivalen (asam bervalensi banyak) mengion secara bertahap. Asam bervalensi 2 mengion dalam 2 tahap, artinya ada Ka1 dan Ka2. Asam bervalensi 3 mengion dalam 3 tahap, artinya ada Ka1, Ka2 dan Ka3. Tetapi karena konsentrasi ion H+ yang berasal dari tahap 2, 3 dan seterusnya sangat kecil, sehingga dapat diabaikan. Maka harga [H+] dirumuskan dengan rumus asam monovalen.

Contoh Hitung pH dari: HCN 0,1 M (Ka = 4,9 x 10-10) NH4OH 0,1 M (Kb = 1,8 x 10-5) C6H5COOH 0,1 M (Ka = 6,5 x 10-5) Ba(OH)2 0,001 M Larutan 4,48 L (STP) gas NH3 dalam 2 liter air (cari mol kemudian cari M) NH3 0,01 M, jika Kb NH3 = 1 x 10-5 1 mL H2SO4 0,1 M dilarutkan dalam 1 liter air. (petunjuk: cari M 2-nya dahulu)

Contoh (PR) Diketahui Ka asam asetat: 1,76 x 10-5 Berapa derajat ionisasi asam asetat yang mempunyai konsentrasi 0,1 M dan 0,01 M Berapa konsentrasi ion H+ pada kedua konsentrasi tersebut dengan memperhatikan nilai derajat ionisasinya.

REAKSI PENETRALAN Apa yang terjadi jika larutan asam dicampur basa? Larutan asam, mengandung ion H+ dan anion sisa asam HA(aq)  H+(aq) + A-(aq) Larutan basa, mengandung ion OH- dan kation logam LOH(aq)  L+(aq) + OH-(aq) Dimana ion H+ akan bereaksi dengan ion OH- membentuk air (H2O) H+(aq) + OH-(aq)  H2O(l) Oleh karenanya reaksi asam dengan basa disebut reaksi penetralan, pembawa sifat asam bereaksi dengan pembawa sifat basa dan membentuk air yang bersifat netral.

REAKSI PENGGARAMAN Apa yang terjadi dengan sisa asam (ion negatif) dan sisa logam (ion positif)? Ion-ion tersebut akan bergabung membentuk senyawa ion yang disebut garam. HCl + NaOH  H2O + NaCl Asam + Basa  Air + Garam Oleh karena itu reaksi asam dengan basa juga disebut reaksi penggaraman.

Contoh penetralan Tulis persamaan setara untuk reaksi asam-basa berikut dan tuliskan fasa larutan: Larutan asam nitrat dengan larutan kalium hidroksida Larutan asam klorida dengan larutan kalium hidroksida Larutan asam sulfat dengan larutan kalium hidroksida Larutan natrium hidroksida dengan asam sulfat Larutan barium hidroksida dengan larutan asam klorida Larutan kalium hidroksida dengan larutan asam nitrat Larutan kalsium hidroksida dengan larutan asam asetat Larutan natrium hidroksida dengan larutan asam asetat

Campuran Asam Kuat dengan Basa Kuat Campuran ekivalen asam dengan basa belum tentu bersifat netral. Jika mol H+ = mol OH-  campuran bersifat netral Jika mol H+ > mol OH-  campuran bersifat asam Jika mol H+ < mol OH-  campuran bersifat basa Contoh: petunjuk hitung mol dan bandingkan mana yang tersisa! Tentukan pH dari campuran berikut: Larutan 50 mL HCl 0,1 M + 50 mL Larutan NaOH 0,1 M Larutan 50 mL HCl 0,1 M + 50 mL Larutan Ca(OH)2 0,1 M Larutan 50 mL H2SO4 0,1 M + 50 mL Larutan KOH 0,1 M

LARUTAN PENYANGGA Larutan yang dapat mempertahankan nilai pH tertentu  Larutan penyangga/buffer/dapar

Larutan Penyangga Asam Larutan penyangga asam mengandung asam lemah (HA) dan basa konjugasinya (ion A-) Mempertahankan pH pada daerah asam (pH < 7) Asam Lemah dan Garamnya Misal: Larutan CH3COOH + larutan NaCH3COO Larutan H2CO3 + larutan NaHCO3 Asam lemah dalam jumlah berlebih dengan basa kuat Misal: 100 mL CH3COOH 0,1 M + 50 mL NaOH 0,1 M 10 mmol > 5 mmol

Pada penambahan asam: (H+) akan bereaksi dengan basa konjugasinya (ion A-) membentuk HA. Artinya jumlah garam berkurang, jumlah asam bertambah  mempertahankan pH tetap asam Pada penambahan basa: Ion OH- akan bereaksi dengan ion H+ membentuk air  konsenrasi ion H+ dapat dipertahankan. Jadi pada penambahan basa menyebabkan berkurangnya komponen asam (HA), bukan ion H+ dan bertambahnya komponen garam.

atau Menghitung konsentrasi ion H+ Ka = tetapan ionisasi asam lemah a = jumlah mol asam lemah g = jumlah mol basa konjugasi atau garamnya Contoh: Tentukan pH larutan bufer dari 50 mL CH3COOH(aq) 0,1 M + 50 mL NaCH3COO(aq) 0,1 M. Ka CH3COOH = 1,8 x 10-5

Larutan Penyangga Basa Larutan penyangga basa mengandung basa lemah (B) dengn asam konjugasinya (BH+). Mempertahankan pH pada daerah basa (pH > 7) Basa lemah dengan garamnya Misal: Larutan NH3 + Larutan NH4Cl Basa lemah dalam jumlah berlebih dan asam kuat Misal: 50 mL larutan NH3 0,2 M + 50 mL larutan HCl 0,1 M 10 mmol > 5 mmol

Pada penambahan asam: Ion H+ akan bereaksi dengan ion OH-  konsenrasi ion OH- dapat dipertahankan. Jadi pada penambahan asam menyebabkan berkurangnya komponen basa (BOH), bukan ion OH- dan bertambahnya komponen garam atau asam konjugasinya. Pada penambahan basa: ion OH- akan bereaksi dengan asam, membentuk basa dan air  mempertahankan pH tetap basa

atau Menghitung konsentrasi ion OH- Kb = tetapan ionisasi basa lemah b = jumlah mol basa lemah g = jumlah mol asam konjugasi atau garamnya Contoh: Tentukan pH larutan bufer dari 100 mL NH3(aq) 0,1 M + 100 mL (NH4)2SO4(aq) 0,1 M. Kb NH3 = 1,8 x 10-5

Contoh Periksa apakah campuran di bawah ini buffer/tidak: 50 mL larutan NH3 0,2 M + 50 mL larutan HCl 0,1 M 50 mL larutan H2SO4 0,1 M + 50 mL larutan NH3 0,2 M 50 mL larutan NH3 0,1 M + 50 mL larutan NH4Cl 0,1 M 50 mL larutan NaH2PO4 0,1 M + 50 mL larutan Na2HPO4 0,1 M 50 mL larutan H3PO4 0,1 M + 50 mL larutan NaOH 0,1 M 50 mL larutan NH4Cl 0,2 M + 50 mL larutan NaOH 0,1 M

HIDROLISIS GARAM (Reaksi zat dengan air) Hidrolisis garam merupakan reaksi asam-basa Bronsted=Lowry

Garam merupakan senyawa ion, yang terdiri dari kation logam (dari komponen basa) dan anion sisa asam (dari komponen asam). NaCl  Na+ (dari NaOH) + Cl- (dari HCl) Hidrolisis garam adalah reaksi antara komponen garam yang berasal dari asam atau basa lemah dengan air. Sifat larutan garam bergantung pada kekuatan relatif asam dan basa penyusunnya. Garam dari asam kuat dan basa kuat bersifat netral Garam dari asam kuat dan basa lemah bersifat asam Garam dari asam lemah dan basa kuat bersifat basa Garam dari asam lemah dan basa lemah bergantung pada harga Ka dan Kb. Ka > Kb : asam Ka < Kb : basa Ka = Kb : netral

Garam dari Asam Kuat dan Basa Kuat Garam tidak mengalami hidrolisis Jumlah H+ dan OH- di dalam air tetap Larutan bersifat netral  pH = 7 Contoh: NaCl, NaNO3

Garam dari Asam Kuat dan Basa Lemah Hidrolisis parsial, hidrolisis kation dari yang berasal dari basa lemah BH+(aq) + H2O(l)  B(aq) + H3O- (aq) Menghasilkan ion H3O- Larutan bersifat asam  pH < 7 Contoh: NH4Cl, Al2(SO4)3 Kb = tetapan ionisasi basa lemah pembentuk garam Kw = tetapan kesetimbangan air Cg = konsentrasi garam (Molaritas garam yang mengalami hidrolisis), M

Garam dari Asam lemah dan Basa Kuat Hidrolisis parsial, hidrolisis anion. A-(aq) + H2O(l)  HA(aq) + OH- (aq) Larutan bersifat basa  pH > 7 Contoh: NaCH3COO, NaCN, Na-benzoat Ka = tetapan ionisasi asam lemah pembentuk garam Kw = tetapan kesetimbangan air Cg = konsentrasi anion yang terhidrolisis (garam) , M

Garam dari Asam lemah dan Basa lemah Garam mengalami hidrolisis total (kation dan anion mengalami hidrolisis/bereaski dengan air). Ka > Kb : asam Ka < Kb : basa Ka = Kb : netral Contoh: NH4CH3COO, NH4CN

Contoh Berapa Ka dari HA, konsentrasi garamnya 0,01 M, pH larutan = 8,5 ? Berapa Kb dari BOH, konsentrasi garamnya 0,01 M, pH larutan = 5,3 ? Perkirakan apakah larutan garam berikut bersifat netral, asam, atau basa kemudian hitung pH larutannya! KCl 0,1 M KCN 0,1 M (Ka = 4,9 x 10-10) NH4CN (Kb = 1,8 x 10-5) Ca(CH3COO)2 0,1 M, Ka CH3COOH = 1,8 x 10-5

LAMPIRAN

Perbedaan asam dan basa