MODUL XI DERAJAT KEASAMAN

Presentasi berjudul: "MODUL XI DERAJAT KEASAMAN"— Transcript presentasi:

1 MODUL XI DERAJAT KEASAMAN
Pernyataan kekuatan asam atau kekuatan basa dengan menggunakan + menghindari kesulitan-kesulitan yang dapat ditimbulkan oleh penggunaan angka-angka yang sangat kecil ini, pada tahun 1909 Soren Peer Lauritz Sorensen, seorang ahli biokimia dari Denmark mengajukan penggunaan istilah pH. pH suatu larutan menyatakan derajat atau tingkat keasaman larutan tersebut. pH diperoleh sebagai hasil negative logaritma 10 dari konsentrasi ion H+. pH = - log [H+] Dengan demikian : pOH = - log [OH-] pKw = - log Kw pKa = - log Ka pKb = - log Kb Di dalam larutan asam terdapat [H+], sehingga perhitungan harga pH dapat dilakukan secara langsung. Untuk larutan basa (di mana terdapat [OH-]) perhitugnan harga pH dilakukan dengan menghitung pOH terlebih dahulu. Selanjutnya, harga pH larutan basa pdapat ditentukan dengan cara mengurangi harga pKw dengan pOH. Kw = [H+] [OH-] -log Kw = (- log H+) + (- log OH-) pKw pH = pH + pOH = 14 = 14 - pOH Skala pH Air memiliki [H+] = [OH-], berarti air memiliki pH = pOH = 7 (netral). Konsentrasi ion H+ pada larutan asam tidak pernah mencapai 10-7 M (selalu lebih besar dari 10-7 M), sehingga larutan asam memiliki pH kurang dari 7. Demikian pula halnya dengan konsentrasi ion OH- pada larutan basa, selalu lebih besar dari 10-7 M, sehingga larutan basa memiliki pH lebih besar dari 7.

2 [H+] = Ka Ma = (6,8104 )0,025 = 1,7105 = 1,3 × 10-2,5 Jadi, pH = - log 1,3 × 10-2,5 = 2,5 – log1,3 = 2,388 Contoh : Tentukanlah pH larutan-larutan basa lemah berikut ini ! a. 100 ml larutan NH4OH 0,1M. Kb NH4OH = 1,8 × 10-5 b. 100 ml basa lemah BOH yang di dalam air terionisasi 1 %. Kb BOH = 10-4 Jawab : a. [OH-] = Kb Mb = 1,8105 0,1 = 1,8106 = 1,34 × 10-3 pOH = 3 – log 1,34 pH = 14 – pOH = 14 – (3 – log 1,34) = 11 + log 1,34 = 11,127 b. α = 1 % = 0,01 α = 0,01 = Kb Mb 104  104  2   (0,01) = 2  Mb 104 Mb 104 10-4 = maka Mb = = 1M [OH-] = Kb Mb = 1041 = 10-2 M pOH = - log [OH-] = - log 10-2 = 2 Jadi, pH = 14 – pOH = 14 – 2 = 12

3 b. Asam Kuat Bersisa dan Basa Kuat Habis Bereaksi
Jika pada reaksi asam kuat dan basa kuat, asam kuat bersisa dan basa kuat habis bereaksi, pada akhir reaksi akan diperoleh garam, air dan sisa asam kuat. Campuran hasil reaksi akan bersifat asam (pH < 7) dan harga pH dapat dihitung dari konsentrasi ion H+ sisa asam kuat. Jumlah garam yang terbentuk dapat dihitung berdasarkan pereaksi yang habis bereaksi, yaitu basa kuat. Contoh : Jika 100 ml larutan H2SO4 0,05 M dicampur dengan 100 ml larutan NaOH 0,05 M, tentukanlah pH campuran dan jumlah garam Na2SO4 (Mr = 142) yang dihasilkan ! Jawab : Jumlah mmol H2SO4 = M × V = 0,05 × 100 = 5 mmol Jumlah mmol NaOH = M × V = 0,05 × 100 = 5 mmol Persamaan reaksi : H2SO4 (aq) + 2 NaOH(aq) → Na2SO4 (aq) + 2 H2O(l) Jumlah mmol H2SO4 dan NaOH sama tetapi koefisiennya berbeda sehingga dalam hal ini senyawa yang memiliki koefisien lebih besar (NaOH) adalah senyawa yang habis bereaksi. Jumlah H2SO4 yang bereaksi dan garam Na2SO4 yang dihasilkan dapat dihitung berdasarkan senyawa yang habis bereaksi yaitu NaOH. 1 2 1 2 Jumlah mmol H2SO4 yang bereaksi = × jumlah mmol NaOH = × 5 mmol = 2,5 mmol Jumlah mmol H2SO4 yang sisa = 5 – 2,5 = 2,5 mmol jumlahmmolH 2 SO4 sisa volumetotal 2,5mmol 200ml [H2SO4]sisa = = = 0,0125 M [H+]sisa = 2 × [H2SO4]sisa = 2 × 0,0125 M = 25 × 10-3 M pH = - log [H+] = - log 25 × 10-3 = 3 – log 25 = 1,6 1 2 1 2 Jumlah mmol Na2SO4 = × jumlah mmol NaOH = × 5 = 2,5 mmol Massa Na2SO4 = 2,5 × 142 = 355 mgr Jadi, pH campuran = 1,6 dan massa garam yang dihasilkan = 355 mgr