Kesetimbangan Asam dan Basa

Presentasi berjudul: "Kesetimbangan Asam dan Basa"— Transcript presentasi:

1 Kesetimbangan Asam dan Basa

2 Asam : zat yg memiliki sifat spesifik, rasa asam, merusak permukaan logam/ lantai marmer (korosif), reaksi dg logam menghasilkan hidrogen. Sebagai indikator sederhana terhadap senyawa asam adalah kertas lakmus ( memerahkan kertas lakmus biru ) Basa : memiliki sifat spesifik, licin jika mengenai kulit, rasanya getir, merubah kertas lakmus merah menjadi biru. Konsep Asam-Basa berkembang, ada 3 konsep asam-basa dalam memahami reaksi kimia : Arhenius Bronsted-Lowry Lewis

3 Teori Asam Basa ARRHENIUS
Asam adalah senyawa yang melepaskan H+ dalam air basa adalah melepaskan OH- -- modern : asam menambah konsentrasi ion Hidronium ( H3O+) , basa menambahkan ion hidroksida (OH- ) Asam + Basa bereaksi  garam (netralisasi ). Teori Arhenius hanya berlaku untuk lingkungan air

4 BRONSTED – LOWRY Asam adalah senyawa / partikel yang dapat memberikan proton (H+), kepada senyawa atau partikel lain. Basa adalah senyawa / partkel yang dapat menerima proton ( H+) dari asam HCl NH  NH4Cl reaksi ini dapat berlangsung dalam keadaan gas, berarti tanpa pelarut air. HA + HL  H2L+ + A- Contoh : HCl + H2O  H3O+ + Cl – Air justru dapat dianggap lebih basa jika ada asam di dalamnya.

5 Bagan . Konsep Asam-basa
menurut Lowry dan Bronsted

6 Teori Asam Basa Lewis. Teori sebelumnya tidak dapat menjelaskan jika ada reaksi antara NH3 dan BF3 menjadai H3N-BF3 Di sini terjadi ikatan koordinasi antara atom N dan B yang pasangan elektronnya berasal dari N. Asam adalah: suatu partikel yg dapat menerima pasangan elektron dari partikel lain untuk membetuk ikatan kovalen koordinasi, Basa adalah: suatu partikel yg dapat memberikan pasangan elektron kepada partikel lain utukmembetuk ikatan kovalen koordinasi, SO O  SO42- CO OH  HCO3- ** Partikel seperti H+, SO3, CO2 dan HCl adalah sebagai asam Lewis OH-, O2- dan H2O sebagai basa Lewis. ** Teori asam-basa Lewis banyak digunakan dalam kimia organik

7 Bagan . Konsep Asam menurut Lewis

8 Pembentukan asam dan basa
Asam dapat terbentuk dari oksida asam yang bereaksi dengan air. Oksida asam merupakan senyawa oksida dari unsur-unsur non logam; seperti Karbondioksida, dipospor pentaoksida dan lainnya, Reaksi pembentukan asam adalah : CO2 + H2O → H2CO3 (Asam Karbonat) P2O5 + 3 H2O → 2 H3PO4 (Asam Posfat) SO3 + H2O → H2SO4 (Asam Sulfat)

9 Tabel . Pasangan Oksida asam dengan asamnya
Oksida asam Asam CO2 H2CO3 P2O5 H3PO4 P2O3 H3PO3 SO2 H2SO3 SO3 H2SO4 N2O5 HNO3 N2O3 HNO2

10 Sedangkan basa dapat terbentuk dari oksida basa yang bereaksi dengan air. Oksida basa merupakan oksida logam dan ada pengecualian khususnya untuk amonia (NH3). CaO + H2O ⇄ Ca(OH)2 (Calsium hidroksida) NH3 + H2O ⇄ NH4OH (Amonium hidroksida)

11 Proses ionisasi asam dan basa, prinsip ionisasi mengikuti konsep Arhenius, asam akan menghasilkan ion hidrogen bermuatan positif dilanjutkan dengan menuliskan sisa asamnya yang bermuatan negatif serta disetarakan muatannya HNO3 ⇄ H+ + NO3 - H2CO3 ⇄ 2 H+ + CO32-

12 Tabel : Pasangan Oksida basa dengan basanya Oksida basa Basa
CaO Ca(OH)2 MgO Mg(OH)2 K2O KOH Al2O3 Al(OH)3 Li2O LiOH BaO Ba(OH)2 Fe2O3 Fe(OH)3 Bagan : mekanisme ionisasi asam

13 Proses ionisasi untuk asam kuat dan basa kuat diindikasikan dengan harga α yaitu rasio jumlah zat yang terionisasi dan zat mula-mula. Harga α untuk asam kuat adalah α = 1. Hal ini menunjukkan bahwa reaksi berkesudahan atau dengan kata lain zat terionisasi sempurna, HCl → H+ + Cl- nilai α = 1 Sedangkan untuk basa juga demikian LiOH → Li+ + OH- nilai α = 1

14 Sedangkan untuk asam lemah nilai α tidak dipergunakan, yang dipergunakan adalah tetapan ionisasi asam, tetapan ini diturunkan dari keadaan keseimbangan ionisasi. Dari persamaan ini dapat kita ambil kesimpulan jika harga Ka besar, berarti jumlah ion cukup besar, demikian pula sebaliknya jika Ka kecil maka jumlah zat yang terionisasi kecil, besarnya harga Ka inilah yang dapat kita pergunakan untuk membandingkan suatu asam dengan asam lainnya, beberapa harga Ka ditampilkan pada Tabel: Rumus Harga Ka H3C2O2H 1.8 x 10-5 HClO 2.9 x 10-8 HNO2 7.2 x 10-4 HClO2 1.1 x 10-2 H2S 1.0 x 10-7 HCN 6.2 x H2C2O4 5.4 x 10-2

15 Untuk lebih memahami, perhatikan contoh soal :
Sebuah botol diberi label HClO, asam hipoklorit 0.35 M, dari tabel tetapan ionisasi asam lemah pada suhu 25oC, diketahui harga Ka = 2.9 x Tentukan pH asam hipoklorit tersebut. Skema pada Bagan , merupakan penyelesaian contoh soal ini. Penguraian asam, perhitungan konsentrasi dan pH untuk asam lemah

16 KESETIMBANGAN ASAM-BASA DALAM AIR
HA H2O H3O+ + A- ( H3O+) (A-) Kc = jika kesetimbangan ini ini dalam larutan encer, sehingga pelarut air (H2O)(HA) (H2O) sangat besar dibanding zat terlarut. Dengan kata lain konsentrasi air dianggap konstan, maka Kc (H2O) = Supaya lebih praktis H3O+ ditulis H+ (HA) (H+)(A-) Ka = Ka disebut Konstanta Kesetimbangan Asam ( HA ) Kemampuan Asam terionisasi dalam air tidak sama, kemapuan itu dinyatakan dengan “Derajat ionisasi (ά)” Jumlah mol yg terion ά = > ά >0 jumlah mol mula-mula

17 Tentukan Ka Larutan asam (HA) dengan konsentrasi 0,3 M, jika α = 0,02.
Jawab : HA H A- c(1-α) αc αc (H+)(A-) Ka = (HA) (0,02 x 0,3)2 Ka = 0,3 (1 – 0,02) Ka = 3,1 x 10-5 Jika Ka ≥ 10 maka termasuk asam kuat, Ka ≤ 10 maka termasuk asam lemah Yang termasuk asam kuat jumlahnya tidak banyak : HCl, HBr, HI, HNO3, H2SO4 dan HClO4 Sedangkan yang lainnya kebanyakan termasuk asam lemah .

18 BASA Basa adalah senyawa dalam air yang menghasilkan OH-
Yang termasuk jenis ini adalah hidroksida logam yang umumnya berupa padatan : NaOH, KOH dan lain-lain NaOH(aq)  Na+(aq) OH-(aq) Kesetimbangan basa lemah dalam larutan encer : (BH+)(OH-) Kb = Kb sebagai Konstanta kesetimbangan basa (B) Kebanyakan basa lemah adalah senyawa organik yang mengandung Nitrogen, karena mempunyai pasangan elektron bebas untuk mengikat proton, dengan Kb relatif kecil Mis : Amonia, Metilamin, tri metilamion, hidrazin, hidroksilamin, anilin, piridin, di etil amin

19 pH Larutan asam dan Basa
H2O <------ H OH- (H+)(OH-) Kc (H2O) = = Kw (H2O) Kw = (H+) (OH-) Kw = (H+)2 = (OH-)2 (H+)=(OH-)= √ Kw= √ = 10-7 pH = -log (H+) pOH= -log (OH-) Konsentrasi H+ dan OH- pada air ( larutan netral) adalah 10-7 Larutan asam : (H+) > (OH-) Larutan basa : (H+) < (OH-)

20 Larutan Asam kuat dan Basa Kuat
Larutan asam kuat dan basa kuat akan terion sempurna dalam air, sehingga jumlah ion dapat dihitung dari konsentrasi asam atau basanya. HCl  H+ + Cl- Ca Ca Ca (H+) = Ca NaOH  Na+ + OH (OH-) = Cb Cb Cb Cb Contoh: Menghitung pH larutan : a. HCl 0,01 M b. 2 gr NaOH dalam 2 L larutan Jawab. Ca = 0,01 M (H+) = 0,01 pH = -log (H+) = -log 10-2 = -(-2)log 10 pH = 2 b. NaOH

21 (H+) = √ Ka. Ca (OH-) = √ Kb. Cb pH Asam dan Basa Lemah
Hitunglah pH larutan NH3 0,02 M Jawab:Cb = 0,02 M Kb=1,8 x10-5 ( OH-) = √ Kb.Cb = 6 x 10-3 pOH =-log 6 x 10-3 = 2,22 (pH+pOH=14) pH = 14-2,22 =12,78 (H+) = √ Ka. Ca (OH-) = √ Kb. Cb

22 LARUTAN BUFFER Suatu larutan jika ditambah asam akan turun pH-nya. Sebaliknya akan naik pH-nya jika ditambah basa. Suatu larutan akan berubah pH-nya ( asam/ basa) jika ditambah air, karena konsntrasi asam/ basanya akan mengecil. Ada larutan bila ditambah sedikit asam, basa atau air tidak mengubah pH secara berarti,-- Lart Buffer ( penyangga )

23 Cara membuat lart Buffer:
Campuran asam lemah dg garamnya (yg berasal dr asam lemah tersebut dan basa kuat ), contoh; HNO2 dengan NaNO2 CH3COOH dg CH3COOK Campuran basa lemah dg garamnya (yg berasal dr asam kuat dan basa lemah tersebut ), contoh; NH4OH dan NH4Cl N2H5OH dan N2H5NO3 Larutan dapat mempertahankan pH karena mengandung ion garam, kesetimbangan asam lemah, dan kesetimbangana air, yang membentuk suatu sistem: H2O NaNO2 HNO  H NO2- OH- Na+

24 Buffer dalam Organisme.
Dalam organisme terdapat berbagai macam cairan; seperti air sel, darah dan kelenjar. Cairan in berfungsi sebagai pengangkut zat makanan dan pelarut reaksi biokimia di dalamnya. Tiap reaksi dipercepat oleh enzim tertentu, dan tiap enzim bekerja efektif pada pH tertentu (optimum ). Karena itu cairan dalam organisme mengandung sistem buffer untuk mempertahankan pH-nya. Sistem, buffernya asam lemah dg basa konjugasinya. Dalam darah manusia normal mempunyai pH = 7,35-7,45, yg dipertahankan oleh tiga sistem buffer, yaitu: buffer karbonat, hemoglobin dan oksihemoglobin. Sedangkan dalam sel terdapat buffer fosfat.

25 Buffer karbonat, adalah pasangan karbonat ( H2CO3) dg pasangan konyugasi bikarbonat (HCO3-)
H2CO  HCO H+ asam basa konyugasi Kesetimbangan bergeser ke kanan jika diberi H+ , dan akan bergeser ke kiri bila diberi OH-. Karena H+ + OH- -H2O hasil pergeseran itu menyebabkan H+ relatif tetap Buffer hemoglobin, adalah pasangan hemoglobin (bersifat asam, HHb) dg ion hemoglobin (Hb- sbg basa konyugasi) HHb  Hb- dan H+ asam bsa konyugasi Buffer oksihemoglobin, adalah pasangan HHb dg ion oksihemoglobin(HbO2-) HHb + O  HbO2- + H+ asam basa konyugasi

26 4. Buffer fosfat, adalah kesetimbangan antara asam H2PO4- dg basa konyugasinya HPO42-
H2PO4- + H  HPO42- Jika dibero OH-,kesetimbangan bergeser ke kiri, karena OH- diikat H+ menjadi H2O. Sebaliknya , jika di tambah OH- kesetimbangan bergeser ke kanan sehingga H+ realatif tetap

27 KEMAMPUAN BUFFER Suatu buffer dapat mempertahankan pH larutan dalam daerah pH tertentu. Dalam membuat buffer perlu diperhatikan perbandingan Ca dan Cg atau Cb dan Cg. Perbandingan tidak terlalu besar atau terlalu kecil, karena akan mengganggu pergeseran ksetimbangan, Contoh ; buffer CH3COOH dg CH3COO- CH3COOH  H CH3COO- Ca Cg Jika Ca terlalu kecil maka pergeseran ke kanan akan cepat terganggu ( berhenti), sebaliknya jk Cg kecil pergeseran ke kiri akan mudah berhenti. Keterbatasan Ca/Cg dan Cb/Cg ini mengakibatkan buffer mempunyai daerah pH tertentu, yg secara umum ketentuannya adalah: Buffer asam lemah-garamnya untuk daerah pH > 7 Buffer basa lemah-garamnya untuk daerah pH< 7

28 Daerah pH beberapa sistem buffer:
H3PO H2PO pH : 2-3 HCO2H HCO2- pH : 3-5 CH3COOH-CH3COO- pH : 4-6 H2PO HPO pH : 6-8 H3BO H2BO3- pH : 8-10 dst

29 THE END………………