BAB 6 Asam dan Basa Next.

Presentasi berjudul: "BAB 6 Asam dan Basa Next."— Transcript presentasi:

1 BAB 6 Asam dan Basa Next

2 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

3 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

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

5 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 ( ) Back Next

6 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 ( ) Asam  H+ (aq) + anion (aq) Basa  OH– (aq) + kation (aq) Home Back Next

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

8 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

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

10 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

11 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

12 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

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

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

15 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

16 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

17 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

18 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

19 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

20 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

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

22 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

23 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

24 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

25 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

26 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

27 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

28 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

29 Kertas Indikator Universal
Penggunaannya: Home Back Next

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

31 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

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

33 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

34 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

35 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

36 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

37 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

38 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

39 (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

40 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

41 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

42 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

43 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

44 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

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

46 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

47 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

48 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

49 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

50 Teori Lewis Asam adalah zat yang dapat menerima pasangan elektron.
Basa adalah zat yang memberikan pasangan elektron Gilbert Newton Lewis ( ) 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