ASAM BASA Teori asam basa Arrhenius

Presentasi berjudul: "ASAM BASA Teori asam basa Arrhenius"— Transcript presentasi:

1 ASAM BASA Teori asam basa Arrhenius
Tahun 1884 Svante August Arrhenius menyatakan bahwa sifat asam dan basa suatu zat ditentukan oleh jenis ion yg dihasilkan dalam air. “Asam adalah senyawa yang melepaskan H+ dalam air dan basa adalah senyawa yang melepaskan OH- dalam air”

2 Ion H3O+ dan OH- terdapat dalam air murni melalui reaksi:
H2O + H2O H3O OH- Definisi Asam basa Arhennius (versi modern): Asam adalah zat yang menambah konsentrasi ion hidronium (H3O+) dalam larutan air, dan basa adalah zat yang menambah konsentrasi ion hidroksida (OH-)

3 Secara kimia: Asam : HA + aq H+ (aq) + A-(aq) Basa : BOH + aq B+(aq) + OH-(aq) H+ tdk berdiri bebas dalam air, tetapi berikatan kordinasi dengan oksigen air membentuk ion hidronium (H3O+). H+ + H2O H3O+

4 Asam Senyawa yang larut dalam air dan membentuk H3O+ atau H+ dan ion negatif disebut asam. Contoh: HCl + H2O(aq) H3O+(aq) + Cl- (aq) atau HCl H+ + Cl-

5 Basa - senyawa yang mengandung OH- contoh: NaOH, Ba(OH)2 - senyawa yang bereaksi dalam air menghasilkan OH- contoh: oksida logam; Na2O + H2O NaOH K2O + H2O KOH

6 Reaksi Netralisasi: reaksi antara asam dan basa, senyawa yang terbentuk dari reaksi tersebut adalah Garam. (Reaksi asam basa disebut juga reaksi penggaraman). Garam: Senyawa antara ion positif basa dengan ion negatif asam, contoh : K2SO4, NaCl

7 Molekul asam yang melepas satu, dua, tiga proton (H+) disebut asam mono, di, dan triprotik.
contoh: HNO3- H2SO4 H3PO4-

8 Teori Asam Basa Bronsted-Lowry
Asam adalah senyawa atau partikel yang dapat memberikan proton pada senyawa lain. Basa adalah senyawa atau partikel yang dapat menerima proton dari asam.

9 Asam (zat yang dapat melepaskan proton kepada molekul pelarut):
HA + HL H2L+ + A- Basa (zat yang yang dapat menerima proton): B + H2O BH+ + OH-

10 Suatu asam lemah (HA) dalam larutan akan membentuk kesetimbangan
HA + HL H2L+ + A- Asam1 basa Asam basa2 Hal ini berarti H2L+ dapat bereaksi menjadi HL dg melepaskan H+ kepada A-. Sebaliknya A- dpt berubah mjd HA dg menerima H+. Jadi H2L+ bersifat asam dan A- sbg basa.

11 Contoh: 1) HAc(aq) + H2O (l)  ↔   H3O+(aq) + Ac-(aq)     asam-1    basa-2        asam-2       basa-1
HAc dengan Ac- merupakan pasangan asam-basa konyugasi. H3O+ dengan H2O merupakan pasangan asam-basa konyugasi.

12 2) H2O(l) + NH3(aq)        NH4+(aq) + OH-(aq)     asam-1   basa-2          asam-2     basa-1
H2O dengan OH- merupakan pasangan asam-basa konyugasi. NH4+ dengan NH3 merupakan pasangan asam-basa konyugasi. Pada contoh di atas terlihat bahwa air dapat bersifat sebagai asam (proton donor) dan sebagai basa (proton akseptor). Zat atau ion atau spesi seperti ini bersifat ampiprotik (amfoter).

13 Teori Asam Basa Lewis Asam adalah suatu partikel yang dapat menerima pasangan elektron dari partikel lain untuk membentuk ikatan kovalen koordinasi. Basa adalah suatu partikel yang dapat memberikan pasangan elektron kepada partikel lain untuk membentuk ikatan kovalen koordinasi.

14 Contoh HCl H2O H3O+ Cl-

15 Kesetimbangan asam basa dalam air
Senyawa elektrolit (asam, basa dan garam) dalam air terurai mjd ion positif dan negatif. Penguraian ini disebut pengionan atau ionisasi. Asam dan basa yg larut tetapi terion sebagian disebut asam dan basa lemah. Antara molekul yg tdk terion dan ionnya membentuk kesetimbangan asam dan basa lemah.

16 Kesetimbangan Asam Konstanta relatif suatu asam dinyatakan dengan konstanta ionisasi asam (Ka). Ionisasi asam lemah : HA + H2O H3O+ + A- Ka = konstanta kesetimbangan asam

17 Derajat ionisasi (α): Kemampuan asam terionisasi.
jumlah mol yang terion jumlah mol mula-mula nilai α antara o dan 1 Contoh soal: Tentukan Ka larutan asam (HA) dengan konsentrasi 0,3 M, jika: α = 0,02 α = 0,7 α =

18 Jawab: HA (aq) H+ (aq) + A- c(1- α) αc αc (c= konsentrasi
HA mula-mula) αc x αc c (1-α) = Jika α= 0,02

19 Kesetimbangan Basa B + H2O BH+ + OH- Kb = [BH+] [OH-] [H2O] [B+] (Kesetimbangan basa lemah terjadi dlm larutan encer, konsentrasi air dianggap konstan) Kb = [BH+] [OH-] [B+] Kb = konstanta kesetimbangan basa

20 Kc = [H+] [OH-] [H2O] Kesetimbangan Air H2O + H2O H3O+(aq) + OH-(aq)
Kc (H2O) = Kw = [H+] [OH-) Pada suhu kamar (250C) nilai Kw = 10-14 [H+] = [OH-) = √ = 10-7 Kw = (1,0 x 10-7) x (1,0 x 10-7) = 1,0 x (25oC) 1

21 Kw = konstanta kesetimbangan air
Nilai Kw = bukan hanya utk air murni tetapi jg larutan asam dan basa krn ada kesetimbangan ion. Kriteria Larutan Asam, Basa dan Netral [H+] > [OH-]  Larutan asam [H+] = [OH-]  Larutan netral [H+] < [OH-]  Larutan basa Jika 2

22 pH 0,100 M larutan asam format pada 25oC adalah 2,38. Hitung Ka ?
Contoh soal : pH 0,100 M larutan asam format pada 25oC adalah 2,38. Hitung Ka ? Jawab : [H+] = 10-pH = 10-2,38 = 4,2 x 10-3 mol/L HCHO2 H+ + CHO2- Kons. Awal Perubahan Kons. Setimbang 0,100 -0,0042 0,0958 +0,0042 0,0042 +0,0042 0,0042 Ka < 10-3 : asam lemah Ka > 1 : asam kuat Ka : asam sedang 7

23 pKa = -log Ka makin besar pKa, asam makin lemah
pKa dan pKb pKa = -log Ka makin besar pKa, asam makin lemah pKb = -log makin besar pKb, basa makin lemah Ka x Kb = Kw (untuk pasangan asam – basa konjugat) Basa konjugat suatu asam sangat lemah adalah basa relatif kuat Asam konjugat suatu basa sangat kuat adalah basa relatif lemah 11

24 asam lemah HA dan basa konjugatnya A-
Buffer (Penyangga pH) Larutan buffer : Larutan yang dapat mempertahankan pH bila ditambahkan sedikit asam atau sedikit basa Umumnya terdiri atas : asam lemah HA dan basa konjugatnya A- pH larutan Buffer atau Contoh soal : Suatu larutan buffer dibuat dengan cara mencampur 0,11 M NaC2H3O3 (Na-asetat) dan asam asetat 0,090 M. Hitung pH ! 12

25 Jawab : Kapasitas Buffer
Adalah : Ukuran kemampuan buffer menahan perubahan pH ditentukan oleh ukuran molaritas komponen-komponen yang terlibat 13

26 Asam Poliprotik Reaksi ionisasi asam poliprotik :
H2CO3(aq) H+(aq) + HCO3-(aq) HCO3-(aq) H+(aq) + CO32-(aq) Oleh karena Ka1 >> Ka2  pH larutan hanya ditentukan oleh Ka1 14

27 Berapa [H+] dan [A2-] pada kesetimbangan dalam H2A 0,100 M
Contoh soal : Berapa [H+] dan [A2-] pada kesetimbangan dalam H2A 0,100 M Jika Ka1 = 1,0 x 10-5 dan Ka2 = 1,0 x 10-9 ? Jawab. H2A H HA- Konsentrasi Awal 0,1 Perubahan -X +X Koreksi ionisasi +y -y Konsentrasi Akhir (0,1-X) (X+y) (X-y) y sangat kecil diabaikan Kons. Penyederhanaan 0,1 X X Maka : 15

28 pH Larutan Asam kuat dan basa kuat terdiossosiasi sempurna : pH = -log [H+] Untuk menyatakan nilai pH suatu larutan asam, maka yang paling awal harus ditentukan (dibedakan) antara asam kuat dengan asam lemah.

29 1. pH Asam Kuat Bagi asam-asam kuat ( a = 1), maka menyatakan nilai pH larutannya dapat dihitung langsung dari konsentrasi asamnya (dengan melihat valensinya).  

30 Contoh:  1. Hitunglah pH dari M HCl ! Jawab: HCl(aq) ↔  H+(aq) + Cl-(aq) [H+] = [HCl] = 0.01 = 10-2 M pH = - log 10-2 = 2

31 2. Hitunglah pH dari 2 liter larutan 0.1 mol asam sulfat ! Jawab:
H2SO4(aq) ↔  2 H+(aq) + SO42-(aq) [H+] = 2[H2SO4] = 2 x 0.1 mol/2.0 liter = 2 x 0.05 = 10-1 M pH = - log 10-1 = 1

32 2. pH Asam Lemah Bagi asam-asam lemah, karena harga derajat ionisasinya ≠ 1 (0 < a < 1) maka besarnya konsentrasi ion H+ tidak dapat dinyatakan secara langsung dari konsentrasi asamnya (seperti halnya asam kuat). Langkah awal yg harus ditempuh adalah menghitung besarnya [H+] dengan rumus [H+] = √ ( Ca . Ka) Dimana:Ca = konsentrasi asam lemah Ka = tetapan ionisasi asam lemah

33 Contoh: Hitunglah pH dari mol CH3COOH dalam 250 ml larutannya, jika diketahui Ka = 10-5 Jawab: Ca = mol/0.250 liter = 0.1 M = 10-1 M [H+] = √ (Ca . Ka) = √ ( ) = 10-3 M pH = -log 10-3 = 3

34 1.pH Larutan Basa Kuat [OH – ] = n x Mb Mb = Molaritas Basa Kuat ( [Basa] ) n = Valensi Basa Kuat (jumlah OH) pOH = - log [OH – ] Maka : pH = pKw – pOH = 14 – pOH

35 Contoh: a. Hitunglah pH dari 100 ml larutan KOH 0.1 M b. Hitunglah pH dari 500 ml larutan Ca(OH) M. Jawab: a. KOH(aq) → K+ (aq) + OH – (aq) [OH –] = 1 x [KOH] = 0.1 = 10 –1 M pOH = - log [OH – ] = - log 10 –1 = 1 Jadi pH = 14 - pOH = = 13

36 b. Ca(OH)2 (aq) → Ca 2+(aq) + 2 OH – (aq) [OH –] = 2 x [Ca(OH)2] = 2 x 0.01 = 2.10 –2 M pOH = - log [OH–] = - log 2.10 –2 = 2 - log 2 Jadi pH = 14 - pOH = 14 - (2 - log 2) = 12 + log 2 2.pH Larutan Basa Lemah Basa lemah mempunyai harga derajat ionisasinya α ≠ 1, sehingga untuk menentukan ion OH – digunakan rumus:

37 [OH –] = √ (Cb . Kb) atau [OH – ] = Mb x α • Dimana : Cb = konsentrasi Molar basa lemah Kb = tetapan ionisasi basa lemah. α = derajat ionisasi basa lemah

38 Contoh: Hitunglah pH dari 100 ml 0
Contoh: Hitunglah pH dari 100 ml M larutan NH4OH, jika diketahui tetapan ionisasi basa, Kb = 10 –5 Jawab: NH4OH (aq) ↔ OH – (aq) + NH4 + (aq) • [OH – ] = √ (Mb . Kb) = √10 – –5 = 10 –4 M pOH = - log [OH –] = - log 10 –4 = 4 Jadi pH = 14 - pOH = = 10

39 Tugas 1 : pH Asam Basa Pada suhu ruang Hitunglah pH larutan berikut : 1. Jika 0,98 gram Asam Sulfat terlarut dalam 2 liter larutannya. (diketahui : Ar.H = 1; S = 32; O = 16) 2. Jika 0,04 gram Natrium Hidroksida terlarut 1 liter larutannya. (diketahui : Ar.Na = 23; O = 16; H = 1)

40 3. Jika 0,27 gram Asam Sianida terlarut dalam satu liter larutannya
3. Jika 0,27 gram Asam Sianida terlarut dalam satu liter larutannya. Diketahui Tetapan kesetimbangan asam, Ka = 10 –8 dan Ar.H = 1; C = 12; N = Jika 70 milligram Ammonium Hidroksida terlarut dalam 200 cm 3 larutannya. Diketahui tetapan kesetimbangan basa, Kb = 10 –5 dan Ar.N = 14; H = 1; O = 16.

41 pH larutan Garam Hidrolisis adalah terurainya garam dalam air yang menghasilkan asam atau basa, (reaksi antara garam yang memiliki ion sisa asam lemah (basa konjugat) atau ion sisa basa lemah (asam konjugat) dengan air menghasilkan asam lemah dan atau basa lemah)

42 Ada 4 jenis garam: 1.Garam yang terbentuk dari reaksi asam kuat dengan basa kuat (misalnya NaCl, K2SO4 dan lain-lain) tidak mengalami hidrolisis. Untuk jenis garam yang demikian nilai pH = 7 (bersifat netral).

43 2.Garam yang terbentuk dari reaksi asam kuat dengan basa lemah (misalnya NH4Cl, AgNO3 dan lain-lain) hanya kationnya (asam konjugat) yang terhidrolisis (mengalami hidrolisis parsial). Untuk jenis garam yang demikian nilai pH < 7 (bersifat asam).

44 3.Garam yang terbentuk dari reaksi asam lemah dengan basa kuat (misalnya CH3COOK, NaCN dan lain-lain) hanya anionnya (basa konjugat) yang terhidrolisis (mengalami hidrolisis parsial). Untuk jenis garam yang demikian nilai pH > 7 (bersifat basa).

45 4.Garam yang terbentuk dari reaksi asam lemah dengan basa lemah (misalnya CH3COONH4 , Al2S3 dan lain-lain) kation (asam konjugat) dan anion (basa konjugat) keduanya mengalami hidrolisa maka disebut hidrolisis total (sempurna). Untuk jenis garam yang demikian nilai pH-nya tergantung harga Ka dan Kb.

46 Jika : 1. Ka = Kb, larutan-nya netral (pH = 7) 2
Jika : 1. Ka = Kb, larutan-nya netral (pH = 7) 2. Ka > Kb, larutan-nya bersifat asam (pH < 7) 3. Ka < Kb, larutan-nya bersifat basa (pH > 7)