KESETIMBANGAN ASAM BASA

PRODI TEKNOLOGI LABORATORIUM MEDIK FFS UHAMKA

KESETIMBANGAN ASAM BASA

Dr. apt. Hariyanti, M.Si.

QS Al-Furqon Ayat 54

CAPAIAN PEMBELAJARAN

• Reaksi Disosiasi

• proses reversibel dengan derajat disosiasi yang berbeda yang bervariasi sesuai

dengan tingkat pengenceran

• Disosiasi = Ionisasi

• Terjadi pada larutan elektrolit

– Derajat disosiasi (α) : kekuatan ion = % ionisasi

[ion] pada kesetimbangan

% ionisasi = ─────────────────────

[semula]

Reaksi Elektrolit dan

Kesetimbangan Ion

Elektrolit

Kuat Lemah

(disosiasi sempurna) (disosiasi sebagian)

HCl H⁺ + Cl^- CH₃COOH CH₃COO^- + H⁺ NaOH Na⁺ + OH^- NH₄OH NH₄⁺ + OH^- NaCl Na⁺ + Cl^-

α = 1 → (C mol/L) α < 1 → C (1- α⁾

α mempunyai harga 0 – 1 (0 – 100%)

• Larutan elektrolit: larutan yang mengandung zat-zat yang dapat menghantar arus listrik (asam, basa, dan garam)

• Disosiasi beberapa garam :

NaCl Na⁺ + Cl^- (2 ion)

MgSO₄ Mg²⁺ + SO₄^2- (2 ion) CaCl₂ Ca²⁺ + 2Cl^- (3 ion) Na₂SO₄ 2Na⁺ + SO₄^2- (3 ion)

• Jumlah ion / partikel yang dihasilkan

dalam diosiasi dapat dibuktikan dengan sifat koligatif larutan seperti: ∆Tb & ∆Td

•Disosiasi Asam-asam poliprotik

Contoh: H₂S H⁺ + HS^- HS^- H⁺ + S^2-

K_a1 >>> K_a2, maka [S^2-] sangat kecil. Selanjutnya:

Bila [H⁺] = [HS^-], maka [H₂S] = 0,1 M K_a1 [H⁺][HS^-]

= [H₂S] = 8,73 x 10^-7

K_a2 [H⁺][S^2-] [HS^-]

= = 3,63 x 10^-12

Larutan jenuh H₂S = 0,1 M, hitung [HS^-] dan [S^2-]

• [HS^-]= K_a1[H₂S] = 8,73 x 10^-7 x 0,1 =2,95 x 10^-4 M

• [S^2-] = K_a2 = K_a2 = 3,63 x 10^-12M

•Selanjutnya, K_a1 x K_a2 = x

8,73 x 10^-7 x 3,63 x 10^-12 = [S^2-] =

Persamaan terakhir: [S^2-] berbading terbalik dg kuadrat [H⁺]

Berarti: dg mengatur ion H⁺ (dg asam/basa), maka [S^2-] dpt diatur. Prinsip ini digunakan dlm pemisahan kation gol II & III

[HS^-] [H₂S]

[H⁺][HS^-] [H₂S]

[H⁺][S^2-] [HS^-] [H⁺]² [S^2-]

[H₂S]

3,17 x 10^-18 [H⁺]²

•Reaksi Asosiasi

• reaksi kebalikan dari reaksi disosiasi

• reaksi penggabungan ion-ion atau ion molekul menjadi suatu senyawa

• dapat disebut sebagai reaksi ion Contoh:

Cl^- + Ag⁺ → AgCl

Bukannya: KCl + AgNO₃ → AgCl + KNO₃

atau

NaCl + CH₃COOAg → AgCl + CH₃COONa

• Reaksi ion dapat dikatakan sempurna apabila terbentuk:

• endapan,

• gas, atau

• elektrolit lemah seperti:

• asam lemah,

• basa lemah, dan

• air

• contoh :

– Ba²⁺ + SO₄^2- → BaSO₄ (endapan garam sukar larut)

– 2H⁺ + S^2- → H₂S (gas kurang larut, elektrolit lemah)

– H⁺ + OH^- → H₂O (air, elektrolit lemah)

– Cu²⁺ + 2OH^- → Cu(OH)₂ (basa lemah, kurang larut)

• KESETIMBANGAN ION

• Kecepatan proses pembentukan

produk (→) dan pembentukan reaktan (←) sama

• Sehingga [R] maupun [P] tidak berubah dengan waktu

[R]

mol/L

Waktu

Produk

Reaktan Setimbang

AH H^{V1 +} + A^-

V₂ V₁ = V₂

Tetapan Kesetimbangan Ionisasi Asam-Basa

– CH₃COOH H⁺ + CH₃COO^-

•tetapan kesetimbangannya (K_a) sebagai berikut:

[CH₃COO^-][H⁺]

K_a = ─────────── = 1,75 x 10^-5, 25^oC [CH₃COOH]

Ka asam [H⁺]

• Cara yang sama untuk basa

• NH₄OH_(aq) NH₄⁺_(aq) + OH^-_(aq)

[NH₄⁺][OH^-]

Kb = ───────── = 1,79 x 10^-5 [NH₄OH]

• Kb =tetapan kesetimbangan ionisasi basa.

• Secara umum, BOH, mengalami ionisasi sebagai berikut:

BOH B⁺ + OH^- [B⁺][OH^-]

Kb = ───────

[BOH]

• Eksponen K_b disebut pK_b, dihitung sbb:

• pKb = -log Kb = log 1/Kb

• pK_b akan berguna bila berhubungan dengan eksponen ion hydrogen atau pH

• Hubungan K_a dg α HA H⁺ + A^-

• Bila [HA]_awal = C mol/L; [H⁺] = [A^-] = α C mol/L;

[HA]_akhir = (1 – α) mol/L

α² C α²

K_a = ──── = ──── Juga untuk basa : 1 – α V(1 – α)

α² C α²

K_b = ──── = ────

1 – α V(1 – α)

• Persamaan ini disebut hukum pengenceran Ostwald

• Air murni terionisasi sangat sedikit (daya hantar sangat kecil)

H₂O H⁺ + OH^-

[H⁺][OH^-] K =

[H₂O]

• Secara eksperimen harga K air = 1,82 x 10^-16 pada 25^oC.

• Hal ini menunjukkan α dapat diabaikan, shg air praktis tidak berdisosiasi.

[H₂O] = 1000/18 = 55,6 mol/L

HASIL KALI ION-ION AIR

• Karena [

H

₂

O] tetap maka:

K [H

₂

O] = [H

⁺

][OH

^-

]

K

_w

= [H

⁺

][OH

^-

] = 1,82 x 10

^-16

x 55,6

= 1,01 x 10

^-14

pada 25

^o

C

• K_w = Hasil Kali Ion-ion air

• K_w = 10^-14 pada suhu kamar

• Harga K

_w

ini sbg dasar perhitungan konsentrai ion H

⁺

atau OH

^-

dalam

larutan asam maupun basa dalam air

• Dalam larutan netral :

[H⁺] = [OH^-] =

K

_w

= 10

^-7

• Bila

^{[H+] > [OH-}] dlm larutan, [H⁺] < 10^-7

• Bila [H⁺] < [OH^-] dlm larutan, [H⁺] > 10^-7

❖Keasaman atau kebasaan dpt diungkapkan dg batasan kuantitatif yaitu: [H⁺]

❖[H⁺] berkisar 0 – 14 dlm larutan berair (berkaitan dg analisis kimia)

Eksponen Ion Hidrogen ^(pH)

• pH adalah negatif logaritme konsentrasi ion hidrogen

pH = - log [H⁺] = log 1/ [H⁺] atau [H⁺] = 10^pH

Contoh: [HA] = 1 M (asam kuat)

[H⁺] = 1 M  pH = - log 1 = 0 [BOH] = 1 M (basa kuat)

[OH^-] = 1 M  pOH = - log 1 = 0 pH + pOH = 14  pH = 14 – 0 = 14

LARUTAN BUFER

Larutan Buffer adalah:

• Suatu larutan yang dapat menahan perubahan pH bila

sejumlah kecil asam atau basa ditambahkan ke dalam larutan tersebut.

• Suatu larutan yang terdiri dari asam atau basa lemah dengan

garamnya.

• Larutan Buffer:

➢ Larutan buffer asam (pH < 7)

• Mengandung asam lemah (HA) dan basa konjugasinya (A^-)

• Contoh:

1. CH

₃

COOH dan CH

₃

COONa atau

CH₃COOH dan CH₃COO^-

2. H₂CO₃ + NaHCO₃ (komponen buffernya:

H₂CO₃ dan HCO₃^-)

3. NaH₂PO₄ + Na₂HPO₄ (komponen buffernya:

H₂PO₄^- dan HPO₄^2-)

➢ Larutan buffer basa (pH > 7)

*Mengandung basa lemah (BOH) dan asam konjugasinya (B⁺).

Contoh:

larutan NH₃ + NH₄⁺ (komponen buffer: NH₃ dan NH₄⁺)

• pH larutan ditentukan oleh konsentrasi ion H⁺ dan OH^-.

• Penambahan asam atau basa dapat mempengaruhi pH larutan.

• Pada kenyataannya, tidak dapat mempengaruhi secara penuh.

• Ternyata, secara prinsip kerja larutan buffer dapat memperkecil jumlah ion H⁺ atau ion OH^- yang ditambahkan.

Penambahan asam (H⁺ )/basa (OH^-) Yang terjadi pada buffer asam:

CH₃COO^- + H⁺ CH₃COOH

CH₃COOH + OH^- CH₃COO^- + H₂O

Yang terjadi pada buffer basa:

NH₃ + H⁺ NH₄⁺

NH₄⁺ + OH^- NH₃ + H₂O

1.Larutan Buffer Asam

] [

] ] [

[

3 3

−

+ = 

COO CH

COOH K CH

H ^a

] [

] ][

[

3 3

COOH CH

H COO

K^a CH

+

= −

larutan) Volume

(V ]

[ ⁺ =  =

v v

g a

Ka

H

]

[ g

K a H ⁺ = ^a 

log log

-

log -

pH

g K a

g ) (K a

a a

−

=



=

log g

pK a

pH = ^a − a = total asam ;

g = total garam

2. Larutan Buffer Basa

]

[ g

K b

OH

⁻

=

^b



) ) (

4 ( )

( 4

) ) (

4 ( )

( ) 2

3(

aq aq aq

aq aq aq l

Cl NH

Cl NH

OH NH

O H

NH

− +

− +

+

→

+

 +

g log b -

pKb pOH =

dan

1.Tentukan pH larutan buffer yang terbuat dari campuran 50 ml CH₃COOH 0.1 M dengan 50 ml NaCH₃COO 0.1 M. K_a CH₃COOH = 1.8 x 10^-5

• Jawab:

Mol CH₃COOH = 50 mL x 0.1 mmol/mL

= 5 mmol

Mol NaCH₃COO = 50 mL x 0.1 mmol/mL

= 5 mmol

Mol [CH₃COOH] = mol [CH₃COO^-]

pH = pKa - log

= -log 1.8 x 10^-5

= 4.75

2. Larutan 100 mL ( NH₄ )₂SO₄ 0.1 M

ditambahkan ke dalam 100 mL larutan NH₃ 0.1 M. Tentukan pH larutan

tersebut

5 mmol 5 mmol

Mol NH₃ = 100mL x 0.1 mmol/mL

= 10 mmol

mol( NH₄ )₂SO₄ = 100 mL x 0.1 mmol/mL

= 10 mmol Mol ion NH₄⁺ = 2 x 10 mmol

= 20 mmol [OH^-] = K_b x b/g

= 1.8 x 10^-5 x 10/20

= 9 x 10^-6

pOH = -log 9 x 10^-6

= 6 – log 9

Shg: pH = 14 – (6 – log 9)

= 8 + log 9

= 8.95

•Hidrolisis Garam

• Peruraian garam oleh air yg menyebabkan ion H⁺ / OH^- tetap berada dlm larutan

secara berlebih, shg larutannya bersifat asam atau basa

• Ada 4 katagori garam sesuai sifatnya:

– Garam dari asam & basa kuat, NaCl – Garam dari asam lemah-basa kuat,

CH₃COONa

– Garam dari asam kuat-basa lemah, NH₄Cl – Garam dari asam & basa lemah, NH₄CN

• Garam dari asam & basa kuat, larutannya bersifat netral, karena [H⁺] = [OH^-]

• Garam dari asam lemah-basa kuat,

menghasilkan larutan yang bersifat basa.

CH₃COONa → CH₃COO^- + Na⁺

H₂O H⁺ + OH^- memberi sifat basa

CH₃COO^- + H⁺ CH₃COOH pH > 7

• Secara umum : A^- + H₂O HA + OH^-

• K_h = ; K_h = tetapan hidrolisis

[HA] [OH]

[A]

• Garam dari asam kuat-basa lemah

• Cara yang sama dg garam di atas:

MA → M⁺ + A^-

H₂O OH^- + H⁺ memberi sifat asam

M⁺ + OH^- MOH atau M⁺ + H₂O MOH + H⁺

pH < 7

K_h = ; K_h = tetapan hidrolisis

[MOH] [H⁺] [M⁺]

•Garam dari asam lemah-basa lemah MA → M⁺ + A^-

M⁺ + H₂O MOH + H⁺ A^- + H₂O HA + OH^-

H⁺ + OH^- H₂O

• pH larutan bergantung pada K_a atau K_b

• Shg ada 3 kemungkinan harga pH:

• Jika K_a > K_b, [H⁺] > [OH^-] → pH < 7 (bersifat asam)

• Jika K_a < K_b, [H⁺] < [OH^-] → pH > 7 (bersifat basa)

• Jika K_a = K_b, [H⁺] = [OH^-] → pH = 7 (bersifat netral)

• Tetapan (K_h) dan derajat hidrolisis (x) [H⁺] [OH^-] = K_w; untuk asam lemah:

K_a = , = K_h =

• Jika x (derajat hidrolisis) sebagai fraksi mol dan C adalah konsentrasi spesies, maka:

[OH^-] = x C ; [HA] = x C ; [A^-] = C - x C ⁼ C (1- x ) K_h = ; x = - + +

Jika x kecil (2-5%), maka persamaan: x = K_h/C

[H⁺] [A^-] [HA]

K_w K_a

[HA] [OH^-] [A^-]

C x² 1 - x

K_h 2C

K_h² K_h 4C² C

• Menghitung [H⁺] larutan dari C mol/L

[A^-] = C; maka

K_h =[OH^-]² / C selanjutnya:

[H⁺] = = 10^-7

• Maka pH = 7 + ½ pK_a + ½ log C

• Cara sama untuk garam asam kuat-basa lemah; K_h = K_w/K_b

• [H⁺] = = 10^-7

pH = 7 - ½ pK_a - ½ log C

K_w K_a C

K_a C

K_b

K_w C K_a

K_b

• Garam dari asam lemah-basa lemah

M⁺+ A^- + 2H₂O MOH + HA + H⁺ + OH^-

K_h = =

Selanjutnya dihitung ion H⁺ dg rumus :

[H⁺] = K_w

[MOH] [HA] [H⁺] [OH^-] [M⁺] [A^-]

K_w K_a K_b

K_a K_b

TERIMA KASIH