4 MODUL.1.BAB.5.ASAM BASA

Keadaaan Kesetimbangan

ASAM BASA GARAM

Keadaaan Kesetimbangan.

• Jika H₂ dan CO₂ (tidak harus sama jumlahnya)

dicampur dalam box. Setelah beberapa waktu, H₂ berkurang, awalnya cepat, kemudian melambat dan menjadi konstan. CO₂ berubah hampir sama, walaupun awalnya tidak sama dengan H₂.

Konsentrasi awal H₂O dan CO adalah nol. Setelah beberapa waktu, H₂O dan CO dihasilkan. Pada

waktu tertentu konsentrasi [H₂], [CO₂], [H₂O] dan [CO] menjadi konstan. INI YANG DIKENAL

DENGAN Keadaan Kesetimbangan

• H_2(g) + CO_2(g) H₂O _(g) + CO _(g)

Keadaaan Kesetimbangan.

• Ketika suatu sistem pada kesetimbangan diganggu, reaksi kimia terjadi LAGI sampai kesetimbangan baru terjadi lagi.

• H_{2 (g)} + I_2(g) 2HI_(g)

Keadaaan Kesetimbangan.

H

_{2 (g)}

+ I

_2(g)

2HI

_(g)

• Pada 490^oC, K adalah 45,9. Konsentrasi HI, H₂ dan I₂ tidak berubah sampai kondisi diubah. Beberapa macam perubahan yang mungkin :

(1) H₂, I₂ atau HI dapat dimasukkan ke dalam sistem.

(2) H₂, I₂ atau HI dapat dipisahkan (diambil) (3) volume box dapat diubah

(4) temperatur sistem dapat diubah (5) PENAMBAHAN katalis

Bagaimana keadaan kesetimbangan dipengaruhi dengan masing-masing perubahaN ini ?

[H₂] [I₂] [HI]

(1) Penambahan H₂ Bertamb ah

Berkurang Bertamba h

(2) Pengurangan H₂ Berkura ng

Bertambah Berkurang

(3) Pengurangan Volume

Bertamb ah

Bertambah Bertamba h

(4) Menaikkan Temperatur

Bertamb ah

Bertambah Berkurang

(5) Penambahan katalis

Tidak Ada

Pengaru h

Tidak Ada Pengaruh

Tidak Ada Pengaruh

• DAPAT DIJELASKAN DENGAN KAIDAH:

1. Konstanta Kesetimbangan

2. Prinsip Le Chatelier’s

jika sistem kesetimbangan yang ke dalamnya dikenai suatu stress (ketegangan) akan cenderung untuk

berubah untuk melepaskan stress (salah satunya [C]) tersebut. Misalnya H₂ ditambahkan ke dalam box,

sistem berkesetimbangan dapat mengabsorbsi stress tersebut jika beberapa molekul H₂ bergabung dengan I₂ membentuk HI. Hal ini berati bahwa konsentrasi HI akan bertambah dan konsentrasi I₂ akan berkurang.

3. Kinetik. Teori Tumbukan

TEORI ASAM BASA

1. Teori Arrhenius (S.Arrhenius, 1884)

Menurut teori ini, Asam adalah larutan air menghasilkan ion hidrogen, dan basa dalam larutan air menghasilkan ion

hidroksida yang menetralkan asam.

2. Teori Bronsted lowry.

Asam Brønsted merupakan proton donor.

Basa Brønsted merupakan akseptor proton.

3. Teori Lewis (Gillbert Newton Lewis, 1923)

Asam : Setiap spesi yang mengandung atom yang

dapat menerima pasangan elektron.

Basa : Setiap spesi yang mengandung

atom yang

dapat menderma pasangan elektronn.

Asam : penerima (akseptor)pasangan elektron.

Basa : penderma (donor) pasangan

elektron.

Asam arhenius merupakan zat yg menghasilkan H⁺ (H₃O⁺) dlm air

Basa arhenius merupakan zat yg menghasilkan OH^- dlm air

4.3

Asam Brønsted merupakan proton donor.

Basa Brønsted merupakan akseptor proton.

asam

basa asam basa

4.3

Asam Brønsted terdiri dari minimal satu proton terhidrasi!

DERAJAT IONISASI DAN TETAPAN IONISASI

• Asam lemah atau basa lemah dalam larutan tidak terurai sempurna menjadi ion. Jumlah persen molekul atau fraksi molekul yang

terurai menjadi ion disebut derajat ionisasi atau dinyatakan dengan .

• Misalnya suatu larutan asam mengandung 1 mol HA dalam Volume Liter.

• K_a disebut tetapan dissosiasi atau tetapan ionisasi dari asam atau tetapan asam…..

• [H+] [A-]

• Sehingga Ka = K = --- [HA]

• Dengan demikian maka

• Ungkapan ini mula-mula diturunkan oleh Ostwald. Oleh karena V = volume yang mengandung 1 mol zat terlarut, 1/V = c , maka Ungkapan ini disebut Hukum Pengenceran Ostwald.

• Dalam banyak hal derajat dissosiasi sangat kecil sehingga dapat dianggap bahwa:

[HA]_awal = [HA]kesetimbangan oleh karena itu, 1-  1, sehingga hukum pengenceran Ostwald menjadi,

K_a = ²c shg

  HA H⁺ + A^-

Keadaan awal 1 0 0 mol dalam V L reaksi   

Pada kesetimbangan (1-)   mol dalam V L

•  dan K_a dapat diperoleh dari data pengukuran daya hantar yaitu,

Contoh

• Daya hantar molar suatu asam lemah HA 0,001 M pada temperatur 25C adalah 5,17 x 10^-4 S M² mol ^–1 . Pada temperatur ini o (H⁺) = 3,50 x 10^-2 Sm² mol^-1. Hitung derajat dissosiasi HA dan tetapan ionisasi HA.

• Hitung persen ionisasi,

a) HF 0,60 M K_a = 7,1 x 10^-4 b) HCN 0,60 M K_a = 4,9 x 10^-10

Contoh

• Hitung derajat dissosiasi larutan suatu basa B 0,01 M. Diketahui K_b = 6,46x10^-4.

• Dari eksperimen daya hantar, diperoleh

derajat ionisasi suatu asam lemah HA 0,005 M pada temperatur 25C adalah 0,057. Hitung K_a

KEKUATAN ASAM DALAM LARUTAN

• Kekuatan suatu asam bergantung juga pada pelarutnya. Makin kuat sifat kebasaan pelarut, makin mudah asam melepaskan proton.

Asam asetat adalah asam lemah dalam larutan air, tetapi dalam

amonia cair yang basanya lebih kuat dari air, merupakan asam kuat,

CH₃COOH + NH₃

CH₃COO^- + NH₄⁺

• Kekuatan suatu basa (hidroksida) ditentukan oleh kemampuan basa ini untuk menghasilkan ion hidroksida. Kekuatan asam dapat dilihat dari derajat ionisasinya atau tetapan dissosiasinya, K_a. demikian

pula kekuatan suatu basa dapat dilihat dari derajat ionisasinya atau tetapan dissosiasinya, K_b

• Faktor yang menentukan kekuatan relatif asam dan basa : a. kepolaran

b. ukuran atom c. muatan

d. bilangan oksidasi

HASILKALI ION UNTUK AIR (Kw)

• Pada pengukuran daya hantar air murni, jarum alat daya hantar tidak menunjukkan angka nol.

Hal ini menunjukkan bahwa air mengalami ionisasi-sendiri.

2 H₂O (l) H₃O⁺ (aq) + OH^-(aq)

Dengan menuliskan ion hidrogen dengan H⁺, penguraian dapat ditulis,

H₂O H⁺ + OH^-

• Oleh karena sangat sedikit molekul air yang mengion, konsentrasi air tidak berubah. Oleh karena itu,

• K_c [H₂O] = [H⁺] [OH^-]

• K_w = [H⁺] [OH^-]

K_w disebut tetapan hasil kali ion atau tetapan air, yaitu hasil kali konsentrasi molar pada

temperatur tertentu.

KW

• K_w dan Suhu

Dissosiasi air adalah proses endoterm. Oleh karena itu derajat ionisasi air akan bertambah besar jika suhu dinaikkan.

Suhu K_w

0 0,114 x 10^-14

10 0,292 x 10^-14

20 0,681 x 10^-14

25 1,01 x 10^-14

30 1,47 x 10^-14

40 2,92 x 10^-14

50 5,47 x 10^-14

60 9,61 x 10^-14

SKALA pH, pOH, pK

• Untuk mempermudah, konsentrasi ion H⁺ dinyatakan dengan pH. Konsep pH ini

diperkenalkan oleh ahli kimia Denmark,

Sorensen pada tahun 1909. Huruf p ini berasal dari istilah Potenz(Jerman),puissance (Prancis), power (Inggris).

• Denifisi pH

Definisi modern dari pH didasarkan atas pengukuran Daya Gerak Listrik (DGL) suatu sel Galvani/Volta, yang terdiri dari sebuah elektroda indikator (elektroda kaca) dengan elektroda pembanding.

• Misalnya X dan S adalah dua larutan berturut-turut yang tidak diketahui pH-nya dan larutan pH-nya

diketahui. Jika E_s adalah DGL sel, dengan larutan

standard yang keaktifan ion H⁺.a_H- (S) dan a_H- (X) adalah keaktifan ion H⁺ dari larutan yang tidak diketahui pH- nya, maka

Pada temperatur 298,15 K (25C).

• E_x - E_s = 0,059 log (a_H+_(S)) - log (a_H+_(X))

= 0,059 (pH_x – pH_s)

Contoh Soal

• Pada temperatur 40C, K_w = 3,8 x 10^-14. Hitung pH air.

• Suatu elektroda hidrogen standard dengan p(H₂) = 1 atm dihubungkan dengan elektroda kalomel standard yang setengah reaksinya, HgCl₂ (s) + 2 e 2 Hg (l) + 2 Cl^- ; E^ = 0,242 V Jika DGL sel 0,800 V, hitung pH larutan.

• Hitung pH larutan HCl 10^-8 M

ASAM KUAT DAN BASA KUAT

• Asam kuat dan basa kuat terurai sempurna dalam larutan air.

Konsentrasi H⁺ dan OH^- sama dengan konsentrasi zat terlarut.

Apakah pH dari HCl 10^-9 M sama dengan 9. Tentu saja tidak

mungkin, bahwa suatu asam yang diencerkan terus menerus akan menjadi basa.

• Dalam HCl 10^-9 M, selain [H⁺] yang berasal dari asam ini, perlu

diperhitungkan [H⁺] yang berasal dari H₂O. Dalam larutan HCl dalam air terdapat tiga spesi yaitu : H⁺, OH^- dan Cl^-.

• Ada tiga persamaan yang berlaku untuk larutan HCl,

1. Kesetimbangan air [H⁺] [OH^-] = K_w 2. Perimbangan materi [Cl^-] = C_a (C_a = konsentrasi asam )

3. Prinsip penetralan muatan [H⁺]

= [OH^-] + [Cl^-]

[H⁺] = [OH^-] + C_a

• Misalnya untuk HCl 10^-5 M.

x = 10^-5 + 10^-9 = 10^-5 M [H⁺] = C_a

• Akan tetapi jika konsentrasi HCl lebih kecil, misalnya 10^-9 M maka K_w/[H⁺] tidak dapat diabaikan sehingga takbisa dihitung

maka,

• [H⁺]² – C_a[H⁺] – K_w = 0

• Hitung pH larutan HCl 10^-7 M. Maka dengan [H⁺]² – C_a[H⁺] – K_w = 0

H⁺ = 1,62 x 10^-7 M

pH = - log (1,62 x 10^-7)

= 6,79

ASAM LEMAH MONOPROTIK

HA H⁺

+ A^-

(1-)C  C

 C

K_a =

C ² + K_a  - K_a = 0

• Ada tiga macam persamaan,

1. Kesetimbangan air dan asam.

[H⁺] [OH^-] = K_w

2. Perimbangan materi,

C_a = [HA] + [A^-]

3. Perimbangan muatan,

[H⁺] = [A⁼] + [OH^-]

[OH^-] = K_w/[H⁺]

[H⁺]³ + K_a[H⁺]² – (K_w + C_a K_a) [H⁺] – K_w K_a = 0 [H⁺]² + K_a [H⁺] - K_a C_a = 0

LARUTAN BUFFER

• Larutan Buffer yang juga dikenal sebagai penyangga, pada umumnya terdiri dari campuran asam lemah dan garamnya misalnya, CH₃COOH-CH₃COONa atau basa lemah dan garamnya misalnya, NH₃-NH₄Cl.

• Fakta bahwa penambahan ion senama dalam larutan asam lemah atau basa lemah menghasilkan pergeseran kesetimbangan ke arah molekul asam atau basa yang tidak terurai. Oleh karena itu larutan buffer dapat

didefinisikan sebagai campuran asam lemah dengan basa konjugasinya atau basa lemah dengan

konjugasinya.

• sifat larutan buffer :

1. Mempunyai pH tertentu (persamaan Henderson-Hasselbalch)

2. pH-nya relatif tidak berubah jika ditambah sedikit asam atau basa.

3. pH-nya tidak berubah jika diencerkan.

Kapasitas Buffer

• Kapasitas buffer yang juga disebut indeks

buffer atau intesitas buffer yaitu suatu ukuran kemampuan buffer untuk mempertahankan pHnya yang konstan jika ditambahkan asam kuat atau basa kuat.

• Kapasitas buffer,  didefinisikan dengan persamaan :

pH Larutan Dalam Air.

• Dalam menghitung pH larutan perlu diperhatikan macam larutan yang dihadapi.

1. Air Murni : pada suhu kamar [H⁺] = 1x10^-7 M maka PH = 7 2. Asam kuat [H⁺] maka kemolaran dari asam [H⁺] = Ca

3. Basa kuat :

[OH^-] = Cb (Konsentrasi basa) pH = 14-pOH

4. Asam Lemah

[H⁺] + Ka[H⁺] – KaCa = 0

Jika [H⁺] lebih kecil dari 0,05 Ca gunakan rumus pendekatan :

sehingga pH = ½ pKa -1/2 Log Ca

5. Basa Lemah

Sehingga pOH = 1/2pKb – ½ log Cb 6. Garam yang terjadi dari asam lemah dan basa kuat

pH= ½ pKw + ½ pKa + ½ log Cg

7. Garam yang terjadi dari asam lemah dan basa lemah.

pH = ½ pKw + ½ pKa – ½ pKb

pH tidak bergantung terhadap konsentrasi garamnya.

Jika Ka=Kb, maka pH larutan = 7 8. Buffer

a. Campuran asam lemah dan garamnya

b. Campuran basa lemah dan garamnya.

contoh

• Bandingkan perubahan pH jika ke dalam masing- masing 1 L

a. air murni ditambah 1 mL HCl 1 M

b. larutan buffer yang mengandung Na-asetat 0,5 M dan HOAc 0,5 M ditambah 1 mL HCl 1 M Ka: asam Acetat=1,8x10^-5

• Hitung pH dan kapasitas buffer suatu larutan yang diperoleh dengan mencampurkan 112 mL larutan H₃PO₄ 0,1325 M dan 136 mL larutan

Na₂HPO₄ 0,1450 M.

• Hitung pH suatu larutan buffer yang dibuat dengan cara mencampurkan 100 mL NaOH 0,200 M dan 150 mL CH3COOH 0,400 M Ka=

1,8x10-5

• HITUNG pH dari CH₃COONa 0,1 M DENGAN Ka

= 1,8x10^-5

• Hitung PH DARI NH₄Cl 0,1 M

• Hitung pH dari CH₃COONH₄ Ka = 1,8x10^-5 dan Kb = 1,8x10^-5