Asam-Basa A. Teori Asam Basa Arrhenius dan pH larutan •
Senyawa Asam
Menurut arrhenius (ilmuwan swiss, tahun 1807), senyawa asam adalah senyawa yang jika dilarutkan dalam air menghasilkan ion H + . Contoh : HCl(aq)
H+(aq) + Cl- (aq)
HNO3(aq)
H+(aq) + NO3-(aq)
H2SO4(aq)
2H +(aq) + SO4-(aq)
Berdasarkan ion H+ yang dapat dilepaskan, senyawa asam dapat dikelompokan menjadi : 1. Asaam monoprotik, yaitu senyawa yang melepaskan satu ion H +
Contoh : HCl, HBr, HNO 3, HF, CH 3COOH 2. Asam diprotik, yaitu senyawa yang melepaskan dua ion H + Asam
Contoh : H 2SO4, H2CO3 3. Asam triprotik, yaitu senyawa yang melepaskan tiga ion H +
Contoh : H 3PO4
•
Senyawa Basa
Yaitu senyawa yang jika dilarutkan dalam air menghasilkan ion OH - . Contoh :
NaOH(aq)
KOH(aq) Ca(OH)2(aq)
+
(aq) Na + OH-(aq)
K +(aq) + OH-(aq) Ca2+(aq) + 2OH-(aq)
Berdasarkan jumlah gugus OH - yang diikat, senyawa basa dapat dikelompokan menjadi : 1. Basa monohidroksi, yaitu senyawa basa yang memiliki satu gugus OH -.
Contoh : NaOH, KOH, NH 4OH 2. Basa dihidroksi, yaitu senyawa basa yang memiliki dua gugus OH Basa
Contoh : Ca(OH) 2 dan Ba(OH)2 3. Basa trihidroksi, yaitu senyawa basa yang memiliki tiga gugus OH -
Contoh : Al(OH) 3 dan Fe(OH)3
•
Pengujian Asam-Basa
Senyawa asam-basa dapat diuji dengan menggunakan kertas lakmus. Perubahan Warna
Mera
Biru Dimasukan kedalam larutan
Kertas
•
Sifat larutan
Merah
Biru
Larutan
Larutan
pH Larutan
pH dapat denyatakan sebagai derajat atau tingkat keasaman/kebasaan suatu larutan. Nilai pH diperoleh sebagai hasil kali negatif logaritma dari konsentrasi ion H + . Dengan demikian, untuk larutan asam berlaku
pH = -log [H+] Analog dengan pH, untuk larutan basa berlaku :
pH = -log [OH-] •
Hubungan pH dan pOH
pH + pOH = 14 [H+] atau
pH = 14 pOH
•
Skala pH
Skala keasaman atau kebasaan suatu larutan :
•
Larutan asam memiliki pH < 7
•
Larutan netral memiliki pH = 7
•
Larutan basa memiliki pH > 7
•
Pengenalan Asam-Basa
Pengenalan Asam-Basa bisa dilakukan dengan menggunakan kertas lakmus(sudah dijelaskan diatas) dan indikator asam-basa. Indikator
Fenolftaelin Bromtimol Metil merah Metil jingga
Warna Setelah ditambahkan Larutan Asam Larutan Basa Larutan Netral Tidak berwarna Merah Tidak berwarma Kuning Biru Biru Merah Kuning Kuning Merah Kuning Kuning
B. Kekuatan Asam-Basa
1. Hubungan keelektrolitan keelektrolitan dan Kekuatan asam-basa Senyaw Senyawaa asam-b asam-basa asa merupa merupakan kan senyaw senyawaa elektr elektroli olit. t. Penguj Pengujian ian kekuat kekuatas as asam-b asam-basa asa bisa bisa dilakukan sama dengan pengujian keelektrolitan (seperti yang telah di pelajari di kelas 1 SMA). •
Senyawa asam/basa kuat
Lampu terang + Gelembung banyak
•
Senyawa asam/basa lemah
Lampu redup + Gelembung sedikit
2. Hubungan Hubungan pH larutan larutan dan dan kekuatan kekuatan asam-bas asam-basa a Kekuatan asam-basa dapat juga ditentukan dari pH larutan dengan konsentrasi yang sama. pH asam kuat lebih kecil dibandingkan pH asam lemah, sedangkan pH basa kuat lebih besar dibandingkan pH basa lemah. •
Asam kuat
Harga pH kecil (berkisar 1-2)
•
Asam lemah
Harha pH besar (berkisar 3-5)
•
Basa kuat
Harga pOH kecil (harga pH besar, yaitu berkisar 12-13)
•
Basa lemah
Harga pOH besar (harga pH kecil, yaitu berkisar 9-11)
•
Derajat Ionisasi
Jumlah ion H+ atau ion OH- yang dihasilkan ditentukan oleh nilai derajat ionisasi. Jumlah mol terionisasi α
=
Jumlah mol mula-mula
1. Asam sam Kuat Kuat ( α
=
1)
Contoh : HBr, HI, HNO 3, dan HClO4. Konsentrasi ion H + dapat dihitung secara stoikiometri sesuai koefisien ion H + yang dihasilkan dihasilkan dan koefisien senyawa asalnya. Konsentrasi Konsentrasi ion H + dapat dihitung menggunakan persamaan berikut :
[H+]= a x Ma Dengan: a
= jumlah atom H+ yang dilepas
Ma = Kemolaran asam
2. Basa asa Kuat uat (α
=
1)
Cont Contoh oh : KOH, KOH, RbOH RbOH,, Ca(O Ca(OH) H)2, Sr(O Sr(OH). H). Kons Konsen entr tras asii ion ion OH- dapat dapat dihitu dihitung ng secara secara stoiki stoikiome ometri tri sesuai sesuai koefis koefisien ien ion OH- yang yang dihasi dihasilka lkan n dan koefis koefisien ien senyaw senyawaa asalny asalnya. a. Konsentrasi ion OH - dapat dihitung menggunakan persamaan berikut :
[H+]= b x Mb Dengan: b
= jumlah atom OH - yang dilepas
Ma = Kemolaran basa
3. Asam Asam Lema Lemah h (0 < α <1) <1)
Konsentrasi H+ untuk asam lemah bisa dihitung dengan menggunakan persamaan berikut ; +
[ H ] =
Ka
× Ma
Pada umumnya, asam lemah memiliki harga α jauh lebih kecil daripada 1 sehingga 1-α = 1. Jika harga α cukup cukup besar maka Konsentras Konsentrasii H + untuk asam lemah bisa dihitung dengan menggunakan persamaan berikut ; +
[ H ] =
Ka × Ma(1 − α )
Derajat ionisasi asam lemah
Cat :
+
[ H ]
α =
Ma
Hubunganα +
[ H ]
=
α =
dan Ka
Ka
α × Ma =
K a = harga tetapan kesetimbangan ionisasi asam lemah
× Ma
Ka
× Ma
Ka
Ka × Ma Ma
α =
2
Ma
Konsentrasi ion H+ berbanding lurus dengan harga α dan Ka. Jika α semakin besar, harga Ka semakin besar pula. Dengan demikian, konsentrasi ion H + menjadi semakin besar dan sifat asam semakin kuat. Asam lemah dari yang paling kuat : HF > HNO2 > HCOOH > CH 3COOH > HCN
4. Basa Lemah (0 <
α
<1)
Konsentrasi OH- untuk asam lemah bisa dihitung dengan menggunakan persamaan berikut ; −
[OH ] = Kb
× Mb
Derajat ionisasi asam lemah −
α =
Hubunganα
[OH ] Mb
dan Ka Kb
α =
Mb
C. Perhitungan dan Pengukuran pH
pH larutan asam dapat langsung ditentukan dengan menggunakan rumus :
pH = -log [H+] adapun perhitungan pH larutan basa tidak dapat langsung ditentukan. Pada larutan basa, kita harus menentukan pOH terlebih dahulu. Setelah menentukan harga pOH, penentuan nilai pH larutan basa tergantung pada harga kesetimbangan air (K w).
K w = [H+] [OH-] Pada keadaan standar (suhu 25 oC), harga K w = 10-14 sehingga pH larutan basa :
pH = 14 pOH •
pH Kesetimbangan air H2O
H+ + OH-
Dala Dalam m perh perhit itun unga gan n pH, pH, baik baik laru laruta tan n asam asam atau ataupu pun n basa basa,, kese keseti timb mban anga gan n air air haru haruss + -7 diperhitungkan. Besarnya ion H dan ion OH dari air adalah 10 M.
Untuk larutan asam atau basa yang konsentrasinya mendekati harga 10 -7 M atau lebih kecil dari pada 10-7 M, ion H+ atau OH- dari air harus diperhitungkan.
Untuk konsentrasi ion H + atau OH- yang jauh lebih besar dari pada 10 -7 M tidak perlu diperhitungkan.
D. Reaksi Asam-Basa dan Perhitungannya Perhitungannya
1. Reaks Reaksii laru laruta tan n asam asam dan basa basa Larutan asam akan menghasilkan garam dan air jika direaksikan dengan larutan basa. Asam + Basa Garam + air
Contoh : HCl(aq) + NaOH(aq)
NaCl(aq) + H2O(aq)
2. Reaks Reaksii oksid oksidasi asi asam asam dan dan larut larutan an basa basa Oksida asam merupakan senyawa antara unsur nonlogam dan oksigen. Oksida asam dan air bereaksi membentuk larutan asam. Oksida Asam + air Asam
Contoh : SO3(g) + H2O (l) Cl2O7(aq) + H2O(l)
H2SO4(aq) 2HClO4(aq)
Selanjutnya larutan asam yang terbentuk dengan larutan basa bereaksi membentuk garam dan air. Oksida Asam + Basa Garam + air Contoh : SO3(g) + 2NaOH(aq)
Na2SO4(aq) + H2O(l)
3. Reaks Reaksii oksid oksidasi asi basa basa dan dan larut larutan an asam asam Oksida Oksida basa basa merupa merupakan kan senyaw senyawaa antara antara unsur unsur logam logam dan oksig oksigen. en. Oksida Oksida basa basa bereak bereaksi si dengan air membentuk larutan basa. Oksi Oksida da basa basa + air air
Contoh :
Basa Basa
Na2O (s)+ H2O(l)
2NaOH(aq)
K 2O(s) + H2O(l)
2KOH(aq)
Selanjutnya larutan basa yang terbentuk dengan larutan asam bereaksi membentuk garam dan air. Oksida basa + asam Garam + air Contoh : Na2O(s) + 2HCl(aq)
2NaCl + H2O
K 2O(s) + H2SO4(aq)
K2SO 4 + H2O