TUGAS
KIMIA
KESETIMBANGAN ASAM
BASA
O
L E H
KELOMPOK
3
· M111
13 051 Khaerum Nisa
· M111
13 053 Chindy Gloria Saranga’
· M111
13 061 Muh. Fikri Rum
· M111
13 078 Muh. Fadly Alamsyah
· M111
13 082 Sri Arfiani Rahim Sila
· M111
13 084 Lela Satriani Candra
FAKULTAS KEHUTANAN
UNIVERSITAS HASANUDDIN
2 0 1 3
KATA PENGANTAR
Puji dan syukur penulis panjatkan
kehadirat Tuhan Yang Maha Esa yang telah memberikan rahmat dan karunia-Nya
sehingga penulis dapat menyelesaiakan karya tulis ilmiah dengan judul KESETIMBANGAN
ASAM BASA. Karya tulis ilmiah ini disusun dalam rangka memenuhi tugas kelompok
dalam mata kuliahan Kimia.
Atas bimbingan bapak/ibu dosen dan
saran dari teman-teman maka disusunlah karya tulis ilmiah ini. Semoga dengan
tersusunnya makalah ini diharapkan dapat berguna bagi kami semua dalam memenuhi
salah satu syarat tugas kami di perkuliahan. Karya tulis ini diharapkan bisa
bermanfaat dengan efisien dalam proses perkuliahan.
Dalam menyusun makalah ini, penulis
banyak memperoleh bantuan dari berbagai pihak, maka penulis mengucapkan terima
kasih kepada pihak-pihak yang terkait. Dalam menyusun karya tulis ini penulis
telah berusaha dengan segenap kemampuan untuk membuat karya tulis yang
sebaik-baiknya.
Sebagai
pemula tentunya masih banyak kekurangan dan kesalahan dalam makalah ini, oleh
karenanya kami mengharapkan kritik dan saran agar makalah ini bisa menjadi
lebih baik.
Demikianlah kata pengantar karya
tulis ini dan penulis berharap semoga karya ilmiah ini dapat digunakan
sebagaimana mestinya. Amin.
Makassar, 20 Oktober 2013
Penulis
DAFTAR ISI
KATA PENGANTAR i
DAFTAR ISI ii
BAB I PENDAHULUAN 1
A.
Latar Belakang 1
B.
Rumusan Masalah 2
C.
Tujuan Penulisan 2
D. Manfaat
Penulisan 2
BAB II PEMBAHASAN 3
1.
Teori Asam Basa 3
2.
Kekuatan Asam Basa 4
3.
Potensi Hidrogen (pH) 6
4. Reaksi
Protolisis dan Kesetimbangan Dalam Air 7
BAB III PENUTUP 21
A.
Kesimpulan 21
B. Saran 21
DAFTAR PUSTAKA 22
BAB I
PENDAHULUAN
A. Latar Belakang
Asam dan basa sudah dikenal sejak zaman dulu.
Istilah asam (acid) berasal dari bahasa Latin acetum yang berarti
cuka. Istilah basa (alkali) berasal dari bahasa Arab yang berarti abu.
Basa digunakan dalam pembuatan sabun. Juga sudah lama diketahui bahwa asam dan
basa saling menetralkan.
Senyawa asam dan basa banyak dijumpai
dalam kehidupan sehari-hari. Secara umum zat-zat yang berasa masam mengandung
asam, misalnya asam sitrat pada jeruk, asam cuka, asam tartrat pada anggur,
asam laktat ditimbulkan dari air susu yang rusak. Sedangkan basa umumnya
mempunyai sifat yang licin dan berasa pahit, misalnya sabun, para penderita
penyakit maag selalu meminum obat
yang mengandung magnesium hidroksida.
Di
alam, asam ditemukan dalam buah-buahan, misalnya asam sitrat dalam buah jeruk
berfungsi untuk memberi rasa limun yang tajam. Cuka mengandung asam asetat, dan
asam tanak dari kulit pohon digunakan untuk menyamak kulit. Asam mineral yang
lebih kuat telah dibuat sejak abad pertengahan, salah satunya adalah aqua
forti (asam nitrat) yang digunakan oleh para peneliti untuk memisahkan emas
dan perak.
Kekuatan asam suatu senyawa dapat diukur dengan
menggunakan indikator atau pH meter. Demikian juga dengan basa, kekuatan basa
dapat ditentukan dengan indikator dan pH meter. Hal menyangkut asam basa akan
dipelajari dalam pembahasan berikut.
B. Rumusan Masalah
Dari
latar belakang di atas, kita bisa menentukan rumusan masalah yang akan dibahas
dalam makalah ini, yaitu :
1.
Apa saja teori asam basa?
2.
Bagaimanakah cara menghitung
pH larutan asam basa?
C. Tujuan Penulisan
Adapun
tujuan dalam penulisan karya ilmiah ini, yaitu :
1.
Sebagai salah satu syarat
dalam mengikuti mata kuliah Kimia.
2.
Menambah wawasan tentang asam
basa.
3.
Mengetahui lebih mendalam
tentang asam basa yang kita temukan dalam kehidupan.
D. Manfaat Penulisan
Adapun manfaat
dalam penulisan karya ilmiah ini, yaitu :
1.
Sebagai pedoman untuk
menambah pengetahuan dalam membuat suatu karya ilmiah.
2.
Sebagai referensi bagi
penulis dalam pembuatan makalah berikutnya.
3.
Sebagai bahan bacaan.
BAB II
PEMBAHASAN
1. Teori Asam Basa
Asam
dan basa adalah sifat kimia zat yang sangat penting untuk diketahui. Sifat asam
basa sangat berkaitan dengan lingkungan kimiawi zat tersebut. Ada tiga teori
dasar mengenai asam dan basa.
1.1 Arrhenius
Asam
adalah zat yang apabila dilarutkan dalam air terionisasi menghasilkan H+
dalam larutannya, sebagaimana contohnya senyawa berikut :
HCl(aq) H+(aq) + Cl-(aq)
CH3COOH(aq) H+(aq) + CH3COO-(aq)
Basa
adalah zat yang apabila dilarutkan dalam air terionisasi menghasilkan OH-
NaOH(aq) Na+(aq) + OH-(aq)
NH4OH(aq) NH4+(aq)
+ OH-(aq)
1.2 Bronsted dan Lowry
Asam adalah ion
atau molekul yang dapat memberikan proton (H+) kepada basa dan
disebut donor proton sedangkan basa adalah ion atau molekul yang dapat menerima
proton disebut akseptor proton. Proton adalah inti atom H (atom H yang
“telanjang”) yang tidak mempunyai electron.
HCl(aq) + NH3(aq) NH4-(aq) + Cl-(aq)
Asam1(a1) basa1(b1) asam2(a2)
basa2(b2)
Setiap asam
mempunyai basa konjugasi, demikian juga setiap basa mempunyai asam konjugasi.
Dari contoh reaksi diatas maka b2 disebut basa konjugasi dari HCl
sebab bila HCl melepaskan ion H+ maka tersisa adalah ion Cl- yang
bersifat basa,demikian juga a2 adalah asam konjugasi dari b1
sebab bila NH3 menerima H+ maka terbentuk ion NH4+
yang bersifat asam.
1.3 Lewis
Asam
adalah suatu spesies yang dapat menerima pasangan electron bebas(akseptor
pasangan elektron) dalam suatu reaksi kimia. Basa adalah suatu spesies yang
dapat memberikan pasangan electron bebas (donor pasangan elektron).
AlCl3
+ PCl3 Cl3Al
+ PCl3
AlCl3
adalah asam karena dapat menerima pasangan electron dari PCl3
dan PCl3 adalah basa karena dapat memberikan pasangan electron
bebasnya.
2. Kekuatan Asam Basa
Kekuatan asam dan basa tergantung
pada kemampuannya berionisasi, makin banyak yang terionisasi berarti makin kuat
sifatnya. Kekuatan basa juga tergantung dari ukuran ion positif dan
negatifnyaserta besar muatannya, bila ion positifnya bertambah besar dan
muatannya lebih kecil maka kecenderungannya mengadakan pemisahan antara ion
positif dan negative besar. Basa dari logam alkali adalah basa kuat karena
ukuran ion positifnya besar dan muatannya kecil. Sebagai contoh, KOH adalah
basa kuat dibanding NaOH karena ion K+ lebih besar dari pada ion Na.
dalam periode yang sama pada susunan berkala dijumpai NaOH adalah basa kuat
dari Mg(OH)2 dan lebih kuat dari Al(OH)3 maka susunan
kebasaannya adalah NaOH > Mg(OH)2 > Al(OH)3.
HBr adalah asam kuat disbanding HCl karena Br- lebih besar dari pada
Cl-. HCl disebut juga asam berbasa satu karena mengikat satu atom h
yang dapat dilepaskan, demikian juga H2SO4 adalah asam
yang berbasa dua. Untuk asam yang berbasa banyak, sebagai contoh asam fosfat
dalam larutan air terionisasi seperti dibawah :
H3PO4 H+ + H2PO4 ionisasi primer
H2PO-4 H+
+ H2PO-4 ionisasi
sekunder
HPO4 H+ + PO-3 ionisasi tersier
Untuk
asam-asam yang berasal dari atom yang sama seperti atom S atau Cl yang
mempunyai beberapa bilangan oksidasi, maka kekuatan asamnya bergantung pada bilangan oksidasi dari atom
tersebut. Bolangan oksidasi yang lebih tinggi mempunyai kekuatan asam yang
lebih besar. Contoh antara H2SO4 dan H2SO3.
Atom
S pada H2SO4 dan H2SO3 mempunyai
bilangan oksidasi masing-masing +6 dan +4 maka atom S pada H2SO4
mempunyai gaya tarik terhadap electron lebih besar terhadap electron yang
dipakai bersama berkaitan antara atom O dan atom H menyebabkan atom H mudah
lepas. Jadi H2SO4 bersifat asam lebih kuat dari pada H2SO3.
Kekuatan asam juga dipengaruhi oleh atom yang terikat keeletronegatifannya
besar menggantikan atom H seperti atom Cl yang bersifat menarik electron
sehingga mempengaruhi mudahnya ion H+ lepas.
|
Atom
|
Asam
|
struktur
|
Kekuatan
asam
|
|
Cl
yang mempunyai beberapa bilangan oksidasi
|
HClO (Cl = +1)
HClO2 (Cl = +3)
HClO3 (Cl = +5)
HClO4 (Cl = +7)
|
Cl(OH)
ClO(OH)
ClO2(OH)
ClO3(OH)
|
|
|
Cl
menggantikan H
|
HC2H3O2
HC2H2ClO2
HC2Cl2O2
HC2Cl3O2
|
CH3CO(OH)
ClCH2CO(OH)
Cl2CHCO(OH)
Cl3CCO(OH)
|
|
3. Potensi Hidrogen, pH
|
1
pH = log = - log [H+]
[H+]
|
Atau pH = -log [H3O] pOH = - log [OH]
contoh : [H+] = 0,001 mol/L contoh : 2x10-2 mol/L NaOH
= 1 x 10-3 [OH-] = 2 x 10-2
pH = - log 1 x 10 -3 pOH
= -log 2 x 10-2
pH = 3 – log 1 pOH
= 2-log 2
pOH
= 2-0,3010= 1,6990
pH = 14 – pOH
pH = 14-1,6990 =
12,3010
contoh
soal :
Larutan
HCl 2 x 10-3 M. Hitung pHnya.
pH = - log 2 x 10-3
pH = 3 – log 2
pH = 3 – 0,3010
pH = 2,990
Suatu
larutan mempunyai pH = 6,75. Hitung [H+].
pH = - log [H+]
- log [H+] = 6,75
log [H+] = - 6,75
[H+] = 10-6,75 = 1,78 x 10-7
4. Reaksi Protolisis dan
Kesetimbangan Dalam Air
Protolisis adalah reaksi yang
melibatkan proton (H+), untuk asam kuat dan basa kuat tidak
mengalami kesetimbangan karena reaksi dianggap berlangsung satu arah, sedangkan
zat lain yang dapat berlangsung reaksi kesetimbangan sebagai berikut.
a. Kesetimbangan
air murni
b. Kesetimbangan
larutan asam lemah
c. Kesetimbangan
basa lemah
d. Kesetimbangan
asam lemah dan garamnya dari basa kuat atau sebaliknya
e. Kesetimbangan
garam yang berasal dari asam atau basa lemah.
4.1 Kesetimbangan Air Murni
Berdasarkan reaksi berikut.
H2O H+ + OH-
K
=
Konsentrasi air murni
pada suhu 25°C adalah 55,4 mol/L
K [H2O] = [H+] [OH-]
K x (55,4) = Kw = [H+] [OH-]
= 1 x 10-14
Derajat ionisasi air
(α) pada suhu 25°C = 1,81 x 10-9 dan [H2O] = 55,4 mol/L
H2O H+ + OH-
[H3O+]
= [OH-]
Kw = [H3O+] = [OH-]
= 1,81 x 10-9 x 55,4 mol/L
= [H3O+] = [OH-]
= 1,00 x 10-7 mol/L
= (1,00 x 10-7) (1,00 x 10-7)
= (1,00 x 10-14)
pKw = pH + pOH = 14
Jika suhu naik Kw juga naik sehingga
pKw turun. Karena konsentrasi ion H+ dalam air adalah 1,00 x 10-7
mol/L atau pH = 7, maka larutan yang
pH = 7 (bersifat netral)
pH < 7 (bersifat asam dalam air)
pH > 7 (bersifat basa dalam air)
4.2 Asam Kuat Dan Basa Kuat Dalam
Air
Asam
kuat dan basa kuat dianggap terurai sempurna dalam larutan air sehingga tidak
terjadi keseimbangan, konsentrasi ion H+ atau ion OH-
yang terbentuk sama dengan konsentrasi semula. Asam kuat ialah asam yang dapat
memberikan hampir semua protonnya pada air meskipun berada dalam larutan yang
encer.
A.
Asam kuat dalam air
Larutan HCl 0,1 M dalam air
menghasilkan ion H+ sebanyak 0,1 M. H+ adalah proton yang
terhidrasi berbentuk H3O+. Reaksinya, HCl + H2O
Ã
H3O+ + Cl-. Sehingga nilai pH-nya = -log 0,1 =
1. Asam kuat yang lain adalah H2SO4, HNO3,
HBr, HI dan sebagainya.
B.
Keasaman dari suatu larutan
Keasaman sebenarnya ialah menentukan
konsentrasi ion H+ dalam larutan. Maka pH larutan menentukan keasaman
yang sebenarnya. Keasaman potensial tidak ditentukan oleh konsentrasi ion H+,
tapi oleh jumlah ion [H+] yang dapat diikat oleh ion hidroksil [OH-].
Jadi keasaman potensial dapat ditentukan dengan cara netralisasi oleh suatu
basa. Sebagai contoh dalam larutan HCl 0,1 M dan asam asetat 0,1 M, maka
derajat keasaman potensialnya adalah sama sebab jika dititrasi memerlukan NaOH
dengan jumlah yang sama. Tetapi larutan asam kuat HCl mempunyai lebih banyak
ion H+ karena dalam larutan terurai sempurna (dianggap terurai
semua) sedangkan asam asetat (asam cuka) hanya sebagian kecil molekul asam
asetat yang terurai menjadi ion asetat dan ion H+ maka derajat
keasaman sebenarnya untuk HCl lebih tinggi daripada asam cuka atau pHnya lebih
rendah.
C.
Basa kuat dalam air
Larutan NaOH 0,1 M dalam air
menghasilkan OH- sebanyak 0,1 M juga sehingga pOHnya = -log 0,1 = 1
yang berarti pH = 14-pOH= 14-1 = 13. Contoh lain basa kuat adalah semua larutan
basa yang berasal dari golongan IA dan IIA seperti KOH, CsOH, Ca(OH)2,
dan sebagainya.
4.3 Kesetimbangan Asam Lemah dan
Basa Lemah Dalam Air
Asam
monotropik adalah asam yang memberikan satu protonnya per unit, atau dari asam
konjugasi suatu basa kuat yang dapat melepaskan proton. Suatu asam-asam
monotropik lemah misalnya Na+ dari hasil konjugasi NaOH atau dari
molekul asam lemah dalam air seperti CH3COOH, asam benzoat dan
sebagainya. Basa monotropik adalah basa yang per unitnya dapat menerima satu
proton, atau melepaskan ion hidroksil. Suatu basa monopotrik lemah misalnya A-
dari hasil konjugasi HA atau dari molekul NH4OH dalam air.
Contoh lain basa lemah adalah hampir semua kation yang bukan dari golongan IA
dan IIA dari tabel berkala mengikat OH- seperti Al(OH)3,
dan sebagainya.
Meskipun istilah asam lemah dan basa
lemah batasannya tidak jelas namun beberapa orang menganggap asam lemah bila
larutannya yang konsentrasinya 1 M terurai menjadi ion-ionnya tidak lebih dari
1% ini disebut derajat ionisasi atau dalam hal ini disebut derajat protolisis
(α) sehingga bila suatu asam lemah monotropik yang terurai maksimal 1% berarti
Ka nya hanya sekitar 1 x 10-4.
A. Kesetimbangan asam lemah dalam air
HA + H2O H3O+
+ A-
K
=
Karena
HA adalah asam lemah maka hanya sedikit yang terurai menjadi ion-ion yang
berarti hanya butuh sedikit sekali molekul H2O yang bereaksi
sehingga dianggap konsentrasi air adalah tetap.
Ka
= K x [H2O] =
Ka adalah tetapan
kesetimbangan asam, yang menentukan kekuatan suatu asam, makin besar Ka makin
kuat asam tersebut.
Hukum Pengenceran Ostwald
HA + H2O H3O+
+ A-
(1-α)c αc
αc
Keterangan
: α = derajat protolisis, c = konsentrasi mol/L
K
=
K
[H2O] = Ka =
Ka
=
=
=
Karena harga Ka lebih
kecil dari 10-4 maka dianggap 1-α ≡ 1 maka
Ka
=
Bila α kecil , (1-α)= 1
maka
Ka
c
=
α=
Dari
rumus diatas terlihat bahwa nilai α tergantung dari nilai Ka adalah tetapan
maka nilai c (konsentrasi) besar nilai α kecil. Bila persamaan umum untuk asam
lemah dalam air adalah,
HA
+ H2O H3O
(1-α)c αc αc
Karena
setiap molekul HA yang bereaksi dengan air menghasilkan satu ion H3O dan satu
ion
maka dalam larutan terdapat konsentrasi [H3O]
yang sama dengan konsentrasi
], anggapan ini berlaku untuk asam yang
konsentrasinya tidak terlalu kecil sehingga konsentrasi [H3O] yang berasal dari
air dapat diabaikan ,
] = [
] =αc
[H3O]= αc=
pH = -log [
=-log
= -1/2(log Ka +
log c)=
(-log Ka – log c)
pH= -1/2 (pKa-log c)=1/2 pKa-1/2 log c
Contoh Soal:
Derajat protolis dan pH
larutan asam asesat 0,005 M, jika Ka=1,8 x
Pembahasan:
CH3COOH +H2O H3O +
0,005 M = 5 x
M
α=
=
=
=6
[
] =
=
=3
pH=-log [
] = -log 3
=3,25
atau pH =
(pKa – log c)1
=
(4,74 – log 5 x
) =
(4,74 + 2,3 )= 3,52
B. Kesetimbangan basa
lemah dalam air
Reaksi basa lemah
dengan air adalah sebagai berikut :
+ H2O HA +
(1-α)c αc αc
|
|
|
|
Karena [HA] =
:
|
|
|
|
Jika Kb harga
atau lebih kecil maka (1-α) =1, maka Kb=
|
|
|
|
pOH = -log [
=
- log (Kb
= - ½ pKb- ½ log c
pOH = ½ pKb – ½ log c
|
pH = pKw – pOH = 14 – ( ½ pKb- ½ log c)
|
4.4
Larutan buffer atau larutan dapar
Jika
kita ingin larutan pH = 2, maka dengan mudah dibuat dari larutan HCL 0,01 N,
tapi jika kita inginkan pH=6 , tidak bisa diperoleh dari larutan
N
karena ada ion
dari air yang tidak boleh diabaikan. Demikian
juga jika kita ingin pH 12 dapat dengan mudah dibuat dari larutan NaOH 0,01 N ,
tapi bila diinginkan pH =8 tidak bisa dibuat dari larutan NaOH
N
karena ada ion
dari air yang tidak biasa diabaikan . Untuk
keperluan di atas maka larutan ini biasanya dibuat dari campuran asam lemah
dengan garamnya yang berasal dari asam kuat . larutan campuran ini disebut
larutan buffer atau dapar . Jadi larutan buffer adalah larutan yang dapat
mempertahankan pHnya bila ditambah asam , basa atau garam sedikit . pH
larutannya nanti bisa berubah satu satuan pH bila ditambah asam atau basa 10 x
lipat dari semula.
A. Campuran asam lemah
dan garamnya
Campuran
larutan NaA dan asam lemah HA , mengikuti reaksi sebagai berikut:
NaA
+
Garam
dianggap terurai sempurna dalam larutan air , sedangkan asam lemah hanya
sedikit yang terurai:
HA +
+ A
Disini
merupakan jumlah yang berasal dari garam
ditambah yang berasal dari asam sehingga tidak bisa diperlukan seperti
perhitungan pada asam lemah sendiri dimana
lihat bagian asam lemah di atas.
Ka
=
=
Ka
-log
[
=
-log Ka – log –
=
- log Ka + log
pH
= pKa + log
atau
secara umum dapat ditulis ,
pH
= pKa + log
Persamaan
ini disebut persamaan Henderson-Hesselbach, dengan memilih suatu asam dengan Ka
yang cocok dan dengan merubah harga
kita dapat membuat larutan buffer dengan pH
yang dikehendaki.
Contoh soal:
Hitung pH larutan
berkut:
1. Larutan
HCL 0,000018 M
2. Campuran
larutan asam asesat 0,1 M dan Na asesat 0,1 bila diketahui pKa= 4,74
Pembahasan :
1.
pH= -log [
] = -log 1,8 x
= 4,74
2.
pH = pKa + log
= 4,74 + log
=4,74
Kedua-duanya
mempunyai pH yang sama , sekarang masing-masing larutan ditambahkan NaOH
0,000018 M , maka larutan pertama netral pH =7 sedangkan larutan kedua
COOH
+ NaOH
+
(0,1-0,000018)
0,000018 mol
0,000018 mol
B. Campuran basa lemah
dan garamnya
Campuran larutan NH4Cl
dan asam lemah NH4OH, mengikuti reaksi berikut :
NH4Cl NH4 +
Cl-
Garam
dianggap terurai sempurna dalam larutan air, sedangkan basa lemahnya hanya
sedikit yang terurai.
NH4OH NH4- +
OH-
Disini [NH4-]
merupakan jumlah yang berasal dari garam ditambah yang berasal dari basa.
Ka
=
=
Kb
-log
[
=
-log Kb – log
=
- log Kb + log
pOH
= pKb + log
atau
secara umum dapat ditulis ,
pH
= 14-pKb - log
Persamaan
ini disebut persamaan Henderson-Hesselbach, dengan memilih suatu basa dengan Kb
yang cocok dan dengan merubah harga
kita dapat membuat larutan buffer yang
dikehendaki.
Larutan
buffer bisa dibuat bukan dari campuran antara basa lemah dengan garamnya saja
tetapi dapat juga campuran hasil reaksi dari basa lemah dan asam kuat asalkan
banyaknya basa lemah lebih banyak daripada asam kuat yang dicampurkan, cara ini
lebih umum untuk larutan buffer.
C.
Efisiensi buffer
Efisiensi buffer adalah kemampuan
larutan buffer/ dapar untuk mempertahankan pHnya pada penambahan asam atau
basa, maka
pH
= pKa + log
Berdasarkan
persamaan tersebut, diperoleh bahwa efisiensi larutan dapar dapat tergantung
dari :
Harga
log
dan konsentrasi masing-masing dari asam/garam.
4.5 Hidrolisis Garam
Hidrolisis garam terjadi dalam 4 bentuk, yaitu :
1. Garam yang berasal dari asam kuat basa kuat, NaCl, KNO3 , dan KBr.
2. Garam yang berasal dari asam lemah dan basa kuat, contohnya CH3COONa dan KCN.
3. Garam yang berasal dari asam kuat dan basa lemah, contohnya NH4Cl.
4. Garam dari asam lemah dan basa lemah, contohnya : NH4CN dan CH3COONH4 .
A. Garam yang berasal dari asam kuat dan basa kuat
Bentuk garam ini dalam air tidak mengalami hidrolisis
NaCl + H2O Na+ + Cl-
Garam yang Tersusun dari asam kuat dan basa kuat. Garam yang tersusun dari asam kuat dan basa kuat bersifat netral, karena garam yang tersusun dari asam kuat dan basa kuat tidak memberikan perubahan warna lakmus, baik lakmus biru maupun lakmus merah Karena nilai pH =7.
Garam yang tersusun dari asam kuat dan basa kuat Tidak dapat terhidrolisis, Karena garam yang tersusun dari asam kuat dan basa kuat memiliki kation dan anion garam yang tidak akan erhidrolisis bila direaksikan dengan air. Maka Garam yang tersusun dari asam kuat dan basa kuat “Tidak dapat terhidrolisis”,
Contoh, Garam
NaCl tersusun dari NaOH (basa kuat) dan HCl (asam kuat)
Reaksi :
NaCl → Na+ + Cl-
Ion Cl- berasal dari asam kuat (HCl), sehingga tidak akan terhidrolisis dan garam bersifat netral. Contoh lain : K2SO4 , KCl,
B. Garam dari asam lemah dan basa kuat
|
Garam yang berasal dari asam lemah
dan basa kuat akan mengalami hidrolisa sebagian, proses tersebut didasari
atas mekanisme reaksi sebagai berikut. Untuk contoh garam yang diambil adalah
Natrium Asetat (CH3COONa).
CH3COONa → Na+ +
CH3COO-
Na+ + H2O ↛
CH3COO- + H2O
⇄ CH3COO + OH-
Di dalam larutan garam ini
dihasilkan ion hidroksil bebas, dan menyebabkan larutan bersifat basa. Untuk
jenis garam ini pH larutan > 7. Dengan cara yang sama , maka untuk reaksi ini
didapat
Ket :
Konstanta air = 10-14
Ka = Konstanta ionisasi asam. [Garam]= Konsentrasi garam dalam Molaritas |
C . Garam dari asam kuat dan basa lemah
Garam yang terbentuk dari asam kuat dan basa lemah mengalami hidrolisis parsial /sebagian dan bersifat asam. |
Garam ini di dalam air terionisasi menghasilkan ion-ion. Kation berasal dari basa lemah dan Anion berasal dari asam kuat, contoh: NH4Cl, Al2(SO4)3
Contoh : garam
NH4Cl.
|
D. Garam dari asam lemah dan basa lemah
pH larutan garam yang berasal dari asam lemah dan basa lemah secara kuantitatif sukar dikaitkan dengan harga Ka dan Kb maupun dengan konsentrasi garam. pH larutan hanya dapat ditentukan secara tepat melalui pengukuran. Untuk menentukan [H+] garam yang berasal dari asam lemah dan basa lemah tentukan dahulu harga Kh. |
BAB III
PENUTUP
A. Kesimpulan
Dari bab
pembahasan di atas, maka penulis dapat
menyimpulkan bahwa ada beberapa teori asam basa, yaitu
teori Arrhenius, Bronsted dan Lowry, dan teori Lewis. Kekuatan asam dan basa
tergantung pada kemampuannya berionisasi, makin banyak yang terionisasi berarti
makin kuat sifatnya. Zat selain basa kuat dan asam kuat akan mengalami kesetimbangan
air murni, kesetimbangan larutan asam lemah, kesetimbangan basa lemah,
kesetimbangan asam lemah dan garamnya dari basa kuat atau sebaliknya, serta
kesetimbangan garam yang berasal dari asam atau basa lemah.
B.
Saran
Adapun
saran yang dapat penulis berikan atau aspirasikan dalam penulisan karya ilmiah
ini yaitu :
1.
Sebaiknya
pihak universitas membatasi mahasiswa dalam pengambilan materi penulisan karya
ilmiah melalui internet agar mahasiswa lebih termotivasi dalam menemukan bahan
atau materi lewat beberapa buku di perpustakaan dan agar mahasiswa lebih
termotivasi untuk membaca buku.
2.
Sebaiknya
mahasiswa lebih mendalami pemahaman materi kesetimbangan asam basa karena
materi ini merupakan materi dari salah satu mata kuliah umum yang perlu
diluluskan untuk pengambilan SKS berikutnya.
DAFTAR
PUSTAKA
Tim Dosen Kimia Universitas Hasanuddin. 2013. Kimia Dasar 1. Makassar:
Bagian Kimia UPT Mata Kuliah Umum
Universitas Hasanuddin.
Partana, Crys Fajar dan Antuni Wiyars. 2009. Mari Belajar Kimia Jilid 2 untuk
SMA-MA Kelas XI IPA.
Jakarta: Pusat Perbukuan Departemen Pendidikan Nasional.
Permana, Irvan. 2009. Memahami
Kimia 2 untuk SMA/MA kelas XI Program Ilmu
Pengetahuan Alam.
Jakarta: Pusat Perbukuan Departemen Pendidikan
Nasional.
Utami, Budi, Agung Nugroho Catur Saputro, Lina Mahardiani, Sri
Yamtinah dan
Bakti Mulyani. 2009. Kimia untuk SMA dan MA Kelas XI Program Ilmu
Alam. Jakarta: Pusat Perbukuan
Departemen Pendidikan Nasional.
Tidak ada komentar:
Posting Komentar