1 / 46

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”. ASAM BASA.

tieve
Télécharger la présentation

ASAM BASA

An Image/Link below is provided (as is) to download presentation Download Policy: Content on the Website is provided to you AS IS for your information and personal use and may not be sold / licensed / shared on other websites without getting consent from its author. Content is provided to you AS IS for your information and personal use only. Download presentation by click this link. While downloading, if for some reason you are not able to download a presentation, the publisher may have deleted the file from their server. During download, if you can't get a presentation, the file might be deleted by the publisher.

E N D

Presentation Transcript

  1. 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” ASAM BASA

  2. Ion H3O+dan OH-terdapatdalam air murnimelaluireaksi: H2O + H2O H3O+ + OH- DefinisiAsambasaArhennius (versi modern): Asamadalahzat yang menambahkonsentrasi ion hidronium (H3O+) dalamlarutan air, danbasaadalahzat yang menambahkonsentrasi 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 2 NaOH K2O + H2O 2 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 basa1 Asam2 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. Derajationisasi (α): Kemampuanasamterionisasi. jumlah mol yang terion jumlah mol mula-mula nilaiαantara o dan 1 Contohsoal: Tentukan Ka larutanasam (HA) dengankonsentrasi 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. Kesetimbangan Air H2O + H2O H3O+(aq) + OH-(aq) H2O H+ + OH- Kc = [H+] [OH-] [H2O] Kc (H2O) = Kw = [H+] [OH-) Pada suhu kamar (250C) nilai Kw = 10-14 [H+] = [OH-) = √10-14 = 10-7 Kw = (1,0 x 10-7) x (1,0 x 10-7) = 1,0 x 10-14 (25oC) 1

  21. Kw = konstanta kesetimbangan air Nilai Kw = 10-14 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. 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 +0,0042 0,0042 0 +0,0042 0,0042 Ka < 10-3 : asam lemah Ka > 1 : asam kuat Ka 1 - 10-3 : asam sedang 7

  23. 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. 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. 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- 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 KuatBagi 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 0.01 M HCl !Jawab: • HCl(aq) ↔  H+(aq) + Cl-(aq)[H+] = [HCl] = 0.01 = 10-2 MpH = - 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 MpH = - 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 0.025 mol CH3COOH dalam 250 ml larutannya, jika diketahui Ka = 10-5 • Jawab: • Ca = 0.025 mol/0.250 liter = 0.1 M = 10-1 M[H+] = √ (Ca . Ka) = √ (10-1 . 10-5) = 10-3 MpH = -log 10-3 = 3

  34. 1.pH Larutan Basa Kuat [OH – ] = n x MbMb = 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)2 0.01 M.Jawab:a. KOH(aq) → K+ (aq) + OH – (aq)[OH –] = 1 x [KOH] = 0.1 = 10 –1 MpOH = - log [OH – ] = - log 10 –1 = 1Jadi pH = 14 - pOH = 14 - 1 = 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 0.001 M larutan NH4OH, jika diketahui tetapan ionisasi basa, Kb = 10 –5Jawab: NH4OH (aq) ↔ OH – (aq) + NH4 + (aq) • [OH – ] = √ (Mb . Kb) = √10 –3 . 10 –5 = 10 –4 MpOH = - log [OH –] = - log 10 –4 = 4Jadi pH = 14 - pOH = 14 - 4 = 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 AsamSianidaterlarutdalamsatu liter larutannya.DiketahuiTetapankesetimbanganasam, Ka = 10 –8danAr.H = 1; C = 12; N = 14.4. Jika 70 milligram Ammonium Hidroksidaterlarutdalam 200 cm 3 larutannya.Diketahuitetapankesetimbanganbasa, Kb = 10 –5danAr.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. Ka > Kb, larutan-nya bersifat asam (pH < 7)3. Ka < Kb, larutan-nya bersifat basa (pH > 7)

More Related