LARUTAN · Web viewMenuliskan persamaan reaksi asam dan basa menurut Bronsted dan Lowry dan menunjukkan pasangan asam dan basa konjugasinya Menjelaskan pengertian asam dan basa menurut

LARUTANHewan dan tumbuhan menyerap sari – sari makanan dalam bentuk larutan. Demikian pula tubuh kita menyeap mineral , vitamin, dan sari – sari makanan dalam bentuk larutan.Jadi larutan memiliki peranan penting dalam keidupan sehari – hari . Larutan merupakan campuran homogen. Suatu larutan mempunyai dua komponen pokok yaitu pelarut dan zat terlarut. Jika dua atau lebih komponen dicampurkan dan membentuk campuran homogen , larutan yang diperoleh dapat berfase cair, padat atau gas.Untuk fase cair ,bilamana pelarutnya tidak disebutkan berarti pelarutnya air.

MODUL – 1KONSENTRASI LARUTAN

KOMPETENSI DASAR : 1.Mampu menginterpretasikan , menghitung , Serta mengkomunikasikan satuan yang menyatakan kepekatan suatu larutan.

Tujuan : Setelah anda membaca modul ini diharapkan anda mampu menghitung konsentrasi larutan, serta menerapkan dalam berbagai hitungan kimia .Materi : Konversi satuan konsentrasi larutan1.1 Dari persen (%) berat :

1.2 Dari Molar (M) :

1.3 Dari molal (m) :

Kimia II sem -2 purwa.santosa @ .Com 1

1.5 Dari Fraksi mol zat terlarut (Xz) :

Catatan : z = zat terlarut p = pelarut = massa jenis larutan %p = 100 - %z Xp = 1 – Xz

Latihan .

01. UMPTN/98/A/54/6Massa jenis suatu larutan CH3COOH 5,2 M adalah 1,04 g/mL. Jika Mr CH3COOH = 60, konsentrasi larutan ini dinyatakan dalam % berat asam asetat adalah :A. 18%B. 24%C. 30%D. 36%E. 40%

02. UMPTN/98/B/25/4Kemolalan suatu larutan 20% berat C2H5OH (Mr = 46) adalah :A. 6,4B. 5,4C. 4,4D. 3,4E. 0,4

03. UMPTN/98/C/52/4Fraksi mol suatu larutan metanol, CH3OH, dalam air 0,50. Konsentrasi metanol dalam larutan ini dinyatakan dalam persen berat metanol adalah :

Kimia II sem -2 purwa.santosa @ .Com 2

A. 50%B. 60%C. 64%D. 75%E. 80%

GlosariumKonsentrasi larutan = banyaknya zat yang terlarutMolaritas (M) = jumlah mol zat terlarut dalam 1 liter larutanMolalitas (m) = jumlah mol zat terlarut dalam 1 Kg pelarutFraksi mol (X) = perbandingan jumlah mol zat terlarut dalam larutan terhadap jumlah mol

seluruh zat dalam larutan% berat = prosen massa zat terlarut dalam massa larutan

MODUL - 2KOMPETENSI DASAR : 1. Mendeskripsikan teori-teori asam basa dengan menentukan sifat

larutan dan menghitung pH larutan. Tujuan : Pada bahasan kali ini ,setelah anda membaca modul ini diharapkan anda mempunyai

kemampuan :

1. Menjelaskan pengertian asam dan basa menurut Arrhenius2. Menjelaskan pengertian asam dan basa menurut Bronsted dan Lowry3. Menuliskan persamaan reaksi asam dan basa menurut Bronsted dan Lowry dan menunjukkan

pasangan asam dan basa konjugasinya4. Menjelaskan pengertian asam dan basa menurut Lewis5. Mengidentifikasi sifat larutan asam dan basa dengan berbagai indikator.6. Memperkirakan pH suatu larutan elektrolit yang tidak dikenal berdasarkan hasil pengamatan trayek

perubahan warna berbagai indikator asam dan basa.7. Menjelaskan pengertian kekuatan asam dan menyimpulkan hasil pengukuran pH dari beberapa

larutan asam dan basa yang konsentrasinya sama8. Menghubungkan kekuatan asam atau basa dengan derajat pengionan ( α ) dan tetapan asam (Ka)

atau tetapan basa (Kb) 9. Menghitung pH larutan asam atau basa yang diketahi konsentrasinya.10. Menjelaskan penggunaan konsep pH dalam lingkungan.

MATERI

Teori asam BasaBuah – buahan yang kita jumpai setiap hari memilii rasa yang bebeda – beda , hal ini

disebabkan sifat kimia dari buah –buahan . Buah buahan daat bersifat asam,basa atau netral .Apakah asam, basa ?Ada bebeapa pendapat tentang asam dan basa, 1. Teori ArcheniusAsam adalah senyawa yang jika dilarutan dalam air akan menghasilan ion H+

Contoh : HCl (aq) H+(aq) + Cl –

H2SO4 (aq) 2H+(aq) + SO4

2-(aq)

H3PO4 (aq) 3H+(aq) + PO4

3- (aq)

Basa adalah senyawa yang jika dilarutkan dalam air menghasilkan ion OH- .

Kimia II sem -2 purwa.santosa @ .Com 3

Contoh : NaOH(aq) Na+(aq) + OH+

(aq)

Ca(OH)2 (aq) Ca2+(aq) + 2OH-

(aq) 2.Teori Bronsted – Lowry

Pada konsep Arrhenius dikatakan bahwa asam adalah senyawa yang terionisasi menjadi ion H + dan anion sisa asam dalam air. Sedangkan basa ialah senyawa yang terionisasi menjadi ion OH - dan kation logam dalam air. Ion H+ dari asam dapat bereaksi dengan ion OH- dari basa menghasilkan air yang bersifat netral. Perhatikan reaksi dibawah ini.

HCl(aq) + NaOH(aq) H2O(l) + NaCl(aq) (reaksi ...1)asam basa netral

Persamaan reaksi ionnya,

H+(aq) + Cl-(aq) + Na+(aq) + OH-(aq) H2O(l) + Cl-(aq) + Na+(aq)

Bagaimana halnya dengan reaksi berikut?

NH4Cl + NaNH2 2 NH3 + NaCl (reaksi...2)

Reaksi ke dua berlangsung dalam NH3 cair, oleh karena itu tidak dapat dijelaskan dengan menggunakan teori asam - basa Arrhenius. Untuk menjelaskan reaksi ini terlebih dahulu perhatikan reaksi pertama. Dalam reaksi pertama HCl merupakan asam, karena melepaskan ion H+. Sedangkan ion OH-

penyebab sifat basa, dalam reaksinya menerima ion H+.Sekarang perhatikan persamaan reaksi ke dua. NH2

- dalam reaksinya menerima ion H+ sehingga membentuk NH3, oleh karena itu NH2

- dinamakan basa. Sedangkan NH4Cl memberikan ion H+ berarti bertindak sebagai asam.

Atom hidrogen terdiri dari satu proton dan satu elektron. Sedangkan ion H + merupakan atom hidrogen yang telah melepaskan elektronnya. Oleh karena itu ion H+ biasa disebut sebagai proton. Berdasarkan teori Arrhenius, CH3COOH merupakan asam lemah, Mengapa dalam reaksi

CH3COOH(aq) + HCl(aq) CH3COOH2+(aq) + Cl-(aq)

dikatakan sebagai basa? Bagaimana hal ini dapat dijelaskan? Untuk menjelaskan hal tersebut, perhatikan reaksi antara CH3COOH dengan H2O dibawah ini.

CH3COOH(aq) + H2O(l) CH3COO-(aq) + H3O+(aq)

Dalam reaksinya dengan air CH3COOH melepaskan ion H+, sehingga disebut sebagai asam. Sedangkan ion H+ berikatan koordinasi dengan H2O membentuk ion H3O+. Dapat dikatakan bahwa air sebagai penerima ion H+ dan dinamakan basa.

Sebaliknya ion CH3COO- dapat membentuk CH3COOH dengan jalan menerima ion H+ dan disebut sebagai basa. H3O+ melepaskan ion H+, membentuk kembali H2O. Oleh karena itu, ion H3O+ disebut sebagai asam. Antara CH3COOH dengan CH3COO- dan H3O+ dengan H2O disebut sebagai asam basa pasangan atau asam basa konjugasi.

Teori asam-basa yang menitik beratkan pada reaksi pelepasan dan penerimaan ion H+ (proton) pertama kali dikemukakan oleh Bronsted dan Lowry. Sehingga teori asam-basa ini dikenal sebagai teori asam basa BRONSTED-LOWRY

Menurut Bronsted dan Lowry, asam didefinisikan sebagai senyawa yang dapat melepas- kan proton, sedangkan basa adalah senyawa yang dapat menerima proton. Dalam reaksi

NaOH + NH3 NaNH2 + H2O,NaOH bertindak sebagai basa karena dapat menerima proton membentuk H 2O. Sedangkan NH3

bertindak sebagai asam, karena dapat melepaskan proton. Untuk memperjelas penentuan asam basa pada reaksi di atas perhatikan persamaan setengah reaksinya di bawah ini: NH3 NH2

- + H+

asam basa NaOH + H+ Na+ + H2O basa asam

Kimia II sem -2 purwa.santosa @ .Com 4

Antara NH3 dengan NH2- dan H2O dengan NaOH dinamakan asam-basa pasangan.

Dengan memperhatikan reaksi-reaksi di atas, dapat dikatakan bahwa antara asam dengan basa pasangannya berselisih satu ion H+. Untuk lebih memahami konsep asam-basa menurut bronsted Lowry tersebut, lakukanlah kegiatan berikut ini.

Berdasarkan pembicaraan di atas maka reaksi asam basa Bronsted-Lowry sebenarnya hanyalah merupakan suatu proses perpindahan proton (protolisa). Arah perpindahan proton ini bergantung pada kekuatan jenis larutan yang terlibat dalam reaksi. Misalnya NH3 dalam air dapat menerima proton membentuk NH4

+, sehingga NH3 dalam air dikatakan bersifat basa. Jika sebaliknnya, NH3 bereaksi dengan NaOH bertindak sebagai pemberi proton atau bersifat asam. Jadi sifat suatu zat/ion tergantung pada spesi yang menjadi pasangannya. Zat/ion yang dapat bertindak sebagai asam maupun basa, disebut zat ampiprotik.

Contoh: CH3COOH(aq) + H2O(l) CH3COO- (aq) + H3O+(aq) Pada reaksi ini, H2O bertindak sebagai basa karena menerima proton.

NH3 (aq) + H2O (l) NH4+ (aq) + OH- (aq)

Dalam hal ini H2O merupakan zat pemberi proton, sehingga H2O disebut sebagai asam. Zat yang bersifat ampiprotik dapat mengalami autoprotolisa, yaitu terjadi perpindahan antar proton molekul sendiri. NH3 (l) + NH3 (l) NH4

+ (l) + NH2- (l)

H2O(l) + H2O(l) H3O+(l) + OH- (l) Soal Latihan Tentukan zat/ion yang bertindak sebagai asam atau basa menurut Bronsted-Lowry, serta asam-basa pasangan dari reaksi-reaksi di bawah ini: 1. HCO3

-(aq) + H2O(l) H2CO3(aq) + OH-(aq)

2. CH3COOH(aq) + NaOH(aq) CH3COO- (aq) + Na+(aq) + H2O(l)

3. CH3COO-(aq) + HCl (aq) CH3COOH(aq) + Cl-(aq)

4. H2CO3 (aq) + 2 OH-(aq) CO32-(aq) + 2 H2O(l)

5. HCO3- (aq) + H2O (l) CO3

2- (aq) + H3O+(aq)

6. HCO3-(aq) + NaOH (aq) CO3

2- (aq) + Na+(aq) + H2O(l)

7. HCN (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + CN-(aq)

8. CO2 (g) + 2 OH- (aq) 2 HCO3- (aq) + H2O (l)

3. Teori Lewis tentang asam basaAsam menurut Lewis adalah partikel ( ion atau molekul ) yang dapat bertindak sebagai

penerima elektron. Basa merupkan partikel yang dapat bertindak sebagai pemberi pasangan elektron. Keunggulan teori Lewis dapat menggambarkan asam basa yang tiak dapat digambarkan oleh teori Archenius dan Bronsted-Lowry,sedangkan kelemahannya tidak dapat menggambarkan reaksi antara asam dan basa.Contoh 1.

H H +

Kimia II sem -2 purwa.santosa @ .Com 5

H N + H+ H N H H H

NH3 sebagai basa , H+ sebagai asam Lewis. Contoh 2.

H F H F

H N + B F H N B F H F H F

Basa Asam

4.Indikator asam basaDengan indikator kita dapat menentukan suatu larutan bersifat asam, basa atau netral. Dengan

indikator universal kita dapat menentukan pH suatu larutan. Indikator universal sebenarnya adalah campuran dari beberapa macam indikator yang telah kita kenal dan telah distandisasi warnanya pada pH 0 – 14. Oleh karena itu dengan mencocokkan warna indikator universal dalam suatu larutan dengan warna standart, kita dapat menentukan pH larutan tersebut.

Dilaboratorium terdapat beberapa indikator yang telah kita kenal misalnya kertas lakmus, phenolptaliein (PP), brom timol biru (BTB), metil merah (MM), metil jingga (MJ) dengan trayek perubahan tertentu.

Indikator asam basa kebanyakan dianggap sebagai asam lemah dengan reaksi kesetimbangan sebagai berikut:

HIn(aq) H+(aq) + In-(aq)

Ka =

Warna HIn berbeda dengan warna In-. Jika indikator ini ditambahkan asam atau basa, maka

terjadi pergeseran letak kesetimbangan indikator, sehingga warna indikator akan berubah. Titik tengah perubahan warna pada indikator terjadi jika:

[HIn] = [In-]

maka Ka = [H+], atau pKa = pH

Berdasarkan pengamatan, perubahan warna indikator ini dimulai pada pH larutan antara pKa –1 sampai dengan pKa + 1. Harga pH alarutan dimana suatu indikator mengalami perubahan warna, disebut trayek pH indikator. Beberapa indikator yang sering kita jumpai beserta trayek pH-nya dapat anda baca pada tabel dibawah

Indikator Ka pada 25oC Warna pH

Kimia II sem -2 purwa.santosa @ .Com 6

Phenolptalein 7 x 10-10 Tak berwarna – merah 8,3 – 10,0Brom Timol Biru 1 x 10-7 Kuning - Biru 6,0 – 8,0

Lakmus 3 x 10-7 Merah - Biru 5,5 – 8,0

Metil merah 8 x 10-6 Merah - Kuning 4,4 – 6,2

Metil Jingga 2 x 10-4 Merah - Kuning 3,1 – 44

Dengan memperhatikan trayek pH perubahan warna indikator, kita dapat memperkirakan harga pH suatu larutan. Indikator asam basa juga digunakan sebagai petunjuk pada waktu melakukan titrasi asam basa .

Contoh penentuan pH suatu larutan.

Suatu larutan yang akan ditentukan pH-nya, dimasukkan ke dalam enam buah tabung reaksi. Pada masing-masing tabung ditambah indikator berturut-turut: lakmus, metil merah, metil jingga, brom timol biru dan phenolphtaein. Jika data pengamatan sebagai berikut:

Tabung No Indikator warna Perkiraan pH

1 Lakmus merah Merah pH < 5,5

2 Lakmus biru Merah pH < 5,5

3 Metil merah Orange 4,4 < pH < 6,2

4 Metil jingga Kuning pH > 4,4

5 Brom timol biru Kuning pH > 6,0

6 phenolphtalein Tidak berwarna pH < 8,3

Maka dari data tersebut di atas, dapat dibuat garis bilangan yang memenuhi pH larutan tersebut:

pH larutan dalam garis bilangan

Warna indikator 1 2 3 4 5 6 7 8 9 1 0 1 1 1 2Lakmus merah

Metil merah

Metil jingga

Brom timol biru

Phenolptalein

Dengan melihat garis bilangan yang memenuhi setiap indikator di atas, dapat disimpulkan bahwa pH larutan yang diuji antara 4,4 sampai 5,5 atau ditulis 4,4 < pH < 5,5.

5. Larutan Asam

Kimia II sem -2 purwa.santosa @ .Com 7

Asam yang banyak digunakan adalah asam sulfat (air aki), asam klorida (air keras), asam nitrat, dan asam fosfat. Asam-asam ini biasa disebut sebagai asam mineral atau asam anorganik. Sedangkan asam yang terdapat pada makluk hidup disebut asam organik. Larutan asam dalam air bersifat sebagai elektrolit, karena sebagian atau semua partikel zat yang terlarut mengalami ionisasi. Perhatikan reaksi ionisasi beberapa asam berikut ini: HCl(aq) H+ (aq) + Cl- (aq)

HNO3(aq) H+ (aq) + NO-3(aq)

CH3COOH(aq) H+(aq) + CH3COO-(aq)

Adanya ion H+ dalam larutan inilah yang menyebabkan larutan bersifat asam, dan berdasarkan reaksi ionisasi Svante August Arrhenius (1859-1927) menyimpulkan bahwa senyawa asam dalam air terionisasi menjadi ion H+ (ion hidrogen) dan ion sisa asam yang bermuatan negatif. Adanya ion H +

dalam larutan inilah yang menyebabkan larutan asam dapat merubah warna lakmus biru menjadi merah. Bagaimana kekuatan keasaman suatu larutan?

Karena ion H+ merupakan ion pembawa sifat asam, tentu dapat dipahami bahwa kekuatan asam suatu larutan bergantung pada konsentrasi ion H+ dalam larutan. Larutan yang bersifat sebagai elektrolit kuat banyak mengandung ion dan partikel terlarut terionisasi sempurna. Jadi asam klorida dan asam sulfat terionisasi sempurna dan banyak menghasilkan ion H+. Asam yang banyak menghasilkan ion H+ disebut sebagai asam kuat. Berlainan dengan asam cuka, daya hantar listriknya kurang baik. Hal ini menunjukkan bahwa partikel terlarut hanya sebagian kecil yang terionisasi, sehingga hanya sedikit menghasilkan ion H+. Zat terlarut yang menghasilkan sedikit ion H+ disebut asam lemah. Reaksi ionisasi asam lemah, dituliskan sebagai persamaan reaksi kesetimbangan:

CH3COOH (aq) CH3COO- (aq) + H+ (aq) Harga tetapan kesetimbangan asam (Ka) untuk asam cuka adalah:

Ka =

Karena jumlah molekul CH3COOH yang terionisasi sangat kecil, maka [CH3COOH] dalam larutan dapat dianggap tetap. Sedangkan [CH3COO-] dan [H+] sama besarnya sehingga rumus tetapan kesetimbangan asam dapat ditulis sebagai:

Ka = atau [H+] =

Secara umum rumus di atas dapat ditulis sebagai:

Daftar beberapa asam lemah beserta harga tetapan kesetimbangan asamnya (Ka) dapat dilihat pada tabel di bawah:

Tabel Beberapa asam lemah dan harga konstanta ionisasi asam pada suhu 25oC.

Kimia II sem -2 purwa.santosa @ .Com 8

[H+] = Ka [HA]

Nama Asam Rumus Ka(25oC) Nama Asam Rumus Ka(25oC)

Asam nitrit HNO2 4,5 x 10-4 Asam sulfida H2S 8,9 x 10-8

Asam hipoklorit HClO 3,5 x 10-8 Asam oksalat H4C2O4 5,6 x 10-2

Asam asetat CH3COOH 1,7 x 10-5 Asam fluorida HF 6,8 x 10-4

Asam karbonat H2CO3 0,9 x 10-7 Asam benzoat C6H5COOH 6,3 x 10-5

Asam sianida HCN 4,9 x 10-10 Asam Formiat HCOOH 1,7 x 10-4

Besarnya [H+] berbanding lurus dengan harga Ka. Dapat dikatakan bahwa jika harga Ka makin besar, maka asam yang bersangkutan makin banyak menghasilkan ion H+ atau kekuatan asamnya bertambah. Untuk untuk lebih memahami hubungan antara kekuatan senyawa asam dengan harga Ka tersebut, hitunglah harga konsentrasi ion H+ dari berbagai asam dengan konsentrasi asam yang sama, misalnya 0,1 M. Contoh Soal:1. 1 liter larutan asam lemah HA dengan konsentrasi 0,1 M mengandung 0,001 M ion H+. Berapakah

harga tetapan ionisasi asam lemah tersebut?

Jawab:Asam lemah HA akan mengion menurut persamaan:

HA (aq) H+ (aq) + A- (aq)

HA mula-mula 0,1 MTerbentuk 0,001 M 0,001 M Terurai 0,001 MSisa 0,1 M - 0,001 M Pada saat setimbang 0,099 M 0,0001 M 0,0001 M

[H+]2

K = [HA]

Ka = = = 1,11 x 10-5

2. Tentukan konsentrasi ion H+ dalam 100 ml larutan asam formiat 0,1 mol dm-3.

Diketahui Ka = 1,7 x 10-4

Jawab: [H+] =

[H+] =

[H+] = = 4,123 x 10-3 M.

6. Larutan Basa

Contoh larutan basa yang sering dijumpai adalah air kapur, kalium hidroksida, air barit, dan amonia. Larutan ini bersifat elektrolit (dapat menghantarkan arus listrik). Partikel-partikel terlarut dalam larutan terionisasi. Reaksi ionisasi beberapa larutan basa dapat ditulis sebagai berikut:

Kimia II sem -2 purwa.santosa @ .Com 9

Ba(OH)2 (aq) Ba2+ (aq) + 2 OH- (aq)

KOH (aq) K+ (aq) + OH- (aq)

NH3 (aq) + H2O (l) NH4+ (aq) + OH- (aq)

Jadi larutan basa terdiri atas ion hidroksida (OH-) dan kation. Pada umumnya kation meru pakan ion logam, kecuali beberapa ion seperti NH4

+. Berdasarkan data di atas, maka Svante Arrhenius menyimpulkan bahwa basa adalah suatu zat elektrolit yang dalam larutannya dapat menghasilkan ion OH-. Adanya ion OH- dalam larutan inilah yang menyebabkan sifat basa suatu larutan, sehingga larutan dapat mengubah lakmus merah menjadi biru. Sifat lain basa adalah rasanya pahit seperti sabun dan jika terkena kulit akan terasa licin, seperti berlendir (sifat kaustik).

Seperti pada larutan asam, daya hantar listrik larutan basa sangat dipengaruhi oleh jumlah ion-ion di dalam larutan. NaOH dan Ca(OH)2 merupakan zat elektrolit kuat, berarti di dalam larutan terionisasi sempurna. Zat ini tergolong basa kuat, karena dalam air menghasilkan banyak ion OH-.

Sedangkan daya hantar listrik larutan NH3 sangat lemah. Berarti larutan NH3 sedikit menghasilkan ion, baik ion OH- maupun ion NH4

+. Senyawa basa yang sedikit menghasilkan ion OH- disebut basa lemah.

Ionisasi basa lemah hampir sama dengan ionisasi asam lemah, yaitu tidak terionisasi sempurna. Reaksinya berada dalam sistem kesetimbangan. Perhatikan reaksi ionisasi larutan NH 3 dalam air berikut ini:

NH3(aq) + H2O(l) NH4+(aq) + OH-(aq)

Rumus tetapan kesetimbangannya adalah:

K =

Di dalam larutan, [NH4+] = [OH-]dan [NH3] dapat dianggap tetap, sehingga [OH-]2 = Kb.

[NH3] atau [OH-] = Secara umum dapat ditulis:

[OH-]2 = Kb. Cb atau [OH-] = Cb = konsentrasi basa

Tabel Basa lemah dan harga konstanta ionisasinya (25oC)

Nama Rumus Kb(25oC) Nama Rumus Kb(25oC)

Amoniak NH3 1,8 x 10-5 Dimetilamine (CH3)2NH 4,7 x 10-4

Etilamine C2H5NH2 4,9 x 10-10 Anilin C6H5NH2 4,2 x 10-10

Hidrazin N2H4 1,7 x 10-6 Metilamine CH3NH2 4,4 x 10-4

Piridin C5H5N 1,4 x 10-9 Urea CO(NH2)2 1,5 x 10-14

Kekuatan basa tergantung pada harga Kb artinya bahwa kekuatan basa akan bertambah jika harga Kb semakin besar. Dengan memperhatikan tabel 4.2 di atas, dapat disimpulkan bahwa kekuatan basa bertambah menurut urutan: Urea-Anilin-Piridin-Hidrazin-Amonia-Metilamine-Etilamine-Dimetilamine.

Contoh Soal:

Tentukan konsentrasi ion OH- pada larutan yang mengandung:a. 0,005 M Ba(OH)2

b. 0,1 M amonia, jika Kb NH3 = 1,8 x 10-5

Kimia II sem -2 purwa.santosa @ .Com 10

Jawab:

a. Ba(OH)2 merupakan basa kuat dan terionisasi sempurna dalam air.

[OH-] = 2 [Ca(OH)2]= 2 x 0,005 M= 0,01 M

b. Amonia merupakan basa lemah, sehingga:

[OH-] = = = 1,34 x 10-3 M

Soal Latihan1. Tuliskan masing-masing sepuluh contoh rumus dan nama kimia asam kuat dan asam lemah.2. Tuliskan masing-masing sepuluh contoh rumus dan nama kimia basa kuat dan basa lemah.3. Tentukanlah konsentrasi ion H+ dan OH- dari larutan-larutan di bawah ini:

a. 0,01 M HClb. 0,002 M H2SO4

c. 0,01 M NaOHd. 0,05 M Ba(OH)2

4. Tentukan konsentrasi ion H+ pada larutan 0,1 M HZ, jika diketahui harga tetapan kesetimbangan asamnya (Ka) = 1 x 10-5.

1. Perhatikan tabel berikut:

Senyawa asam HF HCOOH HClO CH3COOH HNO2

Harga Ka 6,8 . 10-4 1,7 . 10-4 3,5 . 10-8 1,7 . 10-5 4,5 . 10-4

a. Berdasarkan data tersebut susunlah urutan kenaikan kekuatan asamnyab. Berapa [H+] dari larutan HCN 0,1 M?

7. [H+] asam lemah HZ 0,1 M sama dengan [H+] larutan HNO3 0,001 M. Tentukanlah harga tetapan kesetimbangan asam (Ka) HA tersebut.

8. Berapa persen asam HZ terionisasi dalam larutan yang berkonsentrasi 0,1 M; 0,01 M dan 0,001 M? Diketahui harga Ka HZ = 1,8 . 10-5. Bagaimana pengaruh pengenceran terhadap jumlah molekul HZ yang terionisasi?

7.pH larutan

Larutan dapat bersifat asam, basa atau netral tergantung konsentrasi ion hidrogen dalam larutan tersebut. Berdasarkan konsentrasi ion hidrogen pula, dapat ditentukan keasaman dari larutan tersebut. Tetapi karena harga konsentrasi ion H+ sangat kecil maka digunakan ukuran keasaman atau pH. Untuk mempelajari hubungan pH dengan konsentrasi ion H+, marilah kita lihat data suatu percobaan pengukuran pH beberapa larutan asam yang konsentrasinya berbeda dengan indikator universal.

Tabel 4.2 Data eksperimen pH larutan HCl pada beberapa konsentrasi

No Larutan Konsentrasi Konsentrasi ion H+ pH

Kimia II sem -2 purwa.santosa @ .Com 11

1.

2.

3.

HCl

HCl

HCl

0,1 M

0,01 M

0,001 M

0,1 M

0,01 M

0,001 M

1

2

3

Dengan mengubungkan harga [H+] dengan pH, maka didapat:

Rumus itu pertama kali disarankan oleh Sorensen (1868-1939). Harga pH larutan berkisar antara 0 sampai dengan 14. Selain untuk [H+] berlaku pula untuk [OH-], Ka, Kb dan Kw. Sehingga didapat rumus sebagai berikut.

pOH = - log [OH-]

pKa = - log Ka

pKb = - log Kb

pKw = - log Kw

Sebaliknya konsentrasi ion H+ dalam larutan dapat ditentukan, jika pH suatu larutan telah diukur. Untuk mengukur pH larutan dapat digunakan alat yang disebut pH meter. Selain pH meter, indikator universal juga dapat digunakan. Indikator ini dapat berwujud larutan dan stik. Kertas indikator universal yang dijual di pasaran, biasanya telah dilengkapi dengan perubahan warna indikator yang menunjukkan pH tertentu. Hubungan antara konsentrasi ion H+ dalam larutan dengan pH dapat dirumuskan sebagai berikut:

1. pH air murni

Air murni sebagai pelarut, merupakan elektrolit yang sangat lemah. Untuk menentukan daya hantar listrik air murni, perlu digunakan alat ukur yang sangat peka. Sebagai elektrolit yang sangat lemah, sebagian kecil molekul-molekul air terionisasi menjadi ion H+ dan ion OH-. Persamaan ionisasi molekul air adalah:

H2O (l) H+ (aq) + OH- (aq) Berdasarkan reaksi kesetimbangan di atas maka dapat ditentukan rumus tetapan kesetimbangan air sebagai:

K =

Karena jumlah molekul air yang terionisasi sangat kecil, maka konsentrasi H2O dapat dianggap tetap. sehingga rumus tetapan kesetimbangan di atas dapat ditulis sebagai: K [H2O] = [H+] [OH-]

Kimia II sem -2 purwa.santosa @ .Com 12

pH = - log [H+]

[H+] = 10-pH dan [OH-] = 10-pOH

atau Kw = [H+] [OH-] Dari data eksperimen, diperoleh bahwa pH air murni pada suhu kamar adalah 7. Sehingga dapat ditentukan bahwa [H+] dalam air murni = 10-7 M. Dengan memperhatikan persamaan ionisasi air, dapat dikatakan bahwa konsentrasi ion H+ dalam air murni sama dengan konsentrasi ion OH-. Sehingga harga tetapan kesetimbangan air (Kw) adalah: Kw = [H+] [OH-]

Kw = 10-7 x 10-7 = 10-14

pKw = pH + pOH

atau

Harga tetapan kesetimbangan air (Kw) dan pKw hanya akan berubah karena perubahan suhu.

2. pH larutan asam

Didalam air, asam akan terionisasi menurut persamaan :

H2O (l) H+ (aq) + OH- (aq)

HA (aq) H+ (aq) + A- (aq)

Akibat penambahan asam, [H+] dalam larutan semakin besar, sehingga reaksi kese-timbangan akan bergeser ke kiri, [H+] dalam larutan lebih besar dari 10-7 M dan [OH-] lebih kecil dari 10-7 M; pH larutan lebih kecil dari 7.

Dengan memperhatikan data eksperimen pada kegiatan (3), dapat disimpulkan bahwa pH larutan asam akan semakin bertambah jika larutan asam itu diencerkan atau dengan kata lain semakin kecil konsentrasi asam, pH larutan semakin besar. Karena asam kuat terionisasi sempurna, maka [H +] dalam larutan minimal akan sama dengan [asam]. Sedangkan untuk asam kuat polivalen (HnX), [H+] dapat ditentukan dengan rumus:

[H+] = n [HnX] sehingga rumus pH menjadi

pH = - log n [HnX]

n = jumlah ion H+ dalam asam kuat. Seperti yang telah anda pelajari asam lemah haya terionisasi sebagian menjadi menjadi ion H+ dan ion sisa asamnya. Hal ini terbukti pada pH larutan CH3COOH 0,1 M = 3. Artinya larutan CH3COOH 0,1 M hanya dapat menghasilkan 0,001 M ion H+, atau hanya sekitar 1% molekul CH3COOH yang terionisasi. Reaksi ionisasi asam lemah merupakan reaksi kesetimbangan. CH3COOH(aq) H+(aq) + CH3COO- (aq) Dan [H+] dapat dihitung dengan rumus : [H+] = , dan pH = -log [H+], maka pH larutan asam CH3COOH dapat dihitung dengan rumus:

Kimia II sem -2 purwa.santosa @ .Com 13

pH + pOH = 14

pH = - log [H+]- log - ½ log Ka. [CH3COOH]

Secara umum pH asam lemah monovalen dapat dihitung menurut rumus: [H+] = ; [HA] konsentrasi asam lemah Contoh soal:1. Berapa pH larutan yang terbentuk jika 1 ml larutan HNO3 0,1M ditambah air sampai 100 ml?

Jawab : V1 M1 = V2. M2

1 ml x 0,1 M = 100 ml x M2

1 ml x 0,1 M M2 = = 0,001 M 100 ml

[HCl] setelah pengenceran = 0,001 M dan [H+] setelah pengenceran = [HCl] = 0,001 M

pH = - log [H+]pH = - log 0,001 = 3

2. Larutan H2SO4 sebanyak 500 mL pada saat diukur pHnya dengan pH meter menunjukkan angka 3. Berapa konsentrasi H2SO4 terlarut dalam mol dm-3

Jawab: [H+] = 10-pH

[H+] = 10-3 M dan [H+] = 2 [H2SO4] 10-3 M = 2 [H2SO4]

[H2SO4] = M = 5 x 10-4 M

3. Berapa pH 100 ml larutan asam formiat (HCOOH) 0,1 M, jika diketahui harga tetapan kesetimbangan asamnya = 1,6 x 10-4?

Jawab:[H+] =

[H+] = = 4. 10-3 M

pH = - log [H+]

= - log 4. 10-3

= 2,398

3. pH larutan basa

Jika ke dalam air murni ditambahkan suatu basa konsentrasi ion H + akan berkurang < 10-7 M dan [OH-] akan bertambah akibat ionisasi senyawa basa terlarut sesuai reaksi ionisasi air dan basa berikut: H2O (l) H+ (aq) + OH- (aq) L(OH)n(aq) Ln+ (aq) + n OH- (aq)

Kimia II sem -2 purwa.santosa @ .Com 14

Akibat penambahan ion sejenis (OH -), kesetimbangan air bergeser ke kiri, sehingga jumlah ion H+ dalam larutan semakin kecil. Sehingga [H+] lebih kecil dari 10-7 M, sedangkan [OH-] dalam larutan lebih besar dari 10-7 M. Seperti pada asam kuat, basa kuat terionisasi sempurna di dalam air menurut persamaan: L(OH)n(aq) Ln+ (aq) + n OH-(aq)

maka [OH-] = n [L(OH)n].

Sebelum menghitung harga pH larutan basa, hitunglah harga pOH dari [OH-]. Contoh:Larutan jenuh air kapur mempunyai konsentrasi 0,005 mol dm-3. Berapa pH 100 ml larutan air kapur {Ca(OH)2} tersebut?

Jawab : [OH-] dalam air kapur = 2 [Ca(OH)2]= 2 x 5. 10-3 mol dm-3

= 10-2 mol dm-3

pOH = - log [OH-]= - log 10-2 = 2

pH = 14 - 2 = 12

NH3 yang larut dalam air, akan bereaksi dengan molekul-molekul pelarut menurut persamaan: NH3(aq) + H2O(l) NH4

+(aq) + OH-(aq) Ionisasi pada basa lemah hampir sama dengan ionisasi pada asam lemah, yaitu tidak terionisasi sempurna. Berdasarkan eksperimen, larutan NH3 0,1 M mempunyai pH = 11. Dari data tersebut dapat dihitung bahwa:

pOH = 14 - 11 = 3,

[OH-] = 10-pOH

[OH-] = 10-3 mol dm-3

Ternyata tidak semua NH3 yang terlarut dalam air menghasilkan ion OH -. NH3 yang bereaksi dengan air hanya sekitar 1%. Analog dengan perhitungan pH pada asam lemah monovalen, maka perhitungan pOH pada basa lemah (LOH) dapat dihitung menurut rumus:

pOH = - log [OH-]- log - ½ log Kb. [LOH]

Contoh:1. Gas NH3 sejumlah 0,1 mol dilarutkan dalam 1 liter air. Jika diketahui Kb NH3 = 10-5, tentu- kanlah

pH larutan yang terbentuk.

Jawab : mol NH3 terlarut = 0,1 mol [NH3] = 0,1 mol per liter = 0,1 M [OH-] = =

= 10-3 M pOH = - log 10-3 = 3pH = 14 - 3 = 11

Kimia II sem -2 purwa.santosa @ .Com 15

1. Hitunglah pH larutan-larutan di bawah ini: Soal Latihan

a. 100 ml larutan HCl 0,01 M.b. 500 ml larutan H2SO4 0,05 M!c. 250 ml larutan HF 0,1 M, Ka HF = 6,4. 10-5

d. 4 gram NaOH (Mr = 40) di dalam 10 L larutan!e. 200 ml larutan Ca(OH)2 0,005 M

2. Berapa gram NaOH (Mr = 40) padat harus dilarutkan dalam air agar diperoleh 800 ml larutan dengan pH = 12?

3. Berapa ml air harus ditambahkan kedalam 250 ml larutan H2SO4 0,1M untuk memperoleh larutan yang mempunyai pH = 2?

4. Berapa pH larutan, jika 50 ml larutan H2SO4 0,01 M diencerkan dengan air sampai 500 ml?

6. Tentukan harga tetapan ionisasi asam propanoat, CH3-CH2COOH, jika diketahui larutan asam propanoat 0,05 M mempunyai pH = 3.

7. Suatu minuman setelah di uji dengan pH meter menunjukkan pH = 6. Berapa konsentrasi [H+] dan [OH-] dalam minuman tersebut?

4.3. Netralisasi asam basa

Senyawa asam dalam air menghasilkan ion H+, sedangkan senyawa basa dalam air menghasilkan ion OH-. Jika larutan asam dan basa direaksikan dalam jumlah yang tepat habis bereaksi dihasilkan larutan yang bersifat netral. Olehkarena itu reaksi antara asam dan basa disebut reaksi penetralan atau reaksi netralisasi. Misalnya jika 25 ml larutan NaOH 1 M direaksikan dengan 25 ml larutan HCl 1M akan terjadi reaksi sebagai berikut:

Larutan NaOH di dalam larutan terionisasi menjadi:

NaOH(aq) Na+(aq) + OH-(aq)

Larutan HCl terionisasi menurut persamaan :

HCl(aq) H+ (aq) + Cl-(aq)

Reaksi antara larutan HCl(aq) dan larutan NaOH(aq) secara lengkap dapat ditulis sebagai:Na+(aq) + OH-(aq) + H+(aq) + Cl-(aq) Na+(aq) + Cl-(aq) + H2O(l)

OH-(aq) + H+(aq) H2O(l) Jika campuran di atas diuapkan akan dihasilkan kristal NaCl(aq) dan persamaannya dapat ditulis menjadi:

Na+(aq) + Cl-(aq) + H2O(l) NaCl(s) + H2O(g)

Contoh Soal:

1. 50 ml larutan HCl dapat dinetralkan oleh 200 ml larutan NaOH 0,1 M. Pertanyaan:

a. Tuliskan persamaan reaksi ionnya.

b. Tentukanlah konsentrasi HCl yang terlarut.

Jawab :a. Reaksi yang terjadi dapat ditulis:

NaOH (aq) + HCl(aq) NaCl(aq) + H2O(l)Na+(aq) + OH-(aq) + H+(aq) + Cl-(aq) Na+(aq) + Cl-(aq) + H2O(l)OH-(aq) + H+(aq) H2O(l)

Kimia II sem -2 purwa.santosa @ .Com 16

b. Berdasarkan koefisien reaksi, dapat disimpulkan bahwa:mol HCl(aq) = mol NaOH(aq)

V. M HCl = V. M NaOH

200 ml x 0,1 mol dm-3

M HCl = = 0,4 mol dm-3

50 ml

8.Titrasi asam oleh basa

Di dalam proses pembuatan suatu senyawa kimia pada kehidupan sehari-hari, misalnya obat-obatan diperlukan suatu konsentrasi larutan yang tepat. Salah satu cara menentukan konsentrasi larutan adalah dengan cara titrasi asam basa.

Pada titrasi asam basa ini konsentrasi asam (atau basa) dapat ditentukan dengan menentukan volume larutan standar yang tepat bereaksi dengan larutan tersebut. Larutan standar adalah suatu larutan yang telah diketahui konsentrasinya dengan tepat. Untuk mengetahui kapan kedua larutan itu tepat habis bereaksi, pada titrasi asam basa digunakan indikator yang tepat. Salah satu cara titrasi asam basa adalah sebagai berikut:a. Larutan yang akan ditentukan konsentrasinya diukur volumenya, dan dimasukkan dalam labu

erlenmayer,b. Larutan kemudian diberi beberapa tetes indikator,c. Larutan kemudian dititer dengan larutan standar dari buret sampai terjadi perubahan warna volume

larutan standar yang dipakai diukur,d. Menghitung konsentrasi larutan yang ditentukan.

Titrasi asam basa ini juga dapat menggunakan alat-alat yang sederhana, misalnya tabung reaksi dan pipet tetes serta gelas ukur. Pada waktu indikator berubah warna kita harus secepatnya menghentikan titrasi. Pada saat itu dinamakan “titik akhir titrasi”. Pada titrasi dikenal “titik ekivalen” yaitu menunjukkan keadaan dimana kedua larutan pada titrasi tersebut tepat habis bereaksi.

Selama titrasi berlangsung pH larutan yang dititer selalu berubah sesuai dengan jumlah penambahan larutan standar. Sebagai contoh pada saat titrasi 25 mL larutan HCl 0,1 M dengan 5 mL larutan NaOH 0,1 M diperoleh larutan dengan pH

Mol HCl = 25 ml x 0,1 mmol/ml = 2,5 mmolMol NaOH = 5 ml x 0,1 mmol/ml = 0,5 mmolMol HCl bereaksi = mol NaOH ditambahkan = 0,5 mmolMol HCl sisa = 2,5 mmol – 0,5 mmol = 2 mmol[HCl] sisa = 2 mmol / 30 ml = 0,067 MpH larutan = - log 67. 10-3

= 1,6dan pada saat penambahan larutan NaOH 0,1 M mencapai 20 mL

Mol HCl = 25 ml x 0,1 mmol/ml = 2,5 mmolMol NaOH = 20 ml x 0,1 mmol/ml = 2,0 mmolMol HCl bereaksi = mol NaOH ditambahkan = 2,0 mmolMol HCl sisa = 2,5 mmol – 2,0 mmol = 0,5 mmol[HCl] sisa = 0,5 mmol / 45 ml = 0,011 MpH larutan = - log 2

pada titik ekivalensi mol asam sama dengan mol basa dan larutan bersifat netral, pH larutan = 7

Jika perubahan pH selama titrasi ini dilukiskan akan diperoleh kurva seperti dibawah ini. pH

12

10

8

6

Kimia II sem -2 purwa.santosa @ .Com 17

Titik ekivalensi

4

2

0

0 5 10 15 20 25 30 35 40 45 50 Volume NaOH

Kimia II sem -2 purwa.santosa @ .Com 18