Dari Labsky untuk Indonesia, Kimia Semester 4

BAB 1 LARUTAN ASAM DAN BASA

Persamaan ionisasi air

H₂O <=> H⁺ + OH‾

Dari reaksi di atas sesuai hukum kesetimbangan, tetapan kesetimbangan (K) ditulis sebagai berikut.

K [H₂O] = [H⁺] [OH‾]

Kw = [H⁺] [OH‾]

Tetapan Ionisasi Asam Basa

Asam dan basa kuat terionisasi seluruhnya sehingga tidak memiliki tetapan kesetimbangan. Namun asam dan basa lemah memiliki tetapan kesetimbangan karena dalam air hanya terurai atau hanya terionisasi sebagian. Misalnya suatu asam lemah (HA) dilarutkan dalam air akan terurai sesuai persamaan berikut.

HA(aq) <==> H⁺(aq) + A^–(aq)

[H⁺] = [A^–] maka

 

[H⁺]² = Ka.[HA]

Dengan cara yang sama

dengan Ka = tetapan ionisasi asam

Ca = konsentrasi asam awal

Kb = tetapan ionisasi basa

Cb = kosentrasi basa.

Dari rumus di atas, konsentrasi H⁺ dan OH^- dari asam lemah dan basa lemah dapat ditentukan asal harga Ka dan Kb diketahui.

Hubungan Ka, Kb dengan derajat ionisasi asam dan basa

Ka = Ca x α²

Kb = Cb x α²

Jika Ka dan Kb disubstitusikan ke rumus

Akan diperoleh persamaan sebagai berikut

Derajat Keasaman dan kebasaan (pH dan pOH)

Kw = [H⁺] [OH^–]

pKw = pH + pOH

Kw = 1,0 x 10^-14

pKw = 14

14 = pH + pH atau pH = 14 – pOH atau pOH = 14 – pH

BAB 2 TITRASI ASAM-BASA

Dasar titrasi asam basa yaitu reaksi asam basa.

Asam + basa <==> garam + air

Reaksi asam basa dalam bentuk larutan sebenarnya reaksi pembentukan air. Misalnya reaksi antara larutan NaOH dan HCl berlangsung sesuai persamaan berikut.

NaOH + HCl → NaCl + H₂O

Jika reaksi di atas ditulis dalam bentuk ion maka ion Na⁺ dan ion Cl^- pada reaktan dan produk ttetap ada.

Na⁺ + OH^- + H⁺ + Cl^- → Na⁺ + Cl^- + H₂O

Dalam tirtrasi asam basa, jika

· mol H⁺ = mol OH^- maka campuran bersifat netral

· mol H⁺ > mol OH^-, maka campuran bersifat asam dan konsentrasi ion H⁺ dalam campuran ditentukan oleh jumlah ion H⁺ yang tersisa.

· Mol H⁺ < mol OH^- maka campuran bersifat basa dan konsentrasi ion OH^- dalam campuran ditentukan oleh jumlah mol ion OH^- yang tersisa.

Titrasi asam-basa menggunakan rumus konsentrasi dan volume asam maupun basa dihitung dengan persamaan berikut:

V_asam x M_asam = V_basa x M_basa

dengan:

V = volum

Masam = molaritas H⁺

Mbasa = molaritas OH^–

Titik ekivalen yaitu = pH pada saat asam dan basa tepat ekivalen

Titik akhir titrasi yaitu = pH pada saat indikator menunjukan perubahan warna

Jadi dalam titrasi asam basa, usahakan titik akhir titrasi dekat dengan titik ekivalen agar tidak terlalu banyak larutan asam atau basa yang berlebih. Hal ini dapat dilakukan dengan memilih indikator yang cocok atau indikator yang sesuai. Perlu ditekankan bahwa, dalam titrasi asam basa tidak semua indikator dapat digunakan.

BAB 3 LARUTAN PENYANGGA

Semua larutan yang dapat mempertahankan pH disebut larutan buffer atau larutan penyangga. Sifat larutan buffer antara lain:  tidak berubah pH-nya meski diencerkan dan tidak berubah pH-nya meski ditambah sedikit asam atau basa atau karena pengenceran.

Larutan buffer di bagi menjadi larutan penyengga asam dan larutan buffer basa. buffer asam selalu mempunyai pH < 7, sedangkan buffer asam mempunyai pH >7.

Cara pembuatan buffer asam

1. Mencampur asam lemah dengan garam yang mengandung basa konjugasinya.

2. mencampurkan asam lemah dan basa kuat dengan jumlah asam lemah dibuat berlebih

Contoh

1. H₂CO₃ dicampur dengan NaHCO₃, NaHCO₃ membentuk ion HCO₃^– sehingga terbentuk larutan penyangga H₂CO₃/HCO₃^–.

2. Campuran larutan CH₃COOH dengan larutan NaOH akan bereaksi dengan persamaan reaksi:

CH₃COOH(aq) + NaOH(aq) → CH₃COONa(aq) + H₂O(l)

Jika jumlah CH₃COOH yang direaksikan lebih banyak daripada NaOH, maka akan terbentuk CH₃COONa dan ada sisa CH₃COOH sehingga terjadi larutan penyangga CH₃COOH/CH₃COO^–.

Cara pembuatan buffer basa

1. Mencampur basa lemah dengan garam yang mengandung asam konjugasinya.

2. mencampurkan basa lemah dan asam kuat dengan jumlah asam lemah dibuat berlebih

contoh

1. NH₃(aq) dicampur dengan NH₄Cl. NH₄Cl membentuk ion NH₄⁺, sehingga terbentuk larutan penyangga NH₃/NH₄⁺

2. Campuran NH₃(aq) dengan HCl akan bereaksi dengan persamaan reaksi

NH₃(aq) + HCl(aq) → NH₄Cl(aq)

Jika jumlah NH₃(aq) berlebih setelah bereaksi akan terbentuk NH₄Cl dan ada sisa NH₃(aq) sehingga terjadi larutan penyangga NH₃(aq)/NH₄⁺.

pH Larutan Buffer

pH buffer asam

Jika konsentrasi dinyatakan dengan molar (mol per liter), maka persamaan dapat ditulis sebagai

pH buffer basa

Jika konsentrasi dinyatakan dengan molar (mol per liter), maka persamaan dapat ditulis sebagai

Penambahan aquades sama dengan pengenceran. Dalam pengenceran volume larutan bertambah besar, sehingga konsentrasi larutan menjadi kecil namun jumlah mol zat terlarut tidak berubah.

Dalam pengenceran berlaku rumus

V1 x M1 = V2 x M2

Sawerin ke Temen: Astari Nandhiasa,Kimia,Labsky