asam dan basa

Tahukah Kau Apa Yang Menentukan Kekuatan Asam dan Basa?

Dalam mempelajari asam-basa maka kita tidak luput dihadapkan pada seberapa kuat suatu asam dan basa. Apakah suatu zat bersifat sebagai asam kuat, asam lemah atau basa kuat., lalu bagaimanakah kita dapat menentukan kekuatan asam atau kekuatan basa suatu zat?
Yang menjadi penentu kekuatan asam atau basa adalah adalah posisi kesetimbangan reaksi disosiasi asam atau basa dalam air. Sebagai contoh suatau HA dalam air akan mengalami reaksi disosiasi sebagai berikut:

HA + H2O <-> H3O+ + A-

Asam kuat adalah zat dimana reaksi kesetimbangan disosiasinya mengarah jauh ke arah kanan, akibatnya pada keadaan setimbang hampir seluruh asam HA terdisosiasi menjadi H3O+ dan A-.
Sedngakan asam lemah berkebalikan dengan asam kuat yaitu reaksi kesetimbangan disosiasinya mengarah jauh ke arah kiri, jadi sangat sedikit sekali HA yang akan terdisosiasi menjadi H3O+ dan A-.
Untuk menentukan besarnya kekuatan asam yang satu dengan yang lainnya maka kita bisa mengukur harga Ka-nya (Konstanta disosiasi asam) yang dihitung dengan menggunakan rumus sebagai berikut:

HA + H2O <-> H3O+ + A-

Ka = [H3O+][A-] / [HA][H2O]

Rumus diatas dapat disederhanakan menjadi:

Ka = [H+][A-] / [HA]

Yang perlu diperhatikan bahwa H+ diatas mewakili H3O+. Ka adalah tetapan kesetimbangan asam oleh karena itu nilainya sangat dipengaruhi oleh temperatur. Semakin kecil nilai Ka mengindikasikan bahwa asam tersebut adalah asam lemah begitu juga sebaliknya.
Lalu mengapa dibuku-buku pelajaran kimia hanya asam lemah saja yang memiliki nilai Ka sedangakan asam kuat tidak memiliki nilai Ka?
Sebenarnya asam kuat juga memiliki nilai Ka, akan tetapi nilai Ka asam kuat sangat sulit diukur secara tepat disebabkan kita tidak bisa menghitung secara pasti konsentrasi HA pada kondisi setimbang. Ingat bahwa asam kuat kesetimbangannya jauh ke arah kanan sehingga besarnya konsentrasi  HA yang tidak terdisosiasi sukar untuk ditentukan.
Bagaimana dengan basa?
Untuk basa hal yang sama seperti diatas dapat diterapkan, missal suatau basa BOH akan terdisosiasi dalam air sebagai berikut:

BOH <-> B+ + OH-

Dan tetapan disosiasi basanya adalah sebagai berikut:

Kb = [B+][OH-] / [BOH]

Berbeda dengan asam tetapan disosiasi basa dilambangan dengan Kb (huruf a dan b pada lambang tetapan disosiasi asam dan basa menyatakan a untuk acid yaitu asam dan b untuk base atau basa).

Sekali lagi Ka dan Kb adalah tetapan kesetimbangan khusus yang menunjukan reaksi disosiasi asam dan basa dalam larutan air. Seperti halnya harga tetapan kesetimbangan yang lain maka nilai Ka dan Kb sangat dipengaruhi oleh temperature

Menghitung pH Larutan Asam

1. Berapakah pH larutan yang mengandung ion hidroksida sebesar 10exp-8?

Jawab:

Perlu diingat bahwa untuk menyelesaikan soal diatas maka kita perlu memakai hubungan antara Kw (konstanta tetapan air) dengan OH- dan H+, dimana ketiganya dihubungkan dengan persamaan:

Kw = [H+][OH-]

Pada suhu 25 C maka nilai Kw adalah 10exp-14 jadi:

Konsentrasi H+

= Kw/[OH-]

= 10exp-14/10-8

= 10-6 M

Jadi nilai pHnya:

= -log [H+]

= -log(10exp-6)

= 6

Jadi pH larutan adalah 6.

2. Jika 10 gram asam asetat dilarutkan dalam 300 mL air maka hitunglah pH larutan asam asetat tersebut (Ka = 10exp-5)

Jawab:

Karena yang diketahui adalah massa asam asetat maka kita perlu mengubah menjadi satuan konsentrasi yaitu molaritas. Pertama kita mencari mol asam asetat terlebih dahulu.

Mol asam asetat

= massa / Mr

= 10 /60

= 0,167 mol

Molaritas asam asetat

= mol / volume

= 0,167 mol / 0,3 L

= 0,557 M

Karena asam asetat termasuk asam lemah maka cara mencari ion H+ adalah sesuai dengan rumus berikut ini:

Jadi konsentrasi H+

= (10exp-5  x  0,557)exp1/2

= 0,00746  M

Dan pH asam asetat

= -log[H+]

= -log (0,00746  )

= 2,13

Jadi pH larutan asam asetat tersebut adalah 2,13.

3. Berapakah pH 200 mL larutan asam formiat 0,01 M yang memiliki derajat ionisasi 5%?

Jawab:

Asam formiat adalah asam lemah dimana dalam larutannya dia akan terurai sebagian. Pertama kita harus mencari berapa jumlah asam formiat yang terurai dengan menggunakan rumus berikut ini:

Derajat ionisasi = jumlah asam formiat yang terurai/jumlah asam formiat mula2 x 100%

Jadi jumlah asam formiat yang terurai

= (5% / 100) x 0,01

= 5.10exp-4 M

Jadi sesuai dengan reaksi berikut ini

HCOOH     ->    H+       +  HCOO-

5.10-4 M         5.10-4 M      5.10-4 M

Jadi konsentrasi H+ nya adalah 5.10-4 M dengan demikian pH larutan asam formiat tersebut adalah:

= -log [H+]

= -log 5.10exp-4

= 3,30

Jadi pH larutan asam formiat tersebut adalah 3,30.

4. Berapakah pH 500 mL larutan HF 0,1 M yang memiliki harga Ka = 5,6.10exp-4?

Jawab:

Asam flourida adalah asam lemah dimana memiliki harga Ka 5,6.10exp-4 dan untuk mengetahui konsentrasi ion H+ nya maka kita gunakan rumus berikut ini:

Jadi konsentrasi H+

= (Ka.M)exp1/2

= (5,6.10exp-4 x 0,1)exp1/2

= 7,48.10exp-3

pH nya

= -log[H+]

= -log 7,48.10exp-3

= 2,126

5. Berapakah pH larutan asam sulfat yang memiliki konsentrasi 70% berat dan diketahui massa jenisnya 1,615 g/mL?

Jawab:

Misalkan kita memiliki 100 mL larutan asam sulfat 70% maka massa larutan asam sulfat tersebut adalah:

= massa jenis x volume

= 1,615 g/mL x 100 mL

= 161,5 g

Massa asam sulfat

= prosentase x massa larutan

= 70% x 161,5 g

= 113,05 g

Massa air

= massa larutan – massa asam sulfat

= 161,5 – 113,05

= 48,45 g

Karena massa jenis air adalah 1 g/mL maka volume airnya akan sama dengan 48,45 mL.

Mole H2SO4

= massa/Mr

= 113,05/98

= 1,15 mol

Molaritas H2SO4

= mol / volume

= 1,15 / 0,04845

= 23,73 M

Konsentrasi H+

= valensi asam x M

= 2 x 23,73

= 47,46 M

pH

= -log 47,46

= -1,68

Jadi pH larutan asam sulfat 70% itu adalah -1,68

Menghitung pH Buffer (Larutan Penyangga) Sebelum dan Sesudah Ditambahkan Asam atau Basa

Buffer atau disebut juga sebagai larutan penyangga adalah larutan yang dapat mempertahankan pH sutau larutan. Buffer dibuat dari asam lemah dengan garam dari basa konjugasinya atau basa lemah dengan garam dari asam konjugasinya. Untuk menghitung pH larutan buffer maka kita bisa menggunakan persamaan handerson-haselbach. Apabila larutan buffer tersebut ditambahkan asam atau basa, maka secara stoikiometri kita harus menghitung berapa konsentrasi masing-masing spesies setelah bereaksi. Perhatikan contoh berikut ini.

Contoh Soal-Belajar Kimia

Larutan buffer dengan volume 2.10 L mengandung 0.11 mol asam propionat ( CH3CH2COOH ) dan 0.10 mol natrium propionat ( CH3CH2COONa ), jika Ka asam propionat adlah 1.3×10^-5 maka:

1. Hitung pH larutan buffer tersebut
2. Tentukan pH larutan buffer tersebut setelah ditambahkan 0.04 mol NaOH
3. Tentukan pH larutan buffer tersebut setelah ditambahkan 0.02 mol HI

Penyelesaian-Belajar Kimia

Gunakan persamaan handerson-haselbach untuk menghitung pH buffer/larutan penyangga

Konsentrasi asam propionat dan natrium propionat dihitung sebagai berikut

[CH3CH2COOH] = 0.11 mol / 2.10 L = 0.052 M
[CH3CH2COONa] = 0.10 mol / 2.10 L = 0.047 M
pKa = – log Ka = -log 1.3×10^-5 = 4.89

dengan mengganti nilai  yang diperoleh pada persamaan handerson-haselbach diatas diperoleh

pH = 4.89 + log ( 0.047/ 0.052 )
pH = 4.85

Sebanyak 0.04 mol NaOH ditambahkan ke dalam larutan buffer tersebut, maka NaOH ini akan bereaksi dengan spesies asam yang terdapat di dalam buffer tersebut yaitu asam propionat ( NaOH adalah basa dan asam propionat adalah asam sehingga kedua spesies ini akan bereaksi ), reaksi penetralannya di tulis sebagai:

CH3CH2COOH(aq) + NaOH(aq) -> CH3CH2COONa(aq) + H2O(l) awal 0.11 0.04 - - reaksi 0.04 0.04 0.04 0.04 setimbang 0.07 - 0.04 0.04

[CH3CH2COOH] setelah reaksi = 0.07 mol / 2.10 L = 0.033 M
[CH3CH2COONa] = 0.14 mol / 2.10 L = 0.066 M

dan pH buffer setelah penambahan 0.04 NaOH

pH = 4.89 + log ( 0.066 / 0.033 )
pH = 5.19

Apa yang terjadi bila larutan tersebut ditambahkan 0.02 mol HI ? Di dalam buffer terdapat spesies CH3CH2COOH dan CH3CH2COONa, lalu dengan siapakah asam iodida (HI) ini akan bereaksi? Ingat HI adalah asam kuat sehingga akan terionisasi menjadi ion H⁺ dan I^-, ion H⁺ akan bereaksi dengan anion CH3CH2COO^- (dari CH3CH2COONa) membentuk CH3CH2COOH. Asam propionat adalah asam lemah sehingga dia lebih suka dalam bentuk tak terionisasi ( CH3CH2COOH ) dibandingkan bentuk terionisasinya ( CH3CH2COO^- dan H⁺ ).

H+(aq) + CH3CH2COO-(aq) -> CH3CH2COOH(aq) awal 0.02 0.10 - reaksi 0.02 0.02 0.02 setimbang - 0.08 0.02

Konsentrasi masing-masing spesies setelah bereaksi dihitung sebagai:

[CH3CH2COONa] = 0.08 mol / 2.10 L = 0.038 M
[CH3CH2COOH] = ( mol mula-mula + mol hasil reaksi ) / volume
[CH3CH2COOH] = (0.11+0.02) / 2.10 = 0.062 M

pH = 4.89 + log ( 0.038 / 0.062 )
pH = 4.68

Larutan Penyangga: Mekanisme Kerja Si-Dualisme Asam dan Basa

May 4, 2008 by indigoMorie

Bagimana cara kerja larutan penyangga sehingga dia bisa mempertahankan nilai pH nya walaupun ditambah asam maupun basa? Sebenarnya mekanisme kerja buffer sangatlah sederhana. Sebagai contoh kita ambil larutan penyangga yang di buat dari campuran larutan NH3 dan NH4Cl. Pada larutan ini kita tambahkan sedikit asam misalnya HCl. Di dalam larutan penyangga tersebut terdapat NH3 dan NH4Cl maka kita harus menentukan terllebih dahulu kira-kira dengan spesies mana HCl akan bereaksi. Tentu tidak sulit kan untuk menentukan yang mana?

Ya. HCl bersifat asam maka dia akan bereaksi dengan basa, dan bagian basa dari larutan penyangga tersebut adalah NH3, jadi reaksinya bisa ditulis sebagai:

HCl + NH4OH -> NH4Cl + H2O

Jadi penambahan HCl akan menambah konsentrasi NH4+ di dalam larutan pemnyangga. Lalu bagaimana bila larutan penyangga tersebut kita tambahkan basa NaOH? Dengan spesies manakah di dalam larutan penyangga tersebut NaOH akan bereaksi? tentu saja dengan NH4Cl, Kenapa? ingat NH4OH adalah basa lemah, basa lemah memiliki nilai Kb yang rendah, artinya basa lemah lebih suka apabila dia dalam keadaan tidak terionisasi (tetap dalam bentuk NH4OH) daripada dia terionisasi menjadi NH4+ dan OH- .

NaOH akan menjadi sumber OH- bagi NH4Cl untuk membentuk NH4OH dengan reaksi sebagai berikut:

NaOH + NH4Cl -> NH4OH + NaCl

Penambahan NaOH akan menambah konsentrasi NH4OH dan NaCl sebagai hasil samping tidak berkontribusi pada pH ( garam dari asam kuat dan basa kuat akan terhidrolisis sempurna). Jadi penambahan asam pada larutan penyangga NH3 dan NH4Cl akan menambah konsentrasi NH4Cl sedangkan penambahan basa akan menambah konsentrasi NH4OH akan tetapi perlu di ingat penambahan asam atau basa dengan batas-batas tertentu tidak akan menambah konsentrasi NH4Cl dan NH4OH yang terlalu besar sehingga dengan demikian pergeseran nilai pH tidak akan jauh dari nilai saat awal penambahan belum terjadi.

Untuk contoh mekanisme larutan penyangga asam CH3COOH dan CH3COONa adalah sebagai berikut:

penambahan basa (KOH)———— CH3COOH + KOH -> CH3COOK + H2O
penambahan asam (HCl) ————CH3COONa + HCl -> CH3COOH + NaCl

Konsep Hidrolisis Garam

Pencampuran larutan asam dengan larutan basa akan menghasilkan garam dan air. Namun demikian, garam dapat bersifat asam, basa maupun netral. Sifat garam bergantung pada jenis komponen asam dan basanya. Garam dapat terbentuk dari asam kuat dengan basa kuat, asam lemah dengan basa kuat, asam kuat dengan basa lemah, atau asam lemah dengan basa lemah. Jadi, sifat asam basa suatu garam dapat ditentukan dari kekuatan asam dan basa penyusunnya. Sifat keasaman atau kebasaan garam ini disebabkan oleh sebagian garam yang larut bereaksi dengan air. Proses larutnya sebagian garam bereaksi dengan air ini disebut hidrolisis (hidro yang berarti air dan lisis yang berarti peruraian).

1. Garam dari Asam Kuat dengan Basa Kuat

Asam kuat dan basa kuat bereaksi membentuk garam dan air. Kation dan anion garam berasal dari elektrolit kuat yang tidak terhidrolisis, sehingga larutan ini bersifat netral, pH larutan ini sama dengan 7.

Contoh

Larutan KCl berasal dari basa kuat KOH terionisasi sempurna membentuk kation dan anionnya. KOH terionisasi menjadi H ⁺ dan Cl ^- . Masing-masing ion tidak bereaksi dengan air, reaksinya dapat ditulis sebagai berikut.

KCl _(aq) → K ⁺ _(aq) + Cl ^- _(aq)

K ⁺ _(aq) + H ₂ O _(l) →

      Cl ^- _(aq) + H ₂ O _(l) →

2. Garam dari Asam Kuat dengan Basa Lemah

Garam yang terbentuk dari asam kuat dengan basa lemah mengalami hidrolisis sebagian (parsial) dalam air. Garam ini mengandung kation asam yang mengalami hidrolisis. Larutan garam ini bersifat asam, pH <7.

Contoh

Amonium klorida (NH ₄ Cl) merupakan garam yang terbentuk dari asam kuat, HCl dalam basa lemah NH ₃ . HCl akan terionisasi sempurna menjadi H ⁺ dan Cl ^- sedangkan NH ₃ dalam larutannya akan terionisasi sebagian membentuk NH ₄ ⁺ dan OH ^- . Anion Cl ^- berasal dari asam kuat tidak dapat terhidrolisis, sedangkan kation NH ₄ ⁺ berasal dari basa lemah dapat terhidrolisis.

NH ₄ Cl _(aq) → NH ₄ ⁺ _(aq) + Cl ^- _(aq)

Cl ^- _(aq) + H ₂ O _(l) →

NH ₄ ⁺ _(aq) + H ₂ O _(l) → NH _{3 (aq)} + H ₃ O ⁺ _(aq)

Reaksi hidrolisis dari amonium (NH ₄ ⁺ ) merupakan reaksi kesetimbangan. Reaksi ini menghasilkan ion oksonium (H ₃ O ⁺ ) yang bersifat asam (pH<7). Secara umum reaksi ditulis:

BH ⁺ + H ₂ O → B + H ₃ O ⁺

3. Garam dari Asam Lemah dengan Basa Kuat

Garam yang terbentuk dari asam lemah dengan basa kuat mengalami hidrolisis parsial dalam air. Garam ini mengandung anion basa yang mengalami hidrolisis. Larutan garam ini bersifat basa (pH > 7).

Contoh

Natrium asetat (CH ₃ COONa) terbentuk dari asam lemah CH ₃ COOH dan basa kuat NaOH. CH ₃ COOH akan terionisasi sebagian membentuk CH ₃ COO ^- dan Na ⁺ . Anion CH ₃ COO ^- berasal dari asam lemah yang dapat terhidrolisis, sedangkan kation Na ⁺ berasal dari basa kuat yang tidak dapat terhidrolisis.

CH ₃ COONa _(aq) → CH ₃ COO ^- _(aq) + Na ⁺ _(aq)

Na ⁺ _(aq) + H ₂ O _(l) →

CH ₃ COO ^- _(aq) + H ₂ O _(l) → CH ₃ COOH _(aq) + OH ^- _(aq)

Reaksi hidrolisis asetat (CH ₃ COO ^‑ ) merupakan reaksi kesetimbangannya. Reaksi ini menghasilkan ion OH ^‑ yang bersifat basa (pH > 7). Secara umum reaksinya ditulis:

A ^- + H ₂ O → HA + OH ^-

4. Garam dari Asam Lemah dengan Basa Lemah

Asam lemah dengan basa lemah dapat membentuk garam yang terhidrolisis total (sempurna) dalam air. Baik kation maupun anion dapat terhidrolisis dalam air. Larutan garam ini dapat bersifat asam, basa, maupun netral. Hal ini bergantung dari perbandingan kekuatan kation terhadap anion dalam reaksi dengan air.

Contoh

Suatu asam lemah HCN dicampur dengan basa lemah, NH ₃ akan terbentuk garam NH ₄ CN. HCN terionisasi sebagian dalam air membentuk H ⁺ dan CN ^- sedangkan NH ₃ dalam air terionisasi sebagian membentuk NH4+ dan OH-. Anion basa CN ^- dan kation asam NH ₄ ⁺ dapat terhidrolisis di dalam air.

NH ₄ CN _(aq) → NH ₄ ⁺ _(aq) + CN ^- _(aq)

NH ₄ ⁺ _(aq) + H ₂ O → NH _3(aq) + H ₃ O _(aq) ⁺

CN ^- _(aq) + H ₂ O _(e) → HCN _(aq) + OH ^- _(aq)

Sifat larutan bergantung pada kekuatan relatif asam dan basa penyusunnya (Ka dan Kb)

- Jika Ka < Kb (asam lebih lemah dari pada basa) maka anion akan terhidrolisis lebih banyak dan larutan bersifat basa.

- jika Ka > Kb (asam lebih kuat dari pada basa) maka kation akan terhidrolisis lebih banyak dalam larutan bersifat asam.

- Jika Ka = Kb (asam sama lemahnya dengan basa) maka larutan bersifat netral.

Reaksi asam dan basa menghasilkan garam. Asam terdiri dari asam kuat dan asam lemah. Demikian juga basa, ada yang termasuk ke dalam basa kuat ada juga yang merupakan basa lemah.

Tabel 1.Beberapa contoh larutan asam kuat

Tabel 2. Larutan basa kua

Ada berapa jenis garam berdasarkan komponen asam basa pembentuknya?

Garam terdiri dari empat jenis, yang terbagi berdasarkan komponen asam basa pembentuknya

1. Garam dari asam kuat dan basa kuat

Garam yang berasal dari asam kuat dan basa kuat tidak mengalami hidrolisis dan bersifat netral.

Di dalam air garam ini mengalami ionisasi sempurna menjadi anion dan kation.

Contoh : Garam NaCl

Di dalam air, NaCl terion sempurna membentuk ion Na⁺ dan Cl^-
NaCl(aq) Na⁺(aq) + Cl^-(aq)
Ion Na⁺ berasal dari asam kuat dan ion Cl^- berasal dari basa kuat sehingga keduanya tidak bereaksi dengan air.
Na⁺(aq) + H₂O(l) (tidak ada reaksi)
Cl-(aq) + H₂O(l) (tidak ada reaksi)

2 Garam yang berasal 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.
Dalam air, NH₄Cl. terionisasi sempurna membentuk ion Cl^-dan NH₄⁺

NH₄Cl NH₄⁺ + Cl^-

Kation (NH₄⁺) dari basa lemah akan terhidrolisis, sedangkan anion (Cl^-) yang berasal dari asam kuat, tidak bereaksi dengan air (tidak terhidrolisis) sehingga terjadi hidrolisis parsial.
Persamaan reaksi:

Reaksi HIdrolisis

NH₄⁺(aq) + H₂O(aq) NH₃(aq) + H₃O⁺(aq)

Na⁺(aq) + H₂O(l) (tidak ada reaksi)

Hidrolisis menghasilkan ion H₃O⁺sehingga larutan bersifat asam (pH<7). Jika diuji keasamannya dengan menggunakan kertas lakmus biru , maka warna kertas akan berubah menjadi merah.

Penentuan pH

Bagaimana menghitung pH larutan garam yang bersifat Asam?

Contoh larutan garam yang bersifat asam adalah NH₄Cl, NH₄Br, Al₂(SO₄)₃.

Perhatikan reaksi hidrolisis berikut ini!

NH₄⁺(aq) +H₂O(l) NH₄OH(aq) + H⁺(aq)

Reaksi hidrolisis merupakan reaksi kesetimbangan. Meskipun hanya sedikit dari garam yang mengalami reaksi hidrolisis, tapi cukup untuk mengubah pH larutan. Tetapan kesetimbangan dari reaksi hidrolisis disebut tetapan hidrolisis dan dilambangkan dengan K_h.

K_h= [NH₄OH][H⁺] /[NH₄⁺]

H₂O diabaikan karena H₂O adalah konstan. NH₄OH selalu sama dengan [ H⁺] sehingga

K_h = K_W/K_b

Maka Untuk hidrolisis garam yang bersifat asam berlaku hubungan:

2 Garam yang berasal 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.
Dalam air, NH₄Cl. terionisasi sempurna membentuk ion Cl^-dan NH₄⁺

NH₄Cl NH₄⁺ + Cl^-

Kation (NH₄⁺) dari basa lemah akan terhidrolisis, sedangkan anion (Cl^-) yang berasal dari asam kuat, tidak bereaksi dengan air (tidak terhidrolisis) sehingga terjadi hidrolisis parsial.
Persamaan reaksi:

Reaksi HIdrolisis

NH₄⁺(aq) + H₂O(aq) NH₃(aq) + H₃O⁺(aq)

Na⁺(aq) + H₂O(l) (tidak ada reaksi)

Hidrolisis menghasilkan ion H₃O⁺sehingga larutan bersifat asam (pH<7). Jika diuji keasamannya dengan menggunakan kertas lakmus biru , maka warna kertas akan berubah menjadi merah.

Penentuan pH

Bagaimana menghitung pH larutan garam yang bersifat Asam?

Contoh larutan garam yang bersifat asam adalah NH₄Cl, NH₄Br, Al₂(SO₄)₃.

Perhatikan reaksi hidrolisis berikut ini!

NH₄⁺(aq) +H₂O(l) NH₄OH(aq) + H⁺(aq)

Reaksi hidrolisis merupakan reaksi kesetimbangan. Meskipun hanya sedikit dari garam yang mengalami reaksi hidrolisis, tapi cukup untuk mengubah pH larutan. Tetapan kesetimbangan dari reaksi hidrolisis disebut tetapan hidrolisis dan dilambangkan dengan K_h.

K_h= [NH₄OH][H⁺] /[NH₄⁺]

H₂O diabaikan karena H₂O adalah konstan. NH₄OH selalu sama dengan [ H⁺] sehingga

K_h = K_W/K_b

Maka Untuk hidrolisis garam yang bersifat asam berlaku hubungan:

. Garam yang berasal dari Asam lemah dan Basa Kuat

 

Garam yang terbentuk dari asam lemah dan basa kuat mengalami hidrolisis parsial dan bersifat asam .

Garam ini terionisasi dalam air menghasilkan ion-ion. Kation berasal dari basa kuat dan Anion berasal dari asam lemah. Contoh: CH₃COONa, NaF, CH₃COOK, HCOOK

Contoh : garam CH₃COOBa

Dalam air, CH₃COONa terionisasi sempurna membentuk ion CH₃COO^-dan Ba⁺

CH₃COOBa CH₃COO^-(aq) + Ba⁺(aq)

Perhatikan reaksi hidrolisis yang terjadi pada garam diatas!

CH₃COO^- + H₂O CH₃COOH + OH^-

Ba⁺(aq) + H₂O(l) (tidak ada reaksi)

Adanya ion OH^-dalam hasil reaksi menunjukkan bahwa larutan garam di atas bersifat basa.

Ion Ba⁺ yang berasal dari basa kuat tidak bereaksi dengan air, artinya tidak mengalami hidrolisis.

Penentuan pH

Bagaimana menghitung pH larutan garam yang bersifat Basa?

Perhatikan reaksi hidrolisis CH₃COO- dari garam CH₃COOBa berikut!

CH₃COO^- + H₂O CH₃COOH + OH^-

Konstanta kesetimbangan reaksi hidrolisis disebut konstanta hidrolisis yang dinotasikan dengan K_h

Oleh karena [CH₃COOH] selalu sama dengan [OH^-], maka

[OH^-]² = K_h x CH₃COO^-

CH₃COO^-= C_g

 Selanjutnya, harga tetapan hidrolisis Kh dapat dikaitkan dengan tetapan ionisasi asam lemah Ka dan tetapan kesetimbangan air Kw

4. Garam dari asam lemah dan basa lemah

Garam yang berasal dari asam lemah dan basa lemah mengalami hidrolisis sempurna

Garam ini terionisasi dalam air menghasilkan ion-ion. Kation dan Anion keduanya berasal dari asam lemah dan basa lemah. Kedua ion tersebut mengalami hidrolisis sempurna. Garam yang termasuk jenis ini antara lain:CH₃COONH₄, (NH₄)₂CO₃.

Contoh

CH₃COONH₄ dalam air akan terionisasi sebagai berikut:

CH₃COONH₄ CH₃COO^- + NH₄⁺

Perhatikan reaksi hidrolisis yang terjadi pada garam CH₃COONH₄!

CH₃COO^- + H₂O CH₃COOH + OH^-

NH₄⁺(aq) + H₂O(aq) NH₃(aq) + H₃O⁺(aq)

Pada hasil reaksi terdapat ion OH^- dan H⁺. Jadi garam ini mungkin bersifat basa, asam, atau netral.

Konsentrasi ion OH^- dan H⁺ bergantung pada harga K_a (konstanta ionisasi asam lemah) dan K_b (konstanta ionisasi basa lemah).

Bagaimana hubungan antara K_adan K_b?

1. Jika harga K_a > K_b, berarti konsentrasi ion H⁺ lebih banyak dari ion OH^- sehingga garam bersifat asam.

2.Jika harga K_a < K_b, berarti konsentrasi ion H⁺ lebih sedikit dari ion OH^- sehingga garam bersifat basa.

3. Jika harga K_a= K_b, berarti konsentrasi ion H⁺ sama dengani ion OH^- sehingga garam bersifat netral.

Penentuan pH

Bagaimana menghitung pH larutan garam ini?

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 hargaK_h.

Titrasi Asam Basa

Titrasi merupakan suatu metoda untuk menentukan kadar suatu zat dengan menggunakan zat lain yang sudah dikethaui konsentrasinya. Titrasi biasanya dibedakan berdasarkan jenis reaksi yang terlibat di dalam proses titrasi, sebagai contoh bila melibatan reaksi asam basa maka disebut sebagai titrasi asam basa, titrasi redox untuk titrasi yang melibatkan reaksi reduksi oksidasi, titrasi kompleksometri untuk titrasi yang melibatan pembentukan reaksi kompleks dan lain sebagainya. (disini hanya dibahas tentang titrasi asam basa)

Zat yang akan ditentukan kadarnya disebut sebagai “titrant” dan biasanya diletakan di dalam Erlenmeyer, sedangkan zat yang telah diketahui konsentrasinya disebut sebagai “titer” dan biasanya diletakkan di dalam “buret”. Baik titer maupun titrant biasanya berupa larutan.

Prinsip Titrasi Asam basa

Titrasi asam basa melibatkan asam maupun basa sebagai titer ataupun titrant. Titrasi asam basa berdasarkan reaksi penetralan. Kadar larutan asam ditentukan dengan menggunakan larutan basa dan sebaliknya.

Titrant ditambahkan titer sedikit demi sedikit sampai mencapai keadaan ekuivalen ( artinya secara stoikiometri titrant dan titer tepat habis bereaksi). Keadaan ini disebut sebagai “titik ekuivalen”.

Pada saat titik ekuivalent ini maka proses titrasi dihentikan, kemudian kita mencatat volume titer yang diperlukan untuk mencapai keadaan tersebut. Dengan menggunakan data volume titrant, volume dan konsentrasi titer maka kita bisa menghitung kadar titrant.

Cara Mengetahui Titik Ekuivalen

Ada dua cara umum untuk menentukan titik ekuivalen pada titrasi asam basa.

1. Memakai pH meter untuk memonitor perubahan pH selama titrasi dilakukan, kemudian membuat plot antara pH dengan volume titrant untuk memperoleh kurva titrasi. Titik tengah dari kurva titrasi tersebut adalah “titik ekuivalent”.

2. Memakai indicator asam basa. Indikator ditambahkan pada titrant sebelum proses titrasi dilakukan. Indikator ini akan berubah warna ketika titik ekuivalen terjadi, pada saat inilah titrasi kita hentikan.

Pada umumnya cara kedua dipilih disebabkan kemudahan pengamatan, tidak diperlukan alat tambahan, dan sangat praktis.

Indikator yang dipakai dalam titrasi asam basa adalah indicator yang perbahan warnanya dipengaruhi oleh pH. Penambahan indicator diusahakan sesedikit mungkin dan umumnya adalah dua hingga tiga tetes.

Untuk memperoleh ketepatan hasil titrasi maka titik akhir titrasi dipilih sedekat mungkin dengan titik equivalent, hal ini dapat dilakukan dengan memilih indicator yang tepat dan sesuai dengan titrasi yang akan dilakukan.

Keadaan dimana titrasi dihentikan dengan cara melihat perubahan warna indicator disebut sebagai “titik akhir titrasi”.

Rumus Umum Titrasi

Pada saat titik ekuivalen maka mol-ekuivalent asam akan sama dengan mol-ekuivalent basa, maka hal ini dapat kita tulis sebagai berikut:

mol-ekuivalen asam = mol-ekuivalen basa

Mol-ekuivalen diperoleh dari hasil perkalian antara Normalitas dengan volume maka rumus diatas dapat kita tulis sebagai:

NxV asam = NxV basa

Normalitas diperoleh dari hasil perkalian antara molaritas (M) dengan jumlah ion H+ pada asam atau jumlah ion OH pada basa, sehingga rumus diatas menjadi:

nxMxV asam = nxVxM basa

keterangan :
N = Normalitas
V = Volume
M = Molaritas
n = jumlah ion H+ (pada asam) atau OH – (pada basa)
Anda bisa menggunakan rumus diatas bila anda menhadapi soal-soal yang melibatkan titrasi.

Definisi Hasil Kali Kelarutan / Solubility product Constant (Ksp)

Sebagai contoh kita ambil CuBr (Tembaga (I) Bromida). Kelarutan CuBr dalam 1 liter adalah 0,0287 gr pada 25 C. Kita timbang CuBr sebanyak 0,0287 gr dan kemudian kita masukan ke dalam 1 L air. *Pada saat awal CuBr di masukan ke dalam air, maka kation Cu+ dan anion Br- belum terbentuk, dan dengan berlangsungnya proses pelarutan maka konsentrasi kedua ion tersebut akan meningkat. Proses disosiasi CuBr menjadi ion-ionnya dapat ditulis sebagai berikut:

CuBr (s) -> Cu⁺(aq) + Br^-(aq)

Jumlah kation dan anion akan semakin meningkat sampai mencapai jumlah maksimum pada saat semua CuBr terlarut. Pada keadaan ini dimungkinkan ion Cu+ dan F- bisa bertumbukan satu sama lain membentuk CuBr.

Cu⁺ (aq) + Br^-(aq) -> CuBr (s)

Sehingga dalam keadaan ini dua proses akan salaing berkompetisi yaitu reaksi disosiasi dan kebalikannya, pada saat inilah keseimbangan dinamis tercapai dan reaksinya dapat kita tulis sebagai:

CuBr (s) <-> Cu⁺ (aq) + Br^-(aq)

Kita dapat menulis persamaan konstanta kesetimbangan pada reaksi diatas sebagai :

K = [Cu+][Br-] / [CuBr]

Perlu diingat bahwa CuBr adalah zat padat murni dan diangagap konsentrasinya adalah 1 maka persamaan diatas ditulis sebagai:

K = [Cu+][Br-]

atau biasa ditulis

Ksp = [Cu+][Br-]

Ksp disebut sebagai Konstanta hasil kali kelarutan atau biasanya disebut sabagai Hasil Kali Kelarutan. Jadi yang dimaksud dengan Hasil Kali Kelarutan adalah “ konstanta kesetimbangan zat ( garam atau basa) yang kelarutannya kecil di dalam air”

Kelarutan dan Hasil Kali Kelarutan Apa Bedanya?

Masih bingung dengan definisi kelarutan dan hasil kali kelarutan? Agar lebih jelas maka perhatikan perbedaan di antara keduanya di bawah ini.

Kelarutan

• Menunjukan posisi kesetimbangan suatu zat dalam larutan
• Pada suhu tertentu nilainya bervariasi tergantung dari jumlah pelarut, dan ada tidaknya ion sejenis di dalam larutan.

Hasil kali kelarutan

• Hasil kali kelarutan adalah suatu konstanta kesetimbangan
• Nilainya tetap pada suhu tertentu, atau dapat dikatakan memiliki satu nilai pada satu temperature.
• Tidak dipengaruhi oleh jumlah pelarut dan jumlah ion senama yang terdapat di dalam larutan.

Mengerti konsep kelarutan dan hasil kali kelarutan sangat menbantu kita untuk memahami dan menyelesaikan soal-soal yang berhubungan dengan kelarutan

Bagaimanakah Hubungan Antara Kelarutan (s) dan Hasil kali kelarutan (Ksp)?

Apr 19, 2008 by indigoMorie

Untuk mengitung Ksp kita memerlukan data kelarutan (s) dan sebaliknya. Rumus untuk menentukan Ksp tergantung dari jenis zat, disini saya akan membagi beberapa kelompok zat berdasarkan AB, A2B, dan A2B3. Sebenarnya anda tidak perlu menghafal rumus sumus ini akan tetapai yang harus anda pahamai adalah bagaimana kita menguraikan zat-zat tersebut.

1. Zat bertipe AB
Contoh senyawaan yang tergolong ini adalah AgCl, CuBr, CaCO₃, BaSO4. Sebagai contoh AgCl, dalam keadaan larutan jenuh konsentrasi AgCl adalah s, maka konsentrasi ion Ag+ dan Cl- adalah:

AgCl(s) -> Ag+(aq) + Cl-(aq)
s ——–s ———-s

dengan demikian nilai Ksp AgCl dapat dikaitkan dengan harga kelarutan (s) adalah

Ksp AgCl = [Ag+][Cl-]
Ksp AgCl = s.s
Ksp AgCl = s²

2. Zat bertipe A₂ Batau AB₂
Contoh zat ini adalah Ag₂ CrO₄, CuI₂, MgF₂, Ba(OH) ₂, PbCl₂ dll

MgF2(s) <-> Mg2+(aq) + 2F-(aq)
s ———–s ———2s

Ksp MgF2 = [Mg2+][F-]²
Ksp MgF2 = s. (2s) ²
Ksp MgF2 = s. 4s²
Ksp MgF2 = 4s³

3. zat bertipe A₂ B₃ atau A₃ B₂
Contoh zat ini adalah Ca₃(PO4)₂, Co₂S₃ , Fe2S₃ dll

Ca₃(PO4)₂ (s) <-> 3Ca²⁺ (aq) + 2PO^3- (aq)
s ———-3s ———–2s

Ksp Ca₃(PO4)₂ = [Ca²⁺] ³[PO^3- ]²
Ksp Ca₃(PO4)₂ = (3s)³ . (2s)²
Ksp Ca₃(PO4)₂ = 9s3 . 4s2
Ksp Ca₃(PO4)₂ = 36s⁵

4. Zat bertipe AB₃ atau A₃ B
Contoh Fe(OH) ₃ , Cr(OH) ₃ , Al(OH) ₃ , Co(OH) ₃ dll

Co(OH) ₃ (s) <-> Co3+ (aq) + 3OH- (aq)
s———— s ———-3s

Ksp Co(OH) ₃ = [Co][OH-]³
Ksp Co(OH) ₃ = s . (3s) ³
Ksp Co(OH) ₃ = s. 27s³
Ksp Co(OH) ₃ = 27s⁴

Setelah anda lihat rumus-rumus diatas dapat ditarik kesimpulan bahwa rumus Ksp sangat bergantung pada jenis zat, dan secara mudah dapat kita tulis bila kita mengetahui cara menguraikan zat tersebut dan kemudian menuliskan persamaan kesetimbanganny

Menentukan Konsentrasi Ion Sulfat Maksimum Yang Harus Ditambahkkan Ke Dalam Larutan BaI2 Agar Larutan Menjadi Tepat Jenuh

May 30, 2008 by indigoMorie

Misalkan saja kita punya larutan Barium Iodida (BaI₂) sebanyak 1 L di dalam beaker glass. Larutan tersebut kemudian kita tambahkan setetes demi setetes larutan MgSO₄ (Magnesium sulfat). Pada awal penambahan larutan magnesium sulfat, endapan BaSO₄ belumlah terbentuk. Pada keadaan seperti ini kondisi larutan dikatakan “belum jenuh” akan tetapi dengan berlangsungnya penambahan larutan magnesium sulfat yang semakin banyak maka larutan mulai menuju pada keadaan yang disebut sebagai “tepat jenuh”. Pada kondisi seperti ini konsentrasi BaSO₄ di dalam larutan adalah maksimum, dimana apabila ditambahkan larutan magnesium sulfat sedikit saja maka endapan BaSO₄ akan mulai terbentuk dan mengendap di dasar beaker glass. Kondisi yang demikian disebut sebagai larutan lewat jenuh. Jadi urutan terbentuknya endapan adalah melalui proses sebagai berikut: larutan belum jenuh – larutan tepat jenuh (larutan jenuh) – larutan lewat jenuh.

Perhatikan contoh berikut:
Berapa gram MgSO₄ yang dapat ditambahkan pada 13,0 mL BaI₂ 3.70 x 10^-2 M agar di dapat kondisi BaSO₄ tepat akan mengendap? (Ksp BaSO₄ 1.1 x 10^-10 )
Perlu di ingat bahwa kondisi larutan yang tepat akan mengendap adalah larutan pada keadaan tepat jenuh. Reaksi pengendapan BaSO₄ adalah sebagai berikut
Ba²⁺ + SO₄^-2 -> BaSO₄
Ksp BaSO₄ didefinisikan sebagai,
Ksp = [Ba²⁺][SO₄^-2]

Konsentrasi Ba²⁺ sudah dikethaui sebesar 3.70 x 10^-2 M, dengan mensubstitusi nilai tersebut ke persamaan Ksp diatas diperoleh,

1.1 x 10^-10 = (3.70 x 10^-2 M) x [SO₄^-2]
[SO₄^-2] =2.97 x 10^-9 M

Jadi konsentrasi ion sulfat yang dibutuhkan untuk mencapai keadaan tepat jenuh adalah 2.97 x 10^-9 M, yang dapat diartikan diperlukan 2.97 x 10^-9 mol sulfat untuk tiap liternya. Padahal larutan yang kita miliki adalah sebanyak 13 mL. Oleh sebab itu mol sulfat yang diperlukan untuk 13 mL adalah

mol sulfat = 13/1000 x 2.97 x 10^-9
mol sulfat = 3.861 x 10^-11
Reaksi ionisasi MgSO4 adalah :
MgSO₄ -> SO₄^-2 + Mg²⁺

dari reaksi diatas dapat dilihat bahwa perbandingan mol MgSO₄ : SO₄^-2 = 1 : 1 , sehingga mol MgSO₄ adalah juga 3.861 x 10^-11. Untuk merubah menjadi gram tinggal dikalikan dengan massa molarnya saja.

mass MgSO₄ = mol x Mr = 3.861 x 10^-11 x 120.415 g/mol
mass MgSO₄ = 4.65^-9 gram

Bagaimanakah Keberadaan Ion Senama (Sejenis) Mempengaruhi Kelarutan Suatau Zat

Apr 19, 2008 by indigoMorie

Agar anda dapat memahami pengaruh ion sejenis dalam kelarutan suatu zat maka perhatikan ilustrasi berikut: Apabila anda mempunyai sebuah keranjang dan beberapa bola sebagai berikut:

Kemudian anda akan mengisi keranjang tersebut dengan bola merah hingga keranjang tersebut penuh berisi bola, dan ternyata untuk memenuhi keranjang tersebut diperlukan 8 buah bola merah
Artinya dapat dikatakan bahwa kapasitas keranjang dalam keadaan kosong dapat terisi oleh 8 buah bola merah. Bagaimana apabila keadaan awalnya keranjang tersebut tidak kosong melainkan sudah terdapat 4 buah bola merah di dalamnya? Tentu saja dari kapasitas keranjang kita yang telah kita ketahui maka kita hanya dapat memasukan 4 bola merah lagi ke dalam keranjang tersebut.

+

=

Apa artinya? Apabila di dalam keranjang sudah terdapat 4 bola merah maka bola merah yang bisa diisikan ke dalam keranjang adalah 4 buah lagi sesuai dengan kapasitas keranjang yang hanya muat 8 buah bola merah.

Disinlah konsep ion sejenis dalam kelarutan suatu zat dapat lebih mudah dipahami. Apabila di kelarutan AgOH didalam air adalah x M, maka kelarutannya dalam larutan NaOH atau larutan AgNO3 tidak akan sebesar x M akan tetapi akan lebih kecil disbanding x M mengingat adanya ion sejenis yaitu OH- dan Ag+.

Jadi adannya ion sejenis di dalam larutan akan memperkecil kelarutan suatu zat tersebut