Kesetimbangan Asam Basa [PDF]

Citation preview

RANGKUMAN KESETIMBANGAN ASAM-BASA TPB - ITB



Asam dan basa adalah zat yang sering kita temukan dalam kehidupan sehari-hari. Oleh karena itu, mempelajari tentang sifat dari asam dan basa dapat dianggap sangat penting. Untuk lebih spesifiknya pada kali ini akan dibahas tentang kesetimbangan asam-basa.



Sejarah singkat perkembangan ilmu konsep asam basa.



Arhenius : Asam dalam air menghasilkan ion H+ Brownstet Lowry: Asam = donor proton, basa= akseptor proton (lebih umum, tidak hanya di air) Lewis: Asam adalah akseptor pasangan electron bebas , basa adalah donor pasangan electron bebas. (lebih umum lagi)



IONISASI AIR 𝐻2 𝑂(𝑎𝑞) + 𝐻2 𝑂(𝑎𝑞) ↔ 𝐻3 𝑂(+𝑎𝑞) + 𝑂𝐻(−𝑎𝑞) 𝐾𝑐 =



[𝐻3 𝑂+][𝑂𝐻 −] [𝐻2 𝑂]2



Reaksi di atasa dinamakan reaksi autoionisasi (dua molekul dari pelarut saling bereaksi satu sama lain). Perhatikan bahwa berat jenis air adalah 1gr/ml. Hal ini mengindikasikan apabila terdapat 1L air akan memiliki massa sebesar 1x10 3gr. Dari sini dapat diambil nilai konsentrasi dari H2O dalam 1L air, [𝐻2 𝑂] =



1.103 1 𝑚𝑜𝑙 𝐻2 𝑂 . = 55,6 18 1𝐿 𝐿



𝐾𝑐. [𝐻2 𝑂]2 = [𝐻3 𝑂]+[𝑂𝐻 ]− Misal Kw=Kc[H2O]2 𝐾𝑤 = [𝐻3 𝑂]+[𝑂𝐻 −]



Spesi [H3O+][OH-] merupakan hasil kali konsentrasi ion, sehingga Kw dinamakan konstanta hasil kali ion atau konstanta ionisasi atau disosiasi dari air. Pada keadaan standar nilai Kw ini adalah 1.10-14 Persamaan autoionisasi air sering dipermudah menjadi, 𝐻2 𝑂 ↔ [𝐻 +] + [𝑂𝐻 −] Sehingga nilai Kw dapat ditulis menjadi, 𝐾𝑤 = [𝐻 +][𝑂𝐻 −] Missal terdapat x mol H+ dalam 1 L larutan H2O , perhatikan bahwa OH- akan memiliki x mol juga dalam 1L larutan (koefisiennya sama dengan H+), sehingga , 𝐾𝑤 = 𝑥 . 𝑥 = 𝑥 2 1.10−14 = 𝑥 2 𝑥 = 10−7 Hal ini menunjukkan apabila dalam air murni konsentrasi ion H+ dan OH- akan sama yaitu 10-7 M. Apabila konsentrasi ion hydrogen sama dengan konsentrasi ion hidroksida, dikatakan bahwa larutannya netral . Asam adalah suatu zat yang membuat konsentrasi ion H+ lebih besar daripada konsentrasi OH-, basa adalah kebalikannya.



LARUTAN ASAM -BASA KUAT DAN LEMAH



https://www.scribd.com/doc/244580568/daftar-nama-asam-basa-kuat-dan-lemah-docx



Untuk basa , hidroksida logam golongan IA dan IIA adalah basa kuat Asam atau basa kuat artinya akan terionisasi sempurna dalam air, apabila tidak, akan dinamakan asam atau basa lemah.



KONSEP PH pH adalah power of hydrogen ini biasanya digunakan untuk mendeteksi tingkat keasaman atau kebasaan dari suatu larutan. pH Dapat dinotasikan sebagai, 𝒑𝑯 = 𝐥𝐨𝐠



𝟏 = − 𝐥𝐨𝐠[𝑯+ ] [𝑯+]



Dengan cara yang sama bisa kita ambil pOH 𝒑𝑶𝑯 = − 𝐥𝐨𝐠[𝑶𝑯− ] Misalkan terdapat sebuah larutan dengan konsentrasi ion hidrogennya adalah 10-3 M, maka pH-nya adalah, 𝑝𝐻 = − log[10−3 ] = −(−3)𝑙𝑜𝑔10 = 3 Perhatikan sebelumnya kita mengenal persamaan, 𝐾𝑤 = [𝐻 +][𝑂𝐻 −] Dengan melogaritmakan kedua ruas didapat, log 𝐾𝑤 = log[𝐻 +] + log[𝑂𝐻 −] −𝑙𝑜𝑔𝐾𝑤 = − log[𝐻 +] − log[𝑂𝐻 −] Perhatikan bahwa nilai Kw pada keadaan standar adalah 10 -14 − log[10−14 ] = − log[𝐻 +] − log[𝑂𝐻 −] 𝟏𝟒 = 𝒑𝑯 + 𝒑𝑶𝑯 Dalam larutan netral, [H+]=[OH-]=10-7M dan nilai dari pH=pOH, sehingga dalam larutan netral dapat dikatakan pH=7. Apabila pH < 7 maka disebut larutan tersebut asam, sedangkan apabila pH>7 larutan tersebut basa.



CONTOH SOAL: Berapa pH larutan HCl 0.0020 M ? 𝐻𝐶𝑙 →𝐻2 𝑂 𝐻 + + 𝐶𝑙 − [𝐻 +] = 0.002 𝑀 ( 𝐾𝑜𝑒𝑓𝑖𝑠𝑖𝑒𝑛 𝑠𝑎𝑚𝑎 𝑑𝑒𝑛𝑔𝑎𝑛 𝐻𝐶𝑙 ) 𝑝𝐻 = − log[𝐻 +] = − log[2.10−3 ] = 3 − 𝑙𝑜𝑔2 = 2.70 Berapa pH larutan NaOH 5.10-4 M pada suhu 25oC ? 𝑁𝑎𝑂𝐻 → 𝑁𝑎+ + 𝑂𝐻 − [𝑂𝐻 −] = [𝑁𝑎𝑂𝐻 ] = 5.10−4 𝑀



𝑝𝑂𝐻 = − log[𝑂𝐻 −] = − log[5.10−4 ] = 4 − 𝑙𝑜𝑔5 = 3.3 𝑝𝑂𝐻 + 𝑝𝐻 = 14 𝑝𝐻 = 14 − 𝑝𝑂𝐻 = 14 − 3.3 = 10.7 Suatu sample dari jus jeruk mempunyai pH = 3.8,hitung konsentrasi [H +] dan [OH-] ! 𝑝𝐻 = − log[𝐻 +] [𝐻 + ] = 10−𝑝𝐻 [𝑯+] = 𝟏𝟎−𝟑.𝟖 = 𝟏𝟎−𝟒 . 𝟏𝟎𝟎.𝟐 = 𝟏. 𝟔 . 𝟏𝟎−𝟒 𝑴 𝑝𝑂𝐻 = 14 − 𝑝𝐻 = 14 − 3.8 = 10.2 [𝑶𝑯− ] = 𝟏𝟎−𝒑𝑶𝑯 = 𝟏𝟎−𝟏𝟎.𝟐 = 𝟏𝟎−𝟏𝟏. 𝟏𝟎𝟎.𝟖 = 𝟔. 𝟑 . 𝟏𝟎−𝟏𝟏𝑴



SISTEM ASAM DAN BASA KONJUGASI DALAM LARUTAN AIR Dari teori Bronsted-Lowry, asam didefinisikan sebagai donor proton [H+] dan basa sebagai akseptor proton. Reaksi tanpa pelarut air: 𝐻𝐶𝑙(𝑎𝑠𝑎𝑚) + 𝑁𝐻3 (𝑏𝑎𝑠𝑎) → 𝑁𝐻4+ + 𝐶𝑙 − Reaksi dengan pelarut air: 𝐻𝐶𝑙 (𝑎𝑠𝑎𝑚) + 𝐻2 𝑂(𝑏𝑎𝑠𝑎) → 𝐻3 𝑂+ + 𝐶𝑙 − 𝑁𝐻4 𝑂𝐻(𝑏𝑎𝑠𝑎) + 𝐻2 𝑂 (𝑎𝑠𝑎𝑚) → 𝑁𝐻4 𝑂𝐻2+ + 𝑂𝐻 − Perhatikan bahwa air dapat bersifat sebagai basa atau asam , sifat ini disebut Amfoter Pada umumnya, zat amfoter memiliki preferensi menjadi asam apabila di dalam larutan basa kuat begitupula sebaliknya.



Contoh:



H2PO42- dan HSO4- karena dapat menerima proton dan dapat melepas proton. Yang netral lebih suka tetap menjadi netral. 𝐻2 𝑃𝑂42− + 𝐻2 𝑂 ↔ 𝐻𝑃𝑂43− + 𝐻3 𝑂+ (𝑑𝑎𝑙𝑎𝑚 𝑠𝑖𝑡𝑢𝑎𝑠𝑖 𝑎𝑠𝑎𝑚) 𝐻2 𝑃𝑂42− + 𝐻2 𝑂 ↔ 𝐻3 𝑃𝑂4− + 𝑂𝐻 − (𝑑𝑎𝑙𝑎𝑚 𝑠𝑖𝑡𝑢𝑎𝑠𝑖 𝑏𝑎𝑠𝑎) Cara yang sama untuk HSO4-



𝑯𝑪𝒍 (𝒂𝒔𝒂𝒎) + 𝑯𝟐 𝑶(𝒃𝒂𝒔𝒂) → 𝑯𝟑 𝑶+ + 𝑪𝒍− Asam 1



basa 1



asam 2



basa 2



Pasangan asam-basa konjugasi = asam 1 dengan basa 2 dan basa 1 dengan asam 2 Asam konjugasi = Asam yang terbentuk dari basa yang menerima proton (H 3O+) Basa konjugasi = basa yang terbentuk dari asam yang melepas proton (Cl -)



Pada asam kuat tidak terjadi kesetimbangan karena akan terionisasi secara sempurna. Pasti menghasilkan H3O+ . Asam H3O+ merupakan asam terkuat, sedangkan basa terkuat adalah OH-



CONTOH SOAL: 𝑁𝐻3 + 𝐻2 𝑂 → 𝑁𝐻4+ + 𝑂𝐻 − Asam 1 = H2O Basa 1 = NH3 Asam Konjugasi = NH4+ Basa Konjugasi = OHPerhatikan bahwa perbedaan proton selalu berbeda satu !



Yang perlu diperhatikan adalah bahwa asam tidak selalu molekul netral. Beberapa ion seperti HSO4- dan NH4+ merupakan asam 𝐻𝑆𝑂4− + 𝐻2 𝑂 → 𝑆𝑂42− + 𝐻3 𝑂+ 𝑁𝐻4+ + 𝐻2 𝑂 → 𝐻3 𝑂+ + 𝑁𝐻3



KEKUATAN ASAM DARI KEPERIODIKAN Ikatan semakin polar, kekuatan asam semakin tinggi. Semakin besar jari-jari, kekuatan asam semakin tinggi. Hal ini dikarenakan apabila polar semakin mudah melepas atom H sedangkan apabila jari-jari besar atom H lebih mudah lepas, jadi makin asam. Faktor yang sangat berpengaruh (lebih dominan) adalah jari-jari.



Asam okso , semakin polar atom pusat, semakin asam. Semakin banyak atom oksigen yang tidak mengikat hidrogen, semakin asam



Semakin tinggi biloks logam, semakin besar keasamannya



TETAPAN KESETIMBANGAN UNTUK ASAM DALAM AIR Untuk asam kuat, tidak perlu menuliskan persamaan kesetimbangannya karena akan terionisasi sempurna. Akan tetapi, asam lemah dan reaksinya dengan air akan membentuk kesetimbangan. 𝐻𝐶2 𝐻3 𝑂2 + 𝐻2 𝑂 ↔ 𝐻3 𝑂+ + 𝐶2 𝐻3 𝑂2− 𝐾𝑐 =



[𝐻3 𝑂+ ][𝐶2 𝐻3 𝑂2− ] [𝐻𝐶2 𝐻3 𝑂2 ][𝐻2 𝑂]



Perhatikan bahwa kosentrasi air dalam larutan konstan sehingga bisa disatukan dengan konstanta kesetimbangan membentuk suatu konstanta baru yang disebut Ka. Huruf a adalah suatu pernyataan bahwa tetapan kesetimbangan adalah untuk zat yang bersifat asam atau disebut konstanta ionisasi atau konstanta disosiasi untuk asam tersebut. 𝐾𝑐 [𝐻2 𝑂] = 𝐾𝑎 =



[𝐻3 𝑂+][𝐶2 𝐻3 𝑂2−] [𝐻𝐶2 𝐻3 𝑂2 ][𝐻2 𝑂]



Apabila disederhanakan, dengan menggunakan H+, 𝐻𝐶2 𝐻3 𝑂2 ↔ [𝐻 +][𝐶2 𝐻3 𝑂2− ] [𝐻 +][𝐶2 𝐻3 𝑂2−] 𝐾𝑎 = [𝐻𝐶2 𝐻3 𝑂2 ] Dalam air, semua asam akan bereaksi dengan cara yang sama, baik itu netral,anion,atau kation, sehingga didapat bentuk umum sebagai, 𝐻𝐴 + 𝐻2 𝑂 ↔ 𝐻3 𝑂+ + 𝐴− Sehingga tetapan kesetimbangannya adalah, 𝐾𝑐 =



[𝐻3 𝑂+][𝐴−] [𝐻𝐴][𝐻2 𝑂]



𝐾𝑎 =



[𝐻3 𝑂+ ][𝐴−] [𝐻𝐴]



Umumnya agar lebih mudah digunakan notasi seperti, 𝐻𝐴 ↔ 𝐻 + + 𝐴− Sehingga tetapan kesetimbangannya adalah, [𝐻 +][𝐴−] 𝐾𝑎 = [𝐻𝐴]



TETAPAN KESETIMBANGAN UNTUK BASA DALAM AIR Dengan cara yang sama dengan asam didapat bahwa apabila B sebagai simbol basa, maka, 𝐵 + 𝐻2 𝑂 ↔ 𝐻𝐵+ + 𝑂𝐻 − 𝐾𝐶 =



[𝐻𝐵+][𝑂𝐻 −] [𝐵][𝐻2 𝑜]



𝐾𝑏 =



[𝐻𝐵+ ][𝑂𝐻 −] [𝐵 ]



HUBUNGAN ANTARA KA DAN KB UNTUK PASANGAN ASAM DAN BASA KONJUGASI 𝑲𝒂 . 𝑲𝒃 = 𝑲𝒘 Ingat bahwa Kw=1.10-14



KEKUATAN RELATIF ASAM-BASA KONJUGASI Pada bab kesetimbangan diketahui bahwea semakin besar harga K untuk suatu reaksi, akan makin jauh reaksi berjalan untuk mencapai sempurna apabila terjadi kesetimbangan. Ini mengindikasikan semakin kuat asamnya, semakin beasr derajat ionisasinya. Jadi semakin besar Ka atau Kb makan akan semakin asam atau basa larutan tersebut. Perhatikan bahwa , 𝐾𝑎 . 𝐾𝑏 = 𝐾𝑤 Ingat bahwa nilai Kw cenderung konstan yaitu 1.10-14, ini artinya apabila Ka tinggi maka nilai Kb akan turun , begitu pula sebaliknya.



LATIHAN KESETIMBANGAN YANG MELIPUTI MOLEKULER ASAM-ASAM DAN BASA-BASA LEMAH 1. Seorang mahasiwa membuat larutan asam asetat 0.01 M dan mengukur pH nya adalah 2.88, cari nilai Ka ! 𝐻𝐶2 𝐻3 𝑂2 ↔ 𝐻 + + 𝐶2 𝐻3 𝑂2− [𝐻 +][𝐶2 𝐻3 𝑂2−] 𝐾𝑎 = [𝐻𝐶2 𝐻3 𝑂2 ] 𝑝𝐻 = 2.88 = − log[𝐻 +] [𝐻 + ] = 10−2.88 = 10−3 . 10−0.12 = 1.3 . 10−3 𝑀 Perhatikan bahwa koefisien dari H+ dan C2H3O2- sama sama satu, sehingga konsentrasinya akan sama



1.3 10−3 . 1.3 10−3 𝐾𝑎 = = 1,7.10−5 1.10−2 Hal ini sedikit berbeda dengan data yang pada tabel yaitu 1,8 . 10 -8. Hal ini dikarenakan pembulatan dari perhitungan, yaitu menganggap bahwa semua ion H + berasal dari asamnya (tidak ada dari air). 𝑃𝑒𝑟𝑠𝑒𝑛 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑠𝑖𝑎𝑠𝑖 =



𝑀𝑎𝑠𝑎𝑚 𝑎𝑡𝑎𝑢 𝑏𝑎𝑠𝑎 𝑡𝑒𝑟𝑑𝑖𝑠𝑜𝑠𝑖𝑎𝑠𝑖 𝑥100% 𝑀𝑎𝑠𝑎𝑚 𝑎𝑡𝑎𝑢 𝑏𝑎𝑠𝑎 𝑠𝑒𝑚𝑢𝑙𝑎



1.3 . 10−3 𝑃𝑒𝑟𝑠𝑒𝑛𝑡𝑎𝑠𝑒 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑠𝑖𝑎𝑠𝑖 = 𝑥 100% = 1.3% 0.01



2. Setelah dibuat larutan NH3 0.01 M, kemudian ditentukan bahwa NH3 mengalami disosiasi sebesar 4.2% , hitung Kb untuk NH3 ! Amonia dalam air akan terdisosiasi sebagai berikut, 𝑁𝐻3 + 𝐻2 𝑂 ↔ 𝑁𝐻4+ + 𝑂𝐻 − [𝑁𝐻4+][𝑂𝐻 −] 𝐾𝑏 = [𝑁𝐻3 ] 𝑃𝑒𝑟𝑠𝑒𝑛 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑠𝑖𝑎𝑠𝑖 =



𝑀𝑡𝑒𝑟𝑑𝑖𝑠𝑜𝑠𝑖𝑎𝑠𝑖 = 0.042 0.01



𝑀𝑡𝑒𝑟𝑑𝑖𝑠𝑜𝑠𝑖𝑎𝑠𝑖 = 0.042 . 0.01 = 4.2 . 10−4



Perhatikan bahwa Mterdisosiasi adalah konsentrasi milik NH4+ dan OH- (karena NH3 terdisosiasi menjadi NH4+ dan OH-). Oleh karena itu, sisa konsentrasi NH3 pada waktu setimbang adalah [𝑁𝐻3 ] = 10−2 − 4.2 . 10−4 = 0.958 . 10−2 Sehingga didapat nilai Kb sebagai, 𝐾𝑏 =



[𝑁𝐻4+][𝑂𝐻 −] 4,2 . 10−4 . 4,2 . 10−4 = = 1.8 . 10−5 [𝑁𝐻3 ] 0.958 . 10−2



3. Berapa konsentrasi dari semua zat yang ada pada larutan asam asetat apabila diketahui nilai Ka-nya adalah 1,8.10-5 dan konsentrasi awalnya 0.5 M 𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂𝐻 ↔ 𝐻 + + 𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂− M



0.5



-



-



R



-x



+x



+x



+x



+x



S



0.5-x 𝐾𝑎 =



[𝐻 +][𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂−] 𝑥2 = = 1.8 . 10−5 [𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂𝐻] 0.5 − 𝑥



Nilai x >Ka2. Hal ini terjadi karena semakin sulit melepas H+ dari spesi yang bermuatan negatif dibanding dengan netral.



LARUTAN GARAM DARI ASAM POLIPROTIK Sama halnya seperti asam monoprotik, anion dari asam poliprotik adalah basa lemah dan garam dari asam poliprotik pun akan menghasilkan larutan sedikit basa.Contohnya adalah Na2CO3. Ion karbonat merupakan suatu basa lemah yang akan bereaksi dengan air dalam 2 tingkat untuk membentuk asam karbonat H2CO3. Tingkat 1:



𝐶𝑂32− + 𝐻2 𝑂 ↔ 𝐻𝐶𝑂3− + 𝑂𝐻− 𝐾𝑏1



[𝐻𝐶𝑂3− ][𝑂𝐻− ] = [𝐶𝑂32− ]



Tingkat 2: 𝐻𝐶𝑂3− + 𝐻2 𝑂 ↔ 𝐻2 𝐶𝑂3 + 𝑂𝐻− 𝐾𝑏2



[𝐻2 𝐶𝑂3 ][𝑂𝐻− ] = [𝐻𝐶𝑂3− ]



Perhatikan bahwa tingkat pertama melibatkan CO32- yang merupakan basa konjugasi dari HCO3- ,sehingga untuk menghitung Kb1 harus dipakai Ka untuk HCO3- atau dengan kata lain Ka2 dari H2CO3 𝐾𝑤 10−14 = = = 1,8.10−4 −11 𝐾𝑎2 5,6 . 10



𝐾𝑏1



Demikian juga untuk menghitung Kb2 dari HCO3- harus dipakai Ka untuk H2CO3 yaitu Ka1 𝐾𝑏2



𝐾𝑤 10−14 = = = 2,3.10−8 −7 𝐾𝑎1 4,3 . 10



Perhatikan bahwa Kb2