Friday, April 12, 2013

ASAM DAN BASA

Asam adalah zat yang dalam air melepakan ion H+, sedangkan basa adalah zat yang dalam air melepaskan ion OH–. Jadi pembawa sifat asam adalah ion H+, sedangkan pembawa sifat basa adalah ion OH–.Jumlah ion H+ yang dapat dihasilkan oleh 1 molekul asam disebut valensi asam, sedangkan ion negatif yang terbentuk dari asam setelah melepaskan ion H+ disebut ion sisa asam.
Persamaan ionisasi air dapat ditulis sebagai:
H2O(l) ←⎯⎯⎯⎯→ H+(aq) + OH–(aq)
Konsentrasi H2O yang terionisasi menjadi H+ dan OH– sangat kecil dibandingkan dengan konsentrasi H2O mula-mula, sehingga konsentrasi H2O dapat dianggap tetap, maka harga K[H2O] juga tetap, yang disebut tetapan kesetimbangan air atau ditulis Kw.
Jadi kw =[H+][OH-]
Pada suhu 25 °C, Kw yang didapat dari percobaan adalah 1,0 × 10–14.
Harga Kw ini tergantung pada suhu, tetapi untuk percobaan yang suhunya tidak terlalu menyimpang jauh dari 25 °C, harga Kw itu dapat dianggap tetap.
Kekuatan asam dipengaruhi oleh banyaknya ion – ion H+ yang dihasilkan
oleh senyawa asam dalam larutannya. Berdasarkan banyak sedikitnya ion H+
yang dihasilkan, larutan asam dibedakan menjadi dua macam sebagai berikut.

1. Asam Kuat
Asam kuat yaitu senyawa asam yang dalam larutannya terion seluruhnya
menjadi ion-ionnya. Reaksi ionisasi asam kuat merupakan reaksi
berkesudahan. Secara umum, ionisasi asam kuat dirumuskan sebagai berikut.
HA(aq) ⎯⎯→ H+(aq) + A–(aq)
2. Asam Lemah
Asam lemah yaitu senyawa asam yang dalam larutannya hanya sedikit
terionisasi menjadi ion-ionnya. Reaksi ionisasi asam lemah merupakan reaksi
kesetimbangan.
Secara umum, ionisasi asam lemah valensi satu dapat dirumuskan
sebagai berikut.
HA(aq) ←⎯⎯⎯⎯→ H+(aq) + A–(aq)

Makin kuat asam maka reaksi kesetimbangan asam makin condong ke
kanan, akibatnya Ka bertambah besar. Oleh karena itu, harga Ka merupakan
ukuran kekuatan asam, makin besar Ka makin kuat asam.
Berdasarkan persamaan di atas, karena pada asam lemah [H+] = [A–],
Kekuatan basa dipengaruhi oleh banyaknya ion – ion OH– yang dihasilkan oleh senyawa basa dalam larutannya.
Berdasarkan banyak sedikitnya ion OH yang dihasilkan, larutan basa juga dibedakan menjadi dua macam sebagai berikut.
1. Basa Kuat
Basa kuat yaitu senyawa basa yang dalam larutannya terion seluruhnya menjadi ion-ionnya. Reaksi ionisasi basa kuat merupakan reaksi berkesudahan.
2. Basa Lemah
Basa lemah yaitu senyawa basa yang dalam larutannya hanya sedikit terionisasi menjadi ion-ionnya.
Reaksi ionisasi basa lemah juga merupakan reaksi kesetimbangan.
Makin kuat basa maka reaksi kesetimbangan basa makin condong ke kanan, akibatnya Kb bertambah besar.
Oleh karena itu, harga Kb merupakan ukuran kekuatan basa, makin besar Kb makin kuat basa
Untuk menyatakan tingkat atau derajat keasaman suatu larutan, pada tahun 1910, seorang ahli dari Denmark, Soren Lautiz Sorensen memperkenalkan suatu bilangan yang sederhana.
Bilangan ini diperoleh dari hasil logaritma konsentrasi H+.
Bilangan ini kita kenal dengan skala pH.
a. Larutan bersifat netral jika [H+] = [OH–] atau pH = pOH = 7.
b. Larutan bersifat asam jika [H+] > [OH–] atau pH < 7.
c. Larutan bersifat basa jika [H+] < [OH–] atau pH > 7.

Karena pH dan konsentrasi ion H+ dihubungkan dengan tanda negatif, maka makin besar konsentrasi ion H+ makin kecil pH, dan karena bilangan dasar logaritma adalah 10, maka larutan yang nilai pH-nya berbeda sebesar dan mempunyai perbedaan ion H+ sebesar 10n.
ASAM BASA
Asam : pengionan dalam air melepaskan ion H+
contoh: HCl, H2SO4, H2CO3, H3PO4,HCN, HNO3
HCl + H2O à H+ + Cl- + H2O
Basa : pengionan dalam air melepaskan ion OH-
contoh: NaOH, KOH, Ba(OH)2, Ca(OH)2
NaOH + H2O à Na+ + OH- + H2O
Reaksi asam basa : Reaksi penetralan
• Penggabungan ion H+ dan OH- membentuk air
• Kation yang terikat pada OH- dan anion yang terikat pada H+ membentuk senyawa ionik (garam)
HCl + NaOH à NaCl + H2O
Asam Basa Garam Air
2.Teori Bronsted Lowry (oleh Bronsted dan Lowry)
Dasar teori: pertukaran proton (H+)
• Asam: sebagai donor (pemberi) proton
• Basa: sebagai akseptor (penerima) proton
Amfiprotik/ Amfoter: bisa bersifat asam atau basa
Contoh : H2O, NH3, HCH3COO, H2PO4-
HCl + H2O à H3O+ + Cl-
Asam basa
H2O + NH3 à NH4+ + OH-
Asam basa
Reaksi asam basa :
• Reaksi perpindahan proton dari asam ke basa
• Membentuk asam dan basa konjugasi
ü Asam kuat: basa konjugasi lemah
ü Basa kuat: asam konjugasi lemah
HCl + H2O à H3O+ + Cl-
Asam1 basa1 asam2 basa2
-Asam konjugasi memiliki atom H lebih banyak daripada basa konjugasinya
-Basa konjugasi memiliki muatan negatif lebih banyak daripada asam konjugasinya
H2PO4- à HPO42-
asam konjugasi basa konjugasi
note:
Semua asam basa Arrhenius adalah asam basa bronsted lowry
3.Teori Lewis (oleh Lewis)
Dasar teori : pemakaian pasangan elektron bebas
Asam : menerima pasangan elektron bebas
Ex: H+, kation logam (Fe3+, Al3+)
Senyawa melibatkan unsur gol.III biasanya asam lewis kuat (membentuk ikatan kovalen koordinasi)
Basa : memberikan pasangan elektron bebas
Ex: OH-, atom dan ion dari golongan V - VII (F-,Cl-)
Reaksi asam basa :
• Pemakaian bersama pasangan elektron (ex: pada ikatan kovalen koordinasi)
Ex: Reaksi BF3 (asam) dan NH3 (basa)
Reaksi pembentukan senyawa kompleks
note:
Semua asam basa Arrhenius adalah asam basa Lewis

Asam:
Ion H+ menyebabkan:
• Mengubah warna lakmus biru menjadi merah
• Memberi rasa asam
• Bereaksi dengan logam dan basa
Contoh asam dalam kehidupan sehari-hari:
ü Asam sitrat (pada jeruk dan anggur)
ü Asam asetat (cuka)
ü Asam askorbat (vitamin C)
ü Asam sulfat (air aki)
Basa:
• Memberi rasa pahit
Contoh basa dalam kehidupan sehari-hari:
ü Natrium bikarbonat (Soda kue)
ü Amonia (untuk pupuk)
ü Natrium hidroksida (pada pembersih oven)
Gabungan asam dan basa : memberi rasa asin

TETAPAN KESETIMBANGAN PENGIONAN ASAM BASA
Asam basa mengion dalam larutan dengan derajat pengionan yang berbeda
§ Asam kuat dan basa kuat : (mendekati 1)
Ex : asam kuat à H2SO4, HNO3, HCl, HClO4,HBr
Basa kuat à KOH, NaOH, Mg(OH)2,LiOH
§ Asam lemah dan basa lemah: (sgt jauh dari 1)
Ex : asam lemah à H2CO3,CH3COOH,HCN, H3PO4
Basa lemah à Fe(OH)3, NH4OH, Al(OH)3
o Tetapan kesetimbangan pengionan asam = Ka
Semakin tinggi Ka, semakin kuat asam
o Tetapan kesetimbangan pengionan basa = Kb
Semakin tinggi Kb, semakin kuat basa
o Tetapan Kesetimbangan autoionisasi air = Kw
Terjadi karena adanya sifat amfiprotik air
Asam Dan Basa Monovalen
valensi asam atau basa adalah satu
asam lemah monovalenàEx: asam asetat
CH3COOH à H+ + CH3COO-
basa lemah monovalenàEx: natrium hidroksida
NH4OH à NH4+ + OH-
Pasangan asam-basa konjugasi:
Asam makin lemah, basa konjugasinya makin kuat
è Ka x Kb = Kw
Asam Dan Basa Polivalen
valensi asam atau basa adalah lebih dari satu
Asam dan basa polivalen mengion secara bertahap dan tiap tahap memiliki nilai tetapan kesetimbangan sendiri.
Contoh: Asam sulfat
H2SO4 à H+ + HSO4-
HSO4- à H+ + SO42-

KONSENTRASI ION H+ DAN pH (derajat keasaman)
Asam/Basa Kuat:
à elektrolit kuat (mengion hampir sempurna dalam air)
pH dapat ditentukan langsung dari nilai konsentrasi (C) asam dan basa tersebut.
[H+]= C asam.valensi asam
[OH-]= C basa.valensi basa
Asam/Basa Lemah:
o Konsentrasi H+ dari asam dan OH- dari basa bergantung pada derajat ionisasi (α)dan tetapan ionisasi (Ka (asam) atau Kb (basa))
[H+] = √ Ka.C asam
[OH-]= √ Kb.C basa
pH = - log [H+]
pOH = - log [OH-]
pH + pOH = 14

No comments:

Post a Comment

Post a Comment