Jumat, 14 Januari 2011

Asam dan Basa


A.Teori Asam Basa

1. Teori Asam Basa Arrhenius

                Pengertian asam dan basa yang modern mula-mula dikemukakan oleh Svante Arrhenius pada tahun 1887. Menurut Arrhenius, asam adalah zat yang bila dilarutkan dalam air akan mengalami ionisasi dengan membentuk ion hidrogen ( H+) sebagai satu-satunya ion positif. Sementara itu, basa didefinisikan sebagai zat yang bila dilarutkan dalam air akan mengalami ionisasi dengan membentuk ion-ion hidroksida (OH-) sebagai satu-satunya ion negatif.
               Dengan demikian, dapat dikatakan bahwa asam adalah senyawa yang mengandung ion hidrogen dengan satu atau lebih unsur lain dan basa merupakan senyawa yang mengandung ion hidroksida dengan satu atau lebih unsur lain.
a) Asam
      Berdasarkan banyaknya ion hidrogen yang dihasilkan maka larutan asam dapat dibagi menjadi asam monobasis dan asam polibasis
1) Asam monobasis (berbasa satu) adalah asam yang dalam larutan air akan menghasilkan satu ion hidrogen (H+).
Contohnya adalah:
HC1(aq)            ---------------------        H+(aq)         +               Cl (aq)
asam klorida                                ion hidrogen                ion klorida
CH30OOH(aq)   ----------------------      H+(aq)          +          CH30OO-(aq)
asam asetat                                 ion hidrogen                 ion asetat

2) Asam polibasis (berbasa banyak) adalah asam yang dalam larutan air menghasilkan lebih dari satu ion hidrogen (H+).
Contohnya adalah:
H2SO4(aq) ------------------------------       H+(aq)        +        HSO4 (aq)
asam sulfat                                   ion hidrogen           ion hidrogensulfat
HSO4(aq)  ------------------------------        H+(aq)        +        SO4(aq)
ion hidrogen                                     sulfat ion              hidrogen ion sulfat
Asam monobasis dan polibasis disebut juga asam monoprotik dan poliprotik. Dalam keadaan sebenarnya, ion hidrogen tidak dapat berdiri bebas. Dalam larutan air, ion hidrogen (H+) akan berikatan secara koordinasi dengan molekul air (H2O) menjadi ion hidronium (H3O+).
H+(aq)+ H2O(1)  ' H3O+(aq)
Dengan demikian, reaksi ionisasi dalam contoh tersebut di atas dituliskan sebagai berikut:
HC1(aq) + H2O(1)  --------------------------------    H30+(aq) + Cl-(aq)
CH3COOH(aq) + H2O(1) -----------------------    H30+(aq) + CH3COO-(aq)
H2SO4(aq) + 2H2O(1)  -------------------------    2H3O+(aq) + SO 24 (aq)



b) Basa
     Seperti halnya larutan asam, larutan basa juga dibagi menjadi basa monoasidik dan poliasidik. Pembagian ini menunjukkan sifat keasaman (hidroksitas) suatu basa.
1) Basa monoasidik yaitu basa yang dalam larutan air menghasilkan
NaOH(aq)  ----------------------------     Na+(aq) + OH (aq)
natrium hidroksida  ion natrium  ion hidroksida
NH4OH(aq) ---------------------------    NH 4 (aq)  +OH (aq)
amonium hidroksida                    ion amonium            ion hidroksida
2) Basa poliasidik yaitu basa yang dalam larutan air menghasilkan lebih dari satu ion hidroksida (OH-)
Contohnya adalah:
Ca(OH)2(aq) --------------------------- Ca2+(aq)  +2OH (aq)
kalsium hidroksida  ion kalsium ion hidroksida
Berdasarkan sifat-sifat ion di atas, maka reaksi antara ion H+ dan OH- dapat membentuk H2O. Proses ini disebut dengan netralisasi.
2.Teori asam basa Bronsted-Lowry
Asam adalah donor proton dan sebaliknya basa disebut sebagai aseptor proton
Kemudian teori ini lebih dikenal sebagai teori asam basa Bronsted-Lowry sebagai penghargaan bagi mereka berdua. Konsep asam basa Bronsted-Lowry tidak menentang konsep asam-basa Arrhenius akan tetapi bisa dikatakan sebagai perluasan dari konsep tersebut.
Ion hidroksida dalam konsep Arrhenius tetap menjadi basa dalam konsep Bronsted-Lowry disebabkan ion hidroksida dapat menerima H+ (aseptor proton) untuk membentuk H2O.
Contoh:
HCl dan HNO3 adalah asam Bronsted-Lowry disebabkan kedua spesies ini mampu memberikan ion H+ (proton H+) kepada air dengan reaksi sebagai berikut:
HCl(aq) + H2O(l) à H3O+(aq) + Cl-(aq)
HNO3(aq) + H2O
àH3O+(aq) + NO3-(aq)
NH3 dan ion OH- adalah basa menurut Bronsted-Lowry disebabkan kedua spesies ini adalah aseptor proton. NH3 dapat bereaksi dengan air untuk membentuk NH4+ dan OH- dapat bereaksi dengan H+ membentuk air.
NH3(g) + H2O(l) à NH4+(aq) + OH-(aq)
OH-(aq) + H+(aq)
à H2O(l)
Salah satu keunngulan teori asam-basa Bronsted-Lowry adalah konsep ini bisa menjelaskan mengenai sifat asam basa reaksi yang reversible. Contoh jenis reaksi ini adalah reaksi disosiasi asam lemah CH3COOH.
CH3COOH(aq) + H2O http://www.belajarkimia.com/images/anakpanahbolakbalik.JPGH3O+(aq) + CH3COO-(aq)
Sekarang perhatikan reaksi yang hanya berjalan ke kanan
CH3COOH(aq) + H2O(l) àH3O+(aq) + CH3COO-(aq)
  • CH3COOH adalah asam sebab spesies ini mendonorkan proton pada H2O
  • H2O adalah basa sebab spesies ini menerima proton dari CH3COOH
Sedangkan untuk reaksi kebalikkannya
H3O+(aq) + CH3COO-(aq) à CH3COOH(aq) + H2O(l)
  • H3O+ adalah asam sebab spesies ini mendonorkan proton pada CH3COO-
  • CH3COO- adalah basa sebab spesies ini menerima proton pada H3O+
Artinya reaksi reversible dari asam lemah diatas memiliki 2 asam dan 2 basa yang saling berpasangan yang kita sebut sebagai pasangan asam basa konjugasi Bronsted-Lowry.
http://www.belajarkimia.com/images/asambasaBL-1.PNG
Artinya CH3COOH adalah asam konjugasi dari CH3COO- atau CH3COO- adalah basa konjugasi dari CH3COOH. Keduanya berpasangan sehingga dinamakan asam basa konjugasi Bronsted-Lowry.
Cara mudah mengingat asam basa konjugasi Bronsted-Lowry adalah sebagai berikut:
Untuk membuat asam konjugasi Bronsted-Lowry maka tabahkan satu H+ pada spesies yang ditanyakan, sedangkan untuk membuat basa konjugasi dari Bronsted-Lowry maka tinggal ambil satu H+ dari spesies yang ditanyakan.
  • H2SO4 basa konjugasinya (tinggal ambil 1 H+) adalah HSO4-
  • HNO3 basa konjugasinya (tinggal ambil 1 H+) adalah NO3-
  • PO43- asam konjugasinya (tinggal tambah 1 H+) adalah HPO42-
  • Cl- asam konjugasinya (tinggal tambah 1 H+) HCl

3.Teori asam basa Lewis
Asam adalah zat yang dapat menerima pasangan elektron.Basa adalah zat yang dapat mendonorkan pasangan elektron.Semua zat yang didefinisikan sebagai asam dalam teori Arrhenius juga merupakan asam dalam kerangka teori Lewis karena proton adalah akseptor pasangan elektron . Dalam reaksi netralisasi proton membentuk ikatan koordinat dengan ion hidroksida.
Keuntungan utama teori asam basa Lewis terletak pada fakta bahwa beberapa reaksi yang tidak dianggap sebagai reaksi asam basa dalam kerangka teori Arrhenius dan Bronsted Lowry terbukti sebagai reaksi asam basa dalam teori Lewis. Sebagai contoh reakasi antara boron trifluorida BF3 dan ion fluorida F-.
Asam kuat apabila dilarutkan dalam air akan terionisai sempurna ( a =1). Sebagai contoh asam kuat antara lain :
HCl à H + + Cl -
HNO 3 à H + + NO 3 -
Begitu juga yang terjadi pada larutan basa kuat. Basa kuat jika dilarutkan dalam air akan mengalami ionisasi sempurna. Sebagai contoh basa kuat antara lain:
KOH à K + + OH -
Ba(OH) 2 à Ba 2+ + 2OH -
Tetapan ionisasi asam kuat dan basa kuat dalam air sama dengan 1 .
Asam lemah yaitu senyawa asam yang jika dilarutkan dalam air akan terionisassi sebagian (0< a <1).
Sebagai contoh asam lemah antara lain :
CH 3 COOH H + + CH 3 COO -
H 2 CO 3 2H + + CO 3 2-
Begitu juga yang terjadi pada larutan basa lemah. Basa lemah hanya terionisasi sebagian jika dilarutkan dalam air.
Sebagai contoh basa lemah antara lain:
NH 4 OH NH 4 + + OH -
Al(OH) 3 Al 3+ + 3OH -
Asam lemah HA dalam air akan terionisasi sebagian sebagai berikut:
HA H + + A -

1.Derajat Keasaman, pH

Kita terkadang menemukan zat yang rasanya sangat asam dan sedikit asam, atau menemukan zat asam yang kekuatan merusaknya besar dan ada yang hanya menimbulkan gatal di kulit saja. Berdasarkan kemampuan ionisasi dan kadar ion H+ , larutan asam dan basa terbagi dalam kelompok asam dan basa kuat, serta asam dan basa lemah. Kita memerlukan nilai tertentu untuk mengukur kekuatan asam atau basa tersebut, dan untuk saat ini kita menggunakan besaran pH, untuk menentukan derajat keasaman suatu larutan.
Hubungan Konsentrasi Asam dengan Harga pH
Larutan asam kuat terionisasi sempurna sehingga harga alfa-nya = 1. Untuk menentukan [H+] pada asam, perhatikan contoh soal berikut ini.
Contoh:
Berapa konsentrasi H+ dalam 500mL larutan HCl 0,1M?
http://gurumuda.com/bse/wp-content/uploads/2010/08/31-Derajat-keasaman-1.png
Larutan asam lemah mempunyai daya hantar listrik yang lemah karena jumlah ion-ionnya relatif sedikit. Reaksi ionisasi asam lemah merupakan reaksi kesetimbangan. Perhatikan reaksi kesetimbangan asam lemah HA :
http://gurumuda.com/bse/wp-content/uploads/2010/08/31-Derajat-Keasaman-2.png
adalah konstanta kesetimbangan asam.
http://gurumuda.com/bse/wp-content/uploads/2010/08/31-Derajat-Keasaman-3.png
Contoh:
http://gurumuda.com/bse/wp-content/uploads/2010/08/31-Derajat-Keasaman-4.png
http://gurumuda.com/bse/wp-content/uploads/2010/08/31-Derajat-Keasaman-5.png
Setiap asam lemah memiliki harga tetapan ionisasi asam (Ka). Harga Ka menyatakan ukuran kekuatan asam, makin besar harga makin banyak yang terionisasi (a makin besar) artinya asam tersebut makin kuat. Konsentrasi ion H+ dalam larutan dapat menunjukkan derajat keasaman suatu larutan dengan menyatakannya dalam bentuk pH. pH didefinisikan sebagai negatif logaritma dari konsentrasi ion H+.
http://gurumuda.com/bse/wp-content/uploads/2010/08/31-Derajat-Keasaman-6.png
Berapakah pH larutan asam ?
Ketika asam dilarutkan konsentrasi ion H+ akan meningkat, jika dalam larutan netral 1,0 x 10-7M, maka dalam larutan asam akan lebih besar dari 1,0 x 10-7M. Contoh larutan dengan [H+] = 1 x 10-6M akan bersifat asam. Maka nilai pHnya :
http://gurumuda.com/bse/wp-content/uploads/2010/08/31-Derajat-Keasaman-7.png
Untuk menghitung nilai pH, cara yang paling mudah adalah dengan menggunakan istilah mula-mula, yang berubah dan saat kesetimbangan :
Contoh
Tentukan pH asam bromida (HBr) dengan konsentrasi 0,25 M.
http://gurumuda.com/bse/wp-content/uploads/2010/08/31-Derajat-Keasaman-8.png
Hubungan konsentrasi asam lemah dengan pH tidak seperti asam kuat. Asam lemah dalam air tidak terurai sempurna karena terjadi reaksi kesetimbangan sehingga mempunyai harga konstanta kesetimbangan (Ka).
Contoh :
Berapa harga pH larutan CH3COOH 2 M jika harga asam = 1,8 x 10-5
Jawab: 
http://gurumuda.com/bse/wp-content/uploads/2010/08/31-Derajat-Keasaman-9.png
http://gurumuda.com/bse/wp-content/uploads/2010/08/31-Derajat-Keasaman-10.png
Hubungan Konsentrasi Basa dengan Harga pH
Basa kuat dalam larutannya akan terionisasi sempurna. Untuk menentukan konsentrasi OH- pada basa kuat, perhatikan contoh soal berikut ini.
Contoh :
Berapa konsentrasi OH- dalam 100mL Ca(OH)2 yang mempunyai konsentrasi 0,2M?
http://gurumuda.com/bse/wp-content/uploads/2010/08/31-Derajat-Keasaman-11.png
Reaksi ionisasi basa lemah merupakan reaksi kesetimbangan, maka harga konstanta kesetimbangan basanya (Kb) dapat ditentukan berdasarkan persamaan reaksi ionisasinya. Basa lemah sukar larut dalam air, satu-satunya basa lemah yang larut baik dalam air adalah NH4OH (larutan ammonia). Untuk menentukan konsentrasi OH- sama dengan cara menentukan H+. Perhatikan reaksi kesetimbangan berikut.
http://gurumuda.com/bse/wp-content/uploads/2010/08/31-Derajat-Keasaman-12.png
Dan berapakah pH larutan basa? Larutan basa akan memiliki konsentrasi ion hidroksida [OH-] lebih besar dari 1,0 ´ 10-7M, contoh larutan dengan [OH-] = 1.0 . 10-5M, memiliki sifat basa. Maka pH larutan ini :
http://gurumuda.com/bse/wp-content/uploads/2010/08/31-Derajat-Keasaman-13.png
http://gurumuda.com/bse/wp-content/uploads/2010/08/31-Derajat-Keasaman-14.png
Contoh :
Tentukan pH larutan basa kuat Ba(OH)2 dengan konsentrasi 0,005 M
Jawab :
http://gurumuda.com/bse/wp-content/uploads/2010/08/31-Derajat-Keasaman-151.png
Maka kita ketahui [OH-] = 0,01 M
pOH = – log ( 0,01 ) = 2
pH = 14 – 2 = 12
Basa lemah dalam air tidak terurai sempurna karena mempunyai reaksi kesetimbangan
Contoh :
Berapakah harga pH larutan NH4OH 0,02 M jika harga Kb = 1,8 x 10-5 ?
Jawab:
http://gurumuda.com/bse/wp-content/uploads/2010/08/31-Derajat-Keasaman-16.png
2. Netralisasi
Neutralisasi dapat didefinisikan sebagai reaksi antara proton (atau ion hidronium) dan ion hidroksida membentuk air. Dalam bab ini kita hanya mendiskusikan netralisasi di larutan dalam air.
H+ + OH-à H2O (9.33)
H3O+ + OH-à 2H2O (9.34)
Jumlah mol asam (proton) sama dengan jumlah mol basa (ion hidroksida).
Stoikiometri netralisasi
nAMAVA = nBMBVB
jumlah mol proton jumlah mol ion hidroksida
subskrip A dan B menyatakan asam dan basa, n valensi, M konsentrasi molar asam atau basa, dan V volume asam atau basa.
Dengan bantuan persamaan di atas, mungkin untuk menentukan konsentrasi basa (atau asam) yang konsentrasinya belum diketahui dengan netralisasi larutan asam (atau basa) yang konsentrasinya telah diketahui. Prosedur ini disebut dengan titrasi netralisasi.
3. Garam
Setiap asam atau h=garam memiliki ion lawannya, dan reaksi asam basa melibatkan ion-ion ini. Dalam reaksi netralisasi khas seperti antara HCl dan NaOH,

HCl
+
NaOH
à
NaCl
+
H2O
(9.35)
asam

basa

garam

air

Selain air, terbentuk NaCl dari ion khlorida, ion lawan dari proton, dan ion natrium, ion lawan basa. Zat yang terbentuk dalam netralisasi semacam ini disebut dengan garam. Asalkan reaksi netralisasinya berlangsung dalam air, baik ion natrium dan ion khlorida berada secara independen sebagai ion, bukan sebagai garam NaCl. Bila air diuapkan, natrium khlorida akan tinggal. Kita cenderung percaya bahwa garam bersifat netral karena garam terbentuk dalam netralisasi. Memang NaCl bersifat netral. Namun, larutan dalam air beberapa garam kadang asam atau basa. Misalnya, natrium asetat, CH3COONa, garam yang dihasilkan dari reaksi antara asam asetat dan natrium hidroksida, bersifat asam lemah.
Sebaliknya, amonium khlorida NH4Cl, garam yang terbentuk dari asam kuat HCl dan basa lemah amonia, bersifat asam lemah. Fenomena ini disebut hidrolisis garam.
Diagram skematik hidrolisis ditunjukkan di Gambar 9.1. Di larutan dalam air, garam AB ada dalam kesetimbangan dengan sejumlah kecil H+ dan OH- yang dihasilkan dari elektrolisis air menghasilkan asam HA dan basa BOH (kesetimbangan dalam arah vertikal). Karena HA adalah asam lemah, kesetimbangan berat ke arah sisi asam, dan akibatnya [H+] menurun. Sebaliknya, BOH adalah basa kuat dan terdisosiasi sempurna, dan dengan demikian todak akan ada penurunan konsentrasi OH-. Dengan adanya disosiasi air, sejumlah H+ dan OH- yang sama akan terbentuk.
Dalam kesetimbangan vertikal di Gambar 9.1, kesetimbangan asam ke arah bawah, dan kesetimbangan basa ke arah atas. Akibatnya [OH-] larutan dalam air meningkat untuk membuat larutannya basa. Penjelasan ini juga berlaku untuk semua garam dari asam lemah dan basa kuat.
http://www.chem-is-try.org/wp-content/migrated_images/pengantar/pengantarkimia-terjemah_img_100.jpg
Sebagai rangkuman, dalam hidrolisis garam dari asam lemah dan basa kuat, bagian anion dari garam bereaksi dengan air menghasilkan ion hidroksida.
A- + H2O –> HA + OH- (9.36)
Dengan menuliskan reaksi ini sebagai kesetimbangan, hidrolisis garam dapat diungkapkan dengan cara kuantitatif
A- + H2O HA + OH- (9.37)
Bila h adalah derajat hidrolisis yang menyatakan rasio garam yang terhidrolisis saat kesetimbangan. Tetapan kesetimbangan hidrolisis Kh adalah:
Kh = [HA][OH-]/[A-] = (csh)2/cs(1 – h) = csh2/(1 – h) (9.38)
Kh disebut tetapan hidrolisis, dan cs adalah konsentrasi awal garam. A- adalah basa konjugat dari asam lemah HA dan Kh berhubungan dengan konstanta disosiasi basanya. Akibatnya, hubungan berikut akan berlaku bila konstanta disosiasi asam HA adalah Ka: jadi,
KaKh = Kw (9.39)
Bila h ≪ 1, Ka ≒csh; h ≒√(Kh/cs). Maka konsentrasi [OH-] dan [H+] diberikan oleh ungkapan:
[OH-] = csh ≒√(csKw/Ka) (9.40)
[H+] = Kw/[OH-] ≒√(KwKa/cs) (9.41)
Karena terlibat asam lemah,
Ka/cs < 1,
[H+] < √Kw = 10-7 (9.42)
Jadi, garam dari asam lemah bersifat basa. Dengan cara yang sama, [H+] garam asam lemah dan basa kuta dinyatakan dengan:
[H+] = csh ≒√(csKw/Kb) (9.43)
Karena melibatkan basa lemah,
cs/Kb > 1,
[H+] > √Kw = 10-7 (9.44)
Jadi, garamnya bersifat asam.
4. Kurva titrasi
Dalam reaksi netralisasi asam dan basa, atau basa dengan asam, bagaimana konsentrasi [H+], atau pH, larutan bervariasi? Perhitungan [H+] dalam titrasi asam kuat dengan basa kuat atau sebaliknya basa kuat dengan asam kuat tidak sukar sama sekali. Perhitungan ini dapat dilakukan dengan membagi jumlah mol asam (atau basa) yang tinggal dengan volume larutannya.
Perhitungannya akan lebih rumit bila kombinasi asam lemah dan basa kuat, atau yang melibatkan asam kuat dan basa lemah. [H+] akan bergantung tidak hanya pada asam atau basa yang tinggal, tetapi juga hidrolisis garam yang terbentuk.
Plot [H+] atau pH vs. jumlah asam atau basa yang ditambahkan disebut kurva titrasi (Gambar 9.2). Mari kita menggambarkan kurva titrasi bila volume awal asam VA, konsentrasi asam MA, dan volume basa yang ditambahkan vB dan konsentrasinya adalah MB.
1) TITRASI ASAM KUAT DAN BASA KUAT.
[1] sebelum titik ekivalen:
Karena disosiasi air dapat diabaikna, jumlah mol H+ sama dengan jumlah sisa asam yang tinggal
[H+] = (MAVA – MBvB)/(VA + vB) (9.45)
[2] Pada titik ekivalen:
Disosiasi air tidak dapat diabaikan di sini.
[H+] = √Kw = 10-7 (9.46)
[3] setelah titik ekivalen:
Jumlah mol basa berlebih sama dengan jumlah mol ion hidroksida. [OH-] dapat diperoleh dengan membagi jumlah mol dengan volume larutan. [OH-] yang diperoleh diubah menjadi [H+].
[OH-] = (MBvB – MAVA)/(VA + vB) (9.47)
[H+] = Kw/[OH-] = (VA + vB)Kw/(MBvB – MAVA) (9.48)
Kurvanya simetrik dekat titik ekivalen karena vB ≒ VA.
Titrasi 10 x 10-3 dm3 asam kuat misalnya HCl 0,1 mol dm-3 dengan basa kuat misalnya NaOH 0,1 mol dm-3 menghasilkan kurva titrasi khas seperti yang ditunjukkan dalam Gambar 9.2(a). Pada tahap awal, perubahan pHnya lambat. Perubahan pH sangat cepat dekat titik ekivalen (vB = 10 x10-3 dm3). Dekat titik ekivalen, pH berubah beberapa satuan hanya dengan penambahan beberapa tetes basa.
http://www.chem-is-try.org/wp-content/migrated_images/pengantar/pengantarkimia-terjemah_img_101.jpg
Gambar 9.2 Kurva titrasi: (a) Titrasi HCl dengan NaOH. Perubahan pH yang cepat di titik ekivalen bersifat khas.
(b) Titrasi CH3COOH dengan NaOH. Perubahan pH di titik ekivalen tidak begitu cepat.
http://www.chem-is-try.org/wp-content/migrated_images/pengantar/pengantarkimia-terjemah_img_102.jpg
Gambar 9.3 Kurva titrasi: titrasi NH3 dengan HCl.
2). TITRASI ASAM LEMAH DENGAN BASA KUAT
Hasilnya akan berbeda bila asam lemah dititrasi dengan basa kuat. Titrasi 10 x 10-3 dm3 asam asetat 0,1 mol dm-3 dengan NaOH 0,1 mol dm-3 merupakan contoh khas (Gambar 9.2(b)).
[1] Titik awal: vB = 0. pH di tahap awal lebih besar dari di kasus sebelumnya.
[H+] = MAα α adalah tetapan disosiasi asam asetat.
[2] sebelum titik ekivalen: sampai titik ekivalen, perubahan pH agak lambat.
[3] pada titik ekivalen (vB = 10 x 10-3 dm3): pada titik ini hanya natrium asetat CH3COONa yang ada. [H+] dapat diperoleh dengan cara yang sama dengan pada saat kita membahas hidrolisis garam.
[4] setelah titik ekivalen. [H+] larutan ditentukan oleh konsentrasi NaOH, bukan oleh CH3COONa.
Perubahan pH yang perlahan sebelum titik ekivalen adalah akibat bekerjanya buffer (bagian 9.3 (d)). Sebelum titik ekivalen, terdapat larutan natrium asetat (garam dari asam lemah dan bas kuat) dan asam asetat (asam lemah). Karena keberadaan natrium asetat, kesetimbangan disosiasi natrium asetat
CH3COOH H+ + CH3COO-
bergeser ke arah kiri, dan [H+] akan menurun. Sebagai pendekatan [CH3COO-] = cS [HA] ≒ c0.
cS adalah konsentrasi garam, maka
[H+]cS/ c0= Ka,
[H+] = (c0/cS)Ka
Bila asam ditambahkan pada larutan ini, kesetimbangan akan bergeser ke kiri karena terdapat banyak ion asetat maa asam yang ditambahkan akan dinetralisasi.
CH3COOH H+ + CH3COO- (9.52)
Sebaliknya, bila basa ditambahkan, asam asetat dalam larutan akan menetralkannnya. Jadi,
CH3COOH + OH- H2O + CH3COO- (9.53) Jadi [H+] hampir tidak berubah.
3) TITRASI BASA LEMAH DENGAN ASAM KUAT
Titrasi 10 x 10-3 dm3 basa lemah misalnya larutan NH3 0,1 mol dm-3 dengan asam kuat misalnya HCl 0,1 mol dm-3 (Gambar 9.3). Dalam kasus ini, nilai pH pada kesetimbangan agak lebih kecil daripada di kasus titrasi asam kuat dengan basa kuat. Kurvanya curam, namun, perubahannya cepat di dekat titik kesetimbangan. Akibatnya titrasi masih mungkin asalkan indikator yang tepat dipilih, yakni indikator dengan rentang indikator yang sempit.
4) TITRASI BASA LEMAH (ASAM LEMAH) DENGAN ASAM LEMAH (BASA LEMAH).
Dalam titrasi jenis ini, kurva titrasinya tidak akan curam pada titik kesetimbangan, dan perubahan pHnya lambat. Jadi tidak ada indikator yang dapat menunjukkan perubahan warna yang jelas. Hal ini berarti titrasi semacam ini tidak mungkin dilakukan.


 Kerja bufer
Kerja bufer didefinisikan sebagai kerja yang membuat pH larutan hampir tidak berubah dengan penambahan asam atau basa. Larutan yang memiliki kerja bufer disebut larutan bufer. Sebagian besar larutan bufer terbentuk dari kombinasi garam (dari asam lemah dan basa kuat) dan aam lemahnya. Cairan tubuh organisme adalah larutan bufer, yang akan menekan perubahan pH yang cepat, yang berbahaya bagi makhluk hidup.
Nilai pH larutan bufer yang terbuat dari asam lemah dan garamnya dapat dihitung dengan menggunakan persamaan berikut.
pH = pKa + log([garam]/[asam])
Tabel memberikan beberapa larutan bufer.
Tabel Beberapa larutan bufer.
http://www.chem-is-try.org/wp-content/migrated_images/pengantar/pengantarkimia-terjemah_img_103.jpg
5. Indikator
Pigmen semacam fenolftalein dan metil merah yang digunakan sebagai indikator titrasi adalah asam lemah (disimbolkan dengan HIn) dan warnanya ditentukan oleh [H+] larutan. Jadi,
HIn =H+ + In-
Rasio konsentrasi indikator dan konjgatnya menentukan warna larutan diberikan sebagai:
KIn = [H+][In-]/[HIn], [In-]/[HIn] = KIn/[H+]
KIn adalah konstanta disosiasi indikator.
Rentang pH yang menimbulkan perubahan besar warna indikator disebut dengan interval transisi. Alasan mengapa ada sedemikian banyak indikator adalah fakta bahwa nilai pH titik ekivalen bergantung pada kombinasi asam dan basa. Kunci pemilihan indikator bergantung pada apakah perubahan warna yang besar akan terjadi di dekat titik ekivalen. Di Tabel 9.3 didaftarkan beberapa indikator penting.
Tabel Indikator penting dan interval transisinya.
Indikator
interval transisi
perubahan warna(asamàbasa)
Biru timol
1,2-2,8
merah à kuning
Metil oranye
3,1-4,4
merah à kuning
Metil merah
4,2-6,3
merah à kuning
bromotimol biru
6,0-7,6
Kuningà biru
merah kresol
7,2-8,8
kuning à merah
fenolftalein
8,3-10,0
tak berwarnaàmerah
alizarin kuning
10,2-12,0
Kuningà merah








1 komentar: