KESETIMBANGAN ASAM BASA

KESETIMBANGAN ASAM BASA

KESETIMBANGAN ASAM BASAReferensi : Prinsip-prinsip Kimia ModernPenulis : Oxtoby, Gillis, Nachtrieb

1. Klasifikasi asam dan BasaAsam menurut Arhenius adalah senyawa yang bila dilarutkan dalam air akan meningkatkan konsentrasi ion hidrogen (H+) di atas nilainya dalam air murni.Basa meningkatkan konsentrasi ion hidroksida (OH-)Asam dan Basa Bronsted-LowryDiperkenalkan oleh Johannnes Bronsted & Thomas Lowry pada tahun 1923Asam didefinisikan sebagai suatu zat yang dapat memberikan ion hidrogen, dan sebuah basa adalah suatu zat yang dapat menerima ion hidrogenDalam reaksi asam basa, ion hidrogen dipindahkan dari asam ke basaCH3COOH(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + CH3COO-(aq) Asam 1 Basa 1 Asam 2 Basa 2Asam-basa terdapat sebagai pasangan konyugat. CH3COO- adalah basa konyugat dari CH3COOH dan sebaliknya. H3O+ dan H2O juga membentuk pasangan asam-basa konyugat.HCl(dalam NH3) + NH3(l) NH4+(dalamNH3) + Cl-(dalamNH3) Asam 1 Basa 1 Asam 2 Basa 2Contoh asam basa bronsted lowry pada pelarut non-H2O

Beberapa molekul dan ion dapat berfungsi sebagai asam maupun sebagai basa tergantung konsidi reaksi sehingga disebut amfoter. Sebagai contoh air dan ion hidrogen karbonatCH3COOH(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + CH3COO-(aq)H2O(l) + NH3(aq) NH4+(aq) + OH-(aq)H2CO3-(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + CO22-(aq)H2O(l) + HCO3-(aq) H2CO3(aq) + OH-(aq) Asam 1 Basa 1 Asam 2 Basa 2

Asam dan Basa LewisBasa Lewis merupakan jenis basa yang menyumbangkan sepasang elektron bebas (donor elektron)Asam Lewis adalah jenis asam yang menerima sepasang elektron bebas (akseptor elektron)Salah satu contohnya reaksi molekul yang kekurangan elektron BF3 dengan molekul kaya elektron NH3 membentuk BF3NH3Definisi Lewis mensistematiskan kimia berbagai macam oksida biner yang dapat dianggap sebagai anhidrida asam atau basaAnhidrida asam didapatkan dengan mengambil air dari suatu asam okso sampai hanya tertinggal oksidanya, dengan demikian CO2 merupakan anhidrida asam karbonat (H2CO3)CO2(g) + H2O(l) H2CO3(aq)Oksida logam Golongan I dan II adalah anhidrida basa, yang diperoleh dengan menghilangkan air dari hidroksida yang sesuai. Contoh kalsium oksida, CaO, adalah anhidrida basa dari kalsium hidroksida Ca(OH)2CaO(s) + H2O(l) Ca(OH)2(s)Reaksi oksida asam dan basa LewisCaO(s) + CO2(g) CaCO3(s)

Perbandingan antara Definisi Arhenius, Bronsted-Lowry, dan LewisReaksi Netralisasi HCl dan NaOH :HCl + NaOH H2O + NaClasam basa air garamMenurut Arhenius, HCl adalah asam dan NaOH adalah basaMenurut Bronsted-Lowry, H3O+ adalah asam dan OH- adalah basaMenurut Lewis, H+ adalah asam dan OH- adalah basa, karena proton menerima sepasang elektron bebas yang diberikan oleh OH-

2. Sifat asam dan sifat basa dalam larutan air: skema bronsted lowryAir sangat efektif digunakan sebagai pelarut, karena memiliki momen dwikutub yang cukup besar, yang mampu menstabilkan zat terlarut polar dan ionik. Air ikut serta dalam reaksi asam-basa, baik sebagai reaktan maupun sebagai pelarutAutoionisasi AirAir sebagai asam dan basaH2O(l) + H2O(l) H3O+(aq) + OH-(aq)asam1 basa2 asam2 basa1Reaksi ini bertanggung jawab terhadap autoionisasi air dengan persamaan [H3O+][OH-] = KwDimana Kw tetapan hasil ionisasi ion untuk air sebesar 1x10-14 pada suhu 25oC Air murni mengandung ion H3O+ dan OH- , dan karena adanya netralitas listrik total, maka banyaknya setiap jenis ion harus sama, sehingga[H3O+] = [OH- ] = yy2 = 1,0 x 10-14y = 1,0 x 10-7Asam dan Basa KuatAsam kuat adalah asam yang seluruhnya terionisasi di dalam larutan air. Contohnya HCl, HBr, HI, H2SO4, HNO3, dan HClO4Kekuatan asam dari seluruh asam kuat sama besar (efek perataan) dalam pelarut air, walaupun kemampuan untuk menyumbangkan hidrogen berbedaKesetimbangan reaksi asam kuat bergerak ke arah kanan (=1)

Basa kuat yaitu basa yang bereaksi sempurna menghasilkan ion OH- bila dilarutkan dalam air. Ion amida (NH2-) dan hidrida (H-) merupakan basa kuatKekuatan basa dari seluruh basa kuat sama besar (efek perataan) dalam pelarut air, walaupun kemampuan untuk menyumbangkan OH- berbedaKesetimbangan reaksi basa kuat bergerak ke arah kanan (=1)

Fungsi pHKonsentrasi ion hidronium dalam air berkisar dari 10 M sampai 10-15 M. interval ini diperkecil dengan menggunakan skala logaritma yang disebut pHpH = - log10 [H3O+]pH = - log10 [Kw]/[OH-]Larutan asam, pH < 7Larutan netral, pH = 7Larutan basa, pH > 73. Kekuatan asam dan BasaAsam lemah jika perpindahan ion hidrogen ke air tidak berlangsung sampai selesai (mencapai kesetimbangan)Asam lemah merupakan elektrolit lemahAsam lemah menghasilkan sifat koligatif yang lebih kecil daripada asam kuatReaksi kesetimbangan asam lemah HA(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + A-(aq)Rumus kesetimbangan[H3O+] [A-] = Ka [HA]Ka adalah tetapan kesetimbangan asam pada suhu tertentuAsam kuat mempunyai Ka diatas 1, sehingga [HA] dalam penyebut kecil dan asam hampir seluruhnya terionisasi. Asam lemah mempunyai Ka lebih kecil dari 1 dan senyawa terionisasinya memiliki konsentrasi yang rendahKekuatan basa berbanding terbalik dengan kekuatan asam konyugatnyaH2O(l) + NH3(aq) NH4+(aq) + OH-(aq) Asam 1 Basa 1 Asam 2 Basa 2Persamaan kesetimbangannya[NH4+] [OH-] = Kb [NH3] [NH4+] Kw = Kb[NH3] [H3O+] Kw = Kb Ka

Ka merupakan tetapan ionisasi asam untuk NH4+, asam konyugat dari basa NH3. Hubungan umum antara Kb dari suatu basa dengan Ka dari asam konyugat menunjukka bahwa Kb tidak perlu ditabelkan secara terpisah dari Ka karena kedua terhubung melalui Kw = Ka Kb

Jika dua basa bersaing memperebutkan ion hidrogen, basa yang lebih kuat akan menang pada saat kesetimbangan tercapai. Asam yang lebih kuat menyumbangkan ion hidrogen ke basa yang lebih kuat, menghasilkan asam yang lebih lemah dan basa yang lebih lemahHF(aq) + CN-(aq) HCN(aq) + F-(aq) (1) Asam 1 Basa 1 Asam 2 Basa 2Tetapan kesetimbangan[HCN][F-] = K[HF] [CN-]Reaksi keseluruhanHF(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + F-(aq) (2)HCN(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + CN-(aq) (3)

Reaksi 1diperoleh dengan mengurangkan reaksi 2 dengan reaksi 3 Jadi nilai K diperoleh dengan membagi nilai Ka 2 dengan Ka 3K = Ka 2 Ka 3HCN adalah asam yang lebih lemah daripada HF, Ka 3 lebih kecil dari Ka 2 dan K lebih besar dari 1Elektronegativitas dan Kekuatan Asam OksoKecendrungan kekuatan relatif asam okso dijelaskan oleh pengaruh dari elektronegativitas dan polaritas ikatan terhadap kemudahan peyumbangan proton. Asam okso menyumbangkan proton dalam larutan air yang sebelumnya terikat pada atom oksigen. XOH Elektronegativitas X (sangat) negatif (B, C, P, As, S, Se, Br, I) sehingga cenderung melepaskan H+ (asam) (bukannya melepaskan OH-)IndikatorIndikator adalah zat warna larut yang perubahan warnanya tampak jelas dalam rentang pH yang sempit. Jenis indikator yang khas adalah asam organik yang lemah yang mempunyai warna berbeda dari basa konyugatnyaIndikator yang berbeda mempunyai nilai Ka yang berbeda sehingga menunjukkan perubahan warna pada nilai pH yang berbeda pulaSemakin lemah suatu indikator sebagai asam, semakin tinggi pH di tempat terjadinya perubahan warna. Perubahan warna itu muncul pada rentang satu sampai dua satuan pH. Ini membatasi ketepatan dari penentuan pH melalui pemakaian indikator. Namun hal tersebut tidak mempengaruhi penentuan analisis konsentrasi asam atau basa melalui titrasi, selama indikator yang digunakan sesuai

4. Kesetimbangan yang melibatkan asam dan basa lemahAsam dan basa lemah hanya bereaksi sebagian dengan air, sehingga untuk menghitung pH larutannya kita menggunakan Ka atau Kb serta hukum kesetimbangan kimiaAsam LemahAsam lemah mempunyai nilai Ka lebih kecil dari 1. Nilai pKa mulai dari nol untuk asam lemah yang paling kuat dan terus bergerak naik.Bila asam lemah dilarutkan dalam air, konsentrasi awalnya diketahui, tetapi reaksi sebagiannya dengan air menghabiskan sejumlah HA dan menghasilkan A- dan H3O+Lihat contoh 10.3CH3COOH(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + CH3COO-(aq) asam asetat hidronium ion asetattekanan parsial awal 1.000 0 0perubahan tekanan parsial -y +y +ytekanan parsial kesetimbangan 1.000 y y y[H3O+][CH3COO-] = K [CH3COOH] y2 = 1.76 x 10-5 1.000 y

y = 4.2 x 10-3 MpH = - log10 [4.2 x 10-3]pH = 2.38

Basa lemahPenjelasan asam lemah mirip dengan basa lemahKb = ketetapan kesetimbangan basaBasa lemah bereaksi dengan air untuk menghasilkan OH- Jumlah ion yang dihitung [OH-]Kb dari basa lemah lebih kecil dari 1 dan semakin lemah suatu basa, semakin kecil nilai Kb-nyaHidrolisis Hidrolisis adalah istilah umum yang diberikan untuk reaksi suatu zat dengan air, dan hidrolisis diterapkan secara khusus pada reaksi dimana pH berubah dari 7 pada saat pelarutan suatu garam dalam air.Penjelasan lengkapnya pada reaksi hidrolisis amonium klorida NH4+(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + NH3(aq)Hal ini menjelaskan mengapa pH larutan amonium klorida < 7 (asam)Hidrolisis tidak terjadi pada semua ion, hanya dengan ion-ion yang merupakan asam konjugat dari basa lemah dan basa konjugat dari asam lemah. Hal ini menjelaskan mengapa NaF bersifat sedikit basa dan NaCl bersifat netral5. Larutan BufferLarutan buffer adalah semua larutan yang pH-nya dapat dikatakan tetap, walaupun ditambahkan sedikit asam lemah beserta basa lemah konjugatnya dalam konsentrasi yang hampir sama. Larutan buffer berperan besar dalam mengontrol kelarutan ion-ion dalam larutan sekaligus mempertahankan pH dalam proses biokimia dan fisiologis. Banyak proses kehidupan sensitif terhadap pH sehingga diperlukan sedikit pengaturan dalam interval konsentrasi H3O+ dan OH-Perhitungan Cara Kerja BufferPersamaan kesetimbangan ionisasi asam lemahH3O+ = Ka [HA] [A-]Konsentrasi ion hidronium tergantung pada nisbah konsentrasi asam lemah terhadap konsentrasi basa konjugatnya. Kunci cara kerja larutan buffer yang efektif adalah menjaga agar kedua konsentrasi ini hampir sama dan cukup besar

Dengan penambahan sejumlah kecil basa ke dalam larutan buffer yang efektif hanya membutuhkan beberapa persen molekul HA dengan mengubahnya menjadi ion A- dan hanya menambahkan beberapa persen saja A- yang ada sejak awal. Nisbah [HA]/[A-] turun, tetapi hanya sedikit. Asam yang ditambahkan mengkonsumsi sebagian kecil basa A- yang dipakai untuk menghasilkan sedikit HA lagi. Nisbah [HA]/[A-] sekarang naik, tetapi lagi-lagi perubahannya juga hanya sedikit.Karena konsentrasi H3O+ sangat dipengaruhi nisbah ini, perubahan pH-nya juga hanya sedikitPembuatan BufferMelalui pemilihan asam lemah yang tepat dan nisbah yang benar antara asam tersebut dengan basa konjugatnya, kita dapat membuat larutan buffer yang mampu menjaga agar pH tetap disekitar nilai yang diinginkanPerhitungan pH untuk bufferpH = pKa log 10 [HA]0 [A-]0

Dari perhitungan pH (yang ingin dibuat) akan diperoleh nisbah [HA]0/[A-]0 sehingga diperoleh perbandingan asam dan garamBuffer yang optimal adalah buffer yang asam dan basa konjugat di dalamnya mempunyai konsentrasi yang hampir sama; jika perbedaannya terlalu besar, ketahanan buffer terhadap pengaruh penambahan asam atau basa akan berkurang.Dalam menyeleksi buffer, pilihlah asam dengan pKa sedekat mungkin dengan pH yang diinginkan6. Kurva Titrasi Asam-BasaKurva titrasi merupakan grafik pH versus volume dari larutan titrasi VKonsep kesetimbangan asam basa dapat dipakai untuk mencari bentuk yang tepat dari kurva titrasi bila semua besaran ini diketahuiJuga dapat digunakan untuk menghitung Ka dan konsentrasi yang tidak diketahui berdasarkan kurva titrasi eksperimenTitrasi Asam Kuat dan Basa KuatLihat gambar 10.12 (titrasi asam kuat dengan basa kuat)Penambahan NaOH 0 ml, pH =1Penambahan 30 ml, pH = 1.27Penambahan 100 ml, pH = 7ini disebut titik ekivalen, yaitu titik dimana jumlah molekul basa yang ditambahkan sama dengan jumlah molekul asam. Volume basa yang ditambahkan sampai dengan titik akhir disebut volume ekivalen V.Penambahan NaOH 100,05 ml, pH = 9.4pH naik dengan tajam tepat sesudah titik ekivalen: [H3O+] berubah sebesar 4 orde besaran dengan volume NaOH 99.8 ml dan 100.02 ml. Oleh karena itu, indikator yang berubah warnanya antara pH = 5 9 akan menunjukkan titik akhir titrasi dengan ketepatan 0.02%Titik akhir titrasinya dengan demikian hampir sama dengan titik ekivalenTitrasi basa kuat dengan asam kuat lebih kurang sama. Dalam hal ini pH bergerak dari tinggi ke rendahTitrasi Asam Lemah dan Basa Lemah Titik ekivalen c0V0 = ctVeLihat gambar 10.13Penambahan NaOH 0 ml, pH = 2.88Penambahan NaOH 0