Larutan Asam Dan Basa

Larutan Asam- Basa

Oleh:I Wayan Karta

ASAM DAN BASASifat-sifat asam1. Bersifat korosif, artinya dapat merusak benda-benda

lain, termasuk logam dan marmer.2. Dapat bereaksi dengan logam dan menghasilkan gas

hydrogen.3. Mempunyai rasa masam.4. Dapat mengubah warna zat lain, seperti lakmus biru,

sari bunga sepatu, sari kol merah.

Sifat-sifat Basa1. Bersifat kaustik: dapat merusak kulit atau bahan-

bahan lain.2. Terasa licin di tangan, karena dapat bereaksi dengan

lemak pada kulit dan membentuk sabun.3. Mempunyai rasa pahit.4. Dapat mengubah zat warna lain, seperti lakmus

merah menjadi biru.Asam basa arhenius

Teori Asam – Basa Bronsted –Lowry (Asam Basa Konjugasi)

Untuk reaksi umum:HA + H2O H3O+ + A-

Asam1 Basa2 Asam2 Basa1

Konjugasi

Basa 1 yang dihasilkan dari asam 1 setelah melepaskan proton, disebut basa konjugasi dari asam 1.Asam 2 yang dihasilkan dari setelah basa 2 menerima proton, disebut asam konjugasi dari basa 2.

Konjugasi

Contoh: H2O +HCl H3O+ + CI-

Dalam reaksi diatas,HCl termasuk asam karena memberi proton. H2O termasuk basa karena menerima proton.

Zat yang telah menerima proton disebut asam konjugasi, sedangkan yang telah memberi proton disebut basa konjugasi. Dalam contoh reaksi diatas H3O+ adalah asam konjugasi,sedangkan Cl- adalah basa konjugasi

Autoionisasi AirAir mampu bertindak sebagai asam maupun basa

Reaksi Autoionisasi H2O + H2O H3O+ + OH-

Asam1 Basa2 Asam2 Basa1Pasangan asam-basa konjugatnya ialah (1) H2O (asam) dan OH- (basa) dan (2) H3O+ (asam) dan H2O (basa).

][][][

2

3

OHOHOH

][][][

2OHOHH

Kc = atau Kc =

Kc[H2O] = Kw = [H+] [OH-], Kw adalah konstanta hasil kali ionDalam air murni pada 250C, konsentrasi ion H+ sama dengan konsentrasi OH- dan diketahui sebesar [H+] = 1,0 x 10-7 M dan [OH-] = 1,0 x 10-7 M. Jadi pada 250C, Kw = 1,0 x 10-14.Bila ditambahkan H+ (atau dalam asam), maka terdapat kelebihan ion H+ dan [H+] > [OH-]. Dalam larutan basa (atau penambahan OH-), maka terdapat kelebihan ion OH- dan [H+] < [OH-]. Untuk mengitung konsentrasi H+ atau OH- menggunakan konsep Kw = [H+] [OH-].

Tingkat Keasaman Larutan (pH)

Hubungan antara konsentrasi ion [H+] dan [OH-], larutan asam dan basa dapat digambarkan pada Gambar 1

100

10-2

10-1

10-13

10-12

10-11

10-10

10-9

10-8

10-7

10-6

10-5

10-4

10-3

10-14

10-2

10-1

10-13

10-12

10-11

10-10

10-9

10-8

10-7

10-6

10-5

10-4

10-3

10-14

100

NETRALNETRAL

LARUTAN ASAM

LARUTAN ASAM

LARUTAN BASA

LARUTAN BASA

[OH-][H+]

Larutan asam : [H+] > 1,0 x 10-7M, pH < 7,00Larutan basa : [H+] > 1,0 x 10-7M, pH > 7,00Larutan netral: [H+] = 1,0 x 10-7M, pH = 7,00

Pengaruh Asam terhadap kesetimbangan Air Senyawa asam dilarutkan dalam air akan terionisasi menjadi ion-ionya Pelarutan asam menghasilkan ion hidrogen yang akan mempengaruhi

kesetimbangan air/mengalami pergeseran. Pengaruhnya tergantung pada kuat dan lemahnya asam

Asam kuat Senyawa-senyawa asam yang mengalami ionisasi (penguraian) sempurna di dalam larutannnya, sehingga derajat ionisasinya sama dengan satu (=1)

[H+] = n.Ma, pH = -log [H+]

Asam lemah Senyawa-senyawa asam yang mengalami ionisasi (penguraian) tidak sempurna dalam larutannya, sehingga lebih kecil dari satu

HA(aq) H+(aq) +

A-(aq) HA

AHK a

][][

][HAKa ][HAKa [H+] = pH = -log [H+] =

-log = -log {[HA]}HA = konsentrasi molar

asam.

Pengaruh Basa terhadap Kesetimbangan Air

Senyawa basa dilarutkan di dalam air, akan terurai menjadi ion-ionnya, salah satunya ion hidroksida yangmempengaruhi kesetimbangan air

][BOHKb][BOHKb

Basa kuat: [OH-] = n.Mb, pOH = -log [OH-], pH = pKw – pOH

Basa lemah: [OH-] = pOH = -log [OH-] = -log = -log {[BOH]

Pengukuran pHIndikator

perubahan warnaTrayek

pH Warna Dalam Larutan Asam

Warna Dalam Larutan Basa

Metil JinggaMetil MerahLakmusBrom Timol BiruFenolftalen

Merah ke kuningMerah ke kuning

Merah ke biruKuning ke biru

Tak berwarna ke merah muda

3,1 -4,44,2 -6,24,5 -8,36,0 -7,68,0 -9,6

MerahMerahMerahKuning

Tak Berwarna

JinggaKuning

BiruBiru

Merah

Reaksi Asam dan Basa Ketika larutan asam dan basa dalam air dicampurkan, maka terjadi

reaksi netralisasi. Reaksi ini sangat cepat dan menghasilkan air dan garam. Prinsip ini

digunakan dalam menentukan konsentrasi suatu larutan dengan cara titrasiAsam + Basa Garam + Air

Titrasi Asam BasaDigunakan untuk menentukan konsentrasi larutan dengan cara mereaksikan sejumlah volume larutan terhadap sejumlah volume larutan lain yang konsentrasinya sudah diketahui (larutan standar) Konsep penting: Titran, Titrat, Titik akhir reaksi, Titik ekivalen

Penetuan Konsentrasi dalam Titrasi:Vlarutan1 x Mlarutan1 = Vlarutan2 x Mlarutan2

LARUTAN PENYANGGA (BUFFER SOLUTION) Campuran asam lemah dengan basa konjugasinya atau campuran

basa lemah dengan asam kojugasinya. Dapat menyangga (mempertahankan) pH terhadap pengaruh

penambahan sedikit asam, basa, ataupun pengenceranPenentuan pH Larutan Penyangga

Larutan penyangga asam lemah dengan basa konjugasinya

][]].[[

3

3

COOHCHCOOCHH

][][

3

3COOCH

COOHCHKa = [H+] = Ka

pH = - log Ka garamanionmol

asammol

larutan penyangga basa lemah dengan asam konjugasinyaContoh: CH3OOH + CH3COONa

pOH = - log Kb garamkationmol

basamol

Kegunaan larutan penyangga: Sistem Penyangga dalam sel, dalam pernapasan, dan ginjal

flash

Daerah BufferDaerah buffer merupakan daerah pH dimana suatu larutan berfungsi secara efektif. Perbandingan garam/asam perlu dijaga; paling besar 10/1 dan paling kecil 1/10. Di lingkungan ini buffer mempunyai daerah buffer yang efektif sebesar dua satuan pH (pK±1).

Kapasitas BufferKapasitas buffer ditentukan oleh jumlah asam kuat atau basa kuat yang dapat ditambahkan tanpa mengakibatkan perubahan pH yang berarti. Keefektifan suatu larutan buffer dapat diketahui dari kapasitas buffer.

basanpertambahaolehpHperubahannditambahkayangbasajumlah

Kegunaan larutan penyangga dalam tubuh

Darah orang normal, pH darah berkisar antara 7,35 – 7,45

Apabila mekanisme pengaturan pH dalam tubuh gagal, misalnya sakit berat, mengakibatkan pH darah turun di bawah 7,0 atau naik diatas 7,8 dapat menyebabkan kerusakan organ tubuh permanen atau kematian

Asidosis: Bila pH darah lebih kecil dari 7,35.

Penyebab: penyakit jantung, ginjal, diabetes mellitus, diare yang terus menerus, makan makanan yang berkadar protein tinggi dalam jangka waktu lama, olahraga intensif yang dilakukan terlalu lama

Alkalosis: Bila pH darah lebih besar dari 7,45.

Faktor penyebab: muntah hebat, hyperventilasi (bernapas berlebihan), misalkan para pendaki gunung atau cemas.

SISTEM PERTAHANAN TUBUH DALAM MENJAGA pH DARAHSistem PenyanggaH2CO3 – MHCO3

MH2PO4 – M2HPO4

HHbO2 – MhbO2

HProtein – Mprotein

Cara kerja buffer 1. Buffer H2CO3 – HCO3- (cairan luar sel)

Proses metabolism dalam tubuh yang terus menerus menghasilkan zat-zat yang bersifat asam, seperti HCl, H2SO4, H3PO4, asam laktat dan lain-lain, maka kelebihan asam (H+) dapat diikat oleh HCO3

-.HCO3

- (aq) + H+(aq) H2CO3(aq)

Bila dalam tubuh ada kelebihan basa (OH-) maka kelebihan basa akan diikat oleh H2CO3. H2CO3(aq) + OH-

(aq) HCO3-

(aq) + H2O(l)

M = kation monovalen, seperti Na+, K+

H2CO3 = asam karbonat H2PO4- = asam dihidrogen fosfat

HCO3- = asam bikarbonat HPO4

2- = asam monohidrogen fosfatHHbO2 = oksihemoglobin HHb = hemoglobin bebasHprotein = protein bebas

Agar pH dipertahankan 7,4 maka perbandingan konsentrasi HCO3- terhadap H2CO3

adalah 20:1. Jumlah relatif jauh lebih banyak karena hasil metabolisme dalam tubuh lebih banyak yang bersifat asam sehingga ketika asam-asam tersebut masuk pembuluh darah akan diikat oleh HCO3

- menjadi H2CO3, kemudian H2CO3 akan terurai menghasilkan CO2 lalu dikeluarkan melalui pernapasan

2. Buffer H2PO4- - HPO4

2-(cairan intrasel)Bila ada kelebihan asam (H+) akan diikat oleh HPO4

2- dan bila ada kelebihan basa (OH-) akan diikat oleh H2PO4

- sehingga pH tubuh kurang lebih tepat.HPO4

2-(aq)

+ H+(aq) H2PO4

-(aq)

HPO4-(aq) + OH-

(aq) HPO4-(aq) + H2O(l)

3. Buffer Hb (dalam eritrosit)Bila ada kelebihan asam H2CO3 (atau CO2) biasanya dinetralkan oleh buffer Hb.CO2(g) + H2O(l) H2CO3(aq)

H2CO3(aq) + Hb(aq) HCO3-(aq) + H+HbO(aq)

H2CO3(aq) + HbO2(aq) HCO3-(aq) + H+HbO(aq)

4. Buffer protein (dalam plasma) Bila ada kelebihan asam H2CO3 (atau CO2) dan basa (OH-) di dalam plasma biasanya dinetralkan oleh buffer protein. CO2(g) + H2O(l) H2CO3(aq)

H2CO3(aq) + protein-(aq) HCO3

-(aq) + HProtein(aq)

Protein + H+(aq) H-Protein

Sistem PernapasanSistem pernapasan dipakai buffer H2CO3 dan HCO3

- karena ada hubungan dengan kemampuan pengeluaran CO2. Bila kelebihan asam [H3O+] , berarti pH turun maka pusat pernapasan akan dirangsang sehingga pernapasan menjadi lebih dalam, akibatnya kelebihan CO2

akan dikeluarkan melalui paru-paru. HCO3

-(aq) + H3O+

(aq) H2CO3(aq) + H2O(l)

H2CO3(aq) H2O(l) CO2(g) Bila kelebihan basa (OH-) akan diikat oleh H2CO3.H2CO3(aq) + OH-

(aq) HCO3-

(aq) + H2O(l)

Bila kelebihan basa (OH-) akan diikat oleh H2CO3.H2CO3(aq) + OH-

(aq) HCO3-

(aq) + H2O(l)

Pengontrolan pH oleh ginjalIon H+ juga dikeluarkan dari tubuh oleh ginjal melalui pembentukan ion dan dibuang sebagai garam dalam urine.HPO4

2-(aq)

+ H+(aq) H2PO4

-(aq)

Ketiga sistem ini (buffer, pernapasan, ginjal) bekerja sama mengatur pH darah menjadi konstan. Jika salah satu tidak bekerja, dapat mengakibatkan fatal, dan kematian.

Proses Pelarutan Dari Sudut Pandang Molekul

Tahap 1. Pemisahan

molekul pelarut

Tahap 3. Molekul pelarut dan molekul zat terlarut bercampur

Tahap 2. Pemisahan molekul terlarut

12

3

Molekul-molekul pelarut terpisah dari kelompoknya. Tahap ini memerlukan energi panas untuk mengatasi gaya tarik antar molekul.Molekul-molekul dari zat terlarut terpisah dari kelompoknya. Tahap ini memerlukan panas.Molekul-molekul pelarut dan terlarut yang masing-masing telah berada dalam keadaan terpisah itu selanjutnya bersatu membentuk larutan. Energi panas dilepaskan pada tahap ini karena terjadi gaya tarik menarik antar molekul pelarut dan molekul zat terlarut.

Gaya Tarik Menarik Antar MolekulPartikel zat Jenis ikatan Gaya tarik menarik antar

partikelIon Ion ElektrostatikMolekul Kovalen polar ElektrostatikMolekul Kovalen murni Gaya Van der WaalsMolekul yang mengandung gugus – OH, - O -, - NH2, = O, -NH-.

Kovalen polar Bisa membentuk ikatan hidrogen

Faktor – Faktor yang Mempengaruhi Kelarutan1. Struktur molekul (sifat pelarut dan zat

terlarut)2. Temperatur3. Tekanan4. Pengadukan5. Besar kecilnya zat terlarut (luas permukaan6. Cosolvensi7. Salting Out8. Salting In9. Pembentukan Kompleks

Satuan Konsentrasi Larutan

No. Pernyataan Konsentrasi

Simbol Hubungan satuan Penggunaan

1. Persen berat/berat % (w/w) %(w/w) = Kelarutan dan lainnya

2. Persen volume/volume

% (v/v)%(v/v) = (Volume zat/Volume larutan) x 100% Beberapa penggunaan

praktis3. Persen berat/volume

%(w/v) %(w/v) =

4. Molaritas M (Molar) M = mol zat terlarut/Liter larutan Analisa kuantitatif dan kualitatif

5. Molalitas m (molal)m =

Sifat koligatif, elektrokimia, termodinamika larutan elektrolit

6. Normalitas N N = ekivalen zat terlarut / Liter larutan Analisa volumetri, daya hantar ekivalen

7. Keformalan F F = massa rumus zat terlarut / Liter larutan Analisa kuantitatif dan kualitatif

8. Fraksi mol XX =

Sifat koligatif, hukum Dalton, Hukum Raoult, termodinamika

9. Parts per milion (bagian persejuta)

ppmppm =

Larutan yang sangat encer

10. Osmolaritas Osm Osm = Peristiwa osmosis

%100xlarutnmassa

zatmassa

%100xlarutnmL

zatmassa

pelarutkgterlarutzatmol

pelarutzatmolterlarutzatmolterlarutzatmol

610xlarutnjumlah

zatjumlah

larutnLiterosmotikaktifpartikelmol