ikhtisar teori arrhenius
TRANSCRIPT
KESETIMBANGAN ION DALAM LARUTAN
1. TEORI ASAM BASA1.1. Teori Arrhenius (S. Arrheniues, 1884)Pada tahun 1887 S. Arrhenius mengajukan suatu teori yang mengatakan bahwa apabila suatu elektrolit melarut, sebagian dari elektrolit ini terurai menjadi partikel positif dan partikel negative yang disebut ion. Teori ini berhasil menjelaskan beberapa hal misalnya elektrolisis, dan hantaran elektrolit.
Debye dan Huckle (1923) dan Onsager (1927) merevisi teori ion yang telah disajikan Arrhenius. Menurut mereka elektrolit kuat selalu terurai sempurna menjadi ion.
Sebelum W. Ostwald dan Arrhenius menjelaskan penguraian elektrolit,orang telah berusaha untuk mendefinisikan asam dan basa. Rasa masam dan pengaruh terhadap zat warna tumbuh-tumbuhan, merupakan sifat asam.
Sifat yang dimiliki sabun adalah alkali. Akhirnya orang menggunakan istilah basa sebagai pengganti alkali, yang sifatnya berlawanan dengan sifat asam. Basa didefinisikan sebagai zat yang dapat bereaksi dengan asam membentuk garam.
Studi tentang asam dimulai sejak Boyle (1603), Lavoiser (1780) dan Davy (1810) sampai Liebig (1838). Menurut liebig asam adalah senyawa yang mengandung hydrogen yang dapat diganti oleh logam. Penjelasan tentang hal ini baru muncul pada tahun 1880 dalam Teori tentang Dissosiasi Elektrolit oleh Ostwald – Arrhenius.
Menurut teori ini,
Teori ini lebih dikenal sebagai Teori Arrhenius.
Ikhtisar Teori Arrhenius1. Asam : HA H+ + A-
2. Basa : BOH B+ + OH-
3. Penetralan adalah : H+ + OH ----> H2OBeberapa tanggapan :
(i) Ada beberapa asam dan basa tidak mengandung H+ dan OH-
(ii) Beberapa elektrolit kuat seperti NaOH dalam bentuk kristal sudah terdiri dari ion.
Asam dalam larutan air menghasilkan ion hydrogen, dan basa dalam larutan air menghasilkan ion hidroksida yang menetralkan asam sesuai dengan reaksi,
H+ + OH- ----> H2O
(iii) Beberapa zat seperti ammonia dan natrium karbonat dapat menetralkan asam tanpa lebih dahulu menghasilkan OH-
(iv) Dalam larutan ion tidak terdapat ion H+ yang bebas (besaran proton 10 -13 cm).
(v) Hanya terbatas dalam larutan air bukan pelarut lainnya.
1.2. Teori Bronsted – Lowry (Johannes Nicholas Bronsted dan Thomas Martin Lowry, 1923).
Menurut bronsted – lowry asam adalah zat yang dapat memberikan proton. Basa adalah zat yang dapat menerima proton.
Asam BAsa + H+
Persamaan ini tidak menyatakan reaksi yang sebenarnya yang terjadi dalam larutan karena proton, H+, tidak terdapat dalam larutan.Asam dan basa yang saling berkaitan dalam pertukaran proton disebut : pasangan asam – basa konjugasi.
Asam 1 Basa konjugasi 1 + H+
BAsa 2 + H+ Asam konjugasi 2
Reaksi antara asam dan basa sebagai berikut :Asam 1 + Basa 2 BAsa konjugasi 1 + Asam Konjugasi 2
Menurut reaksi ini : Tidak ada zat yang dapat bertindak sebagai asam jika tidak terdapat basa yang dapat menerima proton.Zat yang dapat bertindak sebagai asam maupun basa disebut zat amfiprotik.
Banyak pelarut adalah amfiprotik. Jika suatu asam HA dilarutkan ke dalam pelarut amfiprotik, HL, produk ionisasinya merupakan reaksi asam – basa.
Asam1 Basa2 Asam2 Basa1
HA + HL H2L+ + A- (Pada umumnya dalam pelarut HL)
HA + H2O H3O+ + A- (Dalam air)HA + CH3OH CH3O + A- (Dalam metal alcohol)
HA + CH3COOH CH3COO + A- (dalam asam asetat glacial)
Jika suatu basa dilarutkan dalam suatu pelarut (HL), pelarut ini bertindak sebagai asam.B + HL BH+ + L- (pada umumnya dalam pelarut
HL)B + H2O BH+ + OH- (dalam air)B + CH3OH BH+ + CH3OH- (dalam metil alcohol)B + CH3COOH BH+ + CH3COO- (dalam asam asetat
glacial)
Asam : penderma proton (donor proton)Basa : penerima proton (akseptor proton)
Sesuai dengan pengionan asam dan basa maka reaksi asam dan basa dapat berlangsung sebagai berikut,
HA + HL H2L+ + A-
B + HL BH+ + L-
H2L + L 2 HL
Jika ketiga reaksi ini dijumlahkan diperoleh reaksi sederhana sebagai berikut :Asam1 Basa2 Asam2 Basa1
HA + B BH+ + A-
Contoh asam Bronsted – Lowry
Contoh basa bronsted – LowryNH3 + H2O + OH- (4)CH3COO- + H2O CH3COO+ + OH- (5)
Dalam (1), (2) dan (3) air bertindak sebagai penerima proton atau basa. Dalm (4) dan (5) air bertindak sebagai penderma proton atau asam. Air adalah pelarut amfiprotik atau pelarut amfoter.
Suatu catatan
Amfoter berkaitan erat dengan amfiprotik, namun arti kedua istilah ini agak berbeda. Spesi amfoter dapat bertindak baik sebagai asam maupun basa. Al2O3 termasuk oksida amfoter.
Jika terdapat asam yang lebih kuat. Al2O3 bersifat basa sedangkan jika terdapat basa yang lebih kuat bersifat sebagai asam.
Al2O3 (s) + 6 HCl (aq) ----> 2 AlCl3 (aq) + 3 H2O (l)BasaAl2O3 (s) + 2 NaOH (aq) + 3H2O (l) -----> 2 NaAl(OH)4
(aq)Asam
Ikhtisar Teori Bronsted – Lowry1. Asam : penderma proton (donor proton)2. Basa : penerima proton (akseptor proton)3. reaksi penetralan adalah reaksi perpindahan proton dari asam ke basa.
(dalam air) : H3O+ + OH- H2O + H2O(dalam ammonia) : + NH3 + NH3
4. Reaksi asam-basa Bronsted dapat berlangsung dalam berbagai pelarut, ataupun juga berlangsung dalam fasa gas di mana tidak terdapat pelarut misalnya,
HCl + NH3 + Cl-
Asam1 BAsa2 Asam2 Basa1
5. Setiap asam mempunyai basa konjugasi,A B + H+
Asam Basa + ProtonKedua spesi disebut pasangan konjugasi asam-basaA adalah asam konjugasi dari BB adalah basa konjugasi dari A
6. Beberapa pasangan-pasangan konjugasi asam-basa :
HCl Cl-
H2SO4
HSO4
H3PO4
7. Pelarut dapat juga berfungsi sebagai asam atau basa.Dari contoh dibawah ini air adalah basa jika berfungsi sebagai pelarut untuk HCl, tetapi sebagai asam jika bereaksi dengan NH3 :
HCl + H2O H3O + Cl-
Asam1 Basa2 Asam2 Basa1
NH3 + H2O + OH-
Basa1 + Asam2 Asam1 Basa1
Sifat molekul seperti air yang dapat berfungsi baik sebagai asam maupun basa disebut amfiprotik.
8. Reaksi penetralan untuk pelarut buka air seperti ammonia, etil alcohol, asam asetat dan basa sulfat ialah,
Asam1 Basa2 Asam2 Basa1
+ -----> NH3 + NH3
Asam1 Basa2 Asam2 Basa1
9. Semakin kuat suatu asam, semakin lemah basa konjugasinya.Semakin kuat suatu basa, semakin lemah asam konjugasinya.
1.3. Teori Lewis (Gillbert Newton Lewis,1923)Asam : Setiap spesi yang mengandung atom yang dapat menerima pasangan electron.Basa : Setiap spesi yang mengandung atom yang dapat menerima pasangan electron.
a. Macam Asam Lewis1. Kation Sederhana
Urutan kekuatan asam Lewis :Fe2+ < Fe3+
Cs+ < Rb+ < K+ < Na+ < Li+
Li+ < Be2+ < B3+
2. Senyawa yang atom sentralnya mempunyai octet tidak lengkap
3. Senyawa yang octet atom sentralnya dapat diperluas
Asam Basa Kompleks koodinasi
Contoh yang lain,SnCl4, TiCl4, PCI3, SF4, SeF4
4. Senyawa yang mengandung pusat asam berikatan banyak
5. Unsur dengan sektet electron,
Asam basa Kompleks koordinasi
Asam : penerima (akseptor) pasangan electron.Basa : penderma (donor) pasangan electron.
Iktisar Teori Lewis1. Asam adalah penerima (akseptor) pasangan electron.2. BAsa adalah penderma (donor) pasangan electron.3. Reaksi penetralan, A + :B -----> A + :B
Pada reaksi penetralan terbentuk ikatan kovalen koordinasi.4. Teori Lewis dapat juga menjelaskan reaksi tradisional.
H+ + O -- H- -- O – HAtaupun reaksi tanpa perpindahan proton,
Asam basa kompleks asam-basa
Ikhtisar Teori Arrehenius, Bronsted – Lowry, LewisPerbandingan ketiga teori asam-basa dapat dilihat dalam table dibawah ini.
Table 4.1.Berbagai teori Asam
Teori Arrhenius Teori Air-Ion
Bronsted-lowry Teori Proton
Lewis Teori Elektron
Definisi Asam
Definisi Basa
Penetralan
Reaksi
Batasan
Menghasilkan H+
dalam airMenghasilkan OH-
dalam airPembentukan Air
H+ + OH- = H2O
Hanya larutan dalam air
Penderma proton
Penerima proton
Perpindahan proton
HA + B BH+ + A-
Hanya reaksi perpindahan proton
Penerima pasangan electron
Penderma pasangan electron
Pembentukan ikatan kovalen
koordinasiA + B A : B
Teori yang lebih umum
Pada tabel 4.2, 4.3, 4.4., tercantum berturut-turut kemolaran asam pekat dan basa pekat yang dijumpai dalam perdagangan, kerapatan dan persen komposisi, serta asam dan basa umum.
Tabel 4.2.Kemolaran Asam dan Basa Pekat dalam perdagangan
Zat Kemolaran (M)Asam asetat, (CH3COOH)Amonia (NH3) (aq)Asam klorida (HCl)Asam Nitrat (HNO3)Asam perklorat (HclO4)Asam fosfat (H3PO4)Asam sulfat (H2SO4)
17151216121518
Tabel 4.3.Kerapatan dan Persen Komposisi Asam dan Basa Pekat dalam Perdagangan
Zat Kerapatan % w/wAsam asetat, (CH3COOH)Amonia (NH3) (aq)Asam klorida (HCl)Asam Nitrat (HNO3)Asam perklorat (HclO4)Asam fosfat (H3PO4)Asam sulfat (H2SO4)
1,050,901,181,421,671,691,84
99,5583772708596
Tabel 4.4.Asam dan Basa yang Umum
Enam Asam kuat yang umum :H2O (l) + HCl (aq) H3O+ (aq) + Cl- (aq)H2O (l) + HBr (aq) H3O+ (aq) + Br- (aq)H2O (l) + HI (aq) H3O+ (aq) + I- (aq)H2O (l) + HNO3 (aq) H3O+ (aq) + NO (aq)
H2O (l) + H2SO4 (aq) H3O+ (aq) + Cl- (aq)
H2O (l) + HCIO (aq) H3O+ (aq) + CI (aq)
Lima Asam lemah yang umum :H2O (l) + HF(aq) H3O+ (aq) + F- (aq)H2O (l) + HC2H3O2(aq) H3O+ (aq) + (aq)
H2O (l) + HNO2(aq) H3O+ (aq) + (aq)H2O (l) + HCN(aq) H3O+ (aq) + CN- (aq)H2O (l) + HCHO2(aq) H3O+ (aq) + (aq)
Asam poliprotik :
H2O (l) + H2SO4(aq) H3O+ (aq) + (aq)
H2O (l) + (aq) H3O+ (aq) + (aq)H2O (l) + H2S (aq) H3O+ (aq) + HS- (aq)H2O (l) + HS- (aq) H3O+ (aq) + S2- (aq)H2O (l) + H3PO4 (aq) H3O+ (aq) + (aq)
H2O (l) + (aq) H3O+ (aq) + (aq)
H2O (l) + (aq) H3O+ (aq) + (aq)
Enam Basa kuat yang umum :Litium hidroksida, LiOH (s) Li+ (aq) + OH- (aq)
Natrium hidroksida, NaOH (s) Na+ (aq) + OH- (aq)Kalium hidroksida, KOH (s) K+ (aq) + OH- (aq)Kalsium hidroksida, Ca(OH)2 (s) Ca2+ (aq) + 2 OH- (aq)Stronsium hidroksida, Sr(OH)2 (s) Sr2+ (aq) + 2 OH- (aq)Barium hidroksida, Ba(OH)2 (s) Ba2+ (aq) + 2 OH- (aq)Contoh Basa lemah :
Ammonia NH3 (aq) + H2O (l) (aq) + OH- (aq)
Anilin C6H5NH2 (aq) + H2O (l) C6H5N (aq) + OH- (aq)
Hidrazin N2H4 (aq) + H2O (l) N2
Metilamin CH3NH2 (aq) + H2O (l)
2. DERAJAT IONISASI DAN TETAPAN IONISASIAsam lemah atau basa lemah dalam larutan tidak terurai sempurna menjadi ion. Jumlah persen molekul atau fraksi molekul yang terurai menjadi ion disebut derajat ionisasi atau dinyatakan dengan α .Misalnya suatu larutan asam mengandung satu mol HA dalam VL.
HA H+ + A-
Keadaan awal 1 0 0 mol dalam VLPada (1-α) α α mol dalam VLKesetimbangan
Jadi, α mol HA terurai menjadi α mol H+ dan α mol A- ; HA yang tertinggal (1- α) mol. Konsentrasi kesetimbangan,
Ka disebut tetapan dissosiasi atau tetapan ionisasi dari asam atau tetapan asam. Ungkapan ini mula-mula diturunkan oleh Ostwald. Oleh karena V = volume yang mengandung 1 mol zat terlarut, 1/V = c, maka
Ungkapan di atas disebut Hukum Pengenceran Ostwald.Dalam banyak hal derajat dissosiasi sangat kecil sehingga dapat dianggap bahwa,
[HA]awal = [HA]kesetimbangan
Oleh karena itu, 1-α ~ 1, sehingga hokum pengenceran OStwald menjadi,Ka = α2c
Hukum Pengenceran Ostwald dapat juga diaplikasikan pada basa lemah, jika B, adalah basa lemah, maka dalam larutan terurai sebagai,
B + H2O BH+ + OH-
Jika, α <<< 1Kb = α2c
Kb disebut tetapan dissosiasi basa atau tetapan ionisasi dari basa atau tetapan basa.
Pada bab sebelumnya telah ditunjukan bagaimana α dan Ka dapat diperoleh dari data pengukuran daya hantar yaitu,
Contoh :Daya hantar molar suatu asam lemah HA 0,001 M pada temperature 250C, 5,17 x 10-4 S m2 mol-1. pada temperature ini ۸ o (H+) = 3,50 X 10-2 s m2 hitung derajat dissosiasi HA dan tetapan ionisasi HA.
Jawab :
Harga Ka sangat bermanfaat untuk mengetahui kekuatan suatu asam untuk mengalami ionisasi. Kekuatan asam dapat juga diketahui dari fraksi molekul yang mengalami ionisasi.
Contoh :1. Hitung persen ionisasi,
a) HF 0,60 M Ka = 7,1 x 10-4
b) HCN 0,60 Ka = 4,9 x 10-10
jawab :a) HF (aq) H+ (aq) + F- (aq)
b)
2. Hitung derajat dissosiasi larutan suatu basa, N 0,01 M.Diketahui Kb = 6,46 x 10-4
Jawab :B + H2O BH+ + OH-
c = konsentrasi ; α = derajat ionisasi1 – α ~ 1Kb = c α2
6,46 x 10-4 = 0,01 x α2
α = 0,254
3. Dari eksperimen daya hantar, diperoleh derajat ionisasi suatu asam lemah HA 0,005 M pada temperatur 250C, 0,057Hitung Ka
Jawab :
Ka =
α = 0,057c = 0,005 M
Ka =
= 1,72 x 10-5
3. KEKUATAN ASAM DALAM LARUTANIstilah kuat dan lemah digunakan untuk membandingkan kekuatan asam atau basa dalam larutan. Asam sulfat, asam nitrat dan asam klorida digolongkan dalam asam kuat, sedangkan asam asetat termasuk asam lemah.
Kekuatan suatu asam bergantung juga pada pelarutnya. Makin kuat sifat kebasaan pelarut, makin mudah asam melepaskan proton. Asam asetat adalah asam lemah dalam larutan air, tetapi dalam amonia cair yang basanya lebih kuat dari air, merupakan asam kuat,
CH3COOH + NH3 CH3COO- +Kekuatan suatu asam HA dalam air menentukan sampai berapa jauh keberlangsungan reaksi dibawah ini,
H2O + H3O+ + A-
Kekuatan suatu basa (hidroksida) ditentukan oleh kemampuan basa ini untuk menghasilkan ion hidroksida.
Kekuatan asam dapat dilihat dari derajat ionisasinya atau tetapan dissosiasinya, Ka. demikian pula kekuatan suatu basa dapat dilihat dari derajat ionisasinya atau tetapan dissosiasinya, Kb.
Faktor yang menentukan kekuatan relatif asam dan basa :a) kepolaranb) ukuran atomc) muatand) bilangan oksidasi
a) Kepolaran Ikatan, X – H,CH4 < NH3 < H2O < HF
HF Ka = 7,2 x 10-4
H2O Ka = 1,8 x 10-16
NH3 Ka = 1 x 10-30
CH4 Ka = 1 x 10-49
b) Ukuran Atom X,
HF Ka = 7,2 x 10-4
HCl Ka = 1 x 106
HBr Ka = 1 x 109
HI Ka = 1 x 109
Entalpi dissosiasi ikatan (kJ mol-1) :HF 569HCl 431HBr 370HI 300
H dissosiasi ikatan bertambah kecil jika X bertambah besar.
c) Muatan dan basaKebasaan :
Keasaman : H3PO4 >
d) Bilangan oksidasi asam sentral,Asam oksi Ka Bilangan Oksidasi klorHOCl 2,9 x 10-8 +1HOClO 1,1 x 10-2 +3HOClO2 5,0 x 102 +5
HOClO3 1 x 103 +7
Pada tabel 4.5 tercantum asam-asam yang berdasarkan kekuatannya. Ada tiga kelompok asam, yaitu asam kelompok 1, asam yang kuat, asam kelompok 2 asam yang sedang kekuatannya, dan asam kelompok 3 asam yang lemah. Asam kelompok 1 adalah penderma H+ yang paling kuat dibandingkan dengan H3O+. asam kelompok 2 adalah penderma H+ yang lebih lemah daripada H3O+ tetapi lebih kuat dari molekul H2O. asam kelompok 3 adalah asam yang paling lemah dan penderma proton lebih lemah dari H2O.
Tabel 4.5.Kekuatan Relatif Beberapa Asam dan Basa
-H+
Asam ----------> Basa
+H+
<--------------
HCIO4
HBr Br-
HCl Cl-
HNO3
H2SO4
HNO2
HF F-
HC2H3O2 C2H3
H2S HS-
H2CO3 HCHOCI OCI-
HCN CN-
H2 H-
CH4 C
Di sebelah kanan terdapat basa konjugasi dari asam yang terdapat di sebelah kiri. Jika asam yang terletak dibagian kiri tabel kekuatannya dari bawah ke atas makin besar, basa konjugasi yang teletak di sebelah kanan kekuatan basanya dari atas ke bawah makin besar. Dapat disimpulkan bahwa,
1. Sangat kuat
H3O+ H2O
H2O OH-
Sangat lemah (diabaikan)
Sedang ke lemah
Sangat kuat
2. Sedang ke lemah
3. Sangat lemah (diabaikan)
Kek
uat
an
Asa m
Ber
tam
bah K
eku
atan
B
asa
Ber
tam
bah
Makin kuat sesuatu asam, makin lemah basa konjugasinya.
Tabel 4.5 dapat digunakan untuk memperkirakan reaksi asam-basa yang dapat berlangsung. Menurut konsep Bronsted-Lowry reaksi asam-basa merupakan persaingan dalam melepaskan dan menangkap H+, yang menyangkut asam lebih kuat dan basa yang lebih kuat untuk menghasilkan asam dan basa yang lebih lemah. Oleh karena itu diharapkan asam yang terletak di bagian atas tabel (di sebelah kiri) dapat bereaksi dengan basa yang terletak di bagian bawah tabel (disebelah kanan).
Misalnya reaksi yang dapat terjadi,
HCI + HS- ----> H2S + CI-
H2SO3 + F- ----> HF +Selanjutnya perhatikan reaksi ketiga kelompok asam dengan air sebagai basa.
Asam kelompok 1HNO3 + H2O -----> H3O+ +
Asam kelompok 2Meskipun asam-asam ini terletak di bawah H2O sebagai basa, namun terjadi reaksi kesetimbangan, yang letak kesetimbangan ke arah sebelah kiri yaitu asam sebagai molekul,
HF + H2O H3O+ + F-
Asam kelompok 3Asam kelompok 3, yaitu H2 dan CH4 terlampau lemah dan tidak bereaksi dengan air. Ada beberapa basa kelompok 2, yang dapat bereaksi dengan air sebagai asam membentuk ion OH-,
+ H2O HNO2 + OH-
Reaksi semacam ini disebut reaksi hidrolisis. Kemampuan bereaksi hidrolisis dari basa kelompok 2 dari bawah ke atas maka berkurang. Kation seperti juga mengalami hidrolisis (lihat bab berikut mengenai hidrolisis).
Asam dari kelompok 1, HCIO4, HBr, HNO3 dan basa kelompok 3 H- dan , tidak terdapat dalam larutan air, karena bereaksi dengan air.
Basa kelompok 1, , Br-, tidak bereaksi dengan air, sehingga kehadirannya dalam larutan tidak mempengaruhi harga pH.
Asam kelompok 2, dalam air akan menghasilkan sedikit H3O+ sedangkan basa kelompok 2, dalam air, seperti NH3 akan menghasilkan larutan bersifat asam.
Contoh :1. + HS- ------> Tidak beralangsung
2. HNO2 + OCI- ----> + HCl
3. HCI + H2O ----> H3O+ + CI-
4. HCN + H2O H3O+ + CN-
5. CN- + H2O HCN + OH-
6. H+ + H2O H2 + OH-
7. + H2O NH3 + H3O+.
4. HASIL KALI ION UNTUK AIR (KW)Pada pengukuran daya hantar murni, jarum alat daya hantar tidak menunjukan angka nol. Hal ini menunjukan bahwa air mengalami ionisasi-sendiri.
2 H2O (l) H3O+ (aq) + OH- (aq)
Dengan menuliskan ion hydrogen dengan H+, penguraian dapat ditulis,H2O H+ + OH-
Oleh karena sangat sedikit molekul air yang mengion, konsentrasi air tidak berubah. Oleh karena itu,
Kw disebut tetapan hasil kali ion atau tetapan air, yaitu hasil kali konsentrasi molar pada temperatur tertentu.
Ada dua cara untuk menentukan Kw air,(a) Air terurai sesuai dengan persemaan reaksi, pada suhu 250C.
Kc [H2O] = [H+] [OH-] = Kw
Untuk larutan encer [H2O] adalah tetap,
Kw [H+][OH-] = K [H2O]= 1,8 x 10-16 x 55,5= 1,0 x 10-4
(b) Dari data daya hantar. Pada suhu 250C diperoleh secara eksperimen, diperoleh daya hantar jenis air 5,5 x 10-8 S cm-1
Menurut hokum Kohlrausch,
Pada suhu 250C berat jenis, 0,997 g L-1
Konsentrasi air =
= 5,53 x 10-2 mol L-1
Dari reaksi : H2O H+ + OH-
[H+] = [OH-] = α x c= 1,81 x 10-9 x 5,53 x 10-2
= 1,0 x 10-7
Kw = [H+] [OH-] = 1,0 x 10-14
Kw dan SuhuDissosiasi air adalah proses endoterm. Oleh karena itu derajat ionisasi air akan bertambah besar jika suhu dinaikan. Harga Kw dapat dilihat pada table.
Tabel 4.4.Kw dan Suhu
Suhu Kw
0 0,114 x 10-14
10 0,292 x 10-14
20 0,681 x 10-14
25 1,01 x 10-14
30 1,47 x 10-14
40 2,92 x 10-14
50 5,47 x 10-14
60 9,61 10-14
Dari tabel dapat dihitung bahwa pada suhu lebih besar dari 250C, [H+] lebih besar dari 10-7 mol L-1.Jadi pada 400C pH air lebih kecil dari 7.
5. ION HIDRONIUMSuatu ion hydrogen, H+, tidak lain adalah suatu proton; jadi berbeda dari kation-kation lainnya. Ion H+ tidak mempunyai electron dari jari-jari efektifnya hanya kira-kira 10 -13 cm dibandingkan dengan ion-ion lainnya yang jari-jarinya sekitar 10-8 cm.
Oleh karena gabungan antara proton dan molekul air eksoterm, membebaskan energi sebanyak 1260 kJ per mol diperkirakan hanya 10-190 bagian dari seluruh proton yang tidak mengalami hidrasi.
Dengan demikian tidak mungkin terdapat ion hydrogen bebas di dalam larutan. Adanya H3O+ di dalam larutan asam kuat telah dibuktikan dengan spektroskopi infra merah pada
tahun 1957. oleh karena mirip dengan ion ammonium ( ), H3O disebut ion hidronium.
Dengan demikian ionisasi air harus ditulis,2 H2O H3O+ + OH-
Namun telah dibuktikan juga bahwa dalam larutan bergantung pada konsentrasi dan suhu dapat ditemukan (H5O2)+, (H7O3)+, (H9O4)+ dan sebagainya.
Oleh karena itu untuk mempermudah, digunakan H+ dalam buku ini dengan catatan bahwa bukan ion hydrogen bebas tetapi tehidrasi dan seterusnya ditulis H+ (aq).
6. SKALA pH, pOH, pKUntuk mempermudah, konsentrasi ion H+ dinyatakan dengan pH. Konsep pH ini diperkenalkan oleh ahli kimia Denmark, Sorensen pada tahun 1909. huruf p ini berasal dari istilah Potenz (Jerman), puissance (Prancis), power (Inggris). Hubungan antara [H+] dan pH adalah,
pH = - log [H+] = log atau [H+] = 10-pH
pengertian p diperluas, mencakuppOH = - log [OH-]pK = - log K (Ka, Ksp, dsb).pH + pOH = pKw = 14
Definisi pHDefinisi modern dari pH didasarkan atas pengukuran Daya Gerak Listrik (DGL) suatu sel Galvani/Volta, yang terdiri dari sebuah elektroda indicator (elektroda kaca) dengan elektroda pembanding.
Misalnya X dan S adalah dua larutan berturut-turut larutan tidak diketahui pH-nya dan larutan pH-nya diketahui. Jika Es adalah DGL sel, dengan larutan standard yang keaktifan ion H+. aH (S) dan aH (X) adalah keaktifan ion H+ dari larutan yang tidak diketahui pH-nya, maka
EX - ES =
Pada temperatur 298,15 K (250C),EX - ES = 0,059 log (aH – (S)) – log (aH + (X))
= 0,059 (pHX – pHS)
pH (X) - pH (S) =
atau pada temperatur T (K).
pH (X) – pH (S) =
Tabel 4.6.
Hubungan antara pH dan pOH pada 250CpH [H+] M [OH-] M pOH
14,013,012,011,0
Basa 10,0
9,08,0
Netral 7,06,05,04,0
Asam 3,02,01,00,0
-1,0
10-13
10-11
10-9
10-7
10-5
10-3
10-1
10
10-1
10-3
10-5
10-7
10-9
10-11
10-13
10-15
0,01,02,03,0 [OH-] >> [H+]
4,05,06,07,0 [H+] ~ [OH-]8,09,010,011,0 [H+] >> [OH-]12,013,014,015,0
Tabel 4.7.pH Beberapa Larutan
Larutan pHHCl 1 M
Asam baterai (asam aki)Cairan dalam perut
Jus jeruk sitrunCuka
AnggurJus tomat
BirKopiUrineLudahDarah
Larutan Mg(OH) jenuh (susu magnesia)
NH3 1 M (ammonia rumah tangga)
NaOH 1 M (lye)
00,5
1,0 – 3,02,2 – 2,42,4 – 3,42,8 – 3,84,0 – 4,44,0 – 5,04,5 – 5,55,5 – 7,56,5 – 7,5
7,410,5
11,6
14
Contoh :1. Pada temperatur 400C, KW = 3,8 x 10-14
Hitung pH air.Jawab :
KW = [H+] [OH-] = 3,8 x 10-14
[H+]2 = 3,8 x 10-14
[H+] = √ 3,8 x 10-14
[H+] = 1,9 x 10-7
Ph = - log [H+] = - log (1,9 x 10-7)= 6,72
Catatan :pH < 7 tidak berarti bahwa pada temperatur 400C air bersifat asam. Yang tepat adalah pH keadaan netral = 6,72, pada temperatur 400C.
2. Suatu elektroda hydrogen standard dengan p(H2) = 1 atm dihubungkan dengan elektroda kalomel standard yang setengah reaksinya.
HgCl2 (s) + 2 e 2 Hg (l) + 2 Cl- ; EӨ = 0,242 VJika DGL sel 0,800 V, hitung pH larutan.(lihat buku : elektrokimia dan Kinetika Kimia, Bab 1.12.13).Jawab :
pH (X) – pH(S) =
pH (X) – 0 =
pH = 9,5
3. Kemolaran suatu larutan yang mengandung ion H+ 0,003 M. hitung pH.Jawab :
[H+] = 0,003 = 3 x 10-3
pH = - log (3 x 10-3) = - (log x log 10-3)pH = [(0,5) + (-3)] = -[(0,5 – 3)]pH = - (-2,5) = 2,5
4. Hitung pH suatu larutan yang mengandung 6,5 x 10-6 mol ion H+ dalam 1 L larutan.Jawab :
[H+] = 6,5 x 10-6
pH = - log (6,5 x 10-6) = - (log 6,5 + log 10-6) = - (0,8 – 6 ) = -(-5,2)pH = 5,2
5. Hitung kemolaran ion hydrogen suatu larutan yang pH-nya 8.Jawab :
pH = 8[H+] = 10-pH = 10-8 M
Hitung kemolaran ion hydrogen suatu larutan yang pH-nya 7,4.Jawab :
pH = 7,4[H+] = 10-7,4 = 10-8 x 100,6
100,6 = antilog 0,6 = 4[H+] = 4 x 10-8
6. Hitung konsentrasi ion hydrogen dalam larutan yang pH-nya 4,8.Jawab :
pH = 4,8[H+] = 10-4,8 = 10-5 x 100,2
100,2 = antilog 0,2 = 1,6[H+] = 1,6 x 10-5
pH suatu larutan 3,35. hitung kemolaran ion hydrogen dalam larutan.Jawab :
pH = 3,35[H+] = 10-3,35 = 10-4 x 100,65
100,65 = antilog 0,65 = 4,5[H+] = 4,5 x 10-4
7. Hitung pH dan pOH larutan HCl berikut :(a) [H+] = 1,0
pH = -log 1,0 = 0,0pOH= 14,0 – 0,0 = 14,0
(b) [H+] = 0,20 = 2,0 x 10-1
pH = -log (2,0 x 10-1) = -log 2,0 – log 10-1
= +1 + log 2,0 = 1 – 0,30 = 0,70pOH= 14,0 pH = 14,0 – 0,70 = 13,30
(c) [H+] = 3,1 x 10-3
pH = - log (3,1 x 10-3) = 3 – log 3,1 = 3 – 0,49 = 2,51
pOH = 14,0 – 2,51 = 11,49
8. Hitung pH dan pOH dari :a) HNO3 2,0 M b) HNO3 0,30 M dan c) HNO3 0,0063 Mjawab :a) [H+] = 2,0 M
pH = -log 2,0 = - 0,30
[OH-] =
pOH = - log (5,0 x 10-15) = 14,30
b) [H+] = 0,30 MpH = - log 0,30 = 0,52
[H+] = = 3,3 x 10-14 M
c) [H+] = 6,3 x 10-3 MpH = - log (6,3 x 10-3) = 2,20
[OH-] =
pOH = - log (1,6 x 10-12) = 11,80
Catatan :Jika larutan makin encer [H+] berkurang sehingga pH bertambah. Oleh
karena [H+] lebih besar dari 1 M maka menghasilkan pH negative. Perhitungannya benar karena pH + pOH = 14.Sampai kini belum ada elektroda pada pH-meter yang dapat mendeteksi pH < 2 dan pH > 2.
9. Hitung pH larutan NaOH berikut :(a) 1,0 M; (b) 0,30 M; (c) 4,7 x 10-3 MJawab :
(a) [OH-] = 10pOH = -log [OH-] = -log 1,0 = 0,0pH = pKW – pOH = 1,40 – 0,0 = 14,0
(b) [OH-] = 0,30 = 3,0 x 10-1
pOH = - log (3,0 x 10-1) = 1 – log 3,0 = 1 – 0,48
= 0,52pH = 14,0 – 0,52 = 13,48
(c) [OH-] = 4,7 x 10-3
pOH = - log (4,7 x 10-3) = 3 – log 4,7 = 3 – 0,67 =2,33
pH = 14 – 2,53 = 11,67
10. Hitung pKa atau pKb zat-zat berikut :(a) CH3COOH ; Ka = 1,8 x 10-5
(b) Quinolin ; Kb = 6,3 x 10-10
Jawab :(a) Ka = 1,8 x 10-5
pKa = -log (1,8 x 10-5) = 5 – log 1,8pKa = 5 – 0,26 = 4,74
(b) Kb = 6,3 x 10-10
pKa = - log (6,3 x 10-10) = 10 – log 6,3pKa = 10 - 0,80
= 9,20
7. ASAM KUAT DAN BASA KUAT
Asam kuat dan basa kuat terurai sempurna dalam larutan air. Oleh karena itu konsentrasi H+ dan OH- sama dengan konsentrasi zat terlarut. Apakah pH dari HCl 10-9
M sama dengan 9. Tentu saja tidak mungkin, bahwa suatu asam yang diencerkan terus menerus akan menjadi basa.
Dalam HCl 10-9 M, selain daripada [H+] yang berasal dari asam ini, perlu diperhitungkan [H+] yang berasal dari H2O. Dalam larutan HCl dalam air terdapat tiga spesi yaitu, H+, OH- dan Cl-.
Ada tiga persamaan yang berlaku untuk larutan HCl,1. Kesetimbangan air [H+] [OH-] = Kw
2. Perimbangan materi [Cl-] = Ca (Ca = konsentrasi asam)3. Prinsip penetralan muatan [H+] = [OH-] + [Cl-]
[H+] = [OH-] + Ca
[H+] = Ca +
Misalnya untuk HCl 10-10 M.
[H+] = 10-5 +
= 10-5 + 10-9
= 10-5 M[H+] = C a
Akan tetapi jika konsentrasi lebih kecil, misalnya 10-9 M maka Kw/[H+] tidak dapat diabaikan sehingga perlu dihitung dengan persamaan kuadrat dibawah ini.
Contoh :Hitung pH larutan Hcl 10-7 M.Jawab :
[H+]2 – 10-7 H+ - 10-14 = 0
[H+] =
[H+] =
= 1,67 x 10-7 MpH = -log (1,62 x 10-7)
= 6,79.Untuk persamaan konsentrasi HCl lebih kecil dari 10-7 M, Ca lebih kecil dari Kw / [H+] dalam persamaan.
[H+] = Ca +
Sehingga,[H+] = Kw
[H+] = (Kw) ½
= 10-7 M.Cara perhitungan konsentrasi spesi pada keadaan kesetimbangan basa kuat mirip dengan perhitungan untuk HCl. Perhitungan pH dengan cara tersebut diatas dapat dilihat pada grafik di bawah ini.
8. ASAM LEMAH MONOPROTIKHA H+ + A-
( 1 – α ) C α C α C
Ka =
C α2 + Ka α – Ka = 0
[H+]2 – Ca [H+] – Kw = 0
Dalam larutan Ha terdapat H+, OH-, A-
Ada tiga macam persamaan,1. Kesetimbangan air dan asam.
[H+] [OH-] = Kw
2. Perimbangan materiCa = [HA] + [A-]
3. Perimbangan muatan,[H+] = [A-] + [OH-]
Ka =
[OH-] = Kw / [H+][H+]3 + Ka [H+]2 – (Kw + Ca Ka) [H+] – Kw Ka = 0
Untuk mengatasi kesukaran penggunaan persamaan yang cukup rumit ini, maka untuk mempermudah perlu membandingkan [OH-] terhadap [H+].Jika [OH-] < < < [H+],
Dalam hal [H+] < < < Ca maka,
Jika dalam keadaan di mana asam sangat lemah sehinggi konsentrasi [H+] tidak banyak berbeda dengan [H+] yang berasal dari ionisasi air.
[H+] – [OH-] < < < Ca
Ka =
Sebagai pegangan untuk menghitung konsentrasi [H+] dari suatu asam lemah monoprotik maka dapat disarankan tahap-tahap berikut,
1) Hitung [H+] dan [H+] = (Ka Ca) ½
2) Periksa apakah [H+] < 0,05 Ca
3) Jika [H+] > 0,05 Ca gunakan [H+]2 + Ka[H+] – KaCa = 04) Periksa apakah [OH-] < 0,05 [H+]5) Jika [H+] mendekati [OH-], tetapi [H+] – [OH-] < 0,05 Ca, gunakan [H+] = (KaCa +
Kw) ½
6) Jika perbandingan berbagao spesi melebihi 5%, gunakan[H+]3 + Ka [H+]2 – (Kw + Ca Ka) [H+] – Kw Ka = 0
9. BASA LEMAH MONOPROTIK
[H+] = ( Ka Ca + Kw ) ½
BOH B+ + [OH-]1. Kesetimbangan air, dan basa, Kw = [H+] [OH-]
Kb = 2. Perimbangan materi, Cb = [B+] + [BOH]3. Perimbangan muatan [OH-] = [H+] + [B+]
Kb =
[B+] = [OH-] - [H+]
Kb =
4. Pendekatan : Persamaan :
[H+] < < [OH-] Kb =
Atau[OH-]2 + Kb [OH-] – KbCb = 0
[OH-] < < Cb
[OH- - H+] < < Cb
Contoh :1. Hitung [H+] dan pH dari larutan HCl 1,0 x 10-7 M
Jawab :Spesi terpenting dalam larutan, H+, Cl- dan H2OIon H+ yang terdapat dalam larutan berasal dari penguraian HCl dan HCl
[H+] total = 1,0 x 10-7 + 1,0 x 10-7 = 2,0 x 10-7
Sebenarnya konsentrasi H+ asal H2O kurang dari 1,0 x 10-7. karena adanya H+ asal HCl kesetimbangan di bawah ini bergeser ke kiri,
H2O (l) H+ (aq) + OH- (aq)Didalam larutan terdapat kesetimbangan muatan yaitu,
[H+] = [Cl-] + [OH-]Ion Cl- berasal dari HCl terlarut.
[Cl-] = 1,0 x 10-7 M[H+] = [Cl-] + [OH-] = 1,0 x 10-7 + [OH-]
[OH-] =
[H+] = [Cl-] + [OH-] = [Cl-] =
[H+] = 1,0 x 10-7 +
[H+] - = 1,0 x 10-7
[H+]2 – (1,0 x 10-14) = (1,0 x 10-7 ) [H+][H+]2 – (1,0 x 10-7) [H+] – (1,0 x 10-14) = 0
[OH-] = (Kb Cb) ½
[OH-] = (Kb Cb + Kw) ½
Dengan menggunakan rumus kuadrat,
[H+] =
Dengan a = 1, b = -1,0 x 10-7, c = -1,0 x 10-14, maka [H+] = 1,6 x 10-7
Jadi dalam larutan HCl 1,0 x 10 M terdapat 1,6 x 10-7 M [H+], dengan perincian 1,0 x 10-7 [H+] asal HCl dan 0,6 x 10-7 M asal dari air.
pH = -log [H+] = -log (1,6 x 10-7)pH = 6,80
2. Hitung pH HCl 1,0 x 10-10 M.Jawab :
HCl terurai sempurna menjadi H+ dan Cl- menghasilkan 1,0 x 10-10 M dari H+
pH = -log (1,0 x 10-10) =10,0?Adalah tidak mungkin. Menambahkan air kedalam asam tidak akan menghasilkan basa.
[H+] = [Cl-] + [OH-]Asal asal asalHCl dan HCl airH2O[Cl-] = 1,0 x 10-10
[OH-] =
[H+]2 = (1,0 x 10-10) [H+] + (1,0 x 10-14)[H+]2 - (1,0 x 10-10) [H+] – (1,0 x 10-14) = 0
[H+] = 1,0 x 10-7 M pH = 7
Catatan : pH larutan sama dengan pH air murni [H+] asal HCl <<< [H+] asal air (10-10 <<< 10-7).
10. ASAM BERBASA BANYAK
Asam-asam seperti, H3PO4, H2SO4 dan H2S dapat menghasilkan lebih dari satu hidrogen. Asam semacam ini disebut asam berbasa banyak atau asam polibasa atau asam poliprotik. Asam-asam mengalami dissosiasi secara bertahap. Setiap tahap dinyatakan dengan tetapan asosiasi, K, sedangkan K1 > K2 > K3.
a. Asam FosfatAsam fosfat H3PO4 terurai menghasilkan ion hidrogen dalam tiga tahap :
H3PO4 H+ + H2
H+ +
HP H+ + P
Harga K1, K2 dan K3 yang makin berkurang, berarti pada setiap tahap pengionan lebih sedikit dibandingkan tahap sebelumnya.
H3PO4 3 H+ +
Perlu dicatat bahwa konsentrasi ion hydrogen dalam asam fosfat tidak sama dengan tiga kali konsentrasi ion fosfat. Dapat dianggap bahwa hampir semua ion H+ berasal dari pengionan tahap pertama dan
[H+] = ]
Konsentrasi spesi fosfat yang dapat dihitung dari persamaan pengionan tahap kedua dan ketiga,
K2 = = 6,2 x 10-8
Dari persamaan penguraian tahap ketiga,
K3 =
Dapat disimpulkan bahwa konsentrasi berbagai spesi format dalam larutan,
H3PO4, , , , merupakan fungsi dari konsentrasi ion hydrogen
(lihat gambar 1).Gambar 2. Distribusi spesi fosfat dengan pH
b. Asam SulfatAsam sulfat, H2SO4, terurai juga dalam tahapan,
H2SO4 H+ + = K1 = 102
H+ + = K2 = 1,2 X 10-2
Harga K1 yang sangat besar menunjukkan bahwa hampir 100 persen terurai
menjadi H+ dan dalam H2SO4 0,1 M, konsentrasi hanya sekitar
0,01 M.
c. Asam SulfidaAsam sulfide, H2S, terurai dalam dua tahap,
H2S H+ + HS- K1 = 1 x 10-7
HS- H+ + S2- = K2 = 1,3 x 10-13
Pada suhu dan tekanan satu atm konsentrasi larutan jenuh, H2S 0,1 M.
= = 1 x 10-7
[H+] = 1 x 10-4
Pengionan tahap kedua sangat sedikit sehingga konsentrasi HS- hampir tidak berkurang dan konsentrasi H+ tidak banyak bertambah, sehingga dapat disimpulkan :
[H+] = [HS-]Oleh karena itu, konsentrasi ion S2- dapat dihitung dari persamaan penguraian tahap kedua,
K2 =
[S2-] = 1,3 x 10-13
Dengan menggabungkan penguraian tahap pertama dan kedua, dapat diperoleh,
H2S 2H+ + S2-
K =
Pernyataan kesetimbangan di atas dapat diperoleh dari,
= K1 K2
K = = K1 K2 = (1 x 10-7) (1,3 x 10-13)
= 1,3 x 10-20
Perhitungan ini penting untuk pengendapan ion logam sebagai sulfide dalam analisis kulitatif. Suatu larutan yang dialiri gas H2S sampai jenuh, konsentrasi H2S selalu tetap yaitu 0,1 M.
K = = 1,3 x 10-20
[H+] [S2-] = (1,3 x 10-20) (0,1) = 1,3 x 10-21
Dari persamaan di atas terlihat bahwa [S2-] bergantung pada [H+]. Dengan mengatur konsentrasi H+, misalnya 0,3 M, maka
[S2-] =
= 1,4 x 10-20
Konsentrasi S2- sebesar 1,4 x 10-20 M. sudah cukup untuk memisahkan Cd2+
dari larutan Fe3+. Dalam suasana ini Cd2+ dapat mengendap sebagai CdS, sedangkan, Fe2S3 tidak dapat mengendap.
Perhitungan yang berkaitan dengan amfiprotikPerhatikan lagi asam H3PO4,
H3PO4 (aq) H+ (aq) + HP
H2P H+ (aq) + HP
HP H+ (aq) + P
Dari spesi-spesi diatas, terdapa asam H3PO4, basa P , sedangkan H2P
dan HP dapat bersifat asam dan basa.
Dalam larutan NaH2PO4, H2P dapat melepaskan dan menerima proton. pH
larutan NaH2PO4 dapat dihitung dengan persamaan,
Dengan pK1 dan pK2 adalah minus logaritma tetapan dissosiasi H3PO4 K1)
dan H2P (K2).
Contoh :
1. Hitung pH larutan Na2HPO4 0,1 M.K1 = 7,5 x 10-3
K2 = 6,2 x 10-8
K3 = 4,8 x 10-12
pH =
Sebagai ikhtisar :Spesi penting pH
H2P
HP pK2 + pK3
Jawab :
Na+ , HP , H2O
pH = =
2. Hitung pH larutan NaHCO3 0,10 M.(untuk H2CO3 : K1 = 4,3 x 10-7 ; K2 = 5,6 x 10-11)
Jawab :
Spesi utama adalah, Na+, HC , H2O
pH = =
= =
= 8,31
11. REAKSI ASAM BASA1. Reaksi asam kuat dan Basa Kuat
Reaksi ini biasanya dinyatakan dengan,H+ (aq) + OH- (aq) H2O (l)
Reaksi dibawah ini sangat penting yang menunjukan bagaimana antacids menetralkan asam dalam perut,
NaHCO3 (aq) + HCl (aq) NaCl (aq) + H2O (l) + CO2 (g)CaCO3 (aq) + 2 HCl (aq) CaCl2 (aq) + H2O (l) + CO2 (g)MgCO3 (s) + 2 HCl (aq) MgCl2 (aq) + H2O (l) + CO2 (g)Mg(OH)2 (s) + 2 HCl (aq) MgCl2 (aq) + 2 H2O (l)
2. Reaksi asam lemah dan Basa kuatOleh karena asam lemah hanya sedikit mengingat, seperti halnya asam asetat, maka reaksi yang terjadi dapat ditulis,
CH3COOH (aq) + OH- (aq) CH3COO- (aq) + H2O (l)Oleh karena CH3COO- (aq) adalah basa konjugasi dari asam lemah, maka dapat bereaksi dengan air,
CH3COO- (aq) + H2O (l) CH3COOH (aq) + OH- (aq)
3. Reaksi Asam Kuat dan Basa lemahAsam kuat (HNO3) dapat bereaksi dengan ammonia (NH3).
H+ (aq) + NH3 (aq) (aq)
Oleh karena adalah asam konjugasi dari basa lemah, NH3, maka dapat bereaksi dengan air,
(aq) + H2O (l) NH3 (aq) + H3O+ (aq)
4. Reaksi Asam Lemah dan Basah lemahCH3COOH (aq) + NH3 (aq) CH3COO- (aq) + (aq)
Kedua ion, CH3COO- dan dapat bereaksi dengan air,
CH3COO- (aq) + H2O (l) CH3COOH (aq) + OH- (aq)(aq) + H2O (l) NH3 (aq) + H3O+ (aq)
5. Oksida Asam, Basa dan AmfoterOksida asam :
SO3 (g) + H2O (l) H2SO3 (aq)Oksida basa :
BaO (s) + H2O (l) Ba(OH)2 (aq)
6. Oksida Asam, Basa dan AmfoterOksida asam :
SO3 (g) + H2O (l) H2SO4 (aq)CO2 (g) + 2 NaOH (aq) Na2CO3 (aq) + H2O (l)
Oksida basa :BaO (s) + H2O (l) Ba(OH)2 (aq)BaO (s) + HNO3 (aq) Ba(NO3)2 (aq) + H2O (l)
Oksida amfoter :Al2O3 (s) + 6 HCl (aq) 2 AlCl (aq) + 3 H2O (l)Al2O3 (s) + 2 NaOH (aq) + 3 H2O (l) 2 NaAl(OH)4 (s)
7. Hidroksida Amfoter :Al(OH)3 (s) + 3 H+ (aq) Al3+ (aq) + 3 H2O (l)Al(OH)3 (s) + OH- (aq) Al (OH) (aq)
Tabel 11.Reaksi Asam – Basa dalam Larutan Air
Macam Reaksi Asam1 + Basa2 Basa1 Asam2
1. Ionisasi
2. Penetralan
3. Hidrolisis
4. Dekomposisi ion kompleks
5. Pelarutan garam dalam asam
6. Pergeseran asam lemah dan basa
H2O H2O OH- H3O+
HCl H2O Cl- H3O+
H2O NH3 OH-
H3O+ OH- H2O H2OCH3COOH OH- CH3COO- H2O
CH3COOH NH3 CH3COO-
H2O CH3COO- OH- CH3COOH
H2O NH3 H3O+
Mg(H2O) H2O Mg(H2O)n – 1 (OH)+ H3O+
2 H3O+ Ag(NH3) 2 H2O 2 + Ag+
6 H3O+ Sn 6 H2O H2S + Sn4+
2 H3O+ ZnO (s) 2 H2O H2O + Zn2+
H3O+ Ag2CrO4 (s) H2O HCr + 2Ag+
HS CN- HCN
OH- NH3 H2O
7. Oksida logam dan air
H2O Ca2+ , O2- OH- OH- + Ca2+
12. SIFAT ASAM-BASA-GARAMGaram adalah elektrolit kuat yang terurai sempurna menjadi ion. Anion dan kation dari garam atau kedua-duanya dapat bereaksi dengan air. Reaksi ini disebut hidrolisis. Pada umumnya garam yang mengalami hidrolisis mempengaruhi pH larutan.1. Garam yang menghasilkan larutan netral,
Pada umumnya garam-garam yang mengandung ion-ion logam alkali atau alkali tanah
(kecuali Be2+) dan basa konjugasi asam kuat seperti Cl-, Br-, N dan N tidak mengalami
hidrolisis.
NaCl (aq) Na+ (aq) + Cl- (aq)Larutan garam-garam ini bersifat netral. Garam yang terbentuk dari asam lemah dan basa lemah yang mengalami hidrolisis, bersifat netral jika Ka = Kb.
2. Garam yang menghasilkan larutan basa,Garam yang terjadi dari asam lemah dan basa kuat (misalnya, CH3COONa) mengalami dissosiasi sebagai berikut,
CH3COONa (s) Na+ (aq) + CH3COO- (aq)Ion asetat yang merupakan basa konjugasi dari asam CH3COOH mengalami hidrolisis
CH3COO- (aq) + H2O (l) CH3COOH (aq) + OH- (aq)Reaksi ini menghasilkan OH- ; oleh karena itu larutan natrium asetat bersifat basa. Hidrolisis ini disebut hidrolisis sebagian atau hidrolisis parsial.Untuk mempermudahkan reaksi hidrolisis dapat ditulis sebagai berikut,
A- + H2O HA + OH-
Tetapan hidrolisis, Kh,
Kh =
Jika baik pembilang maupun penyebut dikalikan dengan (H+) diperoleh,
Kh =
Kh =
Dengan Kw = tetapan air, Ka = tetapan asam HA.Persen hidrolisis, CH3COONa dapat dinyatakan dengan,
% hidrolisis =
3. Garam yang menghasilkan larutan asam,Garam yang terbentuk dari basa lemah dan asam kuat misalnya NH4Cl, mengalami dissosiasi sebagai berikut :
NH4Cl (s) (aq) + Cl- (aq)
Ion yang merupakan asam konjugasu dari basa lemah NH3, mengalami hidrolisis,
(aq) + H2O (l) NH3 (aq) + H3O+ (aq)untuk mempermudah reaksi hidrolisis dapat ditulis sebagai berikut,
B+ + H2O (l) BOH + H+
Kh =
Jika baik pembilang maupun penyebut dikalikan dengan (OH-) diperoleh,
Kh =
Kh =
Kb = tetapan basa lemah [BOH]
4. Garam yang kation dan anion-nya mengalami hodrolisis,Garam yang terbentuk dari asam lemah dan basa lemah seperti CH3COONH4, mengalami hidrolisis semperna, atau hidrolisis total.Jika garam ini ditulis sebagai BA akan terurai seperti berikut,
BA B+ + A-
B+ + A- + H2O HA + BOH
Kh =
Jika baik pembilang maupun penyebutnya dikalikan dengan [H+] dan [OH-]
Kh =
Sifat larutan garam ini, bergantung pada kekuatan relatif asamlemah dan basa lemah, ada tiga suasana yaitu,a) Ka = Kb, larutan bersifat netralb) Ka > Kb, larutan bersifat asamc) Ka < Kb, larutan bersifat basa
5. Garam dengan kation bermuatan besar seperti, Al3+, Fe3+, Cr3+ dan anion yang merupakan basa konjugasi asam kuat.Larutan AlCl3 dalam air bersifat asam,
AlCl3 Al3+ (aq) +3 Cl- (aq)
Al3+ (aq) + 6 H2O Al(H2O) (aq)
Al(H2O) (aq) bersifat sebagai asam karena menderma proton kepada H2O.
Al(H2O) (aq) + H2O (l) [Al(H2O) (H2O)5]2+ (aq) + H3O++ (aq)
Ka = = 1,3 x 10-5
Catatan :[Al(H2O) (H2O)5]2+ seterusnya dapat memberikan proton sehingga menghasilkan, [Al(OH)2 (H2O)6]+ dan [Al (OH)3 (H2O)3].
13. PENGARUH ION SENYAWAPerhatikan Garam CH3COONa. Yang terbentuk dari basa kuat dan asam lemah, jika dalam larutan terdapat campuran asam asetat, CH3COOH, dan natrium asetat CH3COONa, maka kedua-duanya menghasilkan ion asetat, CH3COO-,
CH3COOH (aq) CH3COO- (aq) + H+ (aq)
CH3COONa (s) CH3COO- (aq) + Na+ (aq)
Asam asetat adalah asam lemah yang hanya sedikit terurai menjadi ion, dan dalam larutan terdapat kesetimbangan antara molekul CH3COOH dengan CH3COO- dan H+. garam CH3COONa adalah elektrolit kuat, terurai sempurna menjadi Na+ dan CH3COO-. Dalam penambahan ion CH3COO- dalam larutan yang berasal dari CH3COONa maka, sesuai dengan asas Le-Chatelier reaksi kesetimbangan CH3COOH akan bergeser ke kiri. Oleh karena itu dalam larutan terdapat ion yang sejenis yaitu CH3COO- yang berasal dari CH3COOH dan CH3COONa, pengaruh pergeseran kesetimbangan semacam ini disebut pengaruh ion sejenis atau pengaruh ion senama.
Perhatikan suatu larutan ayng merupakan campuran dari asam lemah, HA dan garamnya, BA.BA -----> B+ + A-
Ha H+ + A-
Tetapan ionisasi Ka,
Ka =
[H+] = Ka
oleh karena [HA] hanya sedikit mengion, sedangkan BA terurai sempurna maka [HA] dianggap sebagai konsentrasi asam dan [A-] sebagai konsentrasi garam.
- log [H+] = - log Ka – log
- log [H+] = - log Ka – log persamaan ini dikenal sebagai persamaan Henderson – Hasselbalch.
Persamaan ini dinyatakan sebagai,
Contoh :1. hitung pH larutan yang mengandung HOCI 0,25 M dan NaCl pKa HOCl = 7,50.
Jawab :
pH = pKa + log
= 7,50 + log
= 7,5 + log 3,0= 7,5 + 0,48 = 7,98
2. Hitung pH larutan yang mengandung CH3COONa 0,15 M dan CH3COOH 0,10 M;Ka = 1,8 x 10-5
Jawab :
pH = pKa + log
pKa = - log Ka = - log (1,8 x 10-5)= 4,74
pH = pKa + log
pH = pKa + log
pH = 4,74 + log
= 4,92
14. pH LARUTAN GARAM
1. Garam yang terdiri dari asam kuat dan basa kuatpH = 7
2. Garam yang terdiri dari asam lemah dan basa kuat. Terjadi hidrolisis parsial (A-)A- + H2O HA + OH-
Kh =
[OH-] =
3. Garam yang terjadi dari basa lemah dan asam kuat. Terjadi hidrolisis parsial (B+).B+ + H2O BOH + H+
Kh =
[H+] =
4. Garam yang terjadi asam lemah dan basa lemah. Terjadi hidrolisis sempurna.B+ + A- + H2O BOH + HA
Kh = =
[H+] = Ka = Ka
Jika Ka = Kb ------> pH = 7
5. Campuran asam lemah dengan garamnya atau basa lemah dengan garamnya Persamaan Henderson dan Hasselbalch.a. Asam lemah dan garamnya (asam lemah dengan basa konjugasinya).
pH = ½ pKw + ½ pKa + ½ log Cg
pH = ½ pKw - ½ pKa - ½ log Cg
pH = ½ pKw + ½ pKa - ½ log pKb
pH = pKa + log
b. Basa lemah dan hgaramnya (basa lemah dengan asam konjugasinya).
15. pH LARUTAN DALAM AIRDalam menghitung pH larutan perlu diperhatikan macam larutan yang dihadapi.
1. Air murni : pada suhu kamar [H+] = 1 x 10-7 MpH = 7
2. Asam kuat [H+] = kemolaran dari asam [H+] = Ca
Contoh :HCl 0,05 M[H+] = 5 x 10-2 MpH = - log (5 x 10-2) = 1,3
3. Basa kuat :[OH-] = kemolaran basa[OH-] = Ca
pH = 14 – pOHContoh :
NaOH 0,05 MOH- = 5 x 10-2 MpOH = - log (5 x 10-2) = 1,3pH = 14 – 1,3 = 12,7
4. Asam lemah[H+]2 + Ka [H+] - Ka Ca = 0
jika [H+] lebih kecil dari 0,05 Ca gunakan rumus pendekatan
atau
Contoh :CH3COOH 0,1 M
Ka = 1,8 x 10-5
[H+] = 4,24 x 10-3 M
pH = -log 4,24 x 10-3 = 2,87
5. Basa lemahRumus pendekatan :
Atau
Contoh :NH3 0,1 MKb = 1,8 x 10-5
[OH-] = (1,8 x 10-5) 10-1 = 4,24 x 10-3
pOH = pKb + log
[H+] =
pH = ½ pKw + ½ pKa - ½ log pKb
pH = ½ pKa - ½ log Ca
[OH-] = = (Kb Cb) ½
pOH = ½ pKb - ½ log Cb
pOH = - log 4,24 x 10-3 = 2,87 pH = 14 – 2,87 = 11,13
6. Garam yang terjadi dari asam lemah dan basa kuatpH = ½ pKw + ½ pKa + ½ log Cg
Contoh :CH3COONa 0,1 MKa = 1,8 x 10-5
pH = ½ pKw + ½ pKa + ½ log Cg
= 7 + 2,37 - 0,5 = 8,87
7. Garam yang terjadi dari basa lemah dan asam kuatpH = ½ pKw - ½ pKb - ½ log Cg
Contoh :NH4Cl 0,1 MpH = ½ pKw - ½ pKb - ½ log Cg
= 7 – 2,37 + 0,50 = 5,13
8. Garam yang terjadi dari asam lemah dan basa lemahpH = ½ pKw + ½ pKa – ½ pKb
pH tidak bergantung dari konsetrasi garamnyaJika Ka = Kb, maka pH larutan = 7Contoh :
CH3COONH4
Ka = 1,8 x 10-5
Kb = 1,8 x 10-5
pH = ½ pKw + ½ pKa – ½ pKb
= 7 + 2,37 – 2,37 = 7
9. a) Campuran asam lemah dengan garamnyab) Campuran basa lemah dengan garamnya.
a) pH = pKb + log
b) pOH = pKb + log
Contoh :Hitung pH suatu larutan dari asam nitrit, HNO2 0,200 M dan natrium nitrit 0,050 M. Ka
HNO2 4,5 x 10-4
Jawab :
pH = pKa + log = pKa + log
pKa HNO2 = - log (4,5 x 10-4) = 3,35
pH = 3,35 + log
Contoh :Hitung pH suatu larutan NH3 (aq) 0,03 M dan NH4Cl 0,07 M.Kb NH3 (aq) = 1,8 x 10-5
Jawab :
pOH = pKb + log = pKb + log
pKb = - log (1,8 x 10-5) = 4,74
pOH = 4,74 + log = 5,11
pH = 14 – 5,11 = 8,89
16. LARUTAN BUFFER
Larutan buffer yang juga dikenal sebagai buffer, pada umumnya terdiri atas campuran asam lemah dan garamnya misalnya, CH3COOH – CH3COONa atau basa lemah dan garamnya misalnya NH3 – NH4Cl. Cara kerja larutan buffer berkaitan dengan pengaruh ion senama. Fakta bahwa penambahan ion senama dalam larutan asam lemah atau basa lemah menghasilkan pergeseran kesetimbangan ke arah molekul asam atau basa yang tidak terurai. Oleh karena itu larutan buffer dapat didefinisikan sebagai campuran asam lemah dengan basa konjugasinya atau basa lemah dengan asam konjugasinya.
pH dari larutan buffer dapat dihitung dari persamaan Henderson – Hasselbalch atau persamaan Henderson. Untuk buffer asam lemah HA dan garamnya MA.
Untuk buffer basa lemah dan garamnya,
Pada tabel 13 dapat disimpulkan bahwa sifat larutan buffer :1. Mempunyai pH tertentu (persamaan Henderson- Hasselbalch)2. pH-nya relatif tidak berubah jika ditambah sedikit asam atau basa.3. pH-nya tidak berubah jika diencerkan.
KAPASITAS BUFFER
Kapasitas buffer, yang juga disebut indeks buffer atau intensitas buffer yaitu suatu ukuran kemampuan buffer untuk mempertahankan pH nya yang konstan jika ditambahkan asam kuat atau basa kuat.
Tabel 12.Pengaruh Pengenceran dan Penambahan Asam dan Basa Kuat
Pada larutan buffer dan Bukan Buffer.
Macam Larutan
Komposisi pH awal
pH setelah10 kali
pengenceranPenambahan 1,0 mL HCl 0,1 M pada
100 mL
Penambahan 1,0 mL
NaOH 0,1 M pada 100 mL
Bukan Buffer
H2OHCl0,1 M NaOH0,1 M
7,101,00
13,00
7,002,00
12,00
3,001,00
12,99
11,001,01
13,00
pH = pKa + log
pOH = pKb + log
CH3COOH0,1 M CH3COONa0,1 M
2,87
8,83
3,37
8,38
2,72
6,75
3,05
11,00
Buffer
CH3COOH0,1 MCH3COONa 0,1 M
4,74 4,74 4,73 4,75
NH3 0,1 MNH4Cl0,1 M
3,73 3,70 3,70 3,78
Kapasitas buffer, β, didefinisikan dengan persamaan,
β =
Dengan d CB dan d CA berturut-turut menyatakan jumlah mol basa dan jumlah mol asam kuat yang ditambahkan ke dalam satu liter larutan buffer dan d pH adalah perubahan pH.
β = 2,303
PEMBUATAN LARUTAN BUFFER
Buffer dapat dibuat dengan tiga cara,1) Dengan mencampurkan asam lemah dengan basa konjuagasinya atau basa lemah dengan
asam konjugasinya.2) Mencampurkan asam lemah berlebih dengan jumlah terbatas basa kuat.3) Mencampurkan basa lemah berlebih dengan jumlah terbatas asam kuat.
KERJA BUFFER DALAM DARAH
Ada beberapa buffer dalam darah yang mempertahan pH darah pada pH 7,4. Buffer yang terdapat dalam darah yaitu,
B+ adalah Na atau K, HhbO2 adalah oksihemoglobin, HHb adalah hemoglobin dan H protein adalah protein bebas.
BUFFER FOSFATBuffer fosfat adalah buffer yang terdapat dalam sel tubuh manusia.
Buffer ini terdiri dari ion H2P . jadi larutan buffer adalah merupakan campuran
asam ( ) dan basa kinjugasinya, ( ). Jika terdapat ion OH- berlebih maka reaksi
kesetimbangan di bawah ini akan bergeser ke kanan.
(aq) + OH- (aq) (aq) + H2O (l)
jika terdapat kelebihan H+ reaksi kesetimbangan di bawah ini berlangsung ke kanan,
(aq) + H+ (aq) (aq)
BUFFER KARBONAT
Buffer karbonat adalah sistem buffer teropenting yang terdapat dalam darah. Buffer ini terdiri dari
pasangan H2CO3 dan . Jika terjadi peristiwa alkalisis, yaitu konsentrasi OH- bertambah,
maka reaksi di bawah ini bergerak ke kanan,
HCO3 (aq) + H+ (aq) (aq) + H2O (l)
Pada peristiwa asidosis, ion H+ berlebih akan masuk ke darah sehingga reaksi di bawah ini bergerser ke kanan,
+ H+ H2CO3
Contoh :1. Hitung pH dan kapasitas buffer suatu larutan yang diperleh dengan mencampurkan 112 mL
larutan H3PO4 0,1325 M dan 136 mL larutan Na2HPO4 0,1450 M.Jawab :
H3PO4 + Na2HP4 2 NaH2PO4
Na2HPO4 =
= 0,01968 M
Na2HPO4 =
pH = pK2 + log = 7,21 + log = 6,43
β = 2,303
= 0,0389
2. Bandingkan perubahan pH jika ke dalam masing-masing 1 L.a) air murni ditambah 1 mL HCl 1 Mb) larutan buffer yang mengandung NaOAc 0,5 M ditambah 1 mL HCl 1 M
Ka : HOAc = 1,80 x 10-5
Jawab :a) pH mula-mula = 7, ditambahkan 1 mL HCl 1 M, yaitu 1 mmol dalam 1001 mL.
[H+] = 10-3 M pH = 3
b) pH = pKa + log
pH = pKa + log 1 = pKa = 4,74 ditambah 1 mL HCl,HOAc = 0,05 + 0,001 = 0,501 MOAc = 0,50 + 0,001 = 0,499 M
pH = pKa + log = 4,74 + log
= 4,74
3. Hitung pH suatu larutan buffer yang dibuat dengan cara mencampurkan 100 mL NaOH 0,200 M dan 150 mL CH3COOH 0,400 M. Ka = 1,8 x 10-5
Jawab :Dalam 100 mL NaOH 0,200 M, terdapat (100 mL) (0,200 mmol/mL) =20,0 mmol NaOHdalam 150 mL CH3COOH 0,400 M, terdapat(150 mL) (0,400 mmol/mL) = 60,0 mmol CH3COOHpada pencampuran ini terbentuk 20,0 mmol CH3COONa, dan tersisa 40,0 mmol CH3COOH.
pH = pKa + log
p Ka = - log 1,8 x 10-5 = 4,74
pH = 4,74 + log
= 4,44
17. INDIKATOR
Hln H+ + ln-
[warna A] [warna B]
Kin =
Intensitas warna A sebanding dengan konsentrasi molekul Hln dan intensitas warna B sebanding dengan konsentrasi ion ln-
[H+] = Kin
[H+] = Kin
Mata manusia hanya dapat mengamati perubahan warna antara perbandingan 1/10 dan 10/1 untuk [warna B/warna A].
Misalnya bromtimol biru mempunyaoi pKin 7. indikator ini mempunyai warna asam kuning dan basa biru.Jika [warna B] / [warna A] = 1/10, pH = 7 + log 1/10 = 6.
Pada pH lebih kecil atau sama dengan 5,3 warna larutan kuning. Warna biru sangat sedikit sehingga tidak dapat diamati. Pada pH 7 warna B sama banyak dengan warna A, larutan berwarna hijau.
Jika [warna B] / [warna A] adalah 10/1, pH = 7 + log 10 = 8. pada pH lebih besar atau sama dengan 7, terlihat warna biru.
Dalam hal ini bromtimol biru berubah warna secara teratur di sekitar dua satuan pH yaitu pH 6 – pH 8 (dalam tabel 6 -7,6).
Daerah pH atau interval warna beberapa indikator dapat dilihat pada tabel 13. jadi sebagai suatu aturan umum, amata manusia dapat mengamati,
Warna asam jika,
≥ 10
warna basa jika,
pH = pKin + log
≤ 0,1
dari persamaan,
pH = pKin + log
dapat disimpulkan bahwa :pada warna asam, pH = pKin – log 10 = pKin – 1 (atau lebih kecil)pada warna basa, pH = pKin – log 0,1 = pKin + 1 (atau lebih besar)
dengan demikian transisi warna asam ke warna basa terjadi pada daerah pH atau interval warna indikator.
Tabel 13.Indikator
IndikatorWarna
pKinDaerah pH
(interval warna)Asam BasaTimol biru(perubahan larutan)
Metil jingga
Bromkresol hijau
Metil merah
Bromtimol biru
Fenol merah
Timol biru (peruabahan larutan)
Fenolftalein
Merah
Merah
Kuning
Kuning
Kuning
Kuning
Kuning
Tidak berwana
Kuning
Kuning
Biru
Merah
Biru
Merah
Biru
merah
1,5
3,7
4,7
5,1
7,0
7,9
8,9
9,4
1,2 – 2,8
3,2 – 4,4
3,8 – 5,4
4,8 – 6,0
6,0 – 7,6
6,8 – 8,4
8,0 – 9,6
8,2 – 10,0
Contoh :1. Suatu indicator, Hln (Kin = 1,0 x 10-6) dengan Hln berwarna merah, dan ln- berwarna biru,
diteteskan pada larutan asam kuat.Larutan ini tititrasi dengan larutan NaOH. Pada pH berapakah, indicator mengalami perubahan warna?Jawab :
Hln H+ + ln-
Kin = = 1,0 x 10-6
Dengan anggapan bahwa perubahan warna terjadi ketika,
[H+] = Kin
pH = pKin + 1
[H+] = 1,0 x 10-6
[H+] = -log (1,0 x 10-5) = 5,0
2. Indikator dengan Kin beapakah, yang dapat digunakan untuk titrasi 100,0 mL HCl 0,100 M dengan NaOH 0,100 M?Jawab :Hln H+ + ln-
Kin =
Pada keadaan awal indicator berada dalam bentuk Hln. Agar terjadi perubahan warna, kesetimbangan bergeser ke kanan, agar terbentuk ln-, yaitu
Agar perubahan warna erjadi pada pH 7 ([H+] = 1,0 x 10-7) maka
Kin = 1,0 x 10-7 ( )
= 1,0 x 10-8
3. Kin suatu indicator HA 1,0 x 10-7
Pada pH berapakah terjadi perubahan warna indicator untuk menentukan titik ekivalensi untuk,a) Titrasi suatu asamb) Titrasi suatu basaJawab :a) Dalam keadaan awal indicator berada dalam bentuk Hln. Warna akan berubah ketika
[ln-] / [Hln] = 1/10
Kin =
1,0 x 10-7 = [H+] ( )
[H+] = (10) (1,0 x 10-7) = 1,0 x 10-6
pH = - log 1,0 x 10-6 = 6,0
b) Dalam keadan awal indicator berada dalam bentuk ln-
Warna akan berubah ketika =
[H+] = Kin
[H+] = (1,0 x 10-7) = 1,0 x 10-8
pH = - log 1,0 x 10-8 = 8
18. PENENTUAN pH LARUTAN DENGAN KOTAK BJERRUMKotak Bjerrum dibagi dalam dua bagian menurut diagonal. Sel yang berisi larutan yang akan ditentukan pH-nya (volumenya seperlima dari volume kota) diletakan diatas kotak.
Gambar Kotak Bjerrum
Selah satu bagian kotak diisi dengan basa, yang lainnya diisi dengan asam. Ke dala kedua bagian kotak dibubuhi sejumlah indicator. Sel diisi dengan larutan yang akan diuji. Kemudia sel diletakkan diatas kota, kemudian digeser sepanjang bagian kotak, sampai warna yang terlihat dari depan kotak, sama dengan warna larutan dalam sel.
Dalam bagian kotak yang berisi asam indicator berada dalam bentuk Hln, sedangkan dalam bagian berisi basa, indicator berada dalam bentuk ln-
Cahaya bergerak sepanjang lin melalui warna basa, dan lHln melalui warna asam, dan jika larutan yang diuji mengandung fraksi molekul indicator sebesar q dalam bentuk ln- dan fraksi (1- q) dalam bentuk Hln, maka ketika warna dalam kotak dan sel sama,
Dan menurut ukuran panjang kotak (lihat gambar)
=
Contoh :1. pH suatu larutan ditentukan dengan menggunakan kotak Bjerrum panjangnya 20 cm.
dengan menggunakan indikator Bromkresol hijau (pKin = 4,7) pembaca skala (a) 5,8 ; 6,0 ; 6,3. hitung pH larutan.Jawab :
Rata-rata a : 6 cm
pH = pKa + log
pH = 4,7 + log
= 4,7 – 0,4 = 4,32. Dengan menggunakan indikator metil jingga, suatu larutan dengan menggunakan kotak
Bjerrum. Jika warna yang sama terdapat pada titik 40% bagian asam, tentukan pH larutan, pKin = 3,7
Hln
lHln
lln ln- kotak
kartuba
mata
kotak
Jawab :
pH = pKa + log
= 3,7 + log ( )
= 3,9Perhatikan penguraian indikator,
Hln H+ + ln-
Kin =
[H+] = Kin
[H+] = Kin = ( )
pH = pKin – log ( )
pH = pKin + log ( )
ketelitian cara ini akan baik jika (1 – q) = q, oleh karena itu indikator yang dipilih sebaiknya indikator yang memiliki pKin yang nilainya hampir sama besar dengan pH larutan yang akan ditentukan.
19. KURVA TITRASI
Jika suatu asna atau basa dititrasi, setiap penambahan pereaksi akan mengakibatkan perubahan pH. Grafik yang diperoleh dengan mengalurkan pH terhadap volume pereaksi yang ditambahkan disebut kurva titrasi.
Ada empat macam perhitungan jika suatu asam dititrasi dengan suatu basa,1. titik awa, sebelum penambahan basa.2. daerah antara (sebelum titik ekivalensi), larutan mengandung garam dan asam yang
berlebih.3. titik ekivalensi, larutan mengandung garam.4. setelah titik ekivalensi, larutan mengandung garam dan basa berlebih.
19.1. Titrasi Asam Kuat dengan Basa Kuat
Perhitungan dalam keempat tahapan sebagai berikut,1. Pada awal titrasi, pH larutan, ditentukan oleh konsentrasi asam,
[H+] = Ca
2. Pada tahap sebelum titik ekivalensi,
[H+] =
Va = Volume asam, Vb = volume basa,Ma = kemolaran asam, Mb = kemolaran basa
3. Pada titik ekivalensi, asam tepat dinetralkan oleh basa,Vb (ekiv) = Va Ma / Mb
[H+] = [OH-]
[H+] =
4. Setelah titik ekivalensi, pH ditentukan oleh konsentrasi OH- berlebih.
[OH-] =
Misalnya titrasi 50 mL HCl 0,1000 M dengan NaOH 0,1000 M.1. Pada titik awal,
[H+] = 10-1
pH = 12. Daerah sebelum titik ekivalensi :
a) penambahan 1,00 mL,
[H+] =
= 0,096 MpH = - log 0,096 = 1,02
b) penambahan 10 mL NaOH 0,1000 M
[H+] =
= 0,0666 MpH = - log 0,0666 = 1,18
c) penambahan 20 mL NaOH 0,1000 M,
[H+] =
= 0,0428 MpH = - log 0,0428 = 1,37
d) penambahan 30 mL NaOH 0,1000 M,
[H+] =
= 0,0250 MpH = - log 0,0250 = 1,60
e) penambahan 45 NaOH 0,1000 M,
[H+] =
= 0,0053 MpH = - log 0,0053 = 2,28
3. Titik ekivalensi :a) penambahan 50 ml NaOH 0,1000 M
[H+] = 1,00 x 10-14 = 1,00 x 10-7 MpH = - log 1,00 x 10-7 = 7
4. setelah titik ekivalensi :a) penambahan 51,00 mL NaOH 0,1000 M,
[OH-] =
= 0,0009 M pOH = - log 0,0009 = 3,00 pH = 14 – 3 = 11
b) penambahan 55,00 mL NaOH 0,1000 M,
[OH-] =
= 0,0048 M pOH = - log 0,0048 = 2,32 pH = 14 – 2,32 = 11,68
Dengan cara tersebut di atas dapat diperoleh data yang dicantumkan dalam tabel 14. Jika pH dialurkan terhadap volume NaOH diperoleh kurva titrasi (lihat gambar).
Tabel 14.Titrasi asam kuat dan basa lemah dengan NaOH
(50 mL asam 0,100 M dan NaOH 0,1000 M)
NaOH (mL) pH (HCl) pH (CH3COOH)0,001,005,00
10,0020,0030,0040,0045,0049,0049,9050,0050,1051,0055,0060,0070,00
1,001,021,091,181,371,601,952,283,004,007,00
10,0011,0011,6811,9612,22
2,873,183,804,144,574,925,355,706,437,448,72
10,0011,0011,6811,9612,22
Gambar 3. Kurva Titrasi 50,00 mL asam 0,1000 M dengan NaOH 0,1000 M,
19.2. Titrasi Asam Lemah dan Basa Kuat
Perhitungan dalam keempat tahapan sebagai berikut,1. Pada awal titrasi, pH larutan, ditentukan oleh konsentrasi larutan asam,
[H+] =
2. Pada tahap sebelum ekivalensi,
[H+] = Ka + log
CHA = konsentrasi asam yang belum bereaksiCA = konsetrasi garam yang terbentuk
3. Pada titik ekivalensi semua asam telah berubah menjadi garam,
[OH-] =
4. Setelah titik ekivalensi, pH ditentukan oleh kelebihan NaOH,
[OH-] =
Misalnya titrasi 50 mL CH3COOH 0,11000 M dengan NaOH 0,1000 M.1. Pada titk awal,
[H+] =
[H+] =
pH = - log (1,34 x 10-3 ) = 2,87
2. Daerah sebelum titik ekivalensi,a) penambahan 1,00 mL NaOH 0,1000 M
pH = pKa + log
pH = 4,74 + log = 6,56 x 10-4 M
pH = - log (6,56 x 10-4) = 3,18
b) penambahan 25,00 mL larutan NaOH 0,1000 M
pH = 4,74 + log
3. Titik ekivalensiPenambahan 50 mL NaOH 0,1000 M telah mencapai ekivalensi,
[OH-] =
[OH-] = 5,27 x 10-6 MpOH = - log (5,27 x 10-6) = 5,28pH = 14,00 -5,28 = 8,72
4. Setelah ekivalensipH larutan ditentukan oleh kelebihan ion OH-
perhatikan reaksi :CH3COO- + H2O CH3COOH + OH-
Setelah titik ekivalensi, kesetimbangan di atas bergeser ke kiri, jadi tidak terjadi hidrolisis.Dengan cara tersebut di atas akan diperoleh tabel 14.Jika pH dialurkan terhadap volume NaOH diperoleh kurva titrasi. (lihat gambar 3)
Memperhatikan kurva titrasi terlihat bahwa sekitar titik ekivalensi terjadi kenaikan yang tajam dalam pH, indikator yang memiliki daerah pH (interval warna) yang terletak di bagian vertikal dari kurva titrasi dapat dipilih untuk titrasi.
a) Untuk titrasi HCl dengan NaOH, bagian vertikal kurva titrasi terletak di antara pH 4 dan 11. indikator metil merah dan fenolftalein dapat dipilih untuk titrasi ini.
b) Untuk titrasi HCl dengan larutan NH3 (aq) bagian vertikal kurva terletak di antara pH 4 dan 8. indikator yang cocok untuk titrasi ini, metil merah dan bromtimol biru.
c) Untuk titrasi CH3COOH dengan NaOH bagian vertikal kurva terletak antara pH 6,5 dan 11. indikator fenol merah dan fenolftalein dapat digunakan untuk titrasi ini.
d) Untuk titrasi CH3COOH dengan NH3 (aq) tidak terdapat kenaikan pH yang tajam pada titik ekivalensi.
Gambar 4.(a) Titrasi 25 mL HCl 0,1 M dengan NaOH 0,1 M(b) Titrasi 25 mL HCl 0,1 M dengan NH3 (aq) 0,1 M(c) Titrasi 25 mL CH3COOH 0,1 M dengan NaOH 0,1 M(d) Titrasi 25 mL CH3COOH 0,1 M dengan NH3 (aq) 0,1 M
20. ANALISIS VOLUMETRI
Proses analisis untuk menentukan jumlah yang tidak diketahui dari suatu zat, dengan mengukur volume larutan pereaksi yang diperlukan untuk reaksi sempurna disebut analisis volumetri. Analisis ini juga menyangkut pengukuran volume gas.
Proses mengukur volume larutan yang terdapat dalam buret yang ditambahkan ke dalam larutan lain yang diketahui volumenya sampai tejadi reaksi sempurna disebut titrasi. Larutan yang diketahui konsentrasinya disebut larutan standard. Titik ketika reaksi tepat berlangsung sempurna disebut titik ekivalensi atau titik stoikiometri. Untuk mengetahui titik ekivalensi digunakan indikator, yang akan mengalami perubahan warna ketika terdapat kelebihan pereaksi. Titik ini disebut titik akhir titrasi yang diharapkan berimpit dengan titik stoikiometri. Perbedaam antara titik ekivalensi dan titik akhir titrasi disebut kesalahan titrasi. Indikator yang dipilih untuk suatu titrasi haru memberikan kesalahan titrasi yang sekecil mungkin.
20.1. Larutan Standard
Pada analisis volumetri diperlukan larutan standard. Proses penentuan konsentrasi larutan standard disebut “menstandardkan” atau “membakukan”. Larutan standard adalah larutan yang diketahui konsentrasinya, yang akan digunakan analisis volumetri.
Ada cara dalam menstandardkan larutan yaitu,1. Pembuatan langsung larutan dengan melarutkan suatu zat murni dengan berat tertentu,
kemudian diencerkan sampai memperoleh volume tertentu secara tepat. Larutan ini disebut larutan standard primer, sedangkan zat yang digunakan disebut standard primer.
2. Larutan yang konsentrasinya tidak dapat diketahui dengan cara menimbang zat kemudian melarutkannya untuk memperoleh volume tertentu, tetapi dapat distandardkan dengan larutan standard primer, disebut larutan standar sekunder.
Zat yang dapat digunakan untuk larutan standard primer, harus memenuhi persyaratan di bawah ini.
1. Mudah diperoleh dalam bentuk murni ataupun dalam keadaan yang diketahui kemurniannya. Pengotoran tidak melebihi 0,01 sampai 0,02%.
2. Harus stabil.3. Zat ini mudah dikeringkan, tidak higrokopis, sehingga tidak menyerap uap air, tidak
menyerap CO2, pada waktu penimbangan.4. mempunyai massa ekivalen besar.
20.2. Cara Menghitung Konsentrasi
Perhatikan reaksi,x A + y B produk
selama titrasi, larutan yang mengandung A dengan konsentrasi MA bereaksi dengan larutan yang mengandung B dengan konsentrasi MB.jika VA mL larutan A bereaksi dengan VB larutan B, maka
Jumlah mol A dalam = MA x
Jumlah mol B dalam = MB x
Untuk reaksi sempurna,
Oleh karena itu,
=
Dengan VA dan VB dalam mL dan MA dan MB dalam mol L-1.
Misalnya untuk reaksi,2 NaOH + (COOH)2 (COONa)2 + 2 H2O
(COOH)2 = 2 NaOHJika M1 adalah kemolaran, NaOH dan V1 adalah volume NaOH sedangkan M2 adalah kemolaran (COOH)2 dan V2 adalah volume (COOH)2 maka,
V1 x M1 x 1 = V2 x M2 x 2Dengan cara lain dapat dijelaskan sebagai beriktu :
1 mol (COOH)2 = 2 ekivalen1 mol NaOH = 1 ekivalen1 ekivalen (COOH)2 bereaksi dengan 1 ekivalen NaOH
Oleh karena itu,
Contoh :1. Hitung volume H3PO4 0,025 M yang diperlukan untuk menetralkan 25 mL Ca(OH)2 0,030 M.
(terjadi penetralan sempurna).Jawab :
H3PO4 0,025 M yang diperlukan 20 mL.
2. Hitung pH larutan yang diperoleh dari suatu titrasi setelah 22,00 mL NaOH 0,10 M ditambahkan 25,00 mL CH3COOH 0,10 M.Jawab :pH = 5,61
3. Hitung pH larutan yang terbentuk dalam suatu titrasi setelah 24,00 mL KOH 0,20 dengan 25,00 mL HCl 0,20 MJawab : pH = 2,39
4. Hitung pH larutan yang diperoleh dari suatu titrasi setelah 25,00 mL CH3COOH 0,10 M ditambahkan 26,00 mL NaOH 0,10 M.Jawab : pH = 11,30
5. Hitung pH larutan yang diperoleh dari suatu titrasi setelah 28,00 mL HCl 0,10 ditambahkan 25,00 mL NH3 (aq) 0,10 M.Jawab : pH = 2,25
21. HAIL KALI KELARUTANKelarutan suatu zat adalah jumlah zat yang larut dalam satu liter larutan jenuh pada suhu tertentu “jumlah” zat dapat dinyatakan dalam mol atau gram.
Catatan :Kelarutan suatu zat biasanya juga dinyatakan sebagai massa dalam gram yang dapat melarut dalam 100 gram pelarut membentuk larutan jenuh pada suatu suhu tertentu.
Kelarutan molar suatu zat adalah jumlah mol zat yang melarut dalam satu liter larutan jenuh pada suhu tertentu.
Hasil kali kelarutan suatu garam adalah hasil kali konsentrasi semua ion dalam larutan jenuh pada suhu tertentu dan masing-masing ion diberi pangkat dengan koefisien dalam rumus tersebut.
AgCl Ksp = [ Ag+ ] [ Cl- ] = 1,78 x 10-10
AgCrO4 Ksp = [ Ag+ ]2 [ ] = 1,3 x 10-12
Ag3PO4 Ksp = [ Ag+]3 [ ] = 1,3 x 10-20
CaK2 (SO4)2 6 H2O Ksp = [ Ca2+ ] [K+]2 [ ]2 = 1 x 10-9
NH4MnPO4 6 H2O Ksp = [ ] [Mn2+] [ ] = 4,1 x 10-12
21.1. Kelarutan Ksp, pKsp
Ksp suatu garam adalah ukuran kelarutan garam tersebut.
Jika diketahui kelarutan molar, maka Ksp dapat dihitung. Sebaliknya jika diketahui Ksp maka dapat dihitung kelarutan molar.
Selain daripada Ksp, kadang-kadang adalah lebih mudah jika menggunakan pKsp yaitu negatif logaritma dari Ksp (-log Ksp). Secara algebra dapat dikatakan bahwa semakin kecil Kcp semakin besar pKsp . Harga pKsp yang besar (positif) menunjukan kelarutan yang kecil, pKsp, yang kecil (negatif) menunjukan kelarutan besar.Dalam membandingkan kelarutan dua garam perlu memperhatikan rumus stoikiometrinya.
Garam Kelarutan molar Ksp pKsp
AgCl 1,3 x 10-5 M 1,78 x 10-10 9,75Ag I 9,1 x 10-9 M 8,30 x 10-17 16,081Ag2CO3 1,3 x 10-4 M 8,13 x 10-13 11,9
AgCl dan Ag I yang rumus stoikiomerinya sama, kelarutannya dapat dibandingkan secara langsung dari Ksp.
Ag I lebih sukar melarut dibandingkan AgCl karena Ksp lebih kecil atau pKsp lebih besar.
Contoh :Diketahui kelarutan CaSO4 2,09 g/L pada 300C, hitung Ksp,Jawab :
Mr CaSO4 = 1362,09 = 2,09/16 = 1,54 x 10-2 mol/L
Kelarutan molar, S = 1,54 x 10-2
CaSO4 (s) Ca2+ + S
Ksp = [Ca2+] [S ] = S2
= (1,54 x 10-2)2
= 2,4 x 10-4
Contoh :Diketahui Ksp AgBr pada 250C, 7,7 x 10-13. Hitung kelarutan AgBr dalam g/L.Jawab :
Ksp = [Ag+] [Br-] =7,7 x 10-13
[H+] = [Br-] = S = =
S = = 8,8 x 10-7 M
Mr : AgBr = 188Kelarutan AgBr = 8,8 x 10-7 M
= 1,7 x 10-4 g/liter-1
Contoh :Diketahui kelarutan CaF2 adalah 1,56 x 10-2 g/L. hitung Ksp.Jawab :
Mr CaF2 = 78
Kelarutan 1,56 x 10-2 g/L =
= 2 x 10-4 MCaF2 (s) Ca2+ + 2 F-
Kelarutan molar = S[Ca2+] = S, ; [F-] = 2SKsp = [Ca2+] [F-]2 = S x (2S)2 = 4 S3
= (2 x 10-4) (4 x10-4)2 = 3,2 x 10-11
Contoh :Diketahui Ksp, PbCl2 = 1,7 x 10-5. Hitung kelarutan PbCl2 dalam g/L.Jawab :
PbCl2 (s) Pb2+ + 2 Cl-
S S 2 SKsp = 4 S3 = 1,7 x 10-5
S3 = ¼ x 1,7 x 10-5 = 4,2 x 10-6
S = 1,6 x 10-2 M Mr PbCl2 = 278Kelarutan PbCl2 = 4,2 x 10-6 x 278
= 4,4 g/LContoh :
Diketahui kelarutan K2Ca(SO4)2. H2O 3 gram per liter. Hitung Ksp.Jawab :
Mr K2Ca(SO4) H2O = 328,3
Kelarutan = = 9,1 x 10-3 M
K2Ca2 (SO4)2 . H2O 2 K+ + Ca2+ + + H2O
Ksp = [K+]2 [Ca2+] [ 2+
Ksp = (2 S)2 (S) (2 S)2
= (1,82 x 10-2)2 (9,1 x 10-3) (1,82 x 10-2)2
= 99,8 x 10-11
= 1,0 x 10-9
Contoh :
Suatu larutan yang mengandung 0,01 mol ion Cl- dan 0,001 mol ion Cr per liter,
ditambah ion Ag+ sedikit demi sedikit. Manakah yang lebih dahulu mengendap AgCl atau Ag2CrO4?
Ksp AgCl = 1,8 x 10-10
Ksp Ag2CrO4 = 1,9 x 10-12
Jawab :(i) Hitung [Ag+] yang diperlukan untuk mengendapkan AgCl.
[Ag+] [Cl-] = [Ag+] (0,01) = 1,8 x 10-10
[Ag+] = = 1,8 x 10-8 mol per liter.
(ii) Hitung [Ag+] yang diperlukan untuk mengendapkan Ag2CrO4.
[Ag+]2 [Cr ] = [Ag+]2 (0,001) = 1,9 x 10-12
[Ag+]2 = = 1,9 x 10-9
[Ag+] = =
= 4,35 x 10-5 mol per liter.
Diperlukan konsentrasi Ag+ lebih sedikit untuk mengendapkan AgCl daripada AgCrO4.Jadi AgCl lebih dahulu mengendap.
21.2. Pengaruh Ion SenamaKelarutan garam yang agak sukar melarut berkurang di dalam larutan yang mengandung salah satu ion, yang terdapat dalam garam dalam keadaan berlebih. Harga Ksp tidak berubah jika ke dalam larutan ditambahkan zat terlarut lainnya.
Contoh :1. Hitung kelarutan AgCl dalam NaCl 1,0 x 10-2 M. Ksp AgCl = 1,7 x 10-10.
Jawab :AgCl (s) Ag+ + Cl-
Ksp = [Ag+] [Cl-][Ag+] = S mol/liter[Cl-] = (S + 0,010 mol/liter)(S) = (S + 0,010) = 1,78 x 10-10
Karena S sangat kecil dibandingkan dengan 0,010 maka,(S + 0,010) = 0,010(S) (0,010) = 1,78 x 10-10
(S) = 1,78 x 10-8 mol/liter(Bandingkan kelarutan AgCl dalam air murni yaitu : 1,34 x 10-5 mol/L).
2. Berapa gram NH4Cl yang diperlukan ditambahkan ke dalam 50 mL larutan NH3 0,2 M untuk mencegah pengendapan Mn(OH)2 jika larutan ini dicampur dengan 50 mL MnCl2
0,02 M.Ksp Mn(OH)2 = 2 x 10-13 ; Kb NH3 = 1,8 x 10-5
Jawab :Mr NH4Cl = 53,5Mn(OH)2 (s) ---> Mn2+ + 2 OH-
[Mn2+] [OH-]2 = Ksp = 2 x 10-13
NH3 + H2O NH4 + OH-
= 1,8 x 10-5
Volume 100 mLKonsentrasi NH3 0,1 MKonsentrasi Mn2+ 0,01 M[Mn2+] [OH-]2 = 0,01 [OH-]2 = 2 x 10-13
[OH-]2 = 2 x 10-11 = 20+ x 10-12
[OH-] = = 4,5 x 10-6
= = 1,8 x 10-5
= =
= 0,4 mol per liter
Atau 0,04 mol dalam 100 mL larutanJumlah NH4Cl yang diperlukan adalah 0,04 molAtau 0,04 x 53,3 = 2,14 gram
21.3. Pengaruh Pembentukan KompleksContoh :
Hitung berapa mol NH3 yang perlu ditambahkan dalam 1 L air agar larutan ini dapat melarutkan 0,01 mol AgBr.Jawab :
Reaksi dalam proses pelarutan AgBr adalah,
AgBr (s) + 2 NH3 ----> + Br-
Dalam proses ini terkait dua reaksi kesetimbangan yaitu,AgBr (s) Ag+ + Br- ; [Ag+] [Br-] = 5 x 10-13
Ag+ + 2 NH3 ; = 6 x 10-8
Dari persamaan diatas terlihat bahwa, jika 0,01 mol AgBr melarut akan terjadi bentuk
0,01 mol dan 0,01 mol Br-.
Jadi jika AgBr melarut maka konsentrasi Br- 0,01 mol, sehingga[Ag+] [Br-] = [Ag+] (0,01) = 5 x 10-13
[Ag+] = 5 x 10-11
= = 6 x 10-8
[NH3]2 = = 1,2
[NH3] = 1,10 M
Jumlah NH3 yang diperlukan membentuk ion = 0,02 mol jadi NH3 yang diperlukan seluruhnya yaitu 1,10 + 0,02 = 1,12 molAsam Kuat : [H+] = Ca
[H+]2 - Ca [H+] – Kw = 0[H+] = (Kw) ½
Asam lemah : [H+]2 + Ka [H+] – Ka Ca = 0[H+] = (Ka Ca + Kw) ½
[H+] = (Ka Ca) ½
pH = ½ pKa – ½ log Ca
Basa lemah : pOH = ½ pKb – ½ log Cb
Hidrolisis : Kh = ; Kh = ; Kh =
Garam : pH = ½ pKw + ½ pKa + ½ log Cg
pH = ½ pKw + ½ pKb + ½ log Cg
pH = ½ pKw + ½ pKa - ½ pKb
Larutan Buffer : pH = pKa + log
pOH = pKb + log
β =
22. TAMBAHAN CONTOH SOAL1. Hitung pH suatu larutan yang mengandung 5 x 10-4 mol H+ per liter.
Jawab :
pH = log = log log
pH = log = log 10-4 – log 5
log 104 = 4 ; log 5 = 0,699 pH = 4 – 0,699 = 3,3
2. Hitung pH suatu larutan yang mengandung 0,003 mol H+ per liter.Jawab :
pH = -log 0,003 = log
= log
Log 103 = 3 ; log 3 = 0,477 pH = 3 – 0,477 = 2,523 = 2,5
3. Hitung konsentrasi H+ dalam mol H+ perliter dari larutan yang pH nya 1,5.Jawab :
pH = 1,5 maka [H+] = 10-1,5 mol/liter10-1,5 = 10-2 x 10-0,5
100,5 = 3,16 (log 100,5 = 0,5 dan antiog 0,5 =3,16)[H+] = 10-1,5 = 3,16 x 10-2
4. Hitung konsentrasi H+ dalam mol H+ per liter dari larutan yang pH nya 13,6.Jawab :pH = 13,6 maka [H+] = 10-13,6
mol/liter10-13,6 = 100,4 x 10-14
100,4 = 2,52 (log 100,4 = 0,4 dan antilog 0,4 = 2,52) [H+] = 10-13,6 = 2,5 x 10-14
5. Asam asetat CH3COOH 0,01 M mengion sebanyak 4,0 %.Hitung tetapan asam CH3COOH.Jawab :CH3COOH H+ + CH3COO-
Ca (1 – α) Ca α Ca α
Ka = =
α = 4,0 % = 0,040Ca . α = 0,040 x 0,01 = 0,00040
= 4,0 x 10-4
Ca – Ca α = 0,01 – 0,00040 = 0,0096 = 9,6 x 10-3
Ka =
= 1,8 x 10-5
6. Hitung [H+], [OH-] dan pH dari larutan (anggap bahwa terjadi ionisasi sempurna).a. HNO3 0,010 Mb. KOH 0,090 Mc. Suatu larutan yang dibuat dengan cara mengencerkan 20 mL HCl menjadi satu liter
larutan.d. Suatu larutan yang dibuat dengan cara melarutkan 32 g KOH ke dalam air sehingga
memperoleh 200 mL larutan.Jawab :
[H+] [OH-] pHa) 10-2 10-12 2b) 1,1 x 10-13 9 x10-12 13c) 2 x 10-3 5 x 10-12 2,7d) 3,5 x 10-15 2,86 14,46
7. Suatu larutan dibuat dengan cara melarutkan 105 g suatu asam dengan rumus NH3
sehingga memperoleh satu liter larutan. pH larutan tersebut 2,2. Hitung tetapan asam NH3.Jawab :
= 105 / 43 = 2,45 M
pH = 2,2 ; [H+] = [ = 6,3 x 10-3
[HN3] = 2,45 - 0,006 = 2,44
Ka =
= 1,63 x 10-5
8. Bagaimana caranya membuat suatu larutan asam asetat yang mempunyai pH 3 dari asam asetat 100% berat, yang mempunyai berat jenis 1,050 g/mL.Jawab :
Ka = 1,8 x 10-5
[H+] = 10-3 M ; [H+] = (Ka Ca)1/2
10-6 = 1,8 x 10-5 x Ca
Ca = = 0,06 M
Larutan 0,06 mol CH3COO dalam 1 liter atau 3,6 gram CH3COOH
Atau = 3,43 mL
9. Hitung pH dari suatu larutan asam kloroasetat 0,200 M dan natrium kloroasetat 0,060 M.Ka = 1,4 x 10-3
Jawab :Larutan ini adalah larutan buffer asampKa = -log (1,4 x 10-3) = 2,85
pH = pKa + log
= 2,85 + log = 2,85 + log (0,30)
= 2,85 – 0,52= 2,33
10. Hitung pH dari suatu larutan, piridin,C5H5N 0,065 M dan piridinium klorida, C5H5NH+Cl- ,0,200 M.
Kb = 1,7 x 10 -9
Jawab :Larutan ini adalah buffer basa.- pKb = -log (1,7 x 10-9) = 8,77
pOH = pKb + log
= 8,77 + log = 8,77 + log 3,08
= 8,77 + 0,49 = 10,26 pH = 14 - 9,26
= 4,74
11. Hitung konsentrasi Mn+ dan pH dari larutan jenuh Mn(OH)2.Ksp = 4 x 10-14
Jawab :Misalkan x = kelarutan molar Mn(OH)2
[Mn2+] = x ; [OH-] = 2 xKsp = [Mn2+] [OH-]2 = 4 x3
4 x3 = 4 x 10-14; x = 2,2 x 10-5
[Mn2+] = 2,2 x 10-5 M ; [OH-] = 4,4 x 10-5 MpOH = -log (4,4 x 10-5) = 4,67 pH = 14 – 4,67
= 9,3312. Tetapan hidrolisis suatu garam NaA adalah 5,55 x 10-10. Hitung pH larutan NaA 0,1 M.
Jawab :
Kh =
Ka = = =
= 1,8 x 10-5
pH = ½ pKw + ½ pKa + ½ log C½ pKw = 7½ pKa = - ½ log (1,8 x 10-5)
= ½ x 4,74 = 2,37½ log C = ½ log 10-1
= -0,5 pH = 7 + 2,37 – 0,5
= 8,87
13. a) pH suatu larutan garam NaX 0,80 sama dengan 8,60.jika HX adalah suatu asam lemah, hitung tetapan asam Ka, dari asam tersebut.b) Jelaskan suatu cara penentuan Ka suatu asam lemah dengan eksperimen.
Jawab :a) pH = ½ pKw + ½ pKa + ½ log C
8,60 = 7 + ½ pKa + ½ log 0,808,60 = 7 + ½ pKa – 0,05½ pKa = 8,60 – 7 + 0,05 = 1,65
pKa = 3,30 Ka = 10-3,30
Ka = 100,70 x 10-4 = 6 x 10-4
b) Ambil volume tertentu asam tersebut dan ukur pH nya. Tambahkan NaOH sedikit-demi sedikit dengan volume tertentu, kemudian mengukur pH setelah setiap penambahan NaOH.Alurkan pH terhadap volume NaOH sehingga memperoleh kurva titrasi.
Gambar 4.4. Volume NaOH
Tentukan titik ekivalensi (B)Tentukan titik C sehingga OC = CBTarik garis dari C sejajar dengan sumbu pH sehingga memotong kurva pada B.Tarik garis dari D sejajar dengan sumbu volume NaOH sehingga memotong sumbu pH pada B.
pKa = OE Ka = 10-OE
14. Berapa gram NH4Cl (Mr =53,5) yang perlu ditambahkan ke dalam 100 mL larutan NH3
0,2 M. untuk mecegah pengendapan Mg(OH)2 jika larutan ini dicampur dengan 100 mL MgCl2 0,2 M.
Kb NH3 = 1,8 x 10-5
Ksp Mg(OH)2 = 8,9 x 10-12
Jawab :Setelah kedua larutan dicampur volume menjadi 200 mL.Konsentrasi NH3 menjadi 0,1 M dan konsentrasi Mg2+ 0,1 M.Konsentrasi ion OH- dalam larutan jenuh Mg(OH)2 (tidak terjadi endapan) dapat dihitung dari Ksp Mg(OH)2.[Mg2+] [OH-]2 = (0,1) (OH-)2 = 8,9 x 10-12
[OH-]2 = 8,9 x 10-11 = 8,9 x 10-12
[OH-] = = 9,43 x 10-6 M
Konsentrasi yang diperlukan agar konsentrasi
Ion OH- = 9,43 x 10-6 M, sehingga Mg(OH)2 tidak mengendap dapat dihitung Kb NH3.
Kb = =
= 1,8 x 10-5
= = 0,191 mol/L
= 0,0382 mol dalam 200 mL larutan.Jumlah NH4Cl yang perlu ditambahkan,0,0382 x 5,35 = 2,0437 gram
15. Suatu indicator Hln, mempunyai Kind = 7 x 10-9. Pada pH berapa konsentrasi warna asam sama banyak dengan konsentarasi warna basa.Tentukan daerah perubahan warna indicator.Jawab :
Kind = = 7 x10-9
[H+] = Kind = Kind = 7 x 10-9
Jika [warna A] = [warna B][H+] = Kind = 7 x 10-9
pH = 8,15daerah perubahan warna indicator
7,15 – 9,15