MAKALAH KIMIA DASAR
ASAM DAN BASA DISUSUN OLEH : KELOMPOK 2
Muliadi Safrina melya Arif setiawan dika Novita dewi Muammar khadafi Lisa andriani M. firman maulana
(170140128) (170140130) (170140131) (170140132) (170140133) (170140136) (170140137)
DOSEN PEMBIMBING
Dr. Suryati, ST, MT
JURUSAN TEKNIK KIMIA FAKULTAS TEKNIK UNIVERSITAS MALIKUSSALEH LHOKSEUMAWE 2017/2018
KATA PENGANTAR
Atas berkat rahmat Tuhan Yang Maha Kuasa dan dengan karunia dan hidayahnya sehingga kami masih diberikan kesadaran dan kemauan, sehingga kami dapat menyelesaikan makalah teknik kimia dengan judul “ ASAM DAN BASA” sesuai dengan waktu yang telah di tentukan. Laporan ini kami susun berdasarkan berbagai referensi yang kami ambil serta ilmu yang kami peroleh selama pembelajaran yang kami ikuti. Makalah kimia dasar yang telah kami susun ini di buat dalam rangka memenuhi tugas dari dosen pembimbing dan merupakan tanggung jawab kami sebagai mahasiswa untuk menyelesaikan materi presentasi. Dengan selesainya penyusunan makalah ini kami mengucapan terima kasih kepada dosen pembimbing maupun kepada kawan kawan kelompok dua yang senantiasa bekerja sama dalam membantu penyusunan makalah ini. Semoga dengan selesainya makalah ini, kami dapat mempresentasikan hasil kerja kami dengan maksimal. Kami sangat menyadari keterbatasan dan kelemahan juga masih banyaknya kekurangan dalam penyusunan makalah ini, maka dari itu kami mohon maaf jika adanya kekeliruan dalam penyampaian materi ini. Kami juga sangat mengharapkan kritik dan saran dari dosenpembimbing maupun dari kawan kawan sekalian, agar kami dapat menyusun makalah yeng lebih baik lagi kedepannya.
Lhokseumawe, 16 November 2017
penyusun
DAFTAR ISI
KATA PENGANTAR DAFTAR ISI BAB I PENDAHULUAN 1.1 Latar belakang ........................................................................................................... 1 1.2 Tujuan ........................................................................................................................ 1 1.3 Rumusan masalah ..................................................................................................... 1 BAB II TINJAUAN PUSTAKA 2.1 Pengertian asam basa ............................................................................................... 2 2.2 Teori asam basa ........................................................................................................ 6 2.3 Konsep pH .................................................................................................................. 9 2.4 Larutan penyangga (buffer) ........................................................................................ 10 2.5 Hidrolisa...................................................................................................................... 11 BAB III PEMBAHASAN 3.1 Kumpulan soal ............................................................................................................. 12 BAB IV KESIMPULAN 4.1 Kesimpulan ................................................................................................................ 18 4.2 Saran ......................................................................................................................... 18
DAFTAR PUSTAKA .................................................................................................................. 19
BAB I PENDAHULUAN 1.1 Latar Belakang Senyawa asam dan basa sering ditemukan dan berperan penting dalam kehidupan seharihari. Contoh bahan yang bersifat asam yaitu pada buahan-buahan misalnya lemon dan jeruk. Sedangkan contoh bahan yang bersifat basa yaitu sabun dan deterjen. Untuk menjelaskan mengenai senyawa asam dan basa, terdapat beberapa teori asam basa, diantaranya yaitu teori Arrhenius, teori Bronsted-Lowry, dan teori asam basa Lewis
Terdapat beberapa cara yang dapat digunakan untuk membedakan antara senyawa asam dan basa, misalnya dengan menggunakan indikator lakmus. Senyawa asam dapat mengubah lakmus biru menjadi berwarna merah, sebaliknya senyawa basa dapat mengubah lakmus merah menjadi berwarna biru. Selain itu, untuk membedakan apakah suatu senyawa bersifat asam atau basa
dapat
juga
menggunakan
indikator
phenolphthalein.
Jika
setelah
penambahan
phenolphthalein warna larutan berubah menjadi merah muda atau pink, maka larutan tersebut bersifat basa. Senyawa asam dan basa masing-masing memiliki sifat spesifik yang dapat membedakannya satu sama lain, misalnya dengan rasanya. Senyawa asam cenderung memiliki rasa masam, sedangkan senyawa basa memiliki rasa agak pahit. Perbedaan lain yang dapat membedakan kedua senyawa ini yaitu kemampuannya melarutkan zat lain. Senyawa asam bersifat korosif sehingga dapat melarutkan beberapa logam aktif, sedangkan senyawa basa dapat melarutkan lemak. Oleh karena itu, abu gosok yang bersifat basa dapat digunakan untuk mencuci sisa lemak yang ada di piring.
1.2 Tujuan Adapun tujuan dari pembuatan makalah ini adalah sebagai berikut: 1. Untuk memenuhi nilai tugas mata kuliah Kimia Anorganik II. 2. Untuk mengetahui berbagai teori asam basa. 3. Mengetahui dan memahami materi mengenai asam dan basa.
1.3 Rumusan Masalah Adapun rumusan masalah yang akan dibahas pada makalah ini adalah : 1. Apa definisi dari asam dan basa? 2. Bagaimana sifat-sifat dari asam dan basa? 3. Apa sajakah jenis-jenis asam dan basa? 4. Apa sajakah teori- teori yang menjelaskan tentang asam dan basa?
BAB II TINJAUAN PUSTAKA 2.1 Pengertian Asam dan Basa Sekitar tahun 1800, banyak kimiawan Prancis termasuk Antoine Lavoisier secara keliru berkeyakinan bahwa semua asam mengandung oksigen. Lavoisier mendefinisikan asam sebagai zat mengandung oksigen karena pengetahuannya akan asam kuat hanya terbatas pada asamasam okso dan karena is tidak mengetahui komposisi sesungguhnya dari asamasam halida, HCI, HBr, dan HI. Lavoisier-lah yang memberi nama oksigen dari dua kata bahasa Yunani yaitu oxus (asam) dan gennan (menghasilkan) yang berarti “penghasil/pembentuk asam”. Setelah unsur klorin, bromin, dan iodin teridentifikasi dan ketiadaan oksigen dalam asam – asam halida ditemukan oleh Sir Humphry Davy pada tahun 1810, definisi oleh Lavoisier tersebut kemudian ditinggalkan. Kimiawan Inggris pada waktu itu, termasuk Humphry Davy berkeyakinan bahwa semua asam mengandung hidrogen. Setelah itu pada tahun 1884, ahli kimia Swedia yang bernama Svante August Arrhenius dengan menggunakan landasan ini, mengemukakan teori ion dan kemudian merumuskan pengertian asam. Basa dapat dikatakan sebagai lawan dari asam. Jika asam dicampur dengan basa, maka kedua zat itu saling menetralkan sehingga sifat asam dan basa dihilangkan. Istilah asam berasal dari bahasa Latin “Acetum” yang berarti cuka, karena diketahui zat utama dalam cuka adalah asam asetat. yaitu zat yang berasa masam. Basa (alkali) berasal dari bahasa arab yang berarti abu. Secara umum basa yaitu zat yang berasa pahit dan bersifat kaustik. Definisi umum dari basa adalah senyawa kimia yang menyerap ion hydronium ketika dilarutkan dalam air. Basa adalah lawan dari asam, yaitu ditujukan untuk unsur/senyawa kimia yang memiliki pH lebih dari 7. Kostik merupakan istilah yang digunakan untuk basa kuat. Basa dapat dibagi menjadi basa kuat dan basa lemah. Kekuatan basa sangat tergantung pada kemampuan basa tersebut melepaskan ion OH dalam larutan dan konsentrasi larutan basa tersebut. 2.1.1 Sifat- Sifat Asam dan Basa Ada beberapa sifat-sifat khusus untuk membedakan suatu zat atau senyawa berupa asam atau basa yaitu:
Sifat Asam
Karena Ion hidrogen mempunyai muatan positif (makanya dikasih tanda plus (+) disebelah atas belakang H). Secara umum, Asam memiliki sifat sebagai berikut:
Rasa masam jika dilarutkan dalam air (hanya untuk asam lemah)
Sentuhan : terasa menyengat bila disentuh dan dapat merusak kulit (terutama jika asam pekat)
Bersifat korosif terhadap logam. Dapat menyebabkan karat, dapat pula merusak jaringan kulit/iritasi dan melubangi benda yang terbuat dari kain, kayu atau kertas jika konsentrasinya tinggi.
Hantaran listrik : merupakan cairan elektrolit walaupun tidak selalu ionik (dapat menghantarkan listrik walau tidak selalu berbentuk ion)
Derajat keasaman (pH) lebih kecil dari 7
Mengubah warna lakmus menjadi berwarna merah
Sifat Basa
Sedangkan Ion hidroksida mempunyai muatan negatif (makanya dikasih tanda minus ( -) disebelah atas belakang OH). Basa adalah lawan dari asam. Secara umum, Basa memiliki sifat sebagai berikut:
Rasa pahit jika dilarutkan dalam air (hanya untuk basa lemah)
Sentuhan : terasa licin seperti sabun bila disentuh (hanya untuk basa lemah)
Bersifat kaustik (dapat merusak jaringan kulit/iritasi)
Hantaran listrik : dapat menghantarkan listrik (merupakan larutan elektrolit)
Derajat keasaman (pH) lebih besar dari 7
Mengubah warna lakmus menjadi berwarna biru
Dalam keadaan murni umumnya berupa kristal padat
Dapat mengemulsi minyak
2.1.2 Jenis- Jenis Asam dan Basa
Jenis- Jenis Asam
Asam terbagi dua jenis yaitu Asam Kuat dan Asam Lemah.
a. A s am Kuat yaitu Asam yang dapat terionisasi 100% dalam larutan Contoh asam Kuat: o Asam sulfat (H2SO4) o Asam klorida (HCl) o Asam nitrat (HNO3) o Asam bromida (HBr) o Asam iodida (HI) o Asam klorat (HClO4)
b. A s am lemah yaitu Asam yang tidak terionisasi seluruhnya pada saat dilarutkan dalam air. Contoh asam lemah:
o Asam askorbat (C6H8O6) o Asam karbonat (H2CO3) o Asam sitrat (C6H8O7) o Asam asetat / asam etanoat (CH3COOH) o Asam laktat (C3H6O3) o Asam fosfat
Jenis- Jenis Basa
Seperti halnya asam, basa juga terbagi menjadi 2 jenis yaitu Basa Kuat dan Basa Lemah
a. B as a K uat yaitu Basa yang dapat terionisasi sempurna sesuai dengan unsure pembentuk basa tersebut. Contoh basa kuat: o Litium hidroksida (LiOH) o Natrium hidroksida (NaOH) o Kalium hidroksida (KOH) o Kalsium hidroksida (Ca(OH)2) o Stronsium hidroksida (Sr(OH)2) o Rubidium hidroksida (RbOH) o Barium hidroksida (Ba(OH)2) o Magnesium hidroksida (Mg(OH)2)
b. Basa Lemah yaitu basa tidak berubah seluruhnya menjadi ion hidroksida dalam larutan. Amonia adalah salah satu contoh basa lemah. Sudah sangat jelas ammonia tidak mengandung ion hidroksida, tetapi amonia bereaksi dengan air untuk menghasilkan ion amonium dan ion hidroksida. Akan tetapi, reaksi berlangsung reversibel, dan pada setiap saat sekitar 99% amonia tetap ada sebagai molekul amonia. Hanya sekitar 1% yang menghasilkan ion hidroksida. Disebut basa lemah karena zat terlarut dalam larutan ini tidak mengion seluruhnya, α ≠ 1, (0 < α < 1). Penentuan besarnya konsentrasi OH- tidak dapat ditentukan langsung dari konsentrasi basa lemahnya (seperti halnya basa kuat). Berikut ini contoh basa lemah : o gas amoniak (NH3) o besi hidroksida (Fe(OH)2) o Hydroksilamine (NH2OH) o Aluminium hidroksida (Al(OH)3) o Ammonia hydroksida (NH4OH) o Metilamin hydroxide (CH3NH3OH o Etilamin hydroxide (C2H5NH3OH)
2.1.3 Indikator Asam Basa
Indikator asam – basa adalah zat kimia yang mempunyai warna yang berbeda dalam larutan asam dan basa. Sifat itulah yang menyebabkan indikator asam – basa dapat digunakan untuk mengidentifikasi sifat asam dan basa. Ada beberapa jenis indikator asam – basa diantaranya fenolftalein, metil orange, bromotimul biru, metil ungu, bromokresol ungu, fenol merah, timolftalein dan metil orange. Jika kita meneteskan larutan asam – basa kedalam larutan tersebut, kita akan melihat perubahan warna larutan indikator. Perhatikan tabel berikut:
Indikator asam - basa
Warna yang dihasilkan Larutan asam
Larutan basa
Fenolftalein
Bening
Merah muda
Metil oranye
Merah
Kuning
Bromotimol biru
Kuning
Biru
Metil ungu
Ungu
Hijau
Bromokresol ungu
Kuning
Ungu
Fenol merah
Kuning
Merah
Timolftalien
Bening
Biru
Metil oranye
Merah
Kuning
2.2. Teori Asam Basa 2.2.1 Teori Asam Basa Arrhenius ( S vante A ug us t A rr henius ) Menurut Arrhenius (1884), asam adalah zat yang melepaskan ion H+ atau H3O+ dalam air. Sedangkan basa adalah senyawa yang melepas ion OH- dalam air. HA + aq
BOH + aq
H+(aq) + A-(aq)
B+(aq) + OH-(aq)
Di dalam air, ion H+ tidak berdiri sendiri, melainkan membentuk ion dengan H2O. H+ + H2O H3O+ (ion hidronium)
Berdasarkan jumlah ion H+ yang dapat dilepaskan, asam dapat terbagi menjadi 1. Asam monoprotik melepaskan 1 ion H + Contoh : asam klorida (HCl) HCl H+(aq) + Cl-(aq)
2. Asam diprotik melepaskan 2 ion H+ Contoh : asam sulfat (H2SO4) H2SO4 H+(aq) + HSO4-(aq) HSO4- H+(aq) + SO42-(aq)
3. Asam triprotik melepaskan 3 ion H + Contoh : asam fosfat (H3PO4) H3PO4 H+(aq) + H2PO4-(aq) H2PO4- H+(aq) + HPO42-(aq) HPO42- H+(aq) + PO43-(aq)
Bila asam dan basa direaksikan, maka produk yang akan terbentuk adalah senyawa netral (yang disebut garam) dan air. Reaksi ini disebut sebagai reaksi pembentukan garam atau reaksi penetralan, yang akan mengurangi ion H + dan OH- serta menghilangkan sifat asam dan basa dalam larutan secara bersamaan. Jika asam yang bereaksi dengan basa adalah asam poliprotik, maka akan dihasilkan lebih dari satu jenis garam. Misalnya pada rekasi antara NaOH dengan H2SO4. NaOH + H2SO4 NaHSO4 + H2O NaHSO4 + NaOH Na2SO4 + H2O
Senyawa NaHSO4 disebut sebagai garam asam, yaitu garam yang tebentuk dari penetralan parsial asam poliprotik. Garam asam bersifat asam, sehingga dapat bereaksi dengan basa membentuk produk garam lain yang netral dan air.
Konsep asam basa Arrhenius terbatas hanya pada larutan air, sehingga tidak dapat diterapkan pada larutan non-air, fasa gas dan fasa padatan dimana tidak ada H+ dan OH-. Keunggulan atau kelebihan dari teori asam basa Arrhenius yaitu mampu menyempurnakan teori asam yang dikemukakan oleh Justus Von Liebig. Liebig menyatakan bahwa setiap asam memiliki hidrogen (asam berbasis hidrogen). Pernyataan ini tidak tepat, sebab basa juga memiliki hidrogen. Sedangkan kekurangan atau kelemahan dari teori asam basa Arrhenius yaitu:
Teori asam basa Arrhenius terbatas dalam pelarut air, namun tidak dapat menjelaskan reaksi asam-basa dalam pelarut lain atau bahkan reaksi tanpa pelarut.
Teori asam basa Arrhenius hanya terbatas sifat asam dan basa pada molekul, belum mampu menjelaskan sifat asam dan basa ion seperti kation dan anion.
Tidak menjelaskan mengapa beberapa senyawa, yang mengandung hidrogen dengan bilangan oksidasi +1 (seperti HCl) larut dalam air untuk membentuk larutan asam, sedangkan yang lain seperti CH4 tidak.
Tidak dapat menjelaskan mengapa senyawa yang tidak memiliki OH-, seperti Na2CO3 memiliki karakteristik seperti basa.
Pasangan asam-basa konjugasi secara singkat yaitu asam makin lemah, basa konjugasinya makin kuat. Ka x Kb = Kw
2.2.2 Teori Asam Basa Bronsted-Lowry Teori Arrhenius ternyata hanya berlaku pada larutan dalam air. Teori ini tidak dapat menjelaskan fenomena pada reaksi tanpa pelarut atau dengan pelarut bukan air. Pada tahun 1923, Brönsted – Lowry mengungkapkan bahwa sifat asam – basa ditentukan oleh kemempuan senyawa untuk melepas / menerima proton (H +). Menurut Brönsted – Lowry, asam adalah senyawa yang memberi proton (H+) kepada senyawa lain. Contoh : HCl + H2O
H3O+ + Cl-
Sedangkan basa adalah senyawa yang menerima proton (H+) dari senyawa lain. Contoh : NH3 + H2O
NH4+ + OH-
Dalam larutan, asam / basa lemah akan membentuk kesetimbangan dengan pelarutnya. Misalnya HF dalam pelarut air dan NH3 dalam air.
HF + H2O
a1
H3O+ + F-
b2 b1
a2
NH3 + H2O NH4+ + OH-
Pasangan a1 – b2 dan a2 – b1 merupakan pasangan asam – basa konjugasi.
Asam konjugasi : asam yang terbentuk dari basa yang menerima proton
Basa konjugasi : basa yang terbentuk dari asam yang melepas proton
Teori Brönsted – Lowry memperkenalkan adanya zat yang dapat bersifat asam maupun basa, yang disebut sebagai zat amfoter. Contohnya adalah air. Di dalam larutan basa, air akan bersifat asam dan mengeluarkan ion positif (H 3O+). Sedangkan dalam larutan asam, air akan bersifat basa dan mengeluarkan ion negatif (OH -).
Adapun kelebihan teori asam dan basa Bronsted – Lowry yaitu konsep yang telah disampaikan Bronsted dan Lowry mengenai Teori Asam Basa tidak terbatas hanya pada pelarut air saja, namun konsepnya dapat dengan jelas menjelaskan dan menerjemahkan mengenai reaksi asam dan basa dalam pelarut air, bahkan mengenai reaksi tanpa pelarut. Contoh : Reaksi antara asam klorida, HCl, dengan amonia, NH3 dengan menggunakan pelarut benzena. Reaksinya seperti ini : HCl (benzena) + NH3 (benzena) -> NH4Cl(s) Sedangkan kekurangan teori basa dan asam Bronsted – Lowry yaitu teori Bronsted-Lowry memiliki kelemahan yaitu tidak mampu menjelaskan alasan suatu reaksi asam dengan basa dapat terjadi tanpa adanya transfer proton dari yang bersifat asam ke yang bersifat basa.
2.2.3 Teori Asam Basa Lewis (Lewis) Lewis mengelompokkan senyawa sebagai asam dan basa menurut kemampuannya melepaskan / menerima elektron. Menurut Lewis :
Asam : - senyawa yang menerima pasangan elektron - senyawa dengan elektron valensi < 8
Basa : - senyawa yang mendonorkan pasangan elektron - mempunyai pasangan elektron bebas
Contoh : Reaksi antara NH3 dan BF3 H3N : + BF3 H3NBF3
Nitrogen mendonorkan pasangan elektron bebas kepada boron. Pasangan elektron bebas yang didonorkan ditandai dengan tanda panah antara atom nitrogen dan boron. Kelebihan teori Lewis ini adalah dapat menjelaskan reaksi penetralan yang dilakukan tanpa air. Misalnya pada reaksi antara Na 2O dan SO3. Menurut Arrhenius, reaksi penetralan ini harus dilakukan dalam air. Na2O + H2O 2 NaOH SO3 + H2O H2SO4 2 NaOH + H 2SO4 2 H2O + Na2SO4
Teori Lewis memberikan penjelasan lain untuk menjelaskan reaksi ini. Na2O(s) + SO3(g) Na2SO4(s)
2 Na+ + O2- 2 Na+ + [ OSO3 ]2-
Sedangkan kekurangan teori basa dan asam Lewis yaitu teori Lewis memiliki kelemahan yaitu hanya mampu menjelaskan asam-basa yang memiliki 8 ion atau oktet.
2.3 Konsep pH Air memiliki sedikit sifat elektrolit. Bila terurai, air akan membentuk ion H+ dan OH-. Kehadiran asam atau basa dalam air akan mengubah konsentrasi ion – ion tersebut. Untuk suatu larutan dalam air, didefinisikan pH dan pOH larutan untuk menunjukkan tingkat keasaman.
Derajat keasaman (pH) Asam / Basa Kuat Penentuan pH asam / basa kuat dihitung dengan persamaan pH = - log [H+] pOH = - log [OH-] Dalam satu liter air murni, terdapat ion H+ dan OH- dengan konsentrasi masing – masing 10-7 M. Sehingga, pH air murni adalah pH = - log [10-7] pH = 7 Hasil kali ion [H+] dan [OH-] dalam air selalu konstan, dan disebut tetapan air (Kw). Kw = [H+] [OH-] = 10-14 pH + pOH = 14
Derajat keasaman (pH) Asam / Basa Lemah Asam dan basa lemah hanya terurai sebagian dalam air. Bila asam lemah terurai dalam air : HA + H2O = H3O+ + ATetapan kesetimbangan untuk asam lemah (K a) dinyatakan sebagai :
Ka =
[ H 3O ].[ A ] [ HA]
Nilai pH asam lemah dinyatakan sebagai: pH =
Ka. M
M adalah nilai konsentrasi larutan yang akan ditentukan derajat keasamannya. Basa lemah terurai dalam air dengan reaksi NH3 + H2O = NH4+ + OHTetapan kesetimbangan untuk asam lemah (K a) dinyatakan sebagai :
Kb =
[ NH 4 ].[OH ] [ NH 3 ]
Nilai pOH basa lemah dinyatakan sebagai : pOH =
Kb. M
2.4 Larutan Penyangga (Buffer ) Bila suatu larutan mengandung asam dan basa lemah, larutan tersebut dapat menyerap penambahan sedikit asam / basa kuat. Penambahan asam kuat akan dinetralkan oleh basa lemah, sedangkan penambahan basa kuat akan dinetralkan oleh asam lemah. Larutan seperti ini disebut sebagai larutan penyangga atau larutan buffer . Pada umumnya, larutan penyangga merupakan pasangan asam – basa konjugasi yang dibuat dari asam / basa lemah dan garamnya. Contohnya asam asetat (CH3COOH) dan natrium asetat (CH3COONa). Ion asetat (CH3COO-) merupakan basa konjugat dari asam asetat. Untuk larutan penyangga, nilai pH dan pOH dinyatakan sebagai pH = pKa + log
[ garam] [ asam ]
pOH = pKb + log
[ garam] [basa ]
2.5 Hidrolisa Bila garam bereaksi dengan air, maka akan terurai dan melepaskan asam atau basa bebas. BA + H2O = BOH + HA Proses ini disebut sebagai hidrolisa. Salah satu produk reaksi ini (HA atau BOH) akan terurai kembali bila asam atau basa tersebut merupakan elektrolit kuat. Tetapan kesetimbangan reaksi hidrolisa (Kh) dinyatakan sebagai Kh = atau
Kh =
Kw Ka Kw Kb
( bila garam terbentuk dari basa kuat dan asam lemah ) ( bila garam terbentuk dari asam kuat dan basa lemah )
Perbandingan antara bagian yang terhidrolisa dengan kadar garam semula disebut derajat hidrolisa (). 2.6 Aplikasi Asam Basa Dalam Kehidupan
Asam merupakan kebutuhan industri yang vital. Empat macam asam yang paling penting dalam industri adalah asam sulfat, asam fosfat, asam nitrat dan asam klorida. Asam sulfat (H 2SO4) merupakan cairan kental menyerupai oli. Umumnya asam sulfat digunakan dalam pembuatan pupuk, pengilangan minyak, pabrik baja, pabrik plastik, obat-obatan, pewarna, dan untuk pembuatan asam lainnya. Asam fosfat (H3PO4) digunakan untuk pembuatan pupuk dan deterjen. Namun, sangat disayangkan bahwa fosfat dapat menyebabkan masalah pencemaran di danaudanau dan aliran sungai.
Asam nitrat (HNO3) banyak digunakan untuk pembuatan bahan peledak dan pupuk. Asam nitrat pekat merupakan cairan tidak berwarna yang dapat mengakibatkan luka bakar pada kulit manusia. Asam klorida (HCl) adalah gas yang tidak berwarna yang dilarutkan dalam air. Asap HCl dan ion-ionnya yang terbentuk dalam larutan, keduanya berbahaya bagi jaringan tubuh manusia.
Dalam keadaan murni, pada umumnya basa berupa kristal padat. Beberapa produk rumah tangga yang mengandung basa, antara lain deodorant, antasid, dan sabun. Basa yang digunakan secara luas adalah kalsium hidroksida, Ca(OH) 2 yang umumnya disebut soda kaustik suatu basa yang berupa tepung kristal putih yang mudah larut dalam air. Basa yang paling banyak digunakan adalah amoniak. Amoniak merupakan gas tidak berwarna dengan bau yang sangat menyengat, sehingga sangat mengganggu saluran pernafasan dan paru-paru bila gas terhirup. Amoniak digunakan sebagai pupuk, serta bahan pembuatan rayon, nilon dan asam nitrat.
BAB III PEMBAHASAN 1. Tentukan pH dari suatu larutan yang memiliki konsentrasi ion H+ sebesar 10− 4 M. Pembahasan: Menghitung pH larutan atau pOH larutan. Dik: [H+] = 10−4, dengan rumus yang pertama untuk mencari pH
2. Tentukan pH dari suatu larutan yang memiliki konsentrasi ion H+ sebesar 2 × 10−4M. Gunakan nilai log 2 = 0,3 Pembahasan : [H+ ] = 2 × 10−4, dengan rumus yang sama,
Ingat sifat log berikut : 3. Suatu larutan diketahui memiliki nilai pH sebesar 3. Tentukan besar konsentrasi ion H+ dalam larutan tersebut! Pembahasan : pH = 3 [H+] = .....
4. Suatu larutan diketahui memiliki nilai pH sebesar 2,7. Tentukan besar konsentrasi ion H+ dalam larutan tersebut dengan tanpa kalkulator, diberikan log 2 = 0,3! Pembahasan : Dik: pH = 2,7 [H+] = .....
4. Suatu larutan diketahui memiliki pH sebesar 4,5. Tentukan pOH dari larutan tersebut! Pembahasan : Dik: pH = 4,5 pOH =... pH + pOH = 14 4,5 + pOH = 14 pOH = 14 − 4,5 = 9,5 5. Suatu larutan diketahui memiliki pOH sebesar 11,2. Tentukan pH dari larutan tersebut! Pembahasan : Dik : pOH = 11,2 pH =... pH + pOH = 14 pH + 11,2 = 14 pH = 14 − 11,2 = 2,8 6. Jika tetapan suatu asam HA 10−5, pH larutan HA 0,1 M adalah.... Pembahasan : Menentukan pH melalui tetapan asam yang diketahui:
dimana: Ka = tetapan ionisasi asam M = konsentrasi asam Sehingga
7. Tentukan pH dari larutan H2SO4 0,005 M Pembahasan : H2SO4 termasuk asam kuat dan diasumsikan mengion dengan sempurna sebagai berikut: H2SO4 → 2H+ + 0,005 M 0,01 M
SO42− 0,005 M
[H+] = 0,01 M = 10−2 M pH = − log (10−2) = 2
8. Tentukan nilai pH larutan NH3 0,1 M diketahui K b = 10−5! Pembahasan : Menentukan pOH dari basa lemah terlebih dahulu melalui tetapan ionisasi basa yang diketahui:
Sehingga
9. Jika harga Kb NH3 = 2 ⋅ 10−5 maka pH larutan NH3 0,2 M adalah.... Pembahasan : Menentukan pOH dari basa lemah terlebih dahulu melalui tetapan ionisasi basa yang diketahui:
BAB IV PENUTUP 3.1 Kesimpulan Asam dalam pelajaran kimia adalah senyawa kimia yang bila dilarutkan dalam air akan menghasilkan larutan dengan pH lebih kecil dari 7. Dalam definisi modern, asam adalah suatu zat yang dapat memberi proton (ion H+) kepada zat lain (yang disebut basa), atau dapat menerima pasangan elektron bebas dari suatu basa. Asam terbagi atas dua maca yaitu asam kuat dan asam lemah. Asam mempunyai rasa asam dan bersifat korosif. Basa adalah senyawa kimia yang menyerap ion hydronium ketika dilarutkan dalam air. Basa memiliki pH lebih besar dari 7. Seperti hal-nya asam, basa juga terbagi dua macam yaitu basa kuat dan basa lemah.Basa mempunyai rasa pahit dan merusak kulit, terasa licin seperti sabun bila terkena kulit. Dan dapat menetralkan asam. Jika pH = 7, maka larutan bersifat netral. Jika pH < 7, maka larutan bersifat asam. Jika pH > 7, maka larutan bersifat basa.
3.2 Saran Demikianlah makalah ini kami susun. Bagi para pembaca makalah ini, sebaiknya tidak merasa puas, karena masih banyak ilmu-ilmu yang didapat dari berbagai sumber. Sebaiknya mencari sumber lain untuk lebih memperdalam materi mengenai bangun atom dan hubungan berkala. Alangkah baiknya jika mempelajari unsur-unsur kimia yang lain dalam tabel periodik.
Daftar Pustaka Keenan, Kleinfelter. Wood (1989). Kimia Untuk Universitas Jilid I. Jakarta: Erlangga. Goldberg, David E. (2004). Kimia Untuk Pemula Edisi kedua. Jakarta: Erlangga. www.upi.ed:www.kimlemoet.wordpress.com/2013/03/08/perkembangan-teori-atom/. www.slideshare.net/marnitukah/makalah-struktur-atom-2 ;
;
