MAKALAH KESETIMBANGAN KIMIA
Di Susun Oleh :
Elsi Sri Mulyani 230210130052 Ririn Nurul Hasanah 230210130049 Luthfi Fauzan Akuan 2302101300 Refky Aditya 2301101300
KIMIA DASAR Fakultas Perikanan dan Ilmu Kelautan UNIVERSITAS PADJAJARAN 2013
PENDAHULUAN Asam dan basa sudah dikenal sejak zaman dulu. Istilah asam (acid) berasal dari bahasa Latin acetum yang berarti cuka. Asam sering dikenali sebagai zat berbahaya dan korosif. Hal ini benar untuk beberapa jenis asam yang digunakan di laboratorium, seperti asam sulfat dan asam klorida. Tetapi asam yang tidak berbahaya juga banyak ditemui dalam kehidupan sehari – hari. hari. Misalnya pada cuka dan buah – buahan. buahan. Secara umum, asam dapat dikenali dari bau dan rasanya yang tajam / asam. Cuka mengandung asam asetat, dan asam tanak dari kulit pohon digunakan untuk menyamak kulit. Asam mineral yang lebih kuat telah dibuat sejak abad pertengahan, salah satunya adalah aqua forti (asam nitrat) yang digunakan oleh para peneliti untuk memisahkan emas dan perak. Istilah basa (alkali) berasal dari bahasa Arab yang berarti abu. Basa digunakan dalam pembuatan sabun. Juga sudah lama diketahui bahwa asam dan basa saling menetralkan. Seperti halnya asam, basa juga sering digunakan dalam kehidupan sehari – hari. hari. Misalnya dalam pasta gigi, deterjen, atau cairan pembersih. Basa bersifat licin dan rasanya pahit. Bila diteteskan pada kertas litmus, asam akan memberikan warna merah d an basa akan memberikan warna biru.
PEMBAHASAN Teori Asam Basa Menurut Arrhenius +
+
Menurut Arrhenius (1884), asam adalah zat yang melepaskan ion H atau H3O Sedangkan basa adalah senyawa yang melepas ion OH dalam air. + (aq)
HA + aq BOH + aq
-
H
+ A (aq)
+ (aq)
B
-
+ 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
+ (aq)
H
-
+ Cl (aq) +
2. Asam diprotik melepaskan 2 ion H Contoh : asam sulfat (H2SO4) H2SO4
+
H
(aq)
-
+ HSO4 (aq)
dalam air.
HSO4
-
+
H
+ SO4
(aq)
2(aq) +
3. Asam triprotik melepaskan 3 ion H Contoh : asam fosfat (H3PO4)
H2PO4 HPO4
+
H3PO4 -
2-
H
-
+ H2PO4 (aq)
(aq)
+ (aq)
H
+
H
+ HPO4
2(aq)
3(aq)
+ PO4
(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 + NaOH
NaHSO4 + H2O
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. Teori Asam-Basa Menurut Brönsted – Lowry Lowry
Teori Arrhenius ternyata hanya berlaku pada larutan dalam air. Teori ini tidak dapat menjelaskan fenoena pada reaksi tenpa 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
+
-
H3O + F
a1
b2 b1
NH3 + H2O
a2 +
-
NH4 + OH
a1
b2 b1
a2
Pasangan a1 – b2 b2 dan a2 – b1 b1 merupakan pasangan asam – basa 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 (H3O ). Sedangkan dalam larutan asam, air akan bersifat basa dan mengeluarkan ion negatif (OH ). Teori Asam-Basa Menurut Lewis
Lewis mengelompokkan senaywa 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 H3 N : + BF3
H3 NBF3
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 Na2O dan SO3. Menurut Arrhenius, reaksi penetralan ini harus dilakukan dalam air. Na2O + H2O SO3 + H2O
2 NaOH
H2SO4
2 NaOH + H2SO4
2 H2O + Na2SO4
Teori Lewis memberikan penjelasan lain untuk me njelaskan reaksi ini. Na2O(s) + SO3(g) +
2-
2 Na + O
Na2SO4(s)
+
2 Na + [ OSO3 ]
2-
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 didefinisikan pH dan pOH dan pOH larutan 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 ] + -7 Dalam satu liter air murni, terdapat ion H dan OH dengan konsentrasi masing – masing masing 10 M. Sehingga, pH air murni adalah -7 pH = - log [10 ] pH = 7 + Hasil kali ion [H ] dan [OH ] dalam air selalu konstan, dan disebut tetapan air (K w). + -14 K w = [H ] [OH ] = 10 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 + A Tetapan kesetimbangan untuk asam lemah (K a) dinyatakan sebagai :
K a =
[ H 3 O ].[ A ] [ HA]
Nilai pH Nilai pH asam 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 + OH Tetapan kesetimbangan untuk asam lemah (K a) dinyatakan sebagai :
K b =
[ NH 4 ].[OH ] [ NH 3 ]
Nilai pOH Nilai pOH basa basa lemah dinyatakan sebagai : pOH =
Kb. M
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 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 = pK a + log
[ garam ] [ asam]
pOH = pK b + log
[ garam ] [basa]
Contoh soal : Suatu larutan penyangga dibuat dengan mencampurkan tepat 200mL 0,6M NH3 dan 300mL 0,3M NH4Cl. Jika volume diasumsikan tepat 500mL, berapa pH larutan tersebut ? Jawab : Jumlah mol NH3 dalam campuran = 0,6 mol/L x 0,2 L = 0,12 mol + Jumlah mol NH4 dalam campuran = 0,3 mol/L x 0,3 L = 0,09 mol Konsentrasi asam dan garam dalam larutan 0,12 [NH3] = M = 0,24 M 0,5 +
[NH4 ] =
0,09 0,5
M = 0,18 M
Karena larutan penyangga dibuat dari basa lemah dan garamnya, maka [ garam ] pOH = pK b + log [basa]
NH log
pOH = 4,74 +
pOH = 4,74 + log
4
NH 3 0,24 0,18
pOH = 4,61 pH = 14 – 4,61 = 9,39
Larutan penyangga mempunyai peran yang besar dalam kehidupan. Salah satu contoh larutan penyangga adalah H2CO3 / HCO3 dalam darah, yang bertugas menjaga agar pH darah tetap netral.
Hasil Kali Kelarutan
Pada umumnya, sebagian besar garam, yang terbentuk dari reaksi penetralan asam – basa, basa, larut dalam air. Dalam larutan jenuh, berlaku asumsi adanya kestimbangan antara garam yang tidak terlarut dengan ion – ion ion garam yang terlarut. Contoh :
+
-
AgCl(s) = Ag (aq) + Cl (aq) [ Ag ].[ ].[ Cl ] K = [ AgCl ] +
-
K . [AgCl] = [Ag ] [Cl ] + K sp sp = [Ag ] [Cl ] Besaran K sp sp disebut sebagai konstanta hasil kali kelarutan, yang nilainya tertentu untuk tiap jenis + garam. Karena nilai K sp sp diketahui, maka kelarutan Ag dan Cl dalam air murni dapat dihitung. + K sp sp = [Ag ] [Cl ] -10 1,7.10 = x.x
x = √1,7.10-10 = 1,3.10-5 M
Jika garam dilarutkan dalam pelarut yang mengandung salah satu ion pembentuk garam tersebut, maka kelarutannya akan lebih kecil. Hal ini disebut sebagai pengaruh ion sejenis. Contoh : AgCl yang dilarutkan dalam larutan NaCl 0,01M. -10
Diketahui : K sp sp = 1,7.10
+
-
[Ag ]
[Cl ]
m
-
0,01
b
x
x
s
x
– x ≈ 0,01 0,01 – x +
-
K sp sp = [Ag ] [Cl ] -10 1,7.10 = x . 0,01 -8
x = 1,7.10
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 (K h) dinyatakan sebagai Kw K h = ( bila garam garam terbentuk dari basa kuat dan asam lemah ) Ka Kw atau K h = ( bila garam garam terbentuk dari asam kuat dan basa lemah ) Kb Perbandingan antara bagian yang terhidrolisa dengan kadar garam semula disebut derajat hidrolisa ().
KESIMPULAN Larutan asam mempunyai rasa masam dan bersifat b ersifat korosif terhadap logam, sedangkan basa mempunyai rasa sedikit pahit dan bersifat kaustik. Tetapan ionisasi asam (Ka) merupakan merupakan ukuran kekuatan asam;semakin besar nilai Ka, semakin kuat sifat keasamannya. Demikian juga dengan nilai Kb, yang merupakan ukuran kekuatan basa. Semakin kuat asam, semakin lemah basa konjugasinya. Asam atau basa lemah hanya mengion sebagian kecil. Konsentrasi ion H+ atau ion OH- hanya dapat dapa t ditentukan jika konsentrasi asam atau basa b asa serta derajat ionisasi atau tetapan ionisasi asam atau basa diketahui. Menurut Arrhenius, pen yebab sifat asam adalah adanya ion H+, sedangkan penyebab sifat basa adalah adanya ion OH-. Menurut Bronsted-Lowry mengenai asam basa yaitu, asam adalah donor proton dan basa adalah akseptor proton. Sedangkan menurut Lewis tentang asam dan basa yaitu, asam adalah akseptor pasangan electron dan basa adalah donor pasangan electron.
DAFTAR PUSTAKA http ://amaliasholehah.files.wordpress.com/.../kesetimbangan_elektrolit1.doc&prev=/search%3Fq%3 Dkesetimbangan%2Basam%2Bbasa%2Bdoc diunduh pada tanggal 24 November 2013 pukul 16.17 WIB http://www.chem-istry.org/materi_kimia/kimia_fisika1/kesetimbangan_asam_basa/teori_asam_dan_basa/
diunduh pada tanggal 24 November 2013 pukul 14.38 WIB
Purba, Michael. 2007. KIMIA KIMIA 2 Untuk Kelas XI .Jakarta .Jakarta : Erlangga
