1
MAKALAH
ASAM DAN BASA
DI SUSUN OLEH:
KELOMPOK 5
1.FATHAN ZAKIAN (140140024)
2. . EVANA (100140035)
3. SONJA NURFADHILLAH (140140014)
4. NURUL ANNISA (140140073)
5. CUT MUANNAS (140140020)
6. MAULIANA (140140008)
JURUSAN TEKNIK KIMIA FAKULTAS TEKNIK
UNIVERSITAS MALIKUSSALEH
ACEH UTARA
2014
Kata Pengantar
Puji syukur kita panjatkan atas kehadirat Tuhan Yang Maha Esa yang telah memberikan nikmat dan karunia-Nya sehingga kami dapat menyelesaikan makalah ini.
Makalah ini disusun dengan tujuan untuk mengetahui ilmu kimia yang khususnya akan membahas tentang "ASAM DAN BASA".
Kami mengucapkan terima kasih kepada rekan-rekan dan dosen pembimbing yang telah sudi membantu penulis dalam menyusun makalah ini hingga selesai.
Kami minta maaf jika ada kekurangan dalam makalah ini dan kami mohon kritik dan sarannya kepada para pembaca agar kami bisa memperbaiki kesalahan dan untuk mempermudah kami dalam menyusun makalah yang lainnya dimasa mendatang.
Lhokseumawe, 16 September 2014
DAFTAR ISI
Kata pengantar i
Daftar isi ii
BAB I PENDAHULUAN
Latar Belakang 1
Tujuan Penulisan 1
Tujuan Penulisan 1
BAB II TUJUAN PUSTAKA
2.1Teori Asam dan Basa 2
2.2Teori Arrhenius 2
2.3 Teori Brønsted-Lowry 3
2.4 Menamai Asam Anorganik 6
2.5 Struktur Senyawa Hidroksi 6
2.6 Penetralan 7
Teori Asam Basa Lewis 7
larutan Dapar (buffer) dan Indikator 8
2.9 asam poliprotik (berbasa banyak) lemah 9
2.10 Tetapan keseimbangan semu 10
2.11 Titrasi 10
CONTOH SOAL 11
BAB III PERMASALAHAN (STUDI KASUS)
3.1 Aplikasi dalam Industi 14
3.2 Aplikasi dalam kehidupan sehari-hari 14
BAB IV PENUTUP
4.1 Kesimpulan 17
Daftar pustaka
BAB 1
PENDAHULUAN
Latar Belakang
Asam dan basa secara tidak sadar merupakan bagian dari kehidupan kita. Kita senantiasa berinteraksi dengan asam dan basa setiap hari. Makanan yang kita konsumsi sebagian besar bersifat asam, sedangkan pembersih yang kita gunakan (sabun, detergen, dll.) adalah basa. Enzim-enzim dan protein dalam tubuh kita juga merupakan asam.
Selain itu, asam dan basa sangat berpengaruh terhadap kondisi lingkungan. Keasaman tanah akan berpengaruh terhadap kondisi tumbuhan yang ada di atasnya. Kualitas air juga dapat ditentukan dengan mengukur tingkat keasamannya. Suatu daerah yang dilanda hujan asam akan mengalami kerusakan lingkungan yang cukup buruk.
Kebanyakan asam dan basa (yang belum bercampur dengan senyawa lain) di alam berupa liquid (larutan). Karena bentuk inilah yang mudah untuk direaksikan dengan senyawa lainnya. Meskipun asam dan basa yang kita konsumsi sehari-hari berupa padatan seperti makanan dan sabun, namun pada akhrinya tetap butuh diencerkan juga (direaksikan atau dicampur dengan air) agar lebih mudah diserap atau digunakan.
Tujuan Penulisan
Tujuan penulis membuat makalah ini yaitu,
Agar kita dapat membedakan antara asam dan basa
Mengetahui manfaat asam dan basa dalam kehidupan sehari-hari
Manfaat penulisan
Manfaat dari penulisan ini untuk memberikan pemahaman yang tepat tentang asam dan basa kepada semua pihak yang membacanya, baik dikalangan umum maupun dikalangan mahasiswa khususnya.
BAB II
TINJAUAN PUSTAKA
Setiap zat atau senyawa mempunyai sifat asam, basa, atau netral. Kita dapat menentukan apakah zat atau senyawa tersebut asam, basa atau netral dengan menggunakan indikator. Indikator ini dapat berupa indikator universal atau lakmus biru, lakmus merah yang dimuat di laboratorium, atau juga dapat menggunakan indikator asam basa dengan bahan dari alam, seperti bunga kembang sepatu, bunga bogenuil, bunga mawar, kunyit dan sebagainya. Zat warna dari bahan – bahan tersebut memberi warna yang berbeda dalam larutan asam, basa, maupun netral.
2.1 Teori Asam dan Basa
Asam merupakan zat yang memiliki sifat-sifat yang spesifik, misalnya memiliki rasa asam, dapat merusak permukaan logam juga lantai marmer atau biasa disebut korosif. Asam juga dapat bereaksi dengan logam dan menghasilkan gas Hidrogen, sebagai indikator sederhana terhadap senyawa asam, dapat digunakan kertas lakmus, dimana asam dapat mengubah kertas lakmus biru menjadi merah. Asam klorida dalam geteh pencernaan dilambung, asam asetat sebagai asam penyusun dalam cuka, asam karbonat yang memberikan rasa segar dalam minuman berkarbonat, dan asam sitratyang dikandung dalam berbagai jeruk.
Basa merupakan zat yang memiliki sifat – sifat yang spesifik, seperti lilin. Jika mengenai kulit kulit dan terasa getir, serta dapat mengubah kertas lakmus merah menjadi biru. Banyak orang mengenali bau rangsang yang kuat (dari) basa amonia, lazim digunakan dalam bentuk larutan air dan berbagai cairan pembersih sebagai pemati hama.
2.2 Teori Arrhenius
Menurut Arrhenius (1884), asam adalah zat yang melepaskan ion H+ atau H3O+ dalam air. Sedangkan basa adalah senyawa yang melepas ion OH- dalam air. 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.
Teori Brønsted-Lowry
Teori Brønsted-Lowry adalah teori mengenai asam basa yang digagaskan oleh Johannes Nicolaus Brønsted dan Thomas Martin Lowry pada tahun 1923 secara terpisah. Dalam teori ini, asam Brønsted didefinisikan sebagai sebuah molekul atau ion yang mampu melepaskan atau "mendonorkan" kation hidrogen (proton, H+), dan basa Brønsted sebagai spesi kimia yang mampu menarik atau "menerima" kation hidrogen (proton).
2.3.1 Larutan air asam dan basa (Aqueous Solution of acids and bases)
Asam monoprotik yaitu molekul yang mampu menyumbangkan satu proton ke sebuah molekul air. Karena penyumbangan proton adalah suatu reaksi yang reversible, tiap asam haruslah membentuk basa dengan menyumbang kan protonnya itu. Serupa pula, tiap basa harus membentuk suatu asam dengan menerima sebuah proton. Hubungan ini dikatakan sebagai konjugat.
Asam poliprotik. Asam, seperti H2SO4, H3PO4, dan H2CO3, dengan molekul yang mampu menyumbangkan lebih dari satu proton disebut asam poliprotik. Karena molekul H2SO4, dan H2CO3 dapat menyumbangkan dua proton, mereka juga disebut asam diprotik, asam dengan molekul yang dapat menyumbangkan tiga proton, seperti H3PO4, juga disebut triprotik.
Ion atau molekul yang dapat baik menyumbang atau pun menerima sebuah proton dikatakan bersifat amfiprotik.
Basa, sifat-sifat yang lazim untuk larutan air dari basa-basa disebabkan oleh ion hidroksida (OH-), suatu basa Brønsted-Lowry. Hidroksida ionic dari unsur-unsur IAdan IIA adalah basa-basa kuat. Karena ion hidroksida telah ada dalam senyawa-senyawa ini, cukuplah bila zat-zat ini melarut dalam air dan memberikan ion-ion hidroksida yang merupakan karakteristik dari suatu larutan basa. Basa NaOH dan KOH, yang dapat memberikan 1 mol ion hidroksida per mol senyawa, disebut basa monohidroksi. Karena 2 mol ion hidroksida diberikan per mol Ca(OH)2 dan Ba(OH)2, maka senyawa ini disebut basa dihidroksi.
2.3.2 Kuat relative asam dan basa
kuat suatu asam, HA, dalam larutan air merupakan suatu ukuran dari kecendrungannya menyumbangkan sebuah proton kepada sebuah molekul air:
HA + H2O H3O+ + A-
Sejauh mana reaksi ini berlangsung dari kiri kekanan juga merupakan kecenderungan dari basa konjugat, A-, untuk menerima sebuah proton dari H3O+:
H3O++ A- HA + H2O
Azas mendasar bagi tingkatan ini adalah makin kuat asam itu, makin lemah basa konjugatnya. Di antara ketika asam, HCl, HC2H3O2, dan HCN, yang terkuat ialah HCl dan yang terlemah ialah HCN. Di antara ketiga basa, Cl-, C2H3O2-, dan CN-, basa terkuat adalah CN- dan yang terlemah Cl-.
Efek pendataran (leveling effect) yaitu, reaksi suatu pelarut untuk mengurangi reagensia yang berlainan menjadi sama kuat. Dalam pelarut-pelarut tertentu, mudah untuk menunjukkan bahwa HClO4 merupakan asam yang lebih kuat daripada HNO3. Sebagai lebih kuat daripada H3O+, membentuk larutan dengan kuat asam yang praktis sama, karena air merupakan basa yang cukup kuat untuk mengambil proton dari masing-masing asam yang lebih kuat daripada H3O+. untuk asam sangat kuat apa saja, HA, pengionan dalam air,
HA + H2O H3O+ + A-
Pada hakekatnya berlangsung lengkap. Ini berarti bahwa asam apa saja yang lebih kuat daripada H3O+, akan begitu saja membentuk H3O+ dalam larutan air , jadi H3O+ merupakan asam terkuat yang dapat berada dalam larutan air.
Air mempunyai efek pendataran terhadap basa apa saja yang kebasaannya lebih besar daripada OH-. Jika natrium amida, NaNH2, bersentuhan dengan air, akan berlangsung reaksi sebagai berikut:
NH2- + H2O NH3 + OH-
Basa yang sangat kuat, NH2-, tak dapat berada dalam larutan air. Demikian pula O2-. Kedua penerima proton yang kuat ini akan didatarkan untuk membentuk larutan ion OH-, karena OH- adalah basa terkuat yang dapat berada dalam larutan air.
Pelarut-pelarut ini juga mendatarkan kekuatan asam dan basa yang potensial (tersenbunyi kekuatannya). Dalam ammonia cair, asam yang lebih kuat dari NH4+ akan didatarkan kekuatannya menjadi sana dengan kekuatan NH4+. Basa terkuat yang mungkin dalam amonia adalah, NH2-.
2.3.3 Reaksi Asam-Basa dalam Larutan Garam dalam Air
Dalam air murni terdaat ion H+ (atau H3O+) dari ion OH- dalam konsentrasi yang sama, yang sangat kecil. Bila konsentrasi H+ sama dengan konsentrasi OH- maka larutan disebut netral. Jika konsentrasi H+ lebih tinggi daripada konsentrasi OH-, maka larutan itu bersifat asam. Jika konsentrasi OH- lebih tinggi daripada konsentrasi H+, larutan bersifat basa.
Larutan air dari garam-garam dapat bersifat asam, basa atau netral, bergantung pada garamnya. Suatu larutan air (dari) ammonium klorida, NH4Cl, memerahkan lakmus biru; jadi, lrutan ini bersifat asam. Suatu larutan air (dari) natrium asetat, NaC2H3O2, mempunyai efek sebaliknya dan membirukan lakmus merah; jadi larutan ini bersifat basa. Suatu latutan air (dari) natrium klorida, NaCl, atau ammonium asetat, NH4C2H3O2, tak mempunyai pengaruh pada lakmus dan mestilah bersifat netral.
Untuk menerangkan perbedaan ini, haruslah diperhatikan reaksi kation atau anion (atau keduanya) dari suatu garam dengan air, suatu proses yang dikenal sebagai hidrolisis. Hidrolisis adalah reaksi ntara zat apa saja dan air, serta takterbatas pada larutan garam. Contoh hidrolisis ialah pengionan asam asetat dalam air
HC2H3O2 + H2 H3O+ + C2H3O2-
Dan pengionan amonia dalam air
NH3 + H2O NH4+ + OH-
Reaksi ion garam dengan air yang mengubah keasaman melibatkan transfer proton dan adalah reaksi-reaksi hidrolisis. Akan diperiksa keempat kasus berikut ini bila garam dilarutkan dalam air.
basa Baik kation maupun anion garam itu tidak cukup bersikap sebagai asam maupun. Garam yang terdiri dari kation (Li+, Na+, K+, Ba2+, Sr2+) dari basa kuat, dan anion (Cl-, NO3-, SO42-) dari asam kuat membentuk larutan netral. Contoh disamping NaCl adalah kalium klorida KCl; barium klorida, BaCl2; strontium nitrat, Sr(NO3)2.
Dalam larutan air garam-garam ini, kation tidak banyak bereaksi dangan air (terhidrolisis) untuk membentuk ion H+, dan anion tidak banyak bereaksi dengan molekul air untuk membentuk ion OH-.
Kation garam itu bertindak sebagai asam, tetapi anionnya tidak cukup bersifat sebagai basa. Garam yang terdiri dari kation (dari) basa lemah dan anion (dari) asam kuat membentuk larutan yang bersifat asam. Contohnya adalah ammonium klorida, NH4Cl, dan ammonium nitrat, NH4NO3. Dalam larutam air (dari) garam-garam ini, ion NH4+ berfungsi sebagai asam. Karena ion Cl- dan NO3- adalah basa yang sangat lemah, mereka tidak cukup berfungsi sebagai basa dalam air.
Anion dari garam bertindak sebagai basa, tetapi kationnya tidak bertindak cukup sebagai asam. Garam yang terdiri dari kation (dari) basa kuat dan anion (dari) asam lemah, membentuk larutam yang bersifat basa. Contohnya adalah natrium asetat, NaC2H3O2, dan natrium sianida, NaCN. Karena ion natrium adalah kation dari suatu basa kuat, maka kation ini tidak cukup berfungsi sebagai asam. Ion asetat dan sianida berfungsi sebagai basa. Karena ion sianida lebih kuat daripada ion asetat, suatu larutan NaCN lebih bersifat basa daripada larutan NaC2H3O2 yang ekuimolar.
Kation garam bertindak sebagai suatu asam, dan anion bertindak sebagai suatu basa. Dengan garam yang terdiri dari kation basa lemah dan anion asam lemah, kedua ion itu akan mengalami hidrolisis. Larutan yang terdiri bersifat netral, asam atau basa, bergantung pada kuat relative kation asam dan anion basa itu.
Menamai Asam Anorganik
Kedua kelas asam anorganik yang paling lazim adalah (1) asam biner dan yang bertalian dan (2) asam-oksi terner, yang mengandung satu atau lebih atom oksigen yang terikat pada suatu unsur selain hidrogen. Asam-asam yang dikenal sering dirujuk baik dengan nama senyawa mereka, dengan nama trivial atau nama lazim mereka sesuai dengan kebiasaan yang telah mapan selama bertahun-tahun.
2.4.1 Asam Biner dan yang Bertalian
Kelas ini mencakup hidrogen halide, hidrogen sulfide dan hidrogen sianida. Akan nama lazim ini dariasam menyatakan unsur induknya, misalnya, klor – untuk klor. Nama itu mencakup akhiran –ida dan kata "asam" sebagai ganti "hidrogen". (Nama lazim dalam bahasa inggris terdiri dari akar nama dan awalan hydro- dan akhiran –ic).
2.4.2 asam-oksi terner
Nama sistematik asam-asam dalam kelas ini, tepat sama seperti untuk senyawa biner dan yang bertalian, yakni didasarkan pada nama anion yang terbentuk setelah protonnya diambil. Nama lazim untuk asam-asam-oksi adalah dengan menggunakan kata "asam" sebagai ganti "hidrogen". (Nama lazim inggris: akhiran –ic yang berpadanan dengan –ate atau –ous yang berpadanan dengan –ite).
Struktur Senyawa Hidroksi
dalam asam-asam-oksi seperti HNO3, H2SO4, dan HClO, dan dalam basa-oksi seperti NaOH dan Ca(OH)2, tiap atom hidrogen terikat secara kovalen pada sebuah atom oksigen. Jika unsur yang terikat itu mempunyai keelektronegatifan yang rendah, maka tarikannya terhadap sepasang electron tidak kuat, dan senyawa ion bersifat ionic. Semua hidroksida unsure grup IA dan IIA adalah senyawa ion.
Na+, [ O-H]- Ca2+, 2[ O-H]-
Ion hidroksida dibebaskan bila hidroksiaionik ini melarut kedalam air.
Jika unsur yang diikat pada gugus OH mempunyai keelektronegatifan yang tinggi,unsur ini menarik pasangan electron dengan kuat,seperti oksigen.Akibatnya akan terbentuk ikatan kovalen ,bukannya ikatan ion,antara unsur itu dan oksigen.gaya tarik yang kuat terhadap elektron – electron oleh unsur itu dan oleh oksigen menyebabkan ikatan antara oksigen dan hidrogen menjadi sangat polar , sehingga inti hidrogen mudah diambil oleh gugus pencari proton.
Secara umum ,makin banyak atom oksigen yang terikat pada unsur bukan logam yang lain ,dalam suatu senyawa hidroksi,makin kuat asam itu.
2.6 Penetralan
Asam kuat dan basa kuat .bila kuantitas ekuimolar dari suatu asam kuat seperi asam klorida ,HCl ,dan suatu basa kuat seperti natrium hidroksida,NaOH,dicampur dalam suatu larutan air ,ion hidronium dari asam dan ion hidroksida dari basa,akan bersenyawa membentuk air. .reaksi ini dikenal sebagai penetralan.
Setelah reaksi antara asam kloridadan natrium hidroksida lengkap,tinggallah larutan dari ion
2.7 Teori Asam-Basa Lewis
Pada teori asam-basa Arrhenius tidak dijelaskan perilaku asam-basa dalam larutan tidak berair dan pada teori asam-basa Bronsted-Lowry tidak diterangkan akan adanya sistem yang tidak terprotonasi. G.N. Lewis, pada tahun 1923, mengemukakan teori asam-basa dalam buku Thermodynamics and the Free Energy of Chemical Substances .
Menurut Lewis:
Asam: zat/senyawa yang dapat menerima pasangan elektron bebas dari zat/senyawa lain untuk membentuk ikatan baru.
Basa: zat/senyawa yang dapat mendonorkan pasangan elektron bebas dari zat/senyawa lain untuk membentuk ikatan baru.
Produk dari reaksi asam-basa Lewis merupakan senyawa kompleks. Proton merupakan asam Lewis. Lewis mengembangkan reaksi asam-basa yang menyangkut zat/senyawa yang tidak mempunyai atom H dalam senyawanya
Secara umum, reaksi asam-basa Lewis terjadi apabila ada basa yang mendonorkan pasangan elektronnya dan asam yang menerima pasangan elektron tersebut untuk membentuk ikatan baru. Produk yang terjadi dari reaksi asam-basa Lewis disebut dengan senyawa kompleks (adduct) dan ikatan yang terjadi adalah ikatan kovalen koordinasi. Contoh sederhana dari reaksi asam-basa Lewis adalah reaksi pembentukan ion hidronium dan ion amonium.
Untuk melihat hubungan asam Lewis dengan asam Bronsted-Lowry adalah dengan cara meninjau reaksi antara amonia dengan gas hidrogen klorida.
Di beberapa buku dikatakan bahwa amonia mendonorkan pasangan elektron bebasnya kepada ion hidrogen, suatu proton sederhana yang tidak mengandung elektron di sekitarnya. Hal ini merupakan suatu kesalah pahaman. Kita tidak bisa menemukan H+ bebas dalam suatu sistem kimia. Ion H+ sangat reaktif sehingga ion H+ selalu terikat pada sesuatu. Tidak akan pernah ditemukan ion hidrogen bebas dalam molekul HCl. Dalam molekul HCl tidak terdapat orbital kosong yang dapat menerima pasangan elektron bebas.
2.8 Larutan Dapar (Buffer) dan Indikator
Jika [H+] (atau pH) suatu larutan tidak banyak terpengaruh oleh penambahan asam dan basa dalam jumlah kecil, larutan itu di sebut bersifat dapar (buffer). Larutan akan mempunyai sifat-sifat berikut jika mengandung asam lema maupun basa lemah, dalam jumlah agak besar. Jika asam kuat dalam jumlah kecil di tambahkan kepada larutan demikian, kebanyakan H+ yang akan ditambahkan bergabung dengan basa lemah dari dapar itu dalam jumlah yang equifalen dan membentuk asam konjugasi dari basa lemah itu.
Indikator Asam dan Basa
Indikator merupakan kebalikan dari dapar. Indicator adalah pasangan asam-basa konjugasi yang terdapat dalam konsentrasi molar kecil sehingga tidak mempengaruhi pH larutan keseluruhan.
HIn H+ +In-
Maka, [H+] = Ka x HInIn-
Indikator dapat membedakan larutan, apakah asam, basa, atau netral. Indikator asam basa adalah senyawa khusus yang ditambahkan pada larutan, dengan tujuan mengetahui kisaran pH dalam larutan tersebut. Senyawa indikator yang tak terdisosiasi akan mempunyai warna berbeda dibanding indikator terionisasi.
Indikator buatan adalah indikator yang sudah dibuat di laboratorium atau di pabrik alat – alat kimia, kita tinggal menggunakannya. Untuk mengidentifikasi sifat asam, basa, dan garam biasanya menggunakan kertas lakmus. Kertas lakmus terdiri dari lakmus merah dan lakmus biru. Indikator buatan lainnya adalah indikator universal, indikator asam basa seperti fenolptalin dan metal jingga. Indikator ini selain untuk menentukan sifat asam basa juga dapat digunakan untuk menentikan derajat keasaman atau pH larutan.
Cara membuat indicator asam basa alami, yaitu :
1. Menumbuk bagian bunga yang berwarna pada mortar.
2. Menambahkan sedikit aquades pada hasil tumbukan sehingga didapatkan ekstrak cair.
3. Ekstrak diambil dengan pipet tetes dan diteteskan pada keramik.
4. Menguji dengan meneteskan larutan asam dan basa pada ekstrak, sehingga ekstrak dapat berubah warna.
2.9 Asam Poliprotik (Berbasa Banyak) Lemah
Jika terdapat kemungkinan terjadinya ionisasi rangkap banyak, H2S dan H2CO3, setiap tahap ionisasi itu mempunyai ketetapan keseimbangannya sendiri-sendi, berbagai tetapan itu biasanya di bedakan dengan menggunakan subskrips.
Ionisasi primer : H2S H+ + HS- K1 = H+[HS-][H2S]
Ionisasi Sekunder : HS- H+ + S2- K2 = H+[S2-][HS-]
Tetapan ionisasi sekunder asam polipotik selalu lebih kecil dari yang primer (K2 < K1); yang ketiga, jika ada, lebih kecil lagi dari yang kedua; demikian seterusnya.
Namun, harus jelas bahwa [H+] berarti konsentrasi nyata ion hydrogen di dalam larutan. Dalam campuran air yang mengandung beberapa macam asam, asam-asam itu mempunyai peranan dalam memberikan konsentrasi hydrogen di dalam larutan, tetapi karna hanya ada satu nilai [H+] dalam setiap larutan tertentu, harus sekaligus memenuhi kondisi keseimbangan untuk berbagai asam itu.
Dalam hal asam poliprotik, K1 biasanya lebih besar dari K2. Sehingga hanya keseimbangan K1 saja yang harus di perhatikan dalam mnghitung [H+] di dalam larutan asam itu.
2.10 Tetapan Keseimbangan Semu
Penyederhanaan system keseimbangan rangkap sering di gunakan dalam reaksi-reaksi biokimia atau reaksi organic lainnya, yang melibatkan asam dan basa.
Contoh :
CH3CO2PO32- + H20 HPO42- + H+
Di samping reaksi hidrolisis fundamental di atas, terdapat keseimbangan-keseimbangan asam-basa secara sendiri-sendiri untuk asetil-fosfat, asetat, dan ion hydrogen fosfat. Asetil fosfat atau [AcP] mungkin di gunakan untuk menyatakan jumlah konsentrasi semua bentuk ion dan
bukan ion daripada asam asetil fosfat, dan [fosfat] atau [P1] untuk menandai semua bentuk anorganik asam fosfat dan basa konjugasinya yang berurutan. Penyebaran antara asetil fosfat dan hasil hidrolisisnya tentu bergantung pada pH, tidak hanya karna H+ merupakan hasil hidrolisis tetapi juga karena penyebaran dari ketiga zat lain (kecuali air). Bentuk-bentuk asam atau konjugasinya bergantung pada pH. Digunakan suatu konvensi untuk menentukan K1, yaitu ketetapan keseimbangan semu (apparent equilibrium constant) yang sesuai dengan nilai pH tertentu, dimana digunakan konsentrasi stoikiometri dan bukan konsentrasi spesies dalam tahap ionisasi tertentu.
K1 = Ac[P1][AcP]
Nilai Ph yang paling umum untuk menentukan K1 ialah 7, yaitu hamper mendekati nilai fisiologi. Walaupun keseimbangan sebenarnya, tidak bergantung pada pH, namun perubahan nilai K1 terhadap nilai pH dapat di hitung atau di tentukan secara empiris, pH akan di anggap sebagai suatu fariabel tak gayut (independen), seperti suhu.
2.11 Titrasi
Tritasi adalah proses penentuan banyaknya suatu larutan dengan konsentrasi yang diketahui dan diperlukan untuk bereaksi secara lengkap dengan sejumlah contoh tertentu yang akan dianalisis. Prosedur analitis yang melibatkan titrasi dengan larutan-larutan yang konsentrasinya diketahui disebut analisis volumetri.
CONTOH SOAL :
1. Tentukan pH dari suatu larutan yang memiliki konsentrasi ion H+ sebesar 10 4 M dengan tanpa bantuan alat hitung kalkulator!
Pembahasan
Menghitung pH larutan atau pOH larutan.
Diketahui data:
[H+] = 10 4, dengan rumus yang pertama untuk mencari pH
Sehingga:
ingat kembali rumus logaritma:
2. Suatu larutan diketahui memiliki nilai pH sebesar 3. Tentukan besar konsentrasi ion H+ dalam larutan tersebut!
Pembahasan
Data:
pH = 3
[H+] = .....
3. 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
Data:
pH = 2,7
[H+] = .....
4. Suatu larutan memiliki pH = 2. Tentukan pH larutan jika diencerkan dengan air seratus kali!
Pembahasan
Data:
Diencerkan 100 x berarti V2 = 100 V1
pH = 2, berarti [H+] = 10 2
pH setelah diencerkan =....
V2M2 = V1M1
BAB III
PERMASALAHAN (STUDI KASUS)
3.1 APLIKASI DALAM INDUSTRI
Semua aspek kehidupan mengan dung asam dan basa.
- untuk analisis kandungan COD dalam limbah, menggunakan larutan buffer (penyangga) asam basa, dan larutan asam sulfat.
- larutan buffer lain dalam analisis kandungan zat dalam limbah.
- untuk mengawetkan makanan, sehingga ada makanan yang diasamkan.
- untuk membantu pelarutan bahan baku industry.
- untuk membersihkan kotoran yang melekat di mesin (sabun/detergen).
3.2 APLIKASI DALAM KEHIDUPAN SEHARI-HARI
Contoh-contoh Asam
Asam dapat dengan mudah kita temui dalam kehidupan sehari-hari. Dalam makanan, minuman, buah-buahan, air hujan bahkan di dalam tubuh kita.
Contoh asam organik adalah asam sitrat terdapat dalam buah jeruk, asam format terdapat dalam gigitan/sengatan semut dan sengatan lebah dan asam asetat yang terdapat dalam cuka makan.
Asam mineral adalah senyawa asam seperti asam klorida (asam lambung) terdapat dalam sistem pencernaan manusia dan hewan. Asam mineral banyak juga dimanfaatkan oleh manusia untuk memenuhi kebutuhan sehari-hari dan umumnya bersifat asam kuat. Contoh asam mineral adalah asam klorida yang digunakan secara luas dalam industri, asam sulfat untuk aki mobil dan asam fluorida yang biasanya digunakan pada pabrik kaca.
Berdasarkan kekuatannya asam dibagi menjadi dua jenis, yaitu asam kuat dan asam lemah. Kekuatan suatu asam dapat ditentukan dari kemampuannya melepaskan ion hidrogen yang bermuatan positif (ion H+) ketika dilarutkan dalam air. Semakin banyak ion H+ yang dilepaskan, semakin kuat sifat asamnya.
Berikut ini adalah tabel beberapa contoh asam kuat dan asam lemah.
Contoh-contoh Basa
Sama halnya dengan zat asam, zat basa juga dapat dengan mudah kita temui dalam kehidupan sehari-hari. Sifat licin dan rasanya yang pahit merupakan cara mudah untuk mengenali zat basa. Beberapa contoh zat basa yang sering digunakan adalah:
Natrium hidroksida / soda api / soda ash dan kalium hidroksida, sebagai bahan baku pembersih dalam rumah tangga, misalnya sabun mandi, sabun cuci, detergen, pemutih dan pembersih lantai
Magnesium hidroksida dan aluminium hidroksida, terkandung dalam obat nyeri lambung (antasid)
Amoniak, untuk pelarut desinfektan (pencegah terjadinya infeksi) dan bahan baku pupuk urea
Jika diketahui rumus kimia suatu basa, maka untuk memberi nama basa, cukup dengan menyebut nama logam dan diikuti kata hidroksida. Berikut ini tabel beberapa contoh basa kuat dan basa lemah:
BAB IV
PENUTUP
3.1 Kesimpulan
Asam 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.
DAFTAR PUSTAKA
Keenan, kleinfelter, wood,(1989), kimia untuk universitas, Jilid 1, Erlangga, Jakarta.
http://www.chem-is-try.org/materi_kimia/kimia_dasar/asam_dan_basa/konsep-ph-poh-dan-pkw/
http://www.smkn1bandung.com/modul/adaptip/adaptif_kimia/larutan_asam_dan_basa.pdf
http://www.chem-is-try.org/materi_kimia/kimia_dasar/asam_dan_basa/sifat-sifat-asam-basa-dan-garam/
1
ii
1
