Kaziemustari: LARUTAN ASAM BASA, ASAM BASA, HIDROLIS GARAM, KELARUTAN

LARUTAN

1.Pengantar

Dalam modul 1 ini, anda akan mempelajari tentang teori asam basa, sifat asam dan basa, derajat keasaman, derajat ionisasi dan tetapan asam basa, aplikasi pH dalam pencemaran air,larutan penyangga, hidrolisis garam , kelarutan dan hasil kali nkelarutan.

Pengertian asam basa berdasarkan dari teori asam basa dari Arrhenius, Bronsted - Lowry, dan Lewis. Sedangkan untuk menentukan suatu larutan atau zat yang bersifat asam basa dapat diketahui dengan mengidentifikasinya menggunakan beberapa indikator baik alam maupun kimia.

Derajat keasaman atau pH (p berasal dari kata potenz yang berarti pangkat dan H tanda ataom Hidrogen) adalah harga negatif dari logaritma H⁺.Harga pH berguna untuk menentukan kekuatan asam maupuin basa suatu larutan dengan mengunakan suatu indikataor asam – basa , serta menghitung pH larutan untuk asam kuat dan asam lemah , basa kuat dan basa lemah yang dihubungkan dengan derajat ionisasi dan tetapan asam (Ka) ,tetapan basa(Kb).

Aplikasi pH dihubungkan dengan kehidupan sehari hari diantaranya untuk mengetahui terjadinya pencemaran air

2. Tujuan Standar kompetensi

Dengan memepelajari modul ini diharapkan anda dapat memahami sifat – sifat larutan asam – basa, metoda pengukuran, dan penerapannya.

3. Tujuan peembelajaran

Setelah mempelajari modul ini diharapkan anda dapat:

a. menjelaskan pengertian asam dan basa menurut archenius.

b. menjelaskan pengertian asam dan basa menurut Bronsted dan lowry.

c. menjelaskan pengertian asam dan basa menurut lewis.

d. mengidentifikasi beberapa larutan asam dan basa berdasarkan berbagai indikator.

e. menjelaskan kekuatan asam atau basa dengan derajat ioniasi dan tetapan asam (Ka) dan tetapan basa(Kb).

f. Menentukan dan menghitung pH larutan.

g. Menghitung pH larutan yang diencerkan.

h. menjelaskan penggunaan konsep pH dalam pencemaran air.

i. menentukan konsentrasi asam atau basa dengan titrasi.

i. menentukan pH suatu larutan selama titrasi.

j. menjelaskan sifat –sifat larutan penyangga.

k. menghitung pH larutan Penyangga (Buffer).

l. menjelaskan larutan garam yang terhidrolisa.

m. menghitung pH larutan- larutan garam.

n. menjelaskan kelarutan dan hasil kali kelarutan.

o. menjelaskan pengaruh ion sejenis terhadap kelarutan suatu garam.

p. memperkirakan dalam suatu pencampuran akan terjadi pengendapan atau tidak?.

LARUTAN ASAM BASA

4.1.1. Uraian dan Contoh

1. Teori Asam Basa Arrhenius

Svante August Arrhenius ( 1859 – 1927 ) dari swedia pada tahun 1887 mengemukakan teori ion untuk menjelaskan mengapa larutan zat- zat dalam air dapat menghantarkan arus listrik.

Arrhenius menemukan bahwa zat – zat tertentu jika dilakrutkan dalam air akan terurai menjadi bagian – bagian yang bermuatan listrik. Karena zat – zat itu sebelum dilarutkan tidak menghantarkan arus listrik ( netral ) , maka julah muatan positif zat itu sebelum dilarutkan harus sama dengan jumlah muatan negatif . Partikel yang bermuatan listrik disebut ion( menurut bahasa yunani artinya pengembara ), sebab ion bebas bergerak dalam larutan. Ion positif disebut kation sedangkan ion negatif disebut anion.Adapun peristiwa terurainya zat –zat dalam air disebut ionisasi, dan zat – zat yang dalam air dapat terurai menjadi ion –ion disebut elektrolit ( penghantar arus listrik. Asam Basa termasuk ke dalam golongna zat elektrolit.

Sifat Asam Basa

Asam

Menurut Arrhenius asam adalah suatu zat yang bila dilarutkan ke dalam air akan menghasilkan ion hidronium( H⁺ / H³O⁺ ) sebagai kation dan sisa asam sebagai anion. Sedangkan basa adalah suatu zat bila dilarutkan ke dalam air akan menghasilkan ion hidroksida ( OH^–) sedangkan sisa basanya sebagai kation.

Contoh Reaksi ionisasi Asam :

HCL _(aq) H⁺_(aq) + CL^–_(aq)

Asam klorida ion hidogen (kation ) ion klorida ( anion )

H₂SO_{4 (aq)} 2H⁺_(aq) + SO₄^2–_(aq)

Asam sulfat ion hidrogen ion sulfat

H₃PO_4(aq) 3H⁺_(aq) + PO₄^3– _(aq)

Asam fosfat ion hidrogen ion fosfat

Jumlah ion H⁺ yang dapat dilepas oleh suatu asam disebut valensi asam

Asam yang dapat menghasilkan satu ion H⁺ disebut asam monoprotik ,menghasilkan (dua ion H⁺ diprotik , dan menghasil tiga ion H⁺ triprotik = poliprotik ).

Berdasarkan hasil uji elektrolit yang termasuk asam kuat adalah : HCl, HBr, HI, HNO₃, H₂SO₄, HClO₄, diluar senyawa ini termasuk asam lemah.

Pembentukan Larutan Asam

Jika suatu unsur bukan logam bereaksi dengan oksigen , senyawa tersebut adalah oksida bukan logam. Dan jika oksida bukan logam tersebut bereaksi dengan air , maka terbentuk senyawa asam.

Contoh reaksi : SO_3(g) + H₂O_(l) H₂SO_4(aq)

Itulah sebabnya oksida bukan logam disebut oksida asam.

Contoh –contoh oksida asam dan nama asam dalam tabel dibawah ini.

Rumus Oksida	Nama Oksida	Rumus Asam	Nama Asam
CO₂	Karbon dioksida	H₂CO₃	Asam karbonat
SiO₂	Silikon dioksida	H₂SiO₃	Asam silikat
N₂O₃ N₂O₅	Dinitrogen trioksida Dinitrogen pentaoksoda	HNO2 HNO3	Asam nitrit Asam Nitrat
P₂O₃ P₂O₅	Difosfor trioksida Difosfor pentaoksida	H₃PO₃ H₃PO₄	Asam fosfit Asam fosfat
As₂O₃ As₂O₅	Diarsen trioksida Diarsen pentaoksida	H₃AsO₃ H₃AsO₄	Asam arsenit Asam arsenat
SO₂ SO₃	Belerang dioksida Belerang terioksida	H₂SO₃ H₂SO₄	Asam sulfit Asam sulfat
Cl₂O CL₂O₃ Cl₂O₅ Cl₂O₇	Dikloro monooksida Dikloro trioksida Dikloro pentaoksida Dikloro heptaoksida	HCLO HCLO₂ HCLO₃ HCLO₄	Asam hipoklorit Asam klorit Asam klorat Asam perklorat
Br₂O Br₂O₃ Br₂O₅ Br₂O₇	Dibromo monooksida Dibromo trioksida Dibromo pentaoksida Dibromo heptaoksida	HBrO HBrO₂ HBrO₃ HBrO₄	Asam hipobromit Asam bromit Asam bromat Asam perbromat
I₂O I₂O₃ I₂O₅ I₂O₇	Diyodium monooksida Diyodium trioksida Diyodium pentaoksida Diyodium heptaoksida	HIO HIO₂ HIO₃ HIO₄	Asam hipokyodit Asam yodit Asam yodat Asam peryodat

Adapun oksida bukan logam yang tidak dapat membentuk asam adalah :

CO, NO, N₂O, NO₂.

Banyak juga asam – asam yang tidak mengandung oksigen , asam – asam ini bukan berasal dari oksida asam .

Contoh Asam yang terbentuk bukan dari oksida non logam:

Rumus Asam	Nama Asam
HF	Asam Flourida
HCL	Asam Klorida
HBr	Asam Bromida
HI	Asam Iodida
H₂S	Asam Sulfida
HCN	Asam Sianida

Ada pula asam –asam yang tidak berasal dari oksida walaupun mengandung oksigen .Asam –asam ini berasal dari tumbuh – tumbuhan dan hewan dan disebut asam – asam organik.

contohnya pada : tabel dibawah ini :

Rumus Asam	Nama asam
HCOOH	Asam Formiat
CH₃COOH	Asam Asetat
CH₃CHOCOOH	Asam Laktat
H₂C₂O₄	Asam Oksalat

Basa

Menurut arrhenius Basa adalah zat – za jika dilarutkan dalam air dapat terionisasi menghasilkan ion hidroksida ( OH^–) sebagai anion dan sisa nya ion positif(kation)

Contoh reaksi ionisasi basa

NaOH _(aq) Na⁺_(aq) + OH^–_(aq)

Natruium hidroksida ion Natrium Ion hidroksida

Ca(OH)_2(aq) Ca²⁺_(aq) + 2OH^–_(aq)

Kalsium hidroksida ion kalsium ion hidroksida

Fe(OH)_3(aq) Fe³⁺_(aq) + 3OH^–_(aq)

Jumlah ion OH^– yang dilepaskan dari larutan basa disebut valensi basa

Basa bervalensi satu jika jumlah ion OH^– = 1

Basa bervalensi dua jika jumlah ion OH‾ = 2

Basa bervalensi tioga jika Jumlah ion OH‾ = 3

Pembentukan Larutan Basa

Suatu unsur logam bereaksi dengan oksigen,maka akan terbentuk oksida logam.Jika oksida logam tersebut bereaksi dengan air maka akan terbentuk senyawa basa, maka oksida logam disebut juga oksida basa.

Contoh Reaksi : Na₂O(s) + H₂O_(l) NaOH_(aq)

Contoh beberapa oksida basa dan nama senyawa basa pada tabel dibawah ini

Rumus Oksida	Nama Oksida	Rumus Basa	Nama Basa
K2O	Kalium Oksida	KOH	Kalium Hidroksida
MgO	Magnesium Oksida	Mg(OH)₂	Magnesium hidroksida
CaO	Calsium Hidroksida	Ca(OH)₂	Kalsium Hidroksida
BaO	Bariom Oksida	Ba(OH)₂	Barium Hidroksida
CoO	Kobal Oksida	Co(OH)₂	Kobal hidroksida
NiO	Nikel Oksida	Ni(OH)₂	Nikel Hidroksida
CuO	Tembaga (II) Oksida	Cu(OH)₂	Tembaga (II) hidroksida
HgO	Rasa (II) Oksida	Hg(OH)₂	Raksa (II) hidroksida
Fe₂O₃	Besi (II) Oksida	Besi (II) ₃	Besi (III) hidroksida

Ada pula basa yang bukan berasal dari oksida basa , misalnya : Amoniak dilarutkan dengan air :

NH_3(g) + H₂O _(l) NH₄OH_(aq)

2. Teori Asam Basa Bronted dan Lowry

Teori asam basa yang dikemukakan Bronted dari Denmark dan T Lowry dari Inggris sangat berbeda dengan teori dari arrhenius. Menurut Bronsted – Lowry yang menitik beratkan pada Pemberi (donor) dan Penerima (aseptor) proton Hidrogen (H⁺).

Asam suatu zat yang dapat memberikan(donor) proton Hidrogen (H⁺) sedangkan basa suatu zat yang dapat menerima(aseptor) proton Hidrogen(H⁺

Contoh :

asam1 basa1

HCl_(aq) + H₂O _(l) H₃O⁺ _(aq) + Cl^–_(aq)

Basa 2 asam 2

_●● _○○ _○○ _●● _○○ _{●● ─}

H ^x^●CL^●● + H^x^○O^○○H^x^○O^○○H^x^●Cl^●● H^x^○O^○○H⁺ + ^x●Cl^●●

^●● ^x^○ ^x^○ ^●● ^x○ ^x●

H H H

Pada reaksi tadi HCl bertindak sebagai asam karena menyumbangkan proton hidrogen( H⁺) kepada molekul H₂O. Sebaliknya H₂O bertindak sebagai basa karena menerima proton hidrogen(H⁺) dari HCl . Selanjutnya H₃O⁺ memberikan proton hidrogen kepada Cl^─ membentuk HCL dan H₂O, oleh karena itu reaksi ini dapat dipandang sebagai reaksi bolak balik.

Reaksi tersebut memperlihatkan bahwa HCl dengan Ion Cl^─ dan H₂O dengan H₃O⁺ membentuk pasangan asam – basa konjugasi

3.Teori Asam –Basa Lewis (Teori Elektron )

Menurut GN Lewis bahwa:

Asam adalah zat –zat yang dapat menerima (aseptor) pasangan elektron.

Basa adalah zat –zat yang dapat memberi ( donor ) pasangan elektron.

Contoh :

NH₃ + BF₃ NH₃BF₃

Basa lewis asam lewis _○○

H H ^○○F^○○

●x _○○ _○○ ●x ^○■ _○○

H●xNxx + ^○○F^○■ B^■○F^○○ H●xN xx B^■○F^○○

●x ^○○ ^○■ ^○○ ●x ^○■ ^○○

H ^○○F^○○ H ^○○F^○○

^○○ ^○○

Basa lewis (donor ps elektron) Asam Lewis (aseptror ps elektron)

NH₃ merupakan basa karena bisa memberikan 1 pasang elektron terhadap BF₃ untuk digunakan secara bersama dalam sebnyawa NH₃BF₃, sehingga BF₃ bersifat basa .

Contoh lain : BaO + SO₃ BaSO₄

◦◦ ◦◦ 2-

◦◦O◦◦ ◦◦ O◦◦

xx ◦◦ ◦◦ xx ◦◦

Ba•• ▫▫O▫▫ + S xx O◦◦ Ba²⁺ + •• O ◦◦ S xx O◦◦

▫▫ xx ◦◦ ◦◦ xx ◦◦

◦◦O◦◦ ◦◦ O ◦◦

◦◦ ◦◦

basa asam

Kedua zat tersebut tidak mengandung ion H⁺ atau OH^– dari gambar susunan elektron di atas. Lewis berpendapat BaO adalah basa karena memberikan satu pasang elektron terhadap SO₃, maka SO₃ bertindak sebagai asam karena menerima 1 pasang elektron dari BaO.

4.Indikator Asam Basa

Untuk membedakan asam dan basa yang sering dilakukan dengan menggunakan zat – zat indikator (petunjuk). Zat – zat indikator jika dicelupkan atau dicampurkan akan memberikan perubahan warna yang berbeda bagi asam maupun basa.Indikator yang umum sering digunakan untuk membedakan asam basa adalah:

a.Kertas Lakmus

Lakmus merah akan berubah jadi berwarna biru jika dimasukan kedalam larutan basa

SAMERU = Basa mengubah warna lakmus merah jadi biru

Lakmus biru akan berubah jadi berwana merah jika dimasukan kedalam larutan asam

ARURAH = Asam megubah warna lakmus biru jadi merah

b.Phenolfthalien

Indikator penolfthalien akan mengalami perubahan warna menjadi merah muda (ping) jika dimasukan kedalam larutan yang bersifat basa, sedangkan pada larutan asam sampai netral tidak mengalami perubahan warna.

5. Derajat Keasaman (pH)

Air juga mrerupakan elektrolit yang sangat lemah sekali. Daya hantar listriknya hanya dapat diperlihatkan dengan alat pengukur yang sangat peka.ionisasi dapat dituliskan sebagai berikuit

H₂O H⁺ + OH ^–dengan menggunakan hukum kesetimbangan maka pada suhu tetap kesetimbnahannya dinyatakan sebagai berikut

[ H+] [OH ]

K = , karena [ H₂O] diangggap konstan

[ H₂O]

maka K. [H₂O] =[H⁺] . [OH ^–]

atau Kw = [ H⁺ ] . [OH ^– ]

Kw adalah tetapan air yang pada suhu 25 ⁰C harga kw = 1.10 ^{– 14}

Dari persamaan diatas bahwa ionisasi air dihasilkan ion H⁺ dan Ion OH ^– yang sama.

Sehingga reaksi : Kw = [ H⁺ ] x [ OH ^–] = [ H⁺ ] ² = [ OH ^– ]² = 1 x 10 ^–14

[H⁺] = [ OH ^– ] =√ 1 x 10‾ ¹⁴ = 1 x 10 ^–7

Jika sedikit asam dimasukan kedalamair maka asam akan terionisasi

HA H⁺ + A^–

Sehingga H+ dalam larutan berasal datri ionisasi air dan ionisasi asam , tentu hal ini akan menggagu kesetimbangan air , Kw =[H⁺ ] x [ OH ^–] , tetapi hasil kali [H+] x [HO¯] tetap.

Oleh karena ittu bila larutan bersifat asam misa HCL 0.1 M

HCL _{( aq)} H⁺ + Cl ^–

[ H⁺] = 0,1 = 1 x 10 ^–
1

Kw = [ H⁺] x [OH ¯] = 1 x10^{– 14}

Kw 1 x 10 ^{– 14}

[ OH ˉˉ ] = = = 1 x 10 ^{– 13} mol / lt

[ H⁺] 1 x 10 ^{– 1}

Menurut Sorensen konsentrasi ion H⁺ dan konsentrasi ion OH^– dalam air, larutan asam atau larutan basa merupakan bilangan yang sangat kecil. Oleh karena itu untuk menyederhanakan bilangan kecil yang menunjukan konsentrasi ion H⁺ dipergunakan konsep pH, (p berasal dari kata potenz yang berarti pangkat dan H tanda ato hidrogen). pH adalah harga negatif dari logaritma H⁺ atau dinyatakan dengan rumus pH = – log [ H⁺ ] analoh dengan pH , maka pOH = – log [ OH^– ]

Contoh soal : Berapa pH larutan HCL 0,01 M

Jawab : HCl_(aq) H⁺_(aq) + Clˉˉ_(aq)

Koef : 1 : 1 : 1

0,01 M ~ 0,01 M

[H ⁺ ] = 0,01 M = 1 x10 ¯ ²

pH = – log 1 x 10‾ ² = 2 – log 1 =

Banyak reaksi kimia yang kelangsungannya tergantung pada derajat keasaman (pH) lingkungannya., untuk memudahkannya dalam :

Lingkungan asam : pH < 7

Lingkungan basa : pH > 7

Lingkungan netral : pH = 7

Bagaimana untuk menentukan pH suatu larutan ?. Salah satu cara untuk menentukan pH larutan adalah dengan menginakan indikator asam basa. Suatu indikator akan mengalami perubahan warna dengan berubahnya pH larutan.

Banyak indikator lain yang sangat peka terhadap perubahan pH yang sangat kecil, diantaranya tercantum dalam tabel dibawah ini. Indikator – indikator ini dapat digunakan untuk mengukur pH larutan secara teliti. Indikator yang sederhana, dapat kita buat sendiri dari ekstra tumbuhan (kelopak bunga , daun , umbi yang berwarna ). Warna dari tumbuhan tersebut akan memberikan perubahan warna yang berbeda pada suasana larutan asam maupun larutan basa.

Tabel : Beberapa Indikator dengan trayek pH nya.

Nama	Trayek pH	Perubahan perubahan warna bila pH naik
Metil Ungu Metil Jingga Metil Merah Metil Kuning 2,6 –Dinitrofenol Timol Biru Lakmus Bromtimol Biru Penolfthalein Timolfthalein Alizarin Kuning Indigo Karmin 1,3,5 Trinitrobenzena	0,2 – 2,0 5,0 – 6,0 3,1 – 4,4 4,4 – 6,2 2.9 – 4 2 – 4 1,2 – 2,8 8,0 – 9,6 4,5 – 8,1 6,0 – 7,6 8,3 – 10,3 9,3 – 10,5 10,0 – 12,0 11,4 – 13,0 12,0 – 14 ,0	Kuning ke Ungu Biru Ungu Biru ke Ungu Merah ke Kuning Merah ke Kuning Merah ke Kuning Tak berwarna ke Kuning Merah ke Kuning Kuning ke Biru Merah Ke Biru Kuning ke Biru Tak berwarna ke Merah Tak berwarna ke biru Biru ke Kuning Biru ke Kuning Tak berwarna ke Jingga

Untuk menentukan pH suatu larutan dapat pula menggunakan suatu alat yang di sebut pH meter. Dengan alat ini pH suatu larutan dapat diketahui secara langsung , dan alat ini bekerja secara elektrik.

6. Kekuatan Asam /Basa dan Tetapan Kesetimbangan Ionisasi Asam /Basa

Bagaimana kekuatan suatu asam dapat diukur? . Suatu asam kuat diasumsikan terionisasi sempurna menghasilkan ion. Konsentrasi ion H⁺ dari suatu asam dapat dihitung dari konsentrasi larutan asamnya.

Untuk suatu asam kuat , derajat ioniasi hampir mendekati satu ( α = 1 )

Misalkan untuk HCl , ionisasinya adalah

HCL _(aq) H⁺_(aq) + CL¯_(aq)

X mol x mol

[ H⁺] = [ HCL ]

Sedangkan untuk suatu asam lemah misalkan CH₃COOH , ionisasinya senagai berikut

CH₃COOH_(aq) + H₂O H₃O⁺_(aq) + CH₃COO¯_(aq)

Ka = [ H3O⁺ ] [ CH3COO¯ ]

[ CH3COOH ]

karena [ H₃O⁺] = [ CH3COO¯ ] , maka

Ka = [ H3O⁺ ] [ H3O⁺ ]

[ CH₃COOH ]

     Ka     =        [ H₃O⁺]²
                         [ CH₃COOH ]
       [ H₃O ⁺] = √ Ka x [ CH₃COOH ]

[ H⁺ ] = √ Ka x [asam ]

Harga Ka suatu asam menunjukan kekuatan asamnya, dibawah ini ada beberapa harga Ka untuk asam monoprotik mapaun poliprotik

Tabel harga Ka Beberapa Asam Monoprotik

Golongan Asam Lemah
Asam	Ionisasi	Ka
Asam Sianida	HCN_(aq) ══ H⁺_(aq) + SC‾_(aq)	4 x 10‾¹⁰
Asam Hipoclorit	HCLO_(aq) ══ H⁺_(aq) + ClO‾_(aq)	3,1 x 10‾ ⁸
Asam Asetat	CH₃COOH_(aq) ══ H⁺_(aq) + CH₃COOH_(aq)	1,8 x 10‾ ⁵
Asam Benzoat	C₆H₅COOH_(aq) ══ H⁺_(aq) + C₆H₅COO¯_(aq)	6,5 x 10¯⁵
Golngan Asam Kuat
Asam	Ionisasi	Ka
Asam Nitrat	HNO_{3 (aq)} H⁺_(aq)+ NO₃¯_(aq)	20
Asam Klorida	HCl_(aq) H⁺ _(aq) + CL‾_(aq)	10⁷
Asam Perclorat	HCLO_4(aq) H⁺_(aq) + CLO₄‾_(aq)	10¹⁰

Untuk harga Ka yang besar maka reaksi kesetimbangan tersebut dapat dianggap reaksi satu arah atau reaksi berkesudahan , karena reaksi ionisasinya sempurna maka tanda panahnya di tulis hanya satu ke arah hasil reaksi

Tabel Harga beberapa Ka asam poliprotik

Golongan Asam Lemah
Asam	Tahap ionisasi	Ka
Asam Fosfat	H₃PO_4(aq)_<══^> H⁺_(aq)+ H₂PO₄ ^– _(aq) H₂PO₄ ^– _(aq) _<══^> H⁺_(aq)+ HPO₄ ^{– 2} _(aq) HPO₄ ^–2 _(aq) _<══^> H⁺_(aq) + PO₄ ⁺³_(aq)	Ka = 7,5 x 10 ^{– 3} Ka = 6,2 x 10 ^{– 4} Ka = 2,0 x 10 ^{– 12}
Asam Karbonat	H₂CO_4(aq) _<══^> H⁺ _(aq)+ HCO₃ ¯ _(aq) HCO₃¯ _{(aq) <}══^> H⁺_(aq) + CO3 ^–2_(aq)	Ka = 4,3 x 10 ^{– 7} Ka = 5,6 x 10 ^{– 11}
Asam Sulfida	H₂S_{(aq) <}══^> H⁺ _(aq) + HS ¯_(aq) HS ¯_{(aq) <}══^> H⁺_(aq) + S ^{– 2}_(aq)	Ka = 1,1 x 10 ^{– 7} Ka = 1,0 x 10 ^{– 14}

Catatan : Harga Ka Keterangan

Kurang dari 1 x 10‾ ⁷ asam sangat lemah

1 x 10 ‾ ⁷hingga 1 x 10‾ ² asam lemah

1 x 10 ‾ ² hingga 1 x 10³ asam kuat

lebih besar dari 1 x 10 ³ asam sangat kuat

Demikianpun ntuk larutan basa

BOH_(aq) B⁺_(aq) + OH ‾ _(aq)

Kb = [ B+ ] [ OH ¯ ] , Kb = tetapan ionisasi basa

[ BaO ]

Untuk suatu larutan basa kuat karena terjadi ionisasi sempurna , sehingga konsentrasi ion OH¯ akan sama dengan konsentrasi dari larutan basanya ,misalnya:

KOH _(aq) K⁺ _(aq) + OH¯ _(aq)

x mol ~ x mol ~ x mol

[OH ¯ ] = [ KOH ]

Sedangkan untuk suatu basa lemah Misalkan larutan NH₄OH = NH_3(aq) , ionisasinya sebagai berikut :

NH₄OH _(aq) NH4 ⁺_(aq)+ OH ¯_(aq)

[ NH₄⁺] [OH ¯ ]

Kb =

[ NH₄OH]

Karena [ NH₄⁺] = [OH ¯] , maka

[ OH ¯ ] [OH ¯] [ OH¯ ]²

Kb = =

[NH₄OH] [ NH₄OH ]

[ OH ¯ ] = √ Kbx[ NH₄OH] ;

[ OH ¯ ] = √ Kb x[ basa]

Basa kuat mempunyai harga Kb besar dan basa lemah mempunyai harga Kb kecil seperti contoh beberapa harga Ka larutan basa. Pada tabel dibawah ini

Golongan Basa Lemah
Basa	Ionisasi	Kb
Amoniak Fosfin	NH_{3 (aq)}+ H₂O_(aq) _<══^> NH₄⁺_(aq)+ OH ¯ _(aq) PH_3(aq) + H₂O_(aq) _<══^> PH₄ ⁺_(aq) + OH ¯ _(aq)	Kb =1,8 x 10¯⁵ Kb =1,0 x10 ¯¹⁴
Golongan Basa Kuat
Natrium Hidroksida	NaOH_(aq) Na⁺_(aq) + OH ¯_(aq)	Sangat besar

Demikian pula untuk larutan basa yang mempunyai harga Kb sangat besar ,berarti termasuk basa kuat, dalam reaksi ionisasinya merupakan reaksi searah atau berkesudahan , sehingga tanda panahnya satu arah menuju ke hasil reaksi.

Contoh soal :

Hitunglah pH dari :

1. 0,05 mol H₂SO₄ dalam 1 liter larutan

2. HCN 0,0 5 M , jika diketahui Ka HCN = 4 x 10 ¯¹⁰

3. 4 gram NaOH (Mr = 40) yang terlarut dalam 250 ml larutan

4. NH₄OH 0,4 M , jika diketahui Kb NH₄OH 1 x 10^{– 5}

Jawab Soal Nomor:

1. Konsentrasi larutan H₂SO₄ = 0.05 mol / 1liter = 0,05 M

reaksi ionisasi : H₂SO_4(aq) 2H⁺_(aq)+ SO4 ^{– 2}_(aq)

Koef : 1 : 2 : 1

[ H⁺] = 2[ H₂SO₄]= 2 x 0,05M = 0,1M

pH = - Log [H⁺]

pH = - log 0,1 = - log 1x 10 ¯¹ = 1 – log 1 = 1

2. Reaksi ionisasi : HCN_(aq) _<===^> H⁺_(aq)+ CN ¯_(aq)

Konsentrasi asam 0,05 M

[ H⁺] = √ Ka x [ asam ] = √ 4 •10¯¹⁰ x 0,05 = √ 4 • 10^─10 x 5 •10 ‾²

[H⁺] =√0,2 x10‾¹⁰ = 0,4 x 10‾5 = 4 x10‾6

pH = ─ log [H⁺] = ─ log 4 x 10 ^{– 6} = 6 – log 4 = 6 – 0,6 = 5,4

3. 4gram NaOH dalam 250 ml Larutan mempunyai konsentrasi :

gr 1000 4

M = x = x 4 = 0,4 mol / liter

Mr 250 40

Reaksi ionisasi : NaOH_(aq) Na⁺_(aq) + OH‾ _(aq)

Koefisien : 1 : 1 : 1

[ OH ‾ ] = [ NaOH] = 0,4 M

pOH = – log [ OH ‾ ] = – log 0,4 = – log 4 x 10 ^–1 = 1 – log 4 =1- 0,6 =0,4

pH + pOH 14 : pH = 14 – 0,4 = 13,6

4. Konsentrasi NH₄OH = 0,4 M

Reaksi ionisasi : NH₄OH_(aq) _<══^> NH₄⁺_(aq) + OH ‾ _(aq)

[ OH ‾ ] = √ Kb x [ basa]

= √1 x 10 ^–5 x 0,4 = √4 x 10 ^{– 6} = 2 x 10^–3

pOH = – Log 2 x10 ^{– 3} = 3 – log 2

pH = 14 – pOH = 14 – (3 – log 2) = 11+ log 2 = 11+ 0,3 = 11,3

7. Pencemaran Air

Pengertian Air Bersih

Air merupakan pelarut yang baik , sehingga air yang ada di alam tidak pernah murni, karena di alam banyak berbagai zat yang mudah larut dalam air , baik zat padat , cair maupun gas, selain itu juga banyak zat-zat yang sukar laut dalam air. Air alam banyak yang mengandung mikroorganisma yang dapat merugikan bagi kesehatan. Tetapai selama kandungannya tidak merugikan bagi kesehatan ,maka air itu dianggap bersih. Air lyang tidak layak untuk diinum masih dapat digunakan untuk keperluan lain misalnya : irigasi untuk pengairan sawah,kolam , kebun dll .

Air dinyataka tercemar apabila terdapat gangguan terhadap kualitas air , sehingga air tdak dapat digunakan untuk keperluan tujuannya . Air dikatakan tercemar akibat masuknya mikroorganisma , zat (padat, cair gas ) , energi panas yang masuk kedalam air, sehingga air tidak berfungsi sebagai mana mestinya sesuia dengan peruntukannya.

Beberapa Parameter Kualitas Air

Untuk menentukan kualitas air digunakan beberapa parameteryaitu pH , DO , BOD , COD dan kandungan zat padat

a. pH air

Air murni mempunyai pH = 7, air dianggap bersih pada pH sekitar 6,5 s/d 8,5, tetapi belum tentu bersih apabila diukur oleh parameter lain.

b. Kandungan zat padat

Zat padat yang terkandung dalam air berupa limbah yang bisa larut dan tidak larut tapi berupa suspensi , suspensi adayang bisa mengalami sendimenisasi dan tidak mengalami sendimenisasi .

c. Oksigen terlarut (Dissolved Oxygen=DO)

Kadar Oksigen terlarut dalam air bersih pada suhu kamar terkandung sekitar 10 ppm. Oksigen sangat diperlukan oleh mahluk hidup dalam air seperti , ikan ,udang ,kerang dan bakteri aerobik yang ada dalam air untuk menguraikan sampah organik. Jadi jika dalam air terlalu banyak bahan organik maka semakin banyak pula bakteri aerobik di dalam nya semakin berkembang artinya dalam air oksigen yang dibutuhkan mahluk air akan berkurang karena terpakai oleh bakteri pembusuk tadi , dimana bakteri aerobik dalam air akan mengoksidasi sampah organik C menjadi CO₂ , N menjadi nitrit , Smenjadi sulfat, fosforus menjadi fosfat.Jika kadar oksigen dalam air semakin kurang, maka pembusukan akan diambil alih oleh baktri anaerobik , dimana perubahan yang terjadi dari pembusukan secara anaerobik dari senyawa organik yang mengandung C berubah jadi CH₄, S menjadi H₂S, N menjadi NH₃ . Oleh karena bau busuk yang dikeluarkan pada air yang tercemari sampah organik misalnya comberan , selokan /got berasal dari H₂S dan NH₃ hasil dsari reduksi bakteri anaerobik .

d. BOD dan COD

BOD ( Biochemichal Okxygen Demand ) atau kebutuhan oksigen biologis untuk memecah bahan buangan di dalam air oleh microorganisma.

BOD ini adalah parameter untuk mengetahui seberapa besar oksigen yang dipergunakan oleh mikroorganisma untuk mengurai ( mendegrasi ) bahan buangan organik yang ada dalam air, walaupun secara alamiah proses mengoksidasi bahan buangan organik oleh mikroorganisma adalah peristiwa yang mudah terjadi selama air lingkungan mengandung oksigen yang mencukupi.Jumlah mikroorganisma yang ada di dalam air lingkungan tergantung pada tingkat kebersihan air. Air yang bersih ( jernih ) biasanya mengandung microorganisme yang relatif kecil dibanding dengan air yang kotor dan telah tercemar oleh bahan buangan .

COD ( Chemical Oksxygem Demand ) atau kebutuhan oksigen untuk reaksi oksidasi terhadap bahan organik yang terdapat dalam air.

Tes uji COD dengan menggunakan oksidator yaitu Kalium bikarbonat ( K₂Cr₂O₇ ) untuk mengoksidasi bahan buangan organik yang akan menghasilkan CO₂ , H₂O dan sejumlah ion Crom seperti reaksi dibawah ini

Ag₂SO₄

CxHyOz + Cr₂O₇ ¯² + H⁺ CO₂ + H₂O + Cr⁺³

Katalisator

Reaksi diatas sambildipanaskan , jika dalam bahan buangan ada senyawa clorida perlu ditambahakan merkuri sulfat untuk menghilangkan karena snyawa clorida dapat mengganggu dengan ikut teroksidasi oleh kalium bikarbona, sehingga akan menggagu sebarapa besar kalium bikarbonat yang dipergunakan secara benar.Penambahan mererkuri sulfat untuk mengikat ion clor menjadi mercuri clorida..

Hg²⁺ + 2Cl ^– HgCl₂

Warna larutan air lingkungan yang mengandung bahan buanganorganik sebelum reaksi dioksidasi berwarna kuning , sdangkan setelah dioksidasi akan berubah warna menjadi hijua. Jumlah oksigen yang dibutuhkan untuk mengoksidasi bahan buangan organik sama dengan jumlah kalium organik yang digunakan .Makin banyak kalium bikarbonat yang digunakan pada oksidasi, berarti makian banyak oksigen yang diperlukan . Ini berartibahwa air lingkungan makin banyak tercemar.

Rangkuman

1. Teori asam basa menurut

Sifat zat	Arrhenius	Bronted lowry	G N lewis
Asam Basa	Merubah lakmus biru jadi merah. Ionisasinya menghasilkan Ion H⁺ Merubah lakmus merah menjadi biru.	Memberikan ( donor ) proton hidrogen. Menerima ( aseptor ) proton hidrogen.	Menerima ( aseptor ) pasangan elektron Memberikan (donor) pasangan elektron.

2. Kw = [ H⁺] x [OH ^– ] = 1 x 10 ^–14

Kw Kw

[ H⁺ ] = , [ OH ^–] =

[ OH ^–] [ H⁺ ]

3. Untuk asam Kuat

[H⁺ ] = [ asam ]

Untuk Asam Lemah

[H⁺ ] = √Ka x [ asam ]

Untuk Basa Kuat

[OH ^– ] = [ Basa ]

Untuk Basa lemah

[OH ^– ] = √ Ka x [ Basa]

4. pH = – log [H⁺] ; pOH = – log [OH⁻ ]

5. pH Asam < 7

pH Basa > 7

pH Netral = 7

6. Untuk menentukan pH suatu larutan digunakan berbagai macam Indikator . dengan melihat perubahan dari warna indikator .

7 Salah satu parameter untuk mengetahui kualitas air lingkungan dengan melihat perubahan pH dari air lingkungan tersebut .Air dikatakan bersih apabila mempunyai pH sekitar 6,5 sampai dengan 8,5 .pH lebih kecil ataupun lebih besar dari ketentuan tadi berarti air telahmengalami pencemaran.

Titrasi asam basa

4.2.1. Uraian dan contoh

Reaksi antara asam dan basa tidak lain adalah penggabungan antara ion H⁺ dan ion OH ^– menghasilkan molekul air H₂O yang disebut reaksi netralisasi .

H⁺ _(aq)+ OH ^–_(aq) H₂O_(aq)

Reaksi ini adalah dasar penentuankonsentrasi larutan asam maupaun basa secara kuantitatif. Proses ini disebut titrasi . Larutan yang mengandung jumlah nol tertentu tiap liternya disebut larutan standar atau baku. Untuk menganalisa suatu larutan basa secara kuantitatif diperlukan larutan asam standar. Demikianpun sebaliknya untuk menganalisa larutan asam diperlukan larutan basa standar.

Sebagai contoh untuk mengetahui konsentrasi suatu larutan basa NaOH , maka larutan tersebut harus dititrasi oleh larutan HCL yang sudah diketahui konsentrasinya.( HCL sebagai larutan standar), sampai dicapai titik ekivalen , ini dapat diketahui dari perubahan warna indikator yang dipakai.

Konsentrasi larutan NaOH dapat diketahui dengan memakai rumus

Va x Ma = Vb x Mb

Va = Volume HCL yang dipergunakan

Ma = Konsentrasi Standar larutan HCL

Vb = Volume NaOH yang dipakai hingga titik ekivalen

Mb = Konsentrasi larutan NaOH

Bagaimana perubahan pH larutan selama titrasi?. Kita lihat contoh titrasi 50ml larutan HCL 0,1M oleh Larutan NaOH. Pada saatpenambahan NaOH belum mencapai 50 ml , larutan akan mempunyai kelebihan asam. Sedangkan bila volume basa yang ditambahkan lebih besar dari 50 ml maka larutan akan kelebihan basa.

Pada tabel berikut , anda akan melihat perubahan konsentrasi H⁺ dan OH ^– dan perubahan pH pada saat NaOH berangsur – angsur ditambahkan .

Daftar Penambahan 0,1 00M NaOH pada 50 ml 0,1 M HCL

0,1 M NaOH yang ditambahkan (ml)	Jumlah volume larutan ( ml)	mmol H⁺ dalam larutan	Mmol OH ‾ dalam larutan	H⁺	pH
0,0 10,0 20,0 30,0 40,0 45,0 46,0 47,0 48,0 49,0 50,0 51,0 52,0 53,0 54,0 55,0 60,0	50,0 60,0 70,0 80,0 90,0 95,0 96,0 97,0 98,0 99,0 100,0 101,0 102,0 103,0 104,0 105,0 110,0	5,00 4,00 3,00 2,00 1,00 0,50 0,40 0,30 0,20 0,10	0,10 0,20 0,30 0,40 0,50 1,00	1 x10 ^{– 1} 6,7 x 10 ^{– 2} 4,3 x 10 ^{– 2} 2,5 x 10 ^{– 2} 1,1 x 10 ^{– 2} 5,3 x 10 ^{– 3} 4,2 x 10 ^{– 3} 3,1 x 10 ^{– 3} 2,0 x 10 ^{– 3} 1,0 x 10 ^{– 3} 1,0 x 10 ^{– 7} 1,0 x 10 ^{– 11} 5,0 x 10 ^{– 12} 3,4 x 10 ^{– 12} 2,6 x 10 ^{– 12} 2,1 x 10 ^{– 12} 1,1 x10 ^{– 12}	1,0 1,2 1,4 1,6 2,0 2,3 2,4 2,5 2,7 3,0 7,0 11,0 11,3 11,5 11,6 11,7 12,0

Proses titrasi ini bisa dinyatakan dalam bentuk grafik yang menunjukan perubahan pH dan penambahan volume basa seperti dibawah ini.

7 - - - - - - - - - - - - - - - -- - - - - -

10 20 30 40 50 60

Grafik perubahan pH pada titrasi 50ml 0,1 M HCL dengan NaOH 0,1M

Larutan Penyangga ( Buffer)

Seandainya kita memerlukan larutan dengan pH = 2, maka kita tinggal membuat larutan HCL 0,01M. Akan tetapi bila kita memerlukan larutan yang mempunyai pH =6 tidak mungkin kita membuat larutanHCL yang konsentrasinya 0,000006 M ( 1 x 10 ^{– 6}M), karena larutan yang mempunyai konsentrasi ion H⁺sangat kecil mudah mengalami perubahan . seandainya ada pengaruh dari luar misalnya dari peralatan corong ,gelas dll yang masih menyisakan larutan asam atau basa , maka konsentrasi ion H⁺ akan terganggu.

Bagaimana caranya untuk membuat larutan yang mempunyai pH tertentu dan tidak mudah mengalami perubahan walau terganggu larutan asam, basa maupun ditambah air.Larutan yang dapat memenuhi tersebut adalah larutan penyangga / buffer .

Larutan penyangga atau disebut juga larutan buffer/ dapar / penahan adalah larutan yang dapat mempertahankan harga pH . Maksudnya jika larutan penyangga ditambah sedikit asam , basa , air maka harga pHnya tidak banyak berubah., karena di dalam larutan penyangga ada spesi yang mampu menentralkan penambahan tersebut. Larutan penyangga berperan dalam peroses biokimia maupun dalam laboratorium sebab dapat mempertahankan pH larutan . Dalam darah manusia juga terdapat sistem penyangga, contohnya adanya CO₂ dan HCO₃ ^– sehingga pH darah tetap 7,4.

Karena itu bagaimana caranya dapat membuat larutan penyangga tersebut ?. Larutan penyangga bisa dibuat dengan cara mencampurkan larutan asam lemah dengan larutan garamnya atau larutan basa lemah dengan larutan garamnaya. Misalkan larutan Penyangga berasal dari Campuran larutan

Asam lemah dengan garamnya.

HCN_(aq) + NaCN_(aq) atau HCN_(aq) + CN ^– _(aq)

CH₃COOH_(aq) + CH₃COONa_(aq) atau CH₃COOH_(aq) + CH₃COO ^–_(aq)

Untuk lebih jelasnya dalam Campuran Larutan HCN dan NaCN terjadi ionisasi

Larutan Garam terionisasi sempurna: NaCN(aq) Na⁺_(aq) + CN ^–_(aq) Karena larutan asam lemah terionisasinya sebagian

HCN(aq) H⁺_(aq) + CN ^–_(aq)

[ H+ ] x [CN ‾ ]

Ka =

[ HCN

Ka .[HCN] = [ H⁺ ] x [CN ‾ ]

[HCN]

[ H⁺ ] = Ka

[CN ‾ ]

Kaarena dalam campuran larutan ada ion yang sama yaitu CN ^– yng berasal dari asam lemah dan larutan garam, dimana [CN ^– ] dari asam lemah lebih sedikit dibandingkan dengan [ CN ^–] dari larutan garamnya, sehingga [ CN ^–] dianggap berasal dari garamnya.

Maka d tulis : [ HCN ] [Asam]

[ H⁺] = Ka = Ka

[ CN ^–] [Garam]

Apabila kedalam larutan ini ditambahkan asam misakan HCL , asam ( H⁺ ) tersebut akan bereaksi dengan larutan ion garamnya( CN ^–).

NaCN_(aq) + HCL_(aq) HCN _(aq) + NaCL_(aq)

Karena dalam larutan tersebut ada reaksi kesetimbangan pada larutan asam lemah dengan penambahan asam (ion H⁺) yang berasal HCL menyebabkan banyaknya mol garam berkurang sedangkan mol asam bertambah.

Apabila kedalam larutan penyangga itu ditambahkan sedikit basa misalkan NaOH, maka basa( ion OH ^– ) tersebut akan bereaksi dengan asamnya.

HCN _(aq) + NaOH_(aq) NaCN_(aq) + H₂O_(l)

Sehingga dalam larutan tersebut banyak mol asam berkurang, sedangkan mol garam yang bertambah.

Basa lemah dengan garamnya

NH₄OH _(aq) + NH₄CL_(aq) atau NH₄OH_(aq) + NH₄⁺_(aq)

NH₄OH _(aq) + (NH₄)₂SO_4(aq)atau NH₄OH_(aq) + 2NH₄⁺_(aq)

Misalkan : larutan penyangga berasal dari NH₄OH dan NH₄CL

NH₄Cl_(aq) NH₄⁺_(aq) + Cl ^–_(aq)

NH4OH_(aq) NH₄⁺_(aq) + OH ^– _(aq)

[NH₄ ⁺] [OH ‾ ]

Kb =

[ NH₄OH]

Kb [ NaOH] = [ NH4⁺ ] [ OH ^– ]

[ NaOH ] [ Basa ]

[ OH ‾ ] = Ka = Ka

[ NH4⁺] [Garam]

Apabila ke dalam larutan penyangga tersebut dimasukan sedikit basa misal NaOH ( ion OH ^– ), basa tersebut akan bereaksi dengan garamnya.

NH₄CL_(aq) + NaOH_(aq) NH₄OH_(aq) + NaCL_(aq)

Sehingga jumlah mol garam berkurang dan jumlah mol basa bertambah.

Apabila kedalam larutan tersebut ditambahkan asam misalnya HCl ( ion H⁺), asam akan bereaksi dengan basa dari larutan tersebut

NH₄OH _(aq) + HCL _(aq) NH4CL_(aq) + H₂O_(l)

Maka jumlah mol basa berkurang dan jumlah mol garam bertambah.

Untuk menunjukan bahwa konsentrasi H⁺tetap berarti pH larutan juga tetap, bila sedikit asam atau basa ditambahkan ke dalam larutan penyangga perhatikan contoh soal berikut ini.

Dalam 1 liter larutan, terlarut 0,5 mol CH₃COOH dan 0,4 mol NaCH₃COO, jika Ka CH₃COOH= 1,8 x 10 ^–5

Hitunglah pH larutan
Jika ke dalam larutan ditambahkan 1 ml larutan HCL 1M, hitunglah pH larutan .

Jawab :

[ asam ] 0,5

a. [ H⁺ ]= Ka x = 1,8 x 10^–5 = 2,26 x 10^–5

[ garam ] 0,4

pH = ─ log 2,26 x 10 ^{– 5} = 5 – log 2,26

b. setelah penambahan 1 ml HCL 1M

NaCN_(aq) + HCL_(aq) NaCl _(aq) + HCN_(aq)

1ml x 1M= 1 mmol= 0,001mol : 0,001mol

Garam mengalami pengurangan mol = 0,4 –0,001 mol = 0,399 mol

Asam mengalami penambahan mol = 0,5 + 0,001 mol= 0,501 mol

0,501 0,500

[ H⁺ ] = 1,8 x10 ^{– 5} = 1,8 x 10 ^{– 5} = 2,26 x 10^–5

0,399 0,400

pH larutan = – log 2,26 x 10 ^{– 5} = 5 – log 2,26

Ternyata konsentrasi maupun pH larutan tetap tidak mengalami perubahan yang besar setelah dibari sedikit asam kuat.

Hidrolisis Garam

Larutan garam dalam air ada yang bersifat netral , asam ,dan bersifat basa., tergantung pada macam garam yang dilarutkan . Kalau garam yang dilarutkan dibentuk oleh :

a. asam kuat dan basa kuat , maka larutan garam yang terjadi bersifat netral.

b. asam kuat dan basa lemah , maka larutan garam yang terjadi bersifat asam.

c. asam lemah dan basa kuat, maka larutan garam yang terjadi bersifat basa

a.Larutan garam yang berasal dari Asam kuat dan Basa kuat misalkan NaCL

Dalam larutan NaCL terjadi reaksi ionisasi sebagai berikut

NaCl Na⁺ + CL ^–

H₂O H⁺ + OH ^–

Dalam larutan ada 4 macam ion yang terjadi . Maka akan terjadi reaksi antar ion : ion Na⁺ dan OH ^– , H⁺ dan CL ^– . Tetapi zat yang terbentuk masing –masing adalah bsa kut dan asam kuat, karenanya cenderung mengalami ionisasi kembali. Karena itu ke 4 ion dapat dikatakam ion konsentrsasi tidak bereaksi satu sama lain , sehingga dalam larutan masih tetap konsentrasi H⁺ = OH ^– atau larutan bersifat netral.

b.Larutan berasal dari Asam Kuat dengan Basa lemah

Misalkan dalam larutan garam NH₄CL terjadi ionisasi sebagai berikut

NH₄CL_(aq) NH₄⁺_(aq) + CL^–_(aq)

H₂O_(l) H⁺_(aq) + OH ^–_(aq)

Karena dalam garam NH4CL ada ion yang berasan dari basa lemah ion NH₄⁺ dan berasal dari asam kuat yaitu ion CL ^– sehingga ion yang berasal dari yang lemah akan bereaksi dengan ion dari air H₂O reaksinya , reaksi ini disebut reaksi hidrolisis

NH₄⁺_(aq) + H₂O_(l) NH₄OH_(aq) + H⁺_(aq)

Dalam larutan garam ini ion NH⁺ bereaksi dengan ion OH ^– dari air membentuk NH₄OH (NH_3(g)+ H₂O) . Pengikatan ion NH₄⁺ oleh OH ^– menyebabkan kesetimbangan air terganggu akibatnya[ H⁺] > [ OH ^– ] sehingga larutan lebih bersifat asam .

c. Larutan Garam yang berasal dari Asam Lemah dan Basa Kuat.

Misalnya KCN peristiwa ionisasinya sebagai berikut

KCN _(aq) K⁺_(aq)+ CN ^–_(aq)

H₂O_(l) H⁺_(aq)+ OH ^– _(aq)

Karena dalam larutan garam KCN terdapat ion K⁺berasal dari basa kuat dan ion CN‾ berasal dari asam lemah , ion yang lemahnya bisa terikat oleh ion H⁺ yang berasal dari air H₂O, peristiwa ini disebur hidrolisis, reaksinya sebagai berikut

CN ^– _(aq) + H₂O_(l) HCN_(aq) + OH ^– _(aq)

Dalam larutan ion CN ^–bereaksi dengan ion H⁺ membentuk asam lemah HCN.Bereaksinya ion – ion tersebut menyebabkan kesetimnbangan air terganggu bergeser kearah OH ^– sehingga [ OH ^– ] > [ H⁺] dan larutan lebih bersifat basa.

Peristiwa penguraian garam karena pengaruh air tersebut disebut hidrolisis. Hidrolisis yang dialami oleh garam yang berasal dari asam kuat dan basa lemah maupun basa kuat dan asam lemah disebut hidrolisis parsial ( sebagian ) .

d. Garam berasal dari asam lemah dan basa lemah akan mengalami hidrolisis total ( sempurna) , karena semua ion nya mengalami hidrolisis.yang akan menghasilkan larutan asam lemah dan basa lemah. Seperti contohnya pada garam – garam NH₄CN , (NH₄)₂ CO₃ , Al₂S₃.

Reaksi hidrolisisnya :

NH₄CN _(aq) + H₂O_(l) HCN_(aq) + NH₄OH_(aq)

(NH₄)₂CO_3(aq) + H₂O_(aq) 2NH₄OH + H₂CO_3(aq)

Al₂S_3(aq) + 6H₂O_(aq) 2Al(OH)_3(aq) + 3H₂S_(aq)

e. Tetapah Hidrolisis(Kh)

Larutan yang terhidrolisis sebagian dalam penulisan persamaan reaksinya hanya yang terhidrolisis saja , misalnya.reaksi hidrolisisnya :

NaC)N_(aq) Na⁺_(aq) + CN ^– _(aq)

CN ^–_(aq) + H₂O_(l) HCN_(aq) + OH ^–_(aq)

[OH ^– ] [ HCN]

K =

[ CN ^– ] [H₂O]

[ OH ‾ ] [HCN ]

K [H2O] =

[ CN ‾ ]

K [H₂O ] disebut juga tetapan hidrolisis Kh

[HCN] [ OH ‾ ]

(1) Kh =

[ CN ‾ ]

Dari persamaan reaksi asam lemah : HCN _(aq) H⁺_(aq) + CN ‾_(aq)

(2) Ka = [ H+ ] • [CN‾ ]

[ HCN]

Penyebut dan pembilangnya dikalikan dengan [H ⁺] untuk persamaan no (1)

[ HCN ] •[ OH ‾ ] • [ H⁺]

(3) Kh =

[ CN ‾ ] • [ H⁺]

Kw = [H⁺ ] [ OH ‾] dan dari persamaan (2) [ HCN ] = 1

[ CN ^– ]• [ H⁺] Ka

(4) Kh = 1 / Ka • Kw = Kw / Ka

Untuk mencari pH Larutan gram berasal dari basa kuat dan asam lemah

Dari persamaan reasi hidrolisis diketahui bahwa

[ HCN ] = [ OH ^– ]

lihat pers (1) [HCN ] [ OH ^–] = Kw

[ CN‾ ] Ka

[ OH ‾ ] [OH ‾ ] = Kw

[ CN ‾ ] Ka

[ OH ‾ ] ² = Kw

[ OH ^–] = Kw [CN ^–]

[ CN ^– ] = [ NaCN ] = garam

[ OH ^– ] = Kw . [ garam]

POH = – log [ OH ‾ ] pH = 14 – pOH

Untuk mencari pH larutan garam yang berasal dari asam kuat dan basa lemah

Kh = Kw / Kb

[ H⁺] = Kw . [ garam ]

PH = – log [ H⁺ ]

f. Garam yang berasal dari asam lemah dan basa lemah

Garam ini akan mengalamihidrolisis total ( sempurna menjadi asam dan basa lemah.

Misalkan reaksinya : L⁺ + Z ^¯ + H2O LOH + HZ

Kesetimbangannya dapat ditulis

K = [LOH ] • [ HZ

[ L⁺ ] • [ Z ^– ] • [ H2O]

K [ H2O ] = Kh = [ LOH ] [ HZ]

[ L⁺ ] [ Z ^– ]

[LOH ] [HZ] x [H⁺ ] [OH‾ ]

[L⁺] [Z ‾] [ H+] [OH‾]

[ LOH ] [ HZ]

= x x [H⁺ ] [ OH ^– ]

[ L⁺ ][ OH ‾ ] [ H⁺ ] [Z ^–]

1 1

= x x Kw

Kb Ka

Kh =

Kb •Ka

Keasaman larutan tergantung pada besarnya harga Ka dan Kb

Bila Ka = Kb ,maka larutan bersifat netral

Bila Ka > Kb , maka larutan bersifat asam lemah

Bila Ka < Kb , maka larutan bersifat basa lemah

4.2.3. Rangkuman

Untuk larutan Penyangga :

[ H+ ] = Ka [ Asam ] [ OH – ] = Kb [ Basa ]

[ Garam ] [Garam ]

Garam yang berasal dari basa kuat dan asam kuat bersifat netral pH = 7

Garam yang berasal dari basa kuat dan asam lemah bersifat basa[OH^–]= Kw/Ka x [ garam]

pH > 7

Garam yang berasal dari basa lemah asam kuat berasifat asam[H⁺ ] = Kw / Kb x[ garam]

PH < 7

Garam yang bersasal dari asam lemah dan basa lemah tergantung Ka dan Kb terhidrolisis sebpurana . pH larutan bisa < 7 , bisa pH > 7

Kelarutan Dan Hasil Kali Kelarutan

4.3.1 Uraian dan Contoh

Kelarutan

Pernahkah anda pada saat membeli es jeruk apabila air jeruknya habis, tapi gula pasirnya masih ada yang tersisa tidak larut semua. Atau kalau melarutkan gula yang banyak kedalam segelas air dengan sejumlah volume tetentu gula juga walau sudah di aduk tetap tidak larut.Hal ini menunjukan kelarutan gula dalam air terbatas.

Bila kita memasukan PbCl₂ atau padat kedalam air dan kita aduk , maka garam itu akan larut , tetapi setelah didiamkan , lama kelamaan masih tampak adanya endapan PbCl₂ padat, berarti larutan tersebut sudah jenuh . Suatu larutan dikatakan jenuh , kalau yang larut sudah maksimum. Pada saat yang demikian, larutan dan zat padat terlarut sudah mencapai keadaan kesetimbangan dinamis , yaitu zat padat melarut menuju ke larutan , tetapi zat terlarut lain dalam larutan itu keluar membentuk zat padat dengan kecepatan yang sama sehingga banyaknya zat terlarut yang terdapat dalam larutan tetap konstan.

Diilistrasikan sebagai berikut:

A(s) A(aq)

Padat terlarut

Kejenuhan suatu larutan tergantung pada :

a. macam zat yang dilarutkan

b. suhu, makin tinggi suhu makin mudah larut

c. macam pelarut

Untuk jumlah zat terlarut tertentu dalam volume pelarut tertentu, mempunyai konsentrasi tertentu disebut kelarutan dinyatakan dalam mol per liter atau grtam per liter. Karena pelarutnya air ,maka kelarutan yang dimaksud adalah kelarutan dalam air.

Misalnya kelarutan AgCl 0,01 gram dalam 1 liter pada suhu 25 ^OC, artinya pada suhu 25^OC ,0,01 gram AgCl dapat larut dalam 1 liter air.Bila yang dilarutkan lebih dari 0,01 gram maka AgCl tidak akan melarut dan menjadi jenuh

Hasil Kali Kelarutan

Berbeda dengan zat yang dapat larut sempurna baik zat elektrolit maupun non elektrolit maka hasil kali kelarutan hanya berlaku untuk elektrolit – elektrolit yang sukar larut dalam air dan pelarutnya air ( H₂O) .

Pada larutan jenuh elektrolit AmBn dalam air , yang terdapat pula AmBn padat maka dalam larutan itu terdapat kesetimbangan ionisasi:

A_mB_n(s) mA^{n +}_(aq) + nB^m‾_(aq)

padat

dalam larutan

[Aⁿ⁺]^m x [B^m–]ⁿ

K = = tetap , karena dalam persamaan A_mBn adalah

A_mB_n

tetap, sebab AmBn adalah suatu zat padat murni sehingga K = [Aⁿ⁺]^m x [Bn^m–]ⁿ = tetap

Dalam hal tersebut K disebut hasil kalikelarutan ( soulubility product) dari A_mB_n dan diberi tanda Ksp A_mB_n

Ksp A_mB_n = [A^n+]m x[B^m–]n = tetap

Definisi Hasil Kali Kelarutan “ adalah jumlah konsentrasi ion – ion dalam air sampai jenuh pada suatu suhu , dan masing – masing konsentrasi ion dipangkatkan dengan koefisien persamaan ionisasinya. “

Catatan : uraian diatas hanya berlaku untuk elektrolit lemah yang sukar larut dalam air.untuk elektrolit yang mudah larut dalam air rumus dan definisi diatas tidak berlaku.

Contoh : menuliskan persamaan tetapan hasil kali kelarutan ( Ksp)

a. AgCl(s) Ag⁺_(aq) + Cl ^–_(aq)

Ksp AgCl = [Ag⁺] x [Cl ^–]

b. PbCl_2(s) Pb²⁺_(aq) + 2Cl ^–_(aq)

KspPbCl₂ = [Pb²⁺]x [Cl^–]²

Hubungan antara Kelarutan (S) dengan Tetapan Hasil Kali Kelarutan ( Ksp) perhatikan persamaan reaksi dibawah ini

a AgCl_(s) Ag⁺_(aq) + Cl ^–_(aq)

S : S : S

Ksp AgCl = [Ag⁺] x [Cl‾]

= S x S = S²

Kelarutan (S) AgCl

S² = KspAgCl

S = Ksp AgCl

b. PbCL_2(s) Pb²⁺_(aq) + 2Cl ^–_(aq)

S : S : 2S

Ksp PbCl₂ = [Pb²⁺] x [Cl‾]²

= S x [ 2S]²

= 4 S ³

Kelarutan (S) PbCl₂ :

4S³ = Ksp

S = ³ Ksp

Secara umum hubungan antara Kelarutan (S) dengan Tetapan Hasil Kali Kelarutan (Ksp):

Untuk larutan elektrolit A_mB_n dapat dinyatakan sebagai berikut

A_mB_n(s) Aⁿ⁺_(aq) + B^m–_(aq)

Ksp A_mB_n = [Aⁿ⁺]^m[B^m–]ⁿ = [ mS]^m x[nS]ⁿ = m^m x nⁿ x S^{m + n}

Kelarutan A_mB_n dalam air S = m+n Ksp

m^m x nⁿ

Maka dapat dituliskan secara umum untuk

a. Kelarutan AB dalam air : S = Ksp

b. Kelarutan A₂B dalam air : S = ³ Ksp

c. Kelarutan AB₃ dalam air : S = ⁴ Ksp

d. Kelarutan A₂B₃ dalam air : S = ⁵ Ksp

108

Contoh – contoh soal

Hitunglah kelarutan AgCl dalam air jika diketahui hasil kali kelarutan

( Ksp ) AgCl = 1 x 10 ^{– 10}

Jawab :

AgCl_(s) Ag⁺_(aq) + Cl ‾ _(aq)

S mol / lt : S mol /lt : S mol/ lt

Kelarutan (S) AgCl dalam air = Ksp AgCl

= 1 x 10 ^{– 10} = 1 x 10 ^{– 5} mol / ltr

Jika diketahui Ksp Pb(OH)₂ = 4 x 10 ^–15 , hitnglah kelarutannya dalam air dan pH larutan tersebut. .

Jawab

Pb(OH)₂ Pb²⁺_(aq) + 2OH ‾ _(aq)

S mol/ lt : Smol / lt : 2S mol / lt

Kelarutan Pb(OH)₂ dalam air : S = ³ Ksp Pb(OH)₂

S = ³ 4 X 10 ^{– 15} = 1 X 10^{– 5}mol

[ OH ‾ ] = 2 S = 2 x 1 x 10 ^{– 5} mol / lt

pOH = – log 1 x 10 ^{– 5} = 5

pH = 14 – pOH = 14 – 5 = 9

Kelarutan MgC₂O₄ dalam air sebesar 0,0093 mol / lt . Hitunglah Ksp MgC₂O₄ tersebut ?

Jawab

MgC₂O_4(s) Mg²⁺ _(aq) + C₂O₄ ^{2 –} _(aq)

S mol / lt : S mol / lt : S mol / lt

0,0093 mol / lt : 0,0093 mol/lt : 0,0093 mol /lt

Ksp MgC₂O₄ = [Mg²⁺] x [C₂O₄^{2 –}] = S²

= [ 0,0093]² = 8,649 x 10 ^{– 5}

Pengaruh Ion Sejenis Terhadap Kelarutan

Sejauh ini anda telah mempelajari kelarutan elektrolit dalam air murni yang ion – ionnya hanya berasal dari satu sumber , yaitu dari elektrolit padat . akan tetepi sering kali terdapat sumber lain dari ion yang sejenis dalam larutan . Pada bagian berikut ini akan dibahas pengaruh ion sejenis pada kelarutan suatu elektrolit.

Mari kita perhatikan kembali larutan jenuh dari PbCl₂ .Apakah yang akan terjadi apabila kedalam larutan tersebut ditambahkan larutan HCl.

Dalam Larutan HCl terionisasi : HCl_(aq) H⁺_(aq) + Cl ^–_(aq)

Dalam larutan Jenuh PbCl₂

PbCl_2(s) PbCl_2(aq)Pb²⁺_(aq) + 2Cl ‾ _(aq)

Ion sejenis

Sesuai dengan azas Le Catalier , dengan menambahkan HCl berarti penambahan ion Cl ^– , maka kesetimbangan akan bergeser ke arah kiri ( kearah PbCl₂ )sedangkan , artinya PbCl₂ yang larut semakin sedikit ( berkurang ) sedangkan Ksp PbCl₂ tetap. Jadi kesimpulannya adanya ion sejenis dapat memperkecil kelarutan .

Contoh soal

1. Hitunglah kelarutan PbCl₂ dalam 1 liter HCl 0,1M , jika Ksp PbCl₂ = 1,6 x 10 ^{– 5}

Jawab : HCl_(aq) H⁺_(aq) + Cl ^–_(aq)

0,1M : 0,1M : 0,1M

PbCl_2(s) Pb²⁺_(aq) + 2Cl ‾ _(aq)

S mol / lt : S mol /lt : 2 S mol / lt

Ksp PbCl₂ = [Pb²⁺] x [Cl‾ ]² = [S] x [ 2S ] ² = 4S³

Karena konsentrasi ion Cl ‾ dari PbCl₂ sangat kecil maka bisa diabaikan dan konsentrai ion Cl ‾ berasal dari HCl, maka

Ksp PbCl₂ = [ Pb²⁺] x [Cl ‾ ]²

1,6 x10‾5 = [ S ] x [ 0,1 ] ²

S = 1,6 x 10 ‾ ⁵ = 1,6 x 10‾ ³

1 x 10 ‾ ²

Jadi kelarutan PbCl₂ = 1.6 x 10 ^–3 mol / lt

1. Hitunglah kelarutan Ag₂CrO₄ dalam 1 liter K₂CrO₄0,1M, jika Ksp Ag₂CrO₄ = 2,4 x10^-12

Jawab :

K₂CrO_4(aq) 2K⁺_(aq) + CrO₄^{2 –}_(aq)

0,1M ~ 0,1M

Ag₂CrO_4(s) 2Ag⁺_(aq) + CrO₄^{2 –} _(aq)

S mol / lt : 2 S mol/lt : S mol / lt

Ksp Ag₂CrO₄= [Ag⁺]² [CrO₄^2–]

2,4 x 10 ^–12 = [2S]²[ 0,1] = 4S²x 10^–1

S = 2,4 x 10 ^–12 = 2,4 x 10 ^–6 mol / lt

4 x 10^–1

Kelarutan Ag₂CrO₄ dalam K₂CrO₄ 0,1M = 2,4 x 10^–6 mol/lt

Hubungan Ksp dengan Larutan jenuh , belum jenuh, lewat jenuh.

Untuk mengetahui Hasil Kali Kelarutan beberapa macam garam, Anda dapat melihat dalam Tabel berikut ini :

Tabel Ksp Beberapa macam garam yang sukar larut

Garam	Ksp	Garam	Ksp
BaSO₄ CaCO₃ PbI₂ HgI₂	1,1 x 10 ^–10 8,7 x 10 ^{– 9} 1,4 x 10 ^{– 8} 3,2 x 10 ^{– 29}	AgCl AgI AgCN SrCO₃	1,6 x 10 ^–10 1,5 x 10 ^–16 2,2 x 10 ^–12 1,6 x 10 ^–9

Seperti yang telah diuraikan diatas , bahwa dalam larutan elektrolit yang jenuh Hasil kali konsentrasi ion –ion yang dipangkatkan dengan koefisien raksinya masing- masing merupakan bilangan yang tetap ( Ksp), maka untuk larutan Elektrolit AB pada suhu tertentu

a. [ A⁺] x [ B ^–] < Ksp AB , maka larutan belum jenuh belum terbentuk endapan.

b. [ A⁺] x [ B‾ ] = Ksp AB , maka larutan tepat jenuh akan muali terbentuk endapan.

c. [ A⁺] x [ B ‾ ] > Ksp AB , maka larutan lewat jenuh, akan terjadi endapan.

Dengan demikian dapat diperhitungkan apakahdalam suatu pencampuran terjadi pengendapan atau tidak.

Contoh soal :

400 ml larutan yang mengandung 0,2 mol Na₂CO₃ dicam,pur dengan 100 ml larutan yang mengandung 0,1 mol CaCl₂ .Bila Ksp CaCO₃ = 4,8 x 10 –9 apakah akan terjadi endapan pada campuran diatas?

Jawab :

Na₂CO_3(aq) 2Na⁺_(aq) + CO₃ ^{– 2} _(aq)

0,2 mol : 0,4 mol : 0,2 mol

CaCl_2(aq) Ca²⁺_(aq) + 2Cl ^–_(aq)

0,1 mol : 0,1 mol : 0,2 mol

Jumlah Volume = 400ml + 100 ml = 500 ml = 0,5 lt

[ Ca²⁺ ] = 0,1mol/ 0,5 lt = 0,2 mol / lt = 0,2 M

[ CO₃ ^{– 2}] = 0, 2 mol / 0,5 lt = 0,4 mol / lt = 0,4 M

Hasil Kali Konsentrasi ion –ion kita bandingkan dengan Ksp CaCO₃

[Ca²⁺] x [ CO3 ^{– 2} ] = [0,2] x [0,4] = 0,08 = 8 x 10^–2

Diketahui Ksp CaCO₃ = 4,8 x 10 ^–
9

Berarti [Ca²⁺] x [ CO₃ ^–2] > Ksp CaCO₃

Maka dalam reaksi itu terbentuk endapan CaCO₃

Kaziemustari

Friday, April 15, 2016

LARUTAN ASAM BASA, ASAM BASA, HIDROLIS GARAM, KELARUTAN

Beberapa Parameter Kualitas Air

Hasil Kali Kelarutan

Berbeda dengan zat yang dapat larut sempurna baik zat elektrolit maupun non elektrolit maka hasil kali kelarutan hanya berlaku untuk elektrolit – elektrolit yang sukar larut dalam air dan pelarutnya air ( H₂O) .

Pengaruh Ion Sejenis Terhadap Kelarutan

Ksp

1 comment:

Friday, April 15, 2016

LARUTAN ASAM BASA, ASAM BASA, HIDROLIS GARAM, KELARUTAN

Beberapa Parameter Kualitas Air

Hasil Kali Kelarutan

Berbeda dengan zat yang dapat larut sempurna baik zat elektrolit maupun non elektrolit maka hasil kali kelarutan hanya berlaku untuk elektrolit – elektrolit yang sukar larut dalam air dan pelarutnya air ( H2O) .

Pengaruh Ion Sejenis Terhadap Kelarutan

Ksp

1 comment:

Berbeda dengan zat yang dapat larut sempurna baik zat elektrolit maupun non elektrolit maka hasil kali kelarutan hanya berlaku untuk elektrolit – elektrolit yang sukar larut dalam air dan pelarutnya air ( H₂O) .