LARUTAN ASAM – BASA

Kompetensi Dasar :

·           Menjelaskan konsep asam dan basa serta kekuatannya dan

      kesetimbangan pengionannya dalam larutan.

·           Menganalisis trayek perubahan pH beberapa indikator 

      yang diekstrak dari bahan alam melalui percobaan.

 

Nama Sekolah     :

Tahun Pelajaran   :

Semester            :

Kelas                  : XI – MIPA

Bahan Ajar          : Larutan Asam – Basa

Hari/tanggal        :

Pertemuan          : ke - …

 

Daftar Isi :

1.   Perkembangan Teori Asam – Basa

1.1.    Teori Asam – Basa Arrhenius

1.2.    Teori Asam – Basa Bronsted – Lowry

1.3.    Teori Asam – Basa Lewis  

2.   Indikator Asam dan Basa

3.   Kekuatan Asam dan Basa

3.1.    Asam Kuat

3.2.    Asam Lemah

3.3.    Basa Kuat

3.4.    Basa Lemah  

4.   Derajat Disosiasi dan pH Asam – Basa

4.1.    Derajat Disosiasi (⍺ )

4.2.    pH

 

Pertemuan ke – 1 (satu)

 

1.   Perkembangan Teori Asam – Basa

1.1.  Teori Asam – Basa Arrhenius

 

Arrhenius mengemukakan teori mengenai asam dan basa sebagai berikut.

·          Asam zat yang jika dilarutkan dalam air menghasilkan 

     ion H⁺.

·          Basa zat yang jika dilarutkan dalam air akan 

     menghasilkan ion OH ^- .

 

1.2.  Teori Asam – Basa Bronsted – Lowry

 

Teori asam dan basa yang dikemukakan menurut Brosted – Lowry sebagai berikut.

·          Asam adalah suatu zat yang dapat memberikan proton 

    (donor ion H⁺).

·          Basa adalah suatu zat yang dapat menerima proton 

    (akseptor ion H⁺) dan akan membentuk asam konjugasi.

 

Kelebihan

a.    Menjelaskan sifat asam – basa zat pada pelarut dan 

    larutan selain air, bahkan tanpa pelarut.

b.   Menjelaskan sifat asam – basa kation dan anion.

c.    Menjelaskan zat yang bersifat amfoter/amfiprotik

    (dapat berupa asam atau basa)

 

Kelemahan

Kelemahan teori asam – basa Bronsted – Lowry adalah tidak dapat menjelaskan sifat asam – basa yang tidak melibatkan transfer proton.

 

1.3.  Teori Asam – Basa Lewis

 

Lewis mengemukakan teori Asam – Basa sebagai berikut.

·     Asam adalah akseptor (penerima) pasangan elektron.

·     Basa adalah donor (pemberi) pasangan elektron.  

 

Kelebihan

a.    Menjelaskan sifat asam – basa yang tidak melibatkan 

    transfer proton.

b.   Menjelaskan sifat asam – basa oksida asam dan 

    oksida basa.

c.    Menjelaskan sifat asam – basa senyawa yang memiliki 

    pasangan elektron bebas.

d.   Menjelaskan sifat asam – basa senyawa organik, 

    seperti protein dan DNA.

 

Kelemahan

a.    Hanya dapat menjelaskan sifat asam – basa zat atau ion 

    yang mencapai kaidah oktet.

b.   Hanya dapat menjelaskan sifat asam – basa senyawa 

    kovalen.

 

2.   Indikator Asam dan Basa

 

Indikator Asam dan Basa adalah zat yang digunakan untuk mengindentifikasi sifat asam – basa suatu larutan atau zat. Indikator asam – basa yang dapat digunakan adalah sebagai berikut :

a.    Mengalami perubahan warna yang jelas ketika 

    ditetesi asam atau basa.

b.   Indikator bahan alam berupa ekstrak warna dari bunga 

    berwarna terang atau menyala.

 

3.   Kekuatan Asam dan Basa

3.1.  Asam Kuat

 

Asam kuat terionisasi sempurna dalam air (⍺ = 1). Jumlah mol zat yang terionisasi sama dengan jumlah mol mula – mula.

 

[H⁺] = konsentrasi asam kuat x valensi asam kuat

3.2.  Asam Lemah

 

Asam lemah terionisasi sebagian dalam air (⍺ < 1). Hanya sebagian asam lemah membentuk ion. Ionisasi asam  lemah merupakan reaksi kesetimbangan.

 

Catatan,

Tetapan kesetimbangan air K_w pada suhu 25⁰C adalah 10 ^{– 14}. 

K_w = [H⁺][OH ^- ]

 

 

 

Keterangan :

[H⁺] = ionisasi asam lemah

M_a = konsentrasi asam lemah

K_a = tetapan asam lemah

 

3.3.  Basa Kuat

 

Basa kuat terionisasi sempurna dalam air (⍺ = 1). Jumlah mol zat yang terionisasi sama dengan jumlah mol zat mula – mula. 

Keterangan :

[OH ^-] = ionisasi basa

M_b = konsentrasi basa

b = valensi basa kuat

 

3.4.  Basa Lemah

Basa lemah terionisasi sebagian dalam air (⍺ < 1). Hanya sebagian basa lemah yang membentuk ion.

Keterangan

[OH ^-] = ionisasi basa lemah

M_b = konsentrasi basa lemah

K_b = tetapan basa lemah

 

Nilai ⍺ untuk asam lemah

Nilai ⍺ untuk basa lemah

4.   Derajat Disosiasi dan pH Asam – Basa

 

4.1.  Derajat Disosiasi (⍺)

 

Derajat disosiasi menunjukkan banyaknya ion H ⁺  dan OH ^– yang dihasilkan dibandingkan dengan senyawa dalam larutannya. Nilai derajat disosiasi antara 0 dan 1.

4.2.  pH

 

Angka pH suatu larutan menyatakan tingkat atau derajat keasaman larutan :

 

pH = - log [H⁺]  

 

pada larutan basa yang mengandung ion OH ^– berlaku :

 

pOH = - log [OH ^- ]

 

Hubungan pH dan pOH dilihat dari nilai pK_w = 14, maka :

 

pH + pOH = 14

 

Contoh : 1

Hitunglah konsentrasi ion H⁺ dan ion OH ^– berikut.

a.    Larutan HCl 0,1 M

b.   100 mL larutan Mg(OH)₂ 5 x 10 ^{– 5} M

c.    Larutan HF 0,1M K_a = 4 x 10 ^{– 7}.

d.   Larutan NH₄OH 0,1M K_b = 10 ^{– 7} .

 

Pembahasan :

 

Bagian a

 

HCl ⟶ H⁺  + Cl ^-

 

ó [H⁺] = M_a x a

ó [H⁺] = 0,1 x 1

ó [H⁺] = 0,1 M

 

Bagian b

 

Mg(OH)₂ ⟶ Mg²⁺ + 2OH ^-

 

ó [OH^-] = M_b x b

ó [OH^-] = 5.10 ^{– 5}  x 2

ó [OH^-] = 10 ^{– 4} M

 

Bagian c

 

HF ⟶ H⁺ + F ^–

Bagian d

Contoh : 2

Hitunglah pH larutan berikut

a.    Larutan Ba(OH)₂ 0,005 M

b.   Larutan CH₃COOH 1,0 M (K_a = 10 ^{– 6})

 

Pembahasan

 

Bagian a

 

Ba(OH)₂ ⟶  Ba²⁺ + 2OH ^–

 

ó [OH^-] = b x M_b

ó [OH^-] = 2 x 0,005

ó [OH^-] = 0,01

ó [OH^-] = 10 ^{– 2}

 

Maka nilai pOH dapat dihitung

ó pOH = - log [OH ^-]

ó pOH = - log 10 ^{– 2}

ó pOH = 2

 

Akhirnya nilai pH dapat dihitung.

ó pH = 14 – pOH

ó pH = 14 – 2

ó pH = 12

 

Bagian b

 

CH₃COOH ⟶ CH₃COO ^-  + H⁺

Maka nilai pH

ó pH = - log [H⁺]

ó pH = - log 10 ^{– 3}

ó pH = 3