Pokok Bahasan. Teori tentang asam, basa dan garam Kesetimbangan asam-basa Skala ph Sörensen (Sörensen ph scale) Konstanta keasaman

Transkripsi

1

2 Kesetimbangan Ionik

3 Pokok Bahasan Teori tentang asam, basa dan garam Kesetimbangan asam-basa Skala ph Sörensen (Sörensen ph scale) Konstanta keasaman

4 Teori tentang asam dan basa Arrhenius: Asam: zat yg membebaskan ion hidrogen pd reaksi disosiasi Basa: zat yg memberikan ion hidroksil (OH - ) pd reaksi disosiasi Brönsted-Lowry Asam: zat, bermuatan (charged) atau tak-bermuatan (uncharged), yg bisa menyumbangkan proton Basa: zat, bermuatan atau tak-bermuatan, yg mampu menerima proton dari asam

5 Teori tentang asam, basa dan garam Lewis: Asam: suatu molekul atau ion yg menerima sepasang elektron utk membtk ikatan kovalen Basa: zat yg mpy pasangan elektron bebas yg digunakan utk berikatan dg asam Brönsted-Lowry cocok utk topik ionic equilibrium Lewis tidak dibahas di kuliah ini

6 Teori Brönsted-Lowry Kekuatan relatif asam dan basa diukur dari kecenderungan zat tsb utk memberikan atau menerima proton. HCl adl asam kuat dlm air karena ia sgt mudah memberikan proton. As asetat adl asam lemah krn hanya sedikit memberikan proton.

7 Kekuatan asam dan basa bervariasi dg solven. HCl bersifat asam lemah dlm asam asetat glasial dan asam asetat adl asam kuat dlm amonia cair. Jadi, kekuatan asam tdk hanya dipengaruhi oleh kemampuannya memberikan proton, tapi juga pada kemampuan solven utk menerima proton dr asam (disebut kekuatan basa dr solven).

8 Dlm klasifikasi Bronsted-Lowry, asam dan basa bisa berupa: Anion-anion, spt: HSO - dan CH3COO- Kation-kation, spt: NH 4 + dan H 3 O +, atau Molekul netral, spt: HCl dan NH 3 Air bs bertindak sbg asam maupun basa, shg disebut bersifat amfiprotik. Reaksi asam-basa melibatkan transfer proton, (H + ), shg disebut reaksi protolitik atau protolisis.

9 Klasifikasi solven Solven protofilik/solven basa: solven yg mampu menerima proton dari solut. Contoh: aseton, eter dan amonia cair. Solven protogenik: senyawa yg menyumbangkan proton (jadi mrp asam). Contoh: asam formiat, asam asetat, HCl cair, HF cair

10 Klasifikasi solven Solven amfiprotik: solven bertindak sbg penerima (akseptor) dan pemberi (donor) proton. Contoh: air dan alkohol Solven aprotik: solven yg tidak memberi dan tidak menerima proton. Contoh: senyawa2 hidrokarbon. Krn netral-nya maka senyawa ini berguna utk mempelajari reaksi asam dan basa yg bebas dr efek solven.

11 Kesetimbangan Asam-Basa HCl + O H 2 + H 3 O + Cl - Asam 1 Basa 2 Asam 2 Basa 1 HCl sbg asam dan air sbg basa. Asam 1 dan basa 1 mrp pasangan asam-basa atau pasangan konjugat. Proton telanjang, H +, tdk eksis dlm larutan berair. Yg dirujuk sbg ion hidrogen terdiri atas proton terhidrasi, H 3 O +, yg disebut ion hidronium Bagian asam (HCl) mendonasikan proton kepd air (bagian basa), membentuk asam (H 3 O + ) dan basa (Cl - ) konjugatnya

12 Reaksi asam basa (=protolisis) Ionisasi Netralisasi Hidrolisis

13 Kesetimbangan Asam-Basa Kesetimbangan dpt diartikan sbg balans antara dua gaya atau aksi yg berlawanan. Pd reaksi kimia, ini tdk berarti bhw pd kesetimbangan reaksinya berhenti, melainkan berada dlm kesetimbangan dinamik antara dua kecepatan reaksi yg berlawanan arah. Kesetimbangan kimia menjaga konsentrasi reaktan dan produk konstan.

14 Kebanyakan reaksi berlangsung scr bolak-balik (reversible) jika produk reaksi tidak diambil (disisihkan) begitu dia tbtk. Tapi, bbrp reaksi berlangsung nyaris sempurna, shg utk praktisnya dianggap berlangsung searah (irreversible), spt pd elektrolit kuat Topik kesetimbangan kimia berkaitan dg sistem yg benar2 reversibel, spt ionisasi elektrolit lemah.

15 Reaksi asam asetat dan air HAc+ H 2 O + H 3 O + Ac - Asam 1 Basa 2 Asam 2 Basa 1 Tanda panah bolak-balik (forward and reverse) menunjukkan reaksi ke kanan dan ke kiri berlangsung scr simultan. Menurut hukum aksi massa kecepatan reaksi: R f k x [HAc] x [H2O] R r k x [H3O ] x [Ac ]

16 [HAc]: konsentrasi asam asetat [H O]: konsentrasi air 2 Persamaan tsblebih tepat dinyatakan dalam aktivitas daripada konsentrasi. Tapi, dalam pembahasan ini perbedaan tsb diabaikan dan persamaan dinyatakan dlm konsentrasi.

17 Ionisasi Asam Lemah HAc+ H 2 O + H 3 O + Ac - Asam 1 Basa 2 Asam 2 Basa 1 R f k x [HAc] x [H2O] k x [H3O ] x [Ac ] Pada kesetimbangan, bersama waktu, laju reaksi ke kanan menurun dg makin berkurangnya asam asetat. Sementara, laju ke kiri berawal dari nol dan terus meningkat bersama dg makin banyaknya ion-ion hidrogen dan asetat. R r

18 Akhirnya, tercapai balans ketika laju kedua arah sama, yaitu: Rf R r Pd kesetimbangan, konsentrasi produk dan reaktan tdk harus sama. Lajunyalah yg sama.

19 R f k1 x [HAc] x [H2O] R r k2 x [H3O ] x [Ac ] Rf R r k 1 x [HAc] 1 x [H O] 2 1 k 2 x [H O 3 ] x [Ac - ] k k [H3O ][Ac ] [HAc][H O] 2 k [H O 3 ][Ac ] [HAc][H O] 2 -

20 k - [H3O ][Ac ] [HAc][H O] 2 Pd asam asetat encer air berada dlm jml yg berlebih, shg bisa dianggap konstan. Sehingga persamaannya mjd. k[h 2 O] - [H3O ][Ac ] [HAc] K a [H3O ][Ac [HAc] - ]

21 K a [H O ][Ac [HAc] K a adalah konstanta kesetimbangan reaksi asam asetat (ionisasi), yg ke dalamnya konsentrasi konstan dr solven (air) ikut dimasukkan. Konstanta ionisasi K a disebut juga sbg konstanta keasaman (acidity constant). Secara umum, konstanta keasaman utk asam lemah tak bermuatan, HB adalah 3 - ] K a [H O 3 [HB] - ][B ]

22 HAc+ H 2 O + H 3 O + Ac - k a [H3O ][Ac [HAc] - ] Dlm btk yg lebih umum, dengan: Maka c = konsentrasi molar awal x = [H 3 O + ] = [Ac - ] c-x = konsentrasi asam asetat yg tersisa dlm kesetimbangan HAc+ H 2 O + H 3 O + (c - x) x x Ac - Dan persamaan kesetimbangannya mjd: Ka 2 x c x

23 Ka x c Karena c jauh lebih besar ketimbang x, maka c x bisa diganti dg c tanpa menimbulkan kesalahan yg berarti. Jadi: Ka Jika ditata ulang menjadi: x c 2 2 x x x 2 K 3 a c [ H O ] K a c

24 Contoh: Dlm 1 liter larutan asam asetat 0,1 M teramati (melalui percobaan) bhw asam asetat terurai mjd msg-msg 1,32 x 10-3 mol ion hidrogen dan ion asetat pd 25 o C. Berapa konstanta keasaman K a dari asam asetat? Jawab: Asam asetat yg sdh terurai = [H 3 O + ] = [Ac - ] = x = 1,32 x 10-3 mol/liter Konsentrasi awal asam asetat = 0,1 M Konsentrasi asam yg msh utuh = 0,1 x = 0,1 1,32 x 10-3

25 Ka 2 x c x Ka 3 (1,32x10 ) 0,1 (1,32x ) Karena angka 1,32x10-3 pada pembagi pengaruh-nya tdk signifikan maka perhitungannya mjd: 3 2 (1,32 x 10 0,1 1,74 x 10 1x ) 1,74 x 10 Harga K a tsb menyiratkan bhw rasio antara konsentrasi produk (yg terurai mjd ion) dg molekul asam yg tak terurai (utuh) sangatlah kecil shg asam asetat dlm hal ini disebut sbg elektrolit lemah. K K a a 5

26 Jika garam yg terbentuk dr suatu asam kuat dan basa lemah, spt amonium klorida, dilarutkan dlm air, garam tsb akan terdisosiasi sempurna, sbb. Cl- mrp konjugat basa dari asam kuat, HCl, yg terionisasi 100%, shg Cl- tdk bereaksi lebih lanjut.

27 NH 4 + dlm sistem Bronsted-Lowry disebut asam kationik, yg bisa membentuk basa konjugatnya, yaitu NH 3, dg memberikan satu proton ke air, sbb:

28 Secara umum, utk asam bermuatan BH+, persamaan reaksinya adalah: Dan konstanta keasamannya:

29 Ionisasi Basa Lemah Basa lemah tak-terion, B, spt NH 3, bereaksi dg air, sbb.: Sebagaimana pada asam, diperoleh

30

31 Garam dari basa kuat dan asam lemah, spt Na asetat, terdisosiasi sempurna di larutan air, sbb: Na+ tdk bereaksi dg air, krn akan menghasilkan NaOH, suatu basa kuat yg akan terdisosiasi sempurna mjd ion-ionnya.

32 Sementara itu, anion asetat mrp basa lemah Bronsted-Lowry, shg: Secara umum, utk basa anionik:

33 Ionisasi Air Elektrolit lemah memerlukan adanya air atau solven polar lain agar terionisasi. Satu molekul air bs dipandang sbg satu solut elektrolit lemah yg bereaksi dg molekul air lain yg bertindak sbg solven. Reaksi autoprotolitik ini bs ditulis:

34 Konsentrasi air dlm sistem tsb berlimpah, shg dianggap konstan dan dijadikan satu dg k, mjd konstanta baru, K w, yg dikenal sbg konstanta disosiasi atau konstanta autoprotolisis air. Harga konstanta disosiasi air sgt tergantung pd suhu.

35

36 Dg mensubstitusikan persamaan (7-30) ke persamaan (7-29) didapatkan persamaan umum utk ionisasi air: Pd air murni, konsentrasi ion hidrogen dan hidroksil sama banyak, masing-masing sekitar 1 x 10-7 mol/liter pd 25 o C, maka.

37

38 Hubungan antara Ka dg Kb Terdapat hubungan yg sederhana antara konstanta disosiasi dari suatu asam lemah HB dan konjugat basanya B -, atau antara BH+ dan B, ketika solvennya amfiprotik.

39 Skala ph Sörensen Konsentrasi ion hidrogen dlm larutan bervariasi dari 1 dlm larutan 1 M asam kuat s.d. 1x10-14 dlm 1M larutan basa kuat ----> perhitungan mjd rumit/tdk praktis. Sörensen mengusulkan metode penyederhanaan pengungkapan konsentrasi ion hidrogen. Dia eetapka istilah ph, yg pd awalya ditulis p H + utk menyatakan potensi ion hidrogen dan menetapkannya sbg btk logaritma dari kebalikan konsentrasi ion hidrogen: ph log 1 [H O 3 ]

40 ph log 1 [H O Menurut aturan logaritma, persamaan tsb dpt ditulis mjd: Dan, karena log 1 sama dg nol maka: 3 ] ph log1 log [H3O ph log [H3O Harga ph suatu larutan berkisar antara 0-14 yg menyatakan scr kuantitatif derajat keasaman (0-7) dan kebasaan (7-14). ] ]

41 Huruf p pd ph telah jd mathematical operator: pk a = -log K a poh = -log [OH - ] pk w = -log K w

42 Pd ph 7 konsentrasi ion hidrogen dan hidroksil mendekati sama pd temperatur kamar dan disebut sbg titik netral (ph netral). ph netral pd 0 o C adalah 7,47, dan pd 100 o C adalh 6,15

43

44 Contoh Konsentrasi ion hidronium dlm 0,05 M larutan HCl adalah 0,05 M. Berapakah ph larutan tersebut? Jawab: ph = -log (5,0 x 10-2 ) = - log 10-2 log 5,0 = 2 0,7 = 1,30

45 Definisi yg lebih baik adl dg menggunakan aktivitas ion, bukan konsentrasinya. ph -log ah Karena aktivitas ion sama dg koefisien aktivitas dikalikan dg konsentrasi molal atau molar maka ph dpt dihitung dg lebih akurat dg persamaan: ph-log (γ x c)

46 Contoh Koefisien aktivitas rata2 dari 0,05 M larutan HCl adalah 0,83 pd 25 o C. Berapakah ph larutan tersebut? Jawab: ph = -log (0,83 x 0,05) = 1,38

47

48 Contoh Jika ph suatu larutan adalah 4,72, berapakah konsentrasi ion hidroniumnya? Jawab: ph = -log [H 3 O + ] = 4,72 Log [H 3 O + ] = -4,72 [H 3 O + ] = 1,91 x 10-5 mol/liter

49 Sekian.