contoh papper kimia dasar titrasi asam basa // Yayuk Winarsih

KELOMPOK 5

	1. Arisa  Nur Fadhila 2. Dyah Arum Anggraeni 3. Noberto A. Nipu 4. Yayuk Winarsih

 

Materi :

·       Teori Arhenius

·       Teori Bronsted lowry

·       Teori Lewis

·       Sifat-sifat Larutan Asam Basa

·       pH Penerapan dan Perhitungan

A. TEORI ASAM-BASA

1. Teori Asam-Basa Arrhenius

Menurut Arrhenius pada tahun 1903, asam adalah zat yang dalam air dapat menghasilkan ion hidrogen (atau ion hidronium, H₃O⁺) sehingga dapat meningkatkan konsentrasi ion hidronium (H₃O⁺).

Basa  adalah zat yang dalam air dapat menghasilkan ion hidroksida sehingga dapat meningkatkan konsentrasi ion hidroksida.

Reaksi keseluruhannya :

Secara umum :

 

Konsep asam basa Arrhenius terbatas hanya pada larutan air, sehingga tidak dapat diterapkan pada larutan non-air, fasa gas dan fasa padatan dimana tidak ada H⁺ dan OH^-.

2. Teori BrΦnsted dan Lowry

Di tahun 1923, kimiawan Denmark Johannes Nicolaus BrΦnsted (1879-1947) dan kimiawan Inggris Thomas Martin Lowry (1874-1936) secara independen mengusulkan teori asam basa baru, yang ternyata lebih umum.

asam: zat yang mendonorkan proton (H⁺) pada zat lain

basa : zat yang dapat menerima proton (H⁺) dari zat lain.

Berdasarkan teori ini, reaksi antara gas HCl dan NH₃ dapat dijelaskan sebagai reaksi asam basa, yakni :

HCl(g) + NH₃(g) →NH₄Cl(s)

simbol (g) dan (s) menyatakan zat berwujud gas dan padat. Hidrogen khlorida mendonorkan proton pada amonia dan berperan sebagai asam.

Menurut teori BrΦnsted dan Lowry, zat dapat berperan baik sebagai asam maupun basa. Bila zat tertentu lebih mudah melepas proton, zat ini akan berperan sebagai asam dan lawannya sebagai basa. Sebaliknya, bila zuatu zat lebih mudah menerima proton, zat ini akan berperan sebagai basa.  

Dalam suatu larutan asam dalam air, air berperan sebagai basa.

HCl + H₂O → Cl^– + H₃O⁺

asam1+basa 2 → basa konjugat1+asam konjugat2

Basa konjugat dari suatu asam adalah spesi yang terbentuk ketika satu proton pindah dari asam tersebut.

Asam konjugat dari suatu basa adalah spesi yang terbentuk ketika satu proton ditambahkan ke basa tersebut.

Dalam reaksi di atas, perbedaan antara HCl dan Cl– adalah sebuah proton, dan perubahan antar keduanya adalah reversibel. Hubungan seperti ini disebut hubungan konjugat, dan pasangan HCl dan Cl– juga disebut sebagai pasangan asam-basa konjugat.

Larutan dalam air ion CO₃ ^2– bersifat basa. Dalam reaksi antara ion CO₃^2– dan H2O, yang pertama berperan sebagai basa dan yang kedua sebagai asam dan keduanya membentuk pasangan asam basa konjugat.

H₂O + CO₃^2– → OH^– + HCO^3–

asam1+basa 2 → basa konjugat1+asam konjugat2

Zat disebut sebagai amfoter bila zat ini dapat berperan sebagai asam atau basa. Air adalah zat amfoter. Reaksi antara dua molekul air menghasilkan ion hidronium dan ion hidroksida

adalah contoh reaksi zat amfoter

H₂O + H₂O → OH^– + H₃O⁺

asam1+basa 2 → basa konjugat1+asam konjugat2

3.Teori Lewis

Kimiawi Amerika G.N. Lewis merumuskan definisi ini. Basa ialah zat yang dapat memberikan sepasang elektron dan asam ialah zat yang dapat menerima sepasang elektron. Asam basa lewis yaitu yang melibatkan  BF₃ dan NH₃⁺ disini gas ammonia dan boron triflorida bereaksi menghasilkan produk padat.  Misalnya dalam pronasi ammonia NH₃ bertindak sebagai basa lewis , sebab ia memberikan sepasang elektron kepada proton H⁺, yang bertindak sebagai asam Lewis karena menerima sepasang elektron. Reaksi seperti ini tidak menghasilkan garam dan air.

      Kelebihan konsep kewis ialah konsep ini jauh lebih umum dibandingkan definisi lainnya. Konsep ini banyak mencangkup reaksi asam basa yang tidak melibatkan asam bronsted.

      Ada beberapa reaksi yang tidak dapat dijelaskan dengan kedua teori sebelumnya, misalnya reaksi :

NH₃  +  BF₃  -------u H₃N – BF₃

     

      H       F                     H            F

H - N : + B - F              H – N  :  B – F

      H       F                    H            F

Asam       : Senyawa yang dapat menerima pasangan elektron à BF₃

Basa        : Senyawa yang dapat memberikan pasangan elektron à NH₃

·           Asam Basa Lewis

·        Ikatan kimia baru dibentuk dengan menggunakan pasangan elektron dari basa Lewis.

·        Ikatan kimia yg terbentuk : ikatan kovalen koordinasi

Contoh : Pembentukan ion hidronium (H₃O⁺) dari H₂O +  H⁺

        

Contoh berbagai macam asam basa lewis

•              H⁺           +         OH^-            H₂O

   asam          basa 

•             H⁺          +      H₂O        H₃O⁺

   asam          basa

•              H⁺          +      NH₃         NH₄⁺

   asam          basa

•              H⁺          +      CN^-             HCN

   asam          basa

—  Keunggulan asam basa lewis

— Dapat menjelaskan sifat asam, basa dalam pelarut lain atau pun tidak mempunyai pelarut.

— Teori asam basa Lewis dapat menjelaskan sifat asam basa molekul atau ion yang mempunyai pasangan elektron bebas atau yang dapat menerima pasangan elektron bebas. Contohnya pada pembentukan senyawa komplek.

— Dapat menerangkan sifat basa dari zat-zat organic seperti DNA dan RNA yang mengandung atom nitrogen yang memiliki pasangan elektron bebas.

—  Sifat-sifat Asam

— Rasanya masam ketika di larutkan dalam air.

— Asam serasa menyengat ketika di sentuh, terutama bila asam tersebut adalah asam pekat.

— Dari segi reaktivitasnya, asam bereaksi kuat dengan kebanyakan logam, atau bersifat korosif terhadap logam.

— Dari segi daya hantar antar listriknya, asam walaupun tidak selalu ionik , ia bersifat elektrolitatau dapat menghantarkan arus listrik.

—  Sifat-Sifat Basa

—   Rasanya pahit.

—   Terasa licin seperti sabun saat di sentuh.

—   Dari segi reaktivitasnya, senyawa basa bersifat kausatif yaitu dapat merusak kulit jika senyawa basa tersebut berkadar tinggi.

—   Basa juga merupakan senyawa elektrolit atau dapat menghantarkan arus listrik.

B.  Kekuatan Asam dan Basa

·        pH ( Derajat Keasaman )

pH sendiri terbagi menjadi tiga yaitu :

1.     pH asam

2.     pH basa

3.     pH campuran ( buffer atau penyangga )

     Contoh Soal Asam

Tentukan derajad keasaman ( pH ) HCL 0,01 M.

Jawab :

HCl = H⁺ + Cl^-

^{0,01         0,01       0,01}

pH = -log ( H⁺⁾

       = - log 10^-2

          = 2

    Contoh soal basa

Tentukan derajad keasaman (pH) Ca(OH)2.

Jawab :

 Ca(OH)2 =       Ca²+ +      2OHˉ

 0,01                 0,01            0,02  

pOH = - log [OHˉ]

                = - log 2 x 10ˉ²

                = 2 – log 2

pH = 14 – (2 – log 2)

      = 12 + log 2

Larutan penyangga ( Buffer )

 larutan yang dapat mempertahankan pH akibat penambahan sedikit asam atau sedikit basa. Sedangkan pH sendiri suatu pengukur derajad keasaman suatu zat.

Prinsip kerja :

1.      Jika di tambah asam : Ion H+ dari asam tersebut akan di netralkan oleh basa lemah.

2.      Jika di tambah basa : Ion OH- dari basa akan di netralkan oleh asam konjugasinya.

Pada dasarnya skala/tingkat keasaman suatu larutan bergantung pada konsentrasi ion H+ dalam larutan. Makin besar konsentrasi ion H+ makin asam larutan tersebut. Umumnya konsentrasi ion H+ sangat kecil, sehingga untuk menyederhanakan penulisan, seorang kimiawan dari Denmark bernama Sorrensen mengusulkan konsep pH untuk menyatakan konsentrasi ion H+. Nilai pH sama dengan negatif logaritma konsentrasi ion H+ dan secara matematika diungkapkan dengan persamaan : 

 

1. Derajat keasaman (pH) 

Untuk air murni pada temperatur 25 °C : [H+] = [OH-] = 10-7 mol/L Sehingga pH air murni = – log 10-7 = 7.  Jika pH = 7, maka  larutan bersifat netral Jika pH < 7, maka larutan bersifat asam Jika pH > 7, maka larutan bersifat basa Pada temperatur kamar : pKw = pH + pOH = 14

 

2. Asam Kuat 

Disebut asam kuat karena zat terlarut dalam larutan ini mengion seluruhnya (α = 1). Untuk menyatakan derajat  keasamannya, dapat ditentukan langsung dari konsentrasi asamnya dengan melihat valensinya.

3. Asam Lemah 

Disebut asam lemah karena zat terlarut dalam larutan ini tidak mengion seluruhnya,    α ≠ 1, (0 < α < 1). Penentuan besarnya derajat keasaman tidak dapat ditentukan langsung dari konsentrasi asam lemahnya (seperti halnya asam kuat). Penghitungan derajat keasaman dilakukan dengan menghitung konsentrasi [H⁺] terlebih dahulu dengan rumus :

di mana, C_a = konsentrasi asam lemah

K_a = tetapan ionisasi asam lemah

RUMUS pH  (ASAM )

PENYANGGA BERSIFAT ASAM

(H⁺) = Ka . (A) 

                              (B)

pH = - log (H⁺)

              = pKa + log (G)

                            (A)

Ket :

(A) : konsentrasi asam lemah

(G) : konsentrasi basa konjugasi

Ka  : konstanta asam

4. Basa Kuat 

Disebut basa kuat karena zat terlarut dalam larutan ini mengion seluruhnya (α = 1). Pada penentuan derajat keasaman dari larutan basa terlebih dulu dihitung nilai pOH dari konsentrasi basanya.

5. Basa lemah 

Disebut basa lemah karena zat terlarut dalam larutan ini tidak mengion seluruhnya,    α  ≠ 1, (0 <  α < 1). Penentuan besarnya konsentrasi OH^- tidak dapat ditentukan langsung dari konsentrasi basa lemahnya (seperti halnya basa kuat), akan tetapi harus dihitung dengan menggunakan rumus : 

di mana, C_b = konsentrasi basa lemah

K_b = tetapan ionisasi basa lemah

RUMUS  pH  (BASA)

PENYANGGA BERSIFAT BASA

 

 (OH^-) = Kb . (B) 

                                 (G)

  pOH = - log (OH^-)

                 = pKb + log (B)

                               (G)

  Ket :

  (B) : konsentrasi asam lemah

  (G) : konsentrasi asam konjugasi

   Kb  : konstanta basa

—  Perhitungan Asam Basa

1.      Ke dalam larutan CH₃COOH ditambahkan padatan CH₃COONa , shg konsentrasi CH₃COOH = 0,1 Molar dan konsentrasi CH₃COONa = 0,05 Molar. Jika Ka CH₃COOH 1,8 X 10^-5. Tentukan pH  campuran ?

Jawab

 ( H⁺) = Ka x (Asam lemah)

                          (Garam)

           = 1,8 x 10^-5 x  0,1   =  3,6 x 10^-5

                                  0,05

  pH    =  - log ( H⁺)

           =  - log 3,6 x10^-5

           =   5 - log  3,6                                  

2.      50 ml NH₄OH  0,1 Molar dicampur dgn 100ml ( NH₄)₂SO₄ = 0,2 Molar. Jika Kb NH₄OH = 10^-5 . Tentukan pH campuran?    

Jawab:

mmol NH₄OH = V X M = 0,5 ml x 0,1 = 5mmol

mmol (NH₄)₂SO₄ = VXM = 100ml x 0,2 = 20 mmol

 ( OH^-) = Kb x  (mmol basa lemah)

                           2(mmol garam )

             = 10^-5 x  5      = 10^-5 x 0,125= 1,25 x 10^-6

                                       2 x 20

 pOH     = - log ( OH)

              =  - log 1,25 x 10^-6 = 6 – log 1,25

 pH        = 14 – ( 6 – log 1,25 )

                          =  8+ log 1,25         

Fungsi larutan penyangga Dalam kehidupan sehari-hari:

1.      Dalam bidang obat-obatan misalnya obat tetes mata.

2.      Mempertahankan pH dalam tubuh manusia.

3.      Menjaga pH makanan olahan dalam kaleng agar tidak mudah rusak atau tidak teroksidasi (asam benzoat dengan natrium benzoat).

4.      Untuk obat-obatan berjenis injeksi.

Larutan penyangga dalam industry

 Dalam industri, larutan penyangga digunakan untuk penanganan limbah. Larutan penyangga ditambahkan pada limbah untuk mempertahankan pH 5-7,5. Hal itu  untuk memisahkan materi organik pada limbah sehingga layak di buang ke perairan.  

C. Asam dan Basa dapat Dibedakan dari Rasa dan Sentuhan 

Asam mempunyai rasa masam. Rasa masam yang kita kenal misalnya pada beberapa jenis makanan seperti jeruk, jus lemon, tomat, cuka, minuman ringan (soft drink) dan beberapa produk seperti sabun yang mengandung belerang dan air accu (Gambar 13). Sebaliknya, basa mempunyai rasa pahit. Tetapi, rasa sebaiknya jangan digunakan untuk menguji adanya asam dan basa, karena beberapa asam dan basa dapat mengakibatkan luka bakar dan merusak jaringan.

Seperti halnya rasa, sentuhan bukan merupakan cara yang aman untuk menguji basa, meskipun kita  telah terbiasa dengan sentuhan sabun saat mandi atau mencuci. Basa (seperti sabun) bersifat alkali, bereaksi dengan protein di dalam kulit sehingga sel-sel kulit akan mengalami pergantian. Reaksi ini merupakan bagian dari rasa licin yang diberikan oleh sabun, yang sama halnya dengan proses pembersihan dari produk pembersih saluran.

D. Asam dan Basa dalam Kehidupan

Beberapa Asam dan Basa Yang Telah Dikenal

Asam merupakan kebutuhan industri yang vital. Empat macam asam yang paling penting dalam industri adalah asam sulfat, asam fosfat, asam nitrat dan asam klorida. Asam sulfat (H₂SO₄) merupakan cairan kental menyerupai oli. Umumnya asam sulfat digunakan dalam pembuatan pupuk, pengilangan minyak, pabrik baja, pabrik plastik, obat-obatan, pewarna, dan untuk pembuatan asam lainnya. Asam fosfat (H₃PO₄) digunakan untuk pembuatan pupuk dan deterjen. Namun, sangat  disayangkan bahwa fosfat dapat menyebabkan masalah pencemaran di danau-danau dan aliran sungai.

Asam nitrat (HNO3) banyak digunakan untuk pembuatan bahan peledak dan pupuk. Asam nitrat pekat merupakan cairan tidak berwarna yang dapat mengakibatkan luka bakar pada kulit manusia. Asam klorida (HCl) adalah gas yang tidak berwarna yang dilarutkan dalam air. Asap HCl  dan ion-ionnya yang terbentuk dalam larutan, keduanya berbahaya bagi jaringan tubuh manusia.

Dalam keadaan murni, pada umumnya basa berupa kristal padat. Beberapa produk rumah tangga yang mengandung basa, antara lain deodorant, antasid, dan sabun. Basa yang digunakan secara luas adalah kalsium hidroksida, Ca(OH)₂ yang umumnya disebut soda kaustik suatu basa yang berupa  tepung kristal putih yang mudah larut dalam air. Basa yang paling banyak digunakan adalah amoniak. Amoniak merupakan gas tidak berwarna dengan bau yang sangat menyengat,  sehingga sangat mengganggu saluran pernafasan dan paru-paru bila gas terhirup. Amoniak digunakan sebagai pupuk, serta bahan pembuatan rayon, nilon dan asam nitrat.

            DAFTAR PUSTAKA

Chang, Raymond.2004. Kimia Dasar konsep-konsep inti. Erlangga. Jakarta

Drs. Tamrin, Drs. Abdul Jamal, 2003,Rahasia penerapan Rumus-Rumus kimia, Gita Media,-

http://www.andellaforester.blogspot.com/2014/makalah-kesetimbangan-asam-basa.html 

Sudiono Sri, Santosa juari Sri, Pranowo, 2006, kimia untuk kelas XI, Intan Pariwara, Jakarta