contoh basa lemah | ardra.biz

Menentukan pH Asam Basa: Pengertian Derajat Reaksi Ionisasi Asam Kuat Basa Lemah Contoh Soal Perhitungan 11

Pengertian Reaksi Ionisasi Air: Air merupakan elektrolit yang sangat lemah. Air murni akan mengalami ionisasi menghasilkan H⁺ dan OH^–dengan jumlah sangat kecil.

Persamaan reaksi ionisasi air adalah sebagai berikut.

H₂O (l) → H⁺(aq) + OH^–(aq)

Rumus Tetapan Kesetimbangan Air Kw

Tetapan kesetimbangan air (Kw) dapat dinyatakan dengan penurunan rumus sebagai berikut.

K = ([H⁺][OH^–])/[H₂O])

K [H₂O]= [H⁺][OH^–]

Kw = [H⁺][OH^–]

Kw = tetapan kesetimbangan air

[H⁺] = molaritas ion H⁺ dalam M

[OH^–] = molaritas ion OH^– dalam M

Rumus Konsentrasi Ion Hidrogen Ion Hidroksida Air Murni

Pada temperatur kamar 25 ^oC harga Kw adalah 1,0 × 10^–14, dan dalam air murni konsentrasi ion hydrogen dan ion hidroksida adalah sama, sehingga

[H⁺] [OH^–] = 1,0 × 10^–14

Untuk air murni harga [H⁺] dan [OH^–] adalah

[H⁺] = [OH^–] = 1,0 × 10^–7 M

Pengertian Kekuatan Asam Basa.

Sebagaimana larutan elektrolit yang dibedakan atas elektrolit kuat dan elektrolit lemah, maka larutan asam dan larutan basa yang merupakan larutan elektrolit juga dibedakan atas asam-basa kuat dan asam-basa lemah.

Perbedaan kekuatan larutan asam-basa dipengaruhi oleh banyak sedikitnya ion-ion pembawa sifat asam dan ion-ion pembawa sifat basa yang dihasilkan saat terionisasi.

Kekuatan asam dipengaruhi oleh banyaknya ion – ion H⁺ yang dihasilkan oleh senyawa asam dalam larutannya. Berdasarkan banyak sedikitnya ion H⁺ yang dihasilkan.

Berdasarkan banyaknya ion yang dihasilkan pada ionisasi asam dan basa dalam larutan, maka kekuatan asam dan basa dikelompokkan menjadi asam kuat dan asam lemah serta basa kuat dan basa lemah. Kekuatan asam dan basa tersebut dapat dinyatakan dengan derajat ionisasi.

Dalam larutan elektrolit kuat, zat- zat elektrolit terurai seluruhnya menjadi ion-ionnya (ionisasi sempurna) dan dalam larutan elektrolit lemah, zat- zat elektrolit hanya sebagian saja yang terurai menjadi ion- ionnya (ionisasi sebagian). Sedangkan zat- zat nonelektrolit dalam larutan tidak terurai menjadi ion-ion.

Derajat Ionisasi Larutan

Derajat ionisasi (α) adalah perbandingan antara jumlah molekul zat yang terionisasi dengan jumlah molekul zat mula-mula.

Rumus Derajat Ionisasi

Seperti yang telah diketahui, bahwa perbandingan molekul sama dengan perbandingan mol. Dengan demikian, derajat ionisasi (α) dapat diformulasikan dengan persamaan berikut.

α = (Jumlah mol zat yang terionisasi)/(jumlah mol zat mula – mula)

Larutan elektrolit kuat mengalami ionisasi sempurna, sehingga nilai α mendekati satu. Sementara itu, larutan elektrolit lemah hanya mengalami ionisasi sebagian, sehingga nilai α sangat kecil (α < 1).

Berdasarkan rumus di atas, maka nilai a untuk:

Elektrolit kuat, α = 1
Elektrolit lemah, 0 < α < 1
Non-elektrolit, α = 0

Suatu asam atau basa yang merupakan suatu elektrolit kuat disebut asam atau basa kuat. Dengan demikian jika asam merupakan elektrolit lemah, maka ia merupakan asam lemah, karena hanya mengandung sedikit ion H⁺, demikian juga dengan basa lemah akan terdapat sedikit ion ^–OH.

Kekuatan Derajat Keasaman Larutan Asam Kuat

Asam kuat adalah zat yang di dalam pelarut air mengalami ionisasi sempurna (α ≈ 100%). Di dalam larutan, molekul asam kuat hampir semuanya terurai membentuk ion H+ dan ion negatif sisa asam.

Kekuatan asam dipengaruhi oleh banyaknya ion – ion H⁺ yang dihasilkan oleh senyawa asam dalam larutannya. Berdasarkan banyak sedikitnya ion H⁺ yang dihasilkan.

Contoh Asam Kuat

Beberapa contoh asam kuat diantaranya adalahHCl, HBr, HNO₃, dan H₂SO₄. Asam kuat tergolong elektrolit kuat sehingga akan mengalami ionisasi sempurna dan reaksi ionnya berkesudahan, tidak bolak-balik.

Reaksi Ionisasi Asam Kuat

Reaksi ionisasi asam kuat merupakan reaksi berkesudahan. Secara umum, ionisasi asam kuat dirumuskan sebagai berikut.

HA (aq) → H⁺ (aq) + A^– (aq)

Rumus Konsentrasi Ion Hidrogen [H⁺] Asam Kuat

[H⁺] = (x) [HA] atau

[H⁺] = (valensi asam) (M)

Keterangan:

x = valensi asam

M = konsentrasi asam

Derajat Keasaman Larutan Basa Kuat

Sama halnya dengan asam, zat yang di dalam larutan bersifat basa dapat digolongkan sebagai basa kuat dan basa lemah berdasarkan kesempurnaan ionisasinya. Basa kuat adalah zat yang di dalam air terionisasi sempurna (α ≈ 100%), sedangkan basa lemah terionisasi sebagian.

Kekuatan basa dipengaruhi oleh banyaknya ion – ion OH^– yang dihasilkan oleh senyawa basa dalam larutannya. Berdasarkan banyak sedikitnya ion OH^– yang dihasilkan.

Contoh Basa Kuat

Contoh beberapa basa kuat diantaranya adalah NaOH, KOH, Mg(OH)², Ca(OH)₂, dan Ba(OH)₂. Basa kuat termasuk dalam elektolit kuat sehingga jika dilarutkan dalam air akan terionisasi sempurna menjadi ion-ionnya.

Reaksi Ionisasi Basa Kuat

Basa kuat yaitu senyawa basa yang dalam larutannya terion seluruhnya menjadi ion-ionnya. Reaksi ionisasi basa kuat merupakan reaksi berkesudahan.

Secara umum, ionisasi basa kuat dirumuskan sebagai berikut.

M(OH)_x(aq) → M_x⁺(aq) + x OH^– (aq)

Rumus Konsentrasi Ion Hidrokida [OH^–] Basa Kuat

[OH^–] = (x) [M(OH)_x]

[OH^–] = (valensi basa) (M)

Keterangan:

x = valensi basa

M = konsentrasi basa

Derajat Keasaman Larutan Asam Lemah

Asam lemah merupakan senyawa asam yang dalam larutannya hanya sedikit terionisasi menjadi ion- ionnya. Reaksi ionisasi asam lemah merupakan reaksi kesetimbangan.

Asam lemah adalah senyawa yang kelarutannya di dalam air terionisasi sebagian, sesuai derajat ionisasinya. Asam lemah terionisasi sebagian. Berdasarkan hasil penyelidikan diketahui bahwa zat- zat yang bersifat asam lemah, di dalam larutan membentuk kesetimbangan antara molekul-molekul asam lemah dengan ion- ionnya.

Contoh Asam Lemah

Beberapa contoh asam lemah diantaranya adalah: Asam asetat (CH₃COOH), Asam borat (H₃BO₃), Asam benozat (C₆H₅COOH), Asam Asam format (HCOOH), Asam fosfat (H₃PO₄), Asam hipoklorit (HClO), Asam nitrit (HNO₂).

Reaksi Ionisasi Asam Lemah

Secara umum, ionisasi asam lemah valensi satu dapat dirumuskan sebagai berikut.

HA (aq) = H⁺ (aq) + A^– (aq)

Rumus Konsentrasi Ion Hidrogen [H⁺] Asam Lemah

[H⁺] = √(Ka x[HA])

Ka = tetapan ionisasi asam

Konsentrasi ion H⁺ asam lemah juga dapat dihitung jika derajat ionisasinya (α) diketahui.

[H⁺] = α [HA]

Derajat Keasaman Larutan Basa Lemah

Basa lemah merupakan senyawa basa yang dalam larutannya hanya sedikit terionisasi menjadi ion-ionnya. Reaksi ionisasi basa lemah juga merupakan reaksi kesetimbangan.

Contoh Basa Lemah

Beberapa contoh basa lemah diantaranya adalah amonium hidroksida (NH₄OH), timbal (II) hidroksida (Pb(OH)₂), kobalt (II) hidroksida (Co(OH)₂), tembaga (I) hidroksida (Cu(OH)₂), perak hidroksida (Ag(OH))

Reaksi Ionisasi Basa Lemah

Secara umum, ionisasi basa lemah valensi satu dapat dirumuskan sebagai berikut.

M(OH) (aq) = M⁺ (aq) + OH^– (aq)

Rumus Konsentrasi Ion Hidrokida [OH^–] Basa Lemah

[OH^–] = √(Kb x[M(OH)])

Kb= tetapan ionisasi basa

Konsentrasi ion OH^– basa lemah juga dapat dihitung jika derajat ionisasinya (α) diketahui.

[OH^–] = α [M(OH)]

Derajat Keasaman pH

Ukuran keasaman atau kebasaan suatu larutan ditentukan oleh konsentrasi ion hydrogen. Untuk memudahkan pengukuran, maka konsentrasi ion hydrogen dinyataka dalam pH (pangkat hydrogen).

Konsep pH pertama kali diajukan oleh seorang ahli biokimia dari Denmark yaitu S.P. Sorensen pada tahun 1909.

Rumus Keasaman Larutan pH

Menurut Sorensen, pH merupakan logaritma negative dari konsentrasi ion hydrogen dan diformulasikan dengan rumus menurut persamaan berikut.

pH = -log[H⁺]

untuk mengukur konsentrasi OH^– dari suatu larutan basa dinyatakan dengan pOH, yang diformulasikan dengan rumus sebagai berikut

pOH = -log[OH^–]

hubungan antara pH dan pOH diturunkan dari persamaan tetapan ionisasi air (K_w) pada temperature 25 Celcius yaitu;

[H⁺][OH^–] = K_w

pH + pOH = 14

pH = 14 – pOH

1). Contoh Soal Perhitungan Konsentrasi Ion H⁺Dan Ion OH^– Larutan H₂SO₄

Hitunglah konsentrasi ion H⁺ dan ion OH^– dari larutan asam sulfat H₂SO₄ yang memiliki konsentrasi 0,05 M pada temperature 25 ⁰C

Diketahui:

[H₂SO₄] = 0,05 M

Reaksi Ionisasi Asam Sulfat H₂SO₄

Reaksi ionisasi asam sulfat H₂SO₄ dapat dinyatakan dengan persamaan reaksi berikut

H₂SO₄ (aq) → 2 H⁺ (aq) + SO₄^-2 (aq)

0,05 M 0,1M 0,05M

Menentukan Konsentrasi Ion H⁺

Koefisien H⁺ adalah 2 kali koefisien H₂SO₄ jadi Konsentrasinya adalah

[H⁺] = 2 x 0,05 = 0,1 M

Menentukan Konsentrasi Ion OH^–

Koefisien OH^– dapat ditetukan denga menggunakan persamaan tetapan kesetimbangan air seperti berikut

Kw = [H⁺][OH^–] atau

[OH^–] = Kw/[H⁺]

[OH^–] = (10^-14)/(0,1)

[OH^–] = 10^-13 M

Jadi, dalam H₂SO₄ 0,05 M terdapat konsentrasi [H⁺] sebesar 0,1 M dan [OH^–] sebesar 10^-13M.

2). Contoh Soal Perhitungan Derajat Keasaman pH Larutan Asam Kuat Asam Sulfat H₂SO₄

Tentukan derajat keasaman atau harga pH larutan H₂SO₄ yang memiliki konsentrasi 0,02 M

Diketahui

[H₂SO₄] = 0,02 M

Reaksi Ionisasi Larutan Asam Sulfat H₂SO₄

Reaksi ionisasi asam sulfat memenuhi persamaan reaksi berikut

H₂SO₄ (aq) → 2 H⁺ (aq) + SO₄^-2 (aq)

0,02 M 0,04 M 0,02 M

[H⁺] = 2 x 0,02 M = 0,04 M

Rumus Menentukan pH Larutan Asam Sulfat H₂SO₄

Keasaman larutan asam sulfat dapat dirumuskan dengan menggunakan persamaan berikut

pH= –log[H⁺]

pH = –log 4 x 10^–2

pH = 2 – log4

pH = 2 – 0,602

pH = 1,398

Jadi, keasaman larutan adalah pH = 1,397

3). Contoh Soal Perhitungan Derajat Keasaman pH dan pOH Larutan Basa Kuat NaOH

Tentukan harga pH dan pOH larutan NaOH 0,04 M

Diketahui:

[NaOH] = 0,04 M

Reaksi Ionisasi Larutan Natrium Hidroksida NaOH

Reaksi ionisasi natrimu hidroksida menjadi ion ionnya memenuhi persamaan reaksi berikut

NaOH (aq) → Na⁺ (aq) + OH^– (aq)

0,04 M 0,04 M 0,04 M

[OH^–] = [NaOH] = 0,04 M

Rumus Menentukan Derajat Keasaman pH dan pOH Larutan Natrium Hidroksida NaOH

Keasaman larutan natrium hidroksida dapat dirumuskan dengan menggunakan persamaan berikut

[OH^–] = 4 x 10^–2 M

pOH = –log 4x 10^–2

pOH = 2 – log 4

pOH = 2 – 0,6021

pOH = 1,398

Jadi, pH larutannya adalah

pH + pOH = 14

pH = 14 – pOH

pH= 14 – 1,398

pH = 12,60

Jadi keasaman pH larutan adalah 12,60

4). Contoh Soal Perhitugan Keasaman Larutan Barium Hidroksida Ba(OH)₂

Tentukan pH dan pOH larutan Barium Hidroksida Ba(OH)₂, jika 34,2 gram Ba(OH)₂ dilarutkan dalam air sehingga volume larutan menjadi 500 mL

Diketahui:

Ar Ba = 137

Ar O = 16

Ar H = 1

Mr Ba(OH)₂ = 137 + 16 +1 = 171

m Ba(OH)₂ = 34,2 gram

Menentukan Konsentrasi Ba(OH)₂

Konsentrasi larutan barium hidroksida Ba(OH)₂ dapat dihitung dengan rumus berikut

[Ba(OH)₂] = (m Ba(OH)₂/Mr Ba(OH)₂) x (1000mL/vol mL)

[Ba(OH)₂] = (34,2/171) x (1000/500)

[Ba(OH)₂] = 0,4 M

Reaksi Ionisasi Larutan Barium Hidroksida Ba(OH)₂

Reaksi ionisasi Barium hidroksida menjadi ion ionnya memenuhi persamaan reaksi berikut

Ba(OH)₂ (aq) → Na⁺ (aq) + 2 OH^– (aq)

0,4 M 0,4 M 0,8 M

[OH^–] = 2 x 0,4 = 0,8 M

Rumus Menentukan Derajat Keasaman pH dan pOH Larutan Barium Hidroksida Ba(OH)₂

Keasaman larutan barium hidroksida dapat dirumuskan dengan menggunakan persamaan berikut

[OH^–] = 8 x 10^–1 M

pOH = –log 8 x 10^–1

pOH = 1– log 8

pOH = 1 – 0,9031

pOH = 0,0969

Jadi, pH larutannya adalah

pH + pOH = 14

pH = 14 – pOH

pH= 14 – 0,0969

pH = 13,90

Jadi keasaman pH larutan adalah 13,90

5). Contoh Soal Perhitungan pH Larutan Asam Lemah Asam Asetat

Jika tetapan ionisasi asam asetat Ka = 1 x 10^-5, maka tentukanlah pH larutan CH₃COOH 0,001 M

Diketahui

Ka = 1 x 10^-5

[CH₃COOH] = 0,001 M

Rumus Menentukan Konsentrasi Ion [H⁺]

Konsentrasi ion [H⁺] dapat dirumuskan dengan persamaan berikut

[H⁺] = √(Ka x[CH₃COOH])

[H⁺] = √(1 x 10^-5 x 0,001)

[H⁺] = √(1 x 10^-8)

[H⁺] = 1 x 10^-4 M

Cara Menentukan pH Larutan Asam Lemah Asam Asetat CH₃COOH

Keasaman pH larutan asam asetat dapat dinyatakan dengan rumus berikut

pH = – log[H⁺]

pH = – log (1 x 10^-4)

pH = 4

Jadi pH Asam lemah asetat adalah 4

Rumus Menentukan pOH Larutan Asam Lemah Asam Asetat CH₃COOH

Keasaman larutan asam asetat dapat dinyatakan dengan rumus berikut

pOH = 14 – pH

pOH = 14 – 4

pOH = 8

Jadi pOH Asam lemah asetat adalah 8

6). Contoh Soal Perhitungan Keasaman pH dan pOH Basa Lemah NH₃

Larutan basa lemah ammonia NH₃ 0,001 M hanya terionisasi Sebagian menjadi ion NH₄⁺ dan ion OH^– dan memiliki tetapan ionisasi basa Kb = 1 x 10^-7, tentukanlah pH dan pOH larutan tersebut

Diketahui;

Kb = 1 x 10^-7

[NH₃] = 0,001 M

Rumus Menentukan Konsentrasi Ion [OH^–]

Konsentrasi ion OH^– dapat dihitung dengan rumus seperti berikut

[OH^–] = √(Kb x [NH₃])

[OH^–] = √(1 x 10^-7 x 0,001)

[OH^–] = √(1 x 10^-10)

[OH^–] = 1 x 10^-5 M

Cara Menentukan pOH Larutan Basa Lemah Amonia NH₃

Dengan demikian pOH basa lemah ammonia dapat dirumuskan dengan persamaan berikut

pOH = – log (1 x 10^-5)

pOH = 5

jadi pOH basa lemah ammonia adalah 5

Sedangkan pH nya dapat ditentukan dengan rumus berikut

pH = 14 – pOH

pH = 14 – 5

pH = 9

jadi pH basa lemah ammonia adalah 9

7). Contoh Soal Perhitungan Konsentrasi Ion Larutan Hidrogen Fluorida HF

Larutan HF 0,1 M terionisasi menurut persamaan reaksi seperti berikut

HF (aq) → H⁺ (aq) + F^– (aq)

Berapa konsentrasi H⁺, F^–, dan HF dalam larutan HF 0,1 M, jika diketahui derajat ionisasi HF = 8,4%

Diketahui:

Senyawa HF dalam larutan air tergolong asam lemah sehingga terionisasi Sebagian sesuai dengan derajat ionisasinya.

[HF] = 0,1 M

α = 8,4 %

Untuk menghitung konsentrasi masing-masing spesi dalam larutan, berlaku hukum kesetimbangn kimia.

Menentukan Konsentrasi Reaksi Ionisasi Larutan HF

Reaksi ionisasi laruran hydrogen fluoride HF dapat dituliskan seperti persamaan reaksi berikut

HF (aq) → H⁺ (aq) + F^– (aq)

m: 0,1 M

t : 0,0084 0,0084 0,0084

s : 0,0916 0,0084 0,0084

m = konsentrasi mula mula

t = konsentrasi yang terionisasi

s = konsentrasin kesetimbangan

HF yang terionisasi (baris t) = 8,4% x 0,1

HF = 0,0084 M

Sisa HF = HF kesetimbangan (baris s)

HF = 0,1 – 0,0084 = 0,0916 M

Jadi, konsentrasi masing-masing dalam larutan HF adalah

[HF] = 0,0916 M

[H⁺] = 0,0084 M

[F^–] = 0,0084 M

8). Contoh Soal Menentukan Keasaman pH Asam Format HCOOH

Larutan asam format HCOOH memiliki konsentrasi 0,01 M dengan harga tetapan ionisasi asam Ka = 1,5 x 10^–5 dan ionisasi memenuhi persamaan reaksi berikut:

HCOOH (aq) → HCOO^–(aq) + H⁺(aq)

Diketahai:

[HCOOH] = 0,01 M

Ka = 1,5 x 10^–5

Reaksi Ionisasi Asam Format HCOOH

Reaksi ionisasi asam format HCOOH dapat dinyatakan dengan persamaan reaksi berikut

HCOOH (aq) → HCOO^–(aq) + H⁺(aq)

0,01 M 0,01 M 0,01M

Rumus Menentukan Konsentrasi H⁺ Larutan Asam Format

Konsentrasi H⁺ dalam asam format dapat dirumuskan dengan persamaan berikut

[H⁺] = √(Ka x[HCOOH])

[H⁺] = √(1,5 x 10^–5 x 0,01)

[H⁺] = 3,87 x 10^-4M

Rumus Menghitung Keasaman pH Larutan Asam Format

Derajat keasaman pH asam format dapat dinyatakan dengan rumus berikut

pH = – log[H⁺]

pH = – log(3,87 x 10^-4)

pH = 3,41

Jadi pH asam format adalah 3,41

9). Contoh Soal Perhitungan pH Larutan Magnesium Hidroksida Mg(OH)₂

Tentukan pH larutan Mg(OH)₂ 0,01 M, jika reaksi ionisasi memenuhi persamaan reaksi berikut

Mg(OH)₂ (aq) → Mg²⁺(aq) + 2 OH^– (aq)

Diketahui:

[Mg(OH)₂] = 0,01 M

Menentukan Konsentrasi Larutan Ionisasi Magnesium Hidroksida Mg(OH)₂

Reaksi ionisasi dan konsentrasi larutan magnesium hidroksida dapat dinyatakan dengan persamaan berikut

Mg(OH)₂ (aq) → Mg²⁺(aq) + 2 OH^– (aq)

0,01 M 0,02 M

[OH^–] = 2 x 0,01 M = 0,02 M

Cara Menentukan Dan pH dan pOH Larutan Magnesium Hidroksida

Derajat keasaman larutan magnesium hidroksida dapat dirumuskan dengan persamaan berikut

pOH = –log [OH^–]

pOH = – log(0,02)

pOH = 1,699

maka nilai pH dapat dicari dengan:

pH + pOH = 14

pH = 14 – 1,699

pH = 12,30

Jadi, pH larutan adalah 12,30

10). Contoh Soal Perhitungan Kekuatan dan Derajat Keasaman

Berapakan Derajat keasaman air murni.

Jawab air murni merupakan larutan netral dimana konsentrasi ion hydrogen [H⁺] adalah sama dengan konsentrasi ion hidroksi [OH^–]

[H⁺] = [OH^–] = 10^-7M

sehingga

pH = pOH

pH= -log 10^-7

pH = 7

11). Contoh Soal Perhitungan Kekuatan dan Derajat Keasaman

Hitung pH larutan HCL 0,01M yang merupakan asam kuat dan terionisasi seleuruhnya menjadi ion H⁺ dan Cl^–.

Jawab .

[H⁺] = [HCl]=0,01M

pH = -log[H⁺]

pH = -log 10^-2

pH = 2

pH + pOH = 14

pOH = 14 – pH

pOH = 12

Daftar Pustaka:

Brady, James, E,1999, “Kimia Universitas Asas dan Struktur”, Edisi Kelima, Jilid Satu, Binarupa Aksara, Jakarta,
Brady, James, E., 1999, “Kimia Universitas Asas dan Struktur”, Edisi Kelima, Jilid Dua, Binarupa Aksara, Jakarta.
Sunarya, Yayan, 2014, “Kimia Dasar 1, Berdasarkan Prinsip Prinsip Kimia Terkini”, Cetakan Ketiga, Yrama Widya, Bandung.
Sunarya, Yayan, 2013, “Kimia Dasar 2, Berdasarkan Prinsip Prinsip Kimia Terkini”, Cetakan Kedua, Yrama Widya, Bandung.
Syukri, S., 1999, “Kimia Dasar 2”, Jillid 2, Penerbit ITB, Bandung
Chang, Raymond, 2004, “Kimia Dasar, Konsep -konsep Inti”, Edisi Ketiga, Jilid Satu, Penerbit, Erlangga, Jakarta.
Rangkuman Ringkasan: Menurut Arrhenius, dasar dari asam dan basa adalah keberadaan ion H⁺ dan ion OH^–. Suatu zat yang mengandung hidrogen, Ketika ikatan kovalen antara atom hidrogen dan atom lainnya putus, maka akan terbentuk ion H⁺, dan zat tersebut disebut asam, sedangkan basa adalah yang melepaskan ion OH^–.
Menurut Bronsted-Lowry, asam adalah donor proton, sedangkan basa merupakan akseptor proton
Karena reaksi asam basa merupakan reaksi yang reversibel, bagian yang terbentuk ketika suatu asam kehilangan proton cenderung bersifat basa, dan bagian yang menerima proton cenderung bersifat asam.
Sebuah asam dan sebuah basa yang dihubungkan oleh sebuah proton disebut pasangan asam basa konjugasi.
Asam Lewis didefinisikan sebagai spesi yang menerima pasangan elektron. Basa Lewis didefinisikan sebagai spesi yang memberikan pasangan elektron.
Suatu asam atau basa kuat merupakan suatu elektrolit kuat, sedangkan asam dan basa lemah merupakan elektrolit lemah, mengandung sedikit ion H⁺ ion OH^–.
Konsentrasi ion H⁺ menunjukkan derajat keasaman suatu larutan dinyatakannya sebagai pH. pH didefinisikan sebagai negative logaritma dari konsentrasi ion H⁺.
Indikator asam basa merupakan alat ukur keberadaan asam atau basa, bahkan untuk menunjukkan derajat keasaman dengan menunjukkan nilai pH suatu larutan. Indikator yang biasa digunakan adalah kertas lakmus, larutan indikator dan indikator universal.
Menentukan pH Asam Basa: Pengertian Derajat Reaksi Ionisasi Asam Kuat Basa Lemah Contoh Soal Perhitungan, Contoh Reaksi Ionisasi Dan Perhitungan Derajat Ionisasi Asam Kuat Basa Lemah, Rumus Menentukan Derajat Keasaman pH dan pOH Larutan Asam Kuat Basa Lemah, Rumus Menghitung Konsentrasi Ion HIdrogen [H+] dan Hidrokida [OH-]Larutan Asam Basa, Contoh Soal Menentukan Derajat Keasaman pH dan pOH Larutan Asam Kuat Basa Lemah,

Teori Asam Arrhenius: Pengertian Contoh Jenis Reaksi Asam: Monoprotik Poliprotik Diprotik Diprotik Triprotik, Basa: Monohidroksi Polihidroksi Dihidroksi Trihidroksi

Pengertian Asam dan Basa. Senyawa asam dan basa banyak dijumpai dalam kehidupan sehari-hari. Secara umum zat- zat yang berasa masam mengandung asam, misalnya asam sitrat pada jeruk, asam cuka, asam tartrat pada anggur, asam laktat ditimbulkan dari air susu yang rusak.

Sedangkan basa umumnya mempunyai sifat yang licin dan berasa pahit, misalnya sabun, para penderita penyakit maag selalu meminum obat yang mengandung magnesium hidroksida

Konsep tentang asam dan basa sudah dikenal sejak abad 18-an. Untuk pertama kalinya, pada tahun 1884 seorang ilmuwan asal Swiss yang bernama Svante August Arrhenius, menyatakan suatu teori tentang asam basa.

Teori Asam Arrhenius

Arrhenius berpendapat bahwa dalam air, larutan asam dan basa akan mengalami penguraian menjadi ion- ionnya. Menurut teori Arrhenius, rumus kimia asam harus mengandung atom hydrogen (–H) dan rumus kimia basa harus mengandung gugus hidroksil (–OH).

Senyawa Asam Teori Arrhenius

Pengertian Senyawa Asam. Menurut Arrhenius, larutan bersifat asam jika senyawa tersebut melepaskan ion hidronium (H₃O⁺) atau H⁺ saat dilarutkan dalam air.

Contoh Senyawa Asam Menurut Teori Arrhenius

Contoh senyawa yang tergolong asam dan basa menurut teori Arrhenius adalah Asam HCl, HNO₃, dan H₂SO₄. Senyawa senyawa ini jika dilarutkan dalam air akan terurai membentuk ion H⁺ dan ion negatif sisa asam.

Reaksi Senyawa Asam Klorida Di Dalam Air

Menurut teori Arrhenius, hidrogen klorida adalah asam karena dapat mengionisasi ketika larut dalam air dan memberikan ion hidrogen (H⁺) dan klorida (Cl^–) seperti yang ditunjukkan pada reaksi berikut.

HCl (aq) + H₂O (l) → H³O⁺ (aq) + Cl^– (aq)

Ion H⁺ bukan merupakan proton bebas dan hampir tidak bisa berdiri sendiri dalam larutan. Namun ion H⁺ terikat pada molekul air membentuk H₃O⁺(aq) (ion hidronium atau ion oksonium). Hal ini dikarenakan ion H⁺ merupakan ion dengan jari- jari ion yang sangat kecil.

Akan tetapi untuk kepraktisan dalam penulisan, maka ion H₃O⁺ lebih sering disederhakan menjadi H⁺ seperti berikut

HCl (g) → H⁺ (aq) + Cl^– (aq)

Hidrogen Klorida → ion Hydrogen + ion Klor

Asam klorida di dalam air terurai menjadi ioh positif hydrogen H⁺ dan ion negative klorida Cl^– sebagai sisa asam.

Reaksi Senyawa Asam Sulfat Di Dalam Air

Asam sulfat dalam air akan terurai seperti persamaan reakis berikut

H₂SO₄(aq) → 2 H⁺(aq) + SO4^2–(aq)

Asam sulfat terlarut dalam air dan teruarai menjadi 2ion positif H⁺ dan satu ion negative SO4^2– sebagai sisa asamnya.

Reaki Senyawa Asam Nitrat Di Dalam Air

HNO₃(aq) → H⁺(aq) + NO^3– (aq)

Di dalam air Asam nitrat terlarut dan terurai membentuk ion positf hydrogen dan ion negative nitrat sebagai sisa asam

Dari persamaan reaksinya, dapat diketahui, bahwa setiap asam mengandung unsur hidrogen. Ciri khas asam ialah dalam pelarut air zat itu terurai menjadi ion hidrogen yang bermuatan positif H⁺ dan ion lain yang bermuatan negative yang disebut sisa asam.

Berdasarkan teori Arrhenius, yang menyebabkan asam suatu larutan adalah ion H⁺ yang dihasilkan saat proses ionisasi.

Valensi Asam Dan Ion Sisa Asam

Jumlah ion H⁺ yang dapat dihasilkan oleh 1 molekul asam disebut valensi asam, sedangkan ion negatif yang terbentuk dari asam setelah melepaskan ion H⁺ disebut ion sisa asam.

Ion H⁺ inilah yang sebenarnya pembawa sifat asam dan yang menyebabkan warna lakmus biru menjadi merah. Jadi, asam adalah senyawa yang jika dilarutkan dalam air menghasilkan ion H⁺.

Asam yang dalam larutan banyak menghasilkan H⁺ disebut asam kuat, sedangkan asam yang sedikit menghasilkan ion H⁺ disebut asam lemah.

Senyawa Hidrogen Yang Bukan Asam

Dari persamaan reaksi Asam di dalam air diketahui bahwa yang menyebabkan sifat asam adalah ion H⁺. Namun demikian tidak semua senyaa yang mengandung atom H adalah senyawa asam. Tidak semua senyawa hidrogen adalah asam, misalnya, C₂H₅OH dan gula pasir (C₁₂H₂₂O₁₁).

Senyawa senyawa seperti etanol (C₂H₅OH) dan gula pasir (C₁₂H₂₂O₁₁), meskipun mengandung atom hidrogen namun tidak bersifat asam.

Senyawa alcohol dan gula, bukan senyawa asam karena ketika dilarutkan ke dalam tidak dapat melepaskan ion H⁺.

Senyawa Asam Tidak Melepas Semua Hidrogennya

Tidak semua hydrogen yang terdapat dalam rumus kimia suatu asam dapat dilepaskan sebagai ion H⁺ketika dilarutkan.

Contoh Asam Tidak Melepas Semua Atom Hidrogen Dalam Larutannya

Misalnya dalam rumus kimia asam asetat CH₃COOH terdapat empat atom hidrogen tetapi satu atom H saja yang dapat dilepaskan sebagai ion H⁺.

Asam asetat (CH₃COOH) yang dilarutkan dalam air melepaskan ion hidrogen seperti persamaan reaksi berikut.

CH₃COOH (aq) → H⁺(aq) + CH₃COO^–(aq)

Senyawa Oksida Asam – Senyawa Asam Tanpa Atom Hidrogen

Ada beberapa senyawa yang tidak memiliki atom hidrogen namun bersifat asam yaitu beberapa oksida bukan logam. Senyawa senyawa ini dapat bereaksi dengan air menghasilkan ion H⁺. oksida semacam ini disebut oksida asam.

Contoh Senyawa Oksida Asam – Senyawa Asam Tanpa Atom Hidrogen

CO₂ + H₂O → H₂CO₃

SO₂ + H₂O → H₂SO₃

SO₃ + H₂O → H₂SO₄

N₂O₃ + H₂O → 2HNO₂

N₂O₅ + H₂O → 2HNO₃

P₂O₃ + H₂O → 2H₃PO₃

P₂O₅ + H₂O → 2H₃PO₄

Jenis Jenis Senyawa Asam

Satu molekul asam yang dalam pelarut air dapat memberikan satu ion H⁺ disebut asam monoprotik dan yang dapat memberikan dua ion H⁺ dalam larutannya disebut asam diprotik, sedangkan yang dapat memberikan tiga ion H⁺ dalam larutannya disebut asam triprotik.

Berikut ini diberikan beberapa contoh asam monoprotik, diprotik, dan tripotik serta reaksi ionisasinya.

Asam Monoprotik.

Asam monoprotic adalah senyawa asam yang dapat melepaskan satu ion H⁺.

Contoh Asam Monoprotik

Contoh Asam monoprotic adalah Asam Fluorida HF, asam bromide HBr, asam sianida HCN, asam perklorat HClO₄, asam nitrit HNO_2,HCl, HNO3, dan CH3COOH.

Asam Poliprotik

Asam poliprotik adalah senyawa asam yang dapat melepaskan lebih dari satu ion H⁺. Asam ini dapat dibagi menjadi dua, yaitu asam diprotik dan triprotik.

1). Asam Diprotik

Asam diprotik adalah senyawa asam yang dapat melepaskan dua ion H^+.

Contoh Asam Diprotik

Contoh asam diprotic adalah asam sulfida H₂S, asam sulfit H₂SO₃, Asam karbonat H₂CO₃, asam oksalat H₂C₂O₄, dan asam sulfat H₂SO₄.

2). Asam Triprotik

Asam triprotik adalah senyawa asam yang dapat melepaskan tiga ion H⁺.

Contoh Asam Triprotik

Contoh asam tripotik adalah asam fosfit H₃PO₃, asam fosfat H₃PO₄, asam arsenit H₃AsO₃ dan asam arsenat H₃PO₄.

Pengertian Asam Biner, Asam Oksi, Asam Organik

Berdasarkan kemampuan senyawa asam untuk bereaksi dengan air membentuk ion H+, senyawa asam dibedakan menjadi

1). Asam Biner,

Asam biner adalah asam yang mengandung unsur H dan unsur non logam lainnya membentk hidrida non logam.

Contoh Asam Biner

Contoh senyawa asam biner diantaranya adalah HCl, HBr, dan HF.

2). Asam Oksi

Asam oksi adalah asam yang mengandung unsur H, O, dan unsur lainnya.

Contoh Asam Oksi

Contoh senyawa diantaranya adalah HNO₃, H₂SO₄, HClO₃.

3). Asam Organik

Asam organic adalah asam yang tergolong senyawa organik.

Contoh Asam Organik

Contoh senyawa asam organic diantaranya adalah CH₃COOH dan HCOOH.

Teori Senyawa Basa Arrhenius

Arrhenius juga berpendapat bahwa basa adalah senyawa yang mengionisasi dalam air untuk memberikan ion OH^– dan ion positif.

Reaksi Senyawa Basa Dalam Air

Senyawa basa dalam air akan larut membetuk ion positif dan ion negative hidroksil OH^–

Reaksi Basa Natrium Hidroksida Dalam Air

Natrium hidroksida dalam air terurai mengikuti persamaan reaksi berikut

NaOH(aq) –> Na⁺(aq) + OH^–(aq)

Natrium terurai membentuk ion positif Na⁺ dan menghasil satu ion negative hidroksil OH^–

Reaksi Gas Amonia Dalam Air.

Gas amonia akan bereaksi dengan air dan setelah itu menghasilkan ion OH^–.

NH₃(g) + H₂O(l) = NH₄⁺(aq) + OH^–(aq)

Berdasarkan pada persamaan reaksi ionisasi basanya dapat diketahui bahwa senyawa basa dalam air akan terionisasi menghasilkan ion OH^–. Dengan demikian, sifat basa suatu senyawa atau larutan disebabkan oleh adanya ion OH^–.

Ion OH^– merupakan ion yang berkontribusi dan pembawa sifat basa yang menyebabkan warna kertas lakmus merah berubah menjadi biru.

Valensi Basa

Jumlah ion OH^– yang dapat dilepaskan oleh satu molekul basa disebut valensi basa.

Basa yang dalam larutan banyak menghasilkan ion OH^– disebut basa kuat, sedangkan yang sedikit menghasilkan ion OH^– disebut basa lemah.

Senyawa Basa Tidak Mengandung Gugus Hidroksil OH

Ada beberapa senyawa yang tidak memiliki gugus hidroksil namun bersifat basa. Senyawa senyawa ini dapat bereaksi dengan air menghasilkan gugus OH^–.

Contoh Basa Tidak Mengandung Gugus Hidroksil OH

Amonium NH₃ tidak mempunyai gugus OH namun NH₃ dengan air dapat menghasilkan ion ammonium dan ion OH^–.

Reaksi Basa Tidak Mengandung Gugus Hidroksil OH

NH₃ (aq) → NH₄⁺(aq) + OH^– (aq)

Senyawa Mengandung Gugus OH Bukan Basa

Tidak semua senyawa yang dalam rumus kimianya terdapat gugus hidroksida termasuk golongan basa.

Contoh Senyawa Mengandung Gugus OH Bukan Basa

Beberapa contoh senyawa yang mengandung gugus OH namun bukan termasuk dalam kelompok basa diantarnya adalah etil alkohol C₂H₅OH, metil alkohol CH₃OH

Gugus hidroksil OH pada etil alkohol dan metil alcohol tersebut dalam larutan tidak dapat dilepaskan sebagai ion OH^–. Dengan demikian senyawa etil alcohol dan metil alcohol tidak termasuk basa.

Jenis Jenis Senyawa Basa

Senyawa basa dapat dikelompokan berdasarkan jumlah gugus OH^– yang dapat dilepas, yaitu basa monohidroksi dan polihidroksi.

Senyawa Basa Monohidroksi

Basa monohidroksi adalah senyawa basa yang dapat melepaskan satu ion OH^–.

Contoh Basa Monohidroksi

Beberapa contoh Senyawa Basa Monohidroksi adalah NaOH, KOH, dan NH₄OH.

Basa Polihidroksi

Basa polihidroksi adalah senyawa basa yang dapat melepaskan lebih dari satu ion OH^–. Basa ini dapat dibagi menjadi basa dihidroksi dan trihidroksi.

Basa Dihidroksi

Basa dihidroksi adalah senyawa basa yang dapat melepaskan dua ion OH^–.

Contoh Senyawa Basa Dihidroksi

Beberapa contoh senyawa Basa Dihidroksi diantaranya adalah Mg(OH)₂ dan Ba(OH)₂.

Basa Trihidroksi

Basa trihidroksi adalah senyawa basa yang melepaskan tiga ion OH^–.

Contoh Senyawa Basa Trihidroksi

Beberapa contoh senyawa Basa Trihidroksi diantaranya adalah Fe(OH)₃ dan Al(OH)₃.

Sifat Asam Dan Basa

Sifat asam atau basa suatu zat dapat diketahui dengan mencicipinya. Suatu zat dikatakan sebagai asam jika memberikan rasa asam, sedangkan suatu zat dikatakan sebagai basa jika rasanya getir dan terasa licin. Sebagian senyawa asam basa bersifat racun dan berbahaya.

Sifat suatu larutan dapat diketahui dengan menggunakan indikator asam basa. Indikator asam basa adalah suatu zat yang memberikan warna berbeda pada larutan asam dan larutan basa.

Dengan adanya perbedaan warna tersebut, indicator asam basa dapat digunakan untuk mengetahui apa suatu zat termasuk asam atau basa.

Indikator adalah suatu zat kimia yang warnanya tergantung pada keasaman atau kebasaan larutan. Indikator yang umum digunakan adalah kertas lakmus

Apabila kertas lakmus dicelupkan ke dalam larutan basa, kertas lakmus merah akan berubah menjadi biru. Sedangkan lakmus biru, jika dicelupkan ke larutan asam, lakmus biru akan berrubah menjadi merah.

Warna lakmus akan semakin merah tua Ketika dicelupkan pada larutan ber pH semakin kecil. Sedangkan warna lamus semakin biru tua bila dicelupkan ke dalam larutan ber pH semakin besar.

Kekurangan Teori Asam Arrhenius

Teori Asam Arrhenius memiliki beberapa kekurangan yang di antaranya adalah

Teori asam Arrhenius hanya dapat diterapkan dalam reaksi yang terjadi dalam air
Teori asam Arrhenius tidak dapat menjelaskan mengapa beberapa senyawa, yang mengandung hidrogen dengan bilangan oksidasi +1(seperti HCl) larut dalam air untuk membentuk larutan asam, sedangkan yang lain seperti CH₄
Tidak dapat menjelaskan mengapa senyawa yang tidak memiliki OH^–, seperti Na₂CO₃ memiliki karakteristik seperti basa.

Daftar Pustaka:

Brady, James, E,1999, “Kimia Universitas Asas dan Struktur”, Edisi Kelima, Jilid Satu, Binarupa Aksara, Jakarta,
Brady, James, E., 1999, “Kimia Universitas Asas dan Struktur”, Edisi Kelima, Jilid Dua, Binarupa Aksara, Jakarta.
Sunarya, Yayan, 2014, “Kimia Dasar 1, Berdasarkan Prinsip Prinsip Kimia Terkini”, Cetakan Ketiga, Yrama Widya, Bandung.
Sunarya, Yayan, 2013, “Kimia Dasar 2, Berdasarkan Prinsip Prinsip Kimia Terkini”, Cetakan Kedua, Yrama Widya, Bandung.
Syukri, S., 1999, “Kimia Dasar 2”, Jillid 2, Penerbit ITB, Bandung
Chang, Raymond, 2004, “Kimia Dasar, Konsep -konsep Inti”, Edisi Ketiga, Jilid Satu, Penerbit, Erlangga, Jakarta.
Teori Asam Arrhenius: Pengertian Contoh Jenis Reaksi Asam Monoprotik Asam Poliprotik Asam Diprotik Asam Diprotik Asam Triprotik, Pengertian Contoh Jenis Asam Biner Asam Oksi Asam Organik, Jenis Jenis Senyawa Basa Teori Asam Arrhenius, Pengertian Contoh Jenis Basa Monohidroksi Basa Polihidroksi Basa Dihidroksi Basa Trihidroksi, Kekurangan Teori Asam Arrhenius,

Teori Sifat Larutan Asam Basa

Teori Arrhenius

Asam adalah senyawa yang jika dilarutkan dalam air akan menghasilkan ion H⁺ sebagai satu satunya ion positf (+). Sedangnkan basa adalah senyawa yang jika dilarutkan dalam air akan menghasilkan ion OH^– sebagai satu satunya ion negative (-). Contohnya adalah:

Basa : H₂SO₄ → 2H⁺ + SO₄^2-

Asam : KOH → K⁺ + OH^–

Teori Bronsted – Lowry

Asam adalah senyawa yang memberikan atau mendonor proton (H⁺). Sedangkan basa adalah senyawa yang menerima atau akseptor proton (H⁺). Contoh larutan asam basa dari teori Bronsted – Lowry adalah

NH₃ + H₂O → NH₄⁺ + OH^–

Basa I + Asam II →Asam I + Basa II

Pasangan asam I dengan basa I dan asam II dengan basa II disebut sebagai pasangan asam basa konjugasi.

Teori Lewis

Teori asam basa yang dikemukakan oleh Lewis didasarkan pada transfer pasangan electron. Asam adalah senyawa yang menerima atau akseptor pasangan electron bebas. Sedangkan basa adalah senyawa yang memberikan atau donor pasangan elekron bebas.

Derajat Keasaman Larutan. pH

Derajat keasaman merupakan konsentrasi ion H⁺ dalam larutan. Konsentrasi pH diajukan oleh Sorensen dan dinotasikan dengan pasangan huruf kecil ‘p’ dan huruf besar ‘H’ ditulis pH. Huruf p berasal dari kata potenz yang berarti pangkat dan H menyatakan atam hydrogen.

Untuk menentukan nilai pH dapat menggunakan persamaan berikut:

pH = – log [H⁺]

sedangkan untuk menghitung pOH dapat menggunakan persamaan berikut:

pOH = – log [OH^–] atau

pOH = 14 – pH

Pembahasan Contoh Soal Perhitungan

Hitung nilai pH dari 100 ml Ca(OH)₂ 0,02M ?

Untuk dapat menjawab soal ini, maka tulis lebih dahulu persamaan reaksi kimianya agar dapat diketahui valensi yang terlibat.

Persamaan reaksi dari Ca(OH)₂ adalah:

Ca(OH)₂→ Ca⁺² + 2OH^-1

Untuk menghitung pH larutan basa bisa menggunakan rumus – rumus berikut

[OH^–] = b . Mb

b = valensi basa = 2

Mb = konsentrasi asam = 0,02M

[OH^–] = 2 . 0,02 M

[OH^–] = 4. 10^-2M

pOH = – log [OH^–]

pOH = – log [4. 10^-2]

pOH = 2 – log 4

pH = 14 – pOH

pH = 14 – (2 – log4)

pH = 12 + log 4

Daftar Pustaka:

Chang, Raymond, 2004, “Kimia Dasar, Konsep -konsep Inti”, Edisi Ketiga, Jilid Satu, Penerbit, Erlangga, Jakarta.
Brady, James, E,1999, “Kimia Universitas Asas dan Struktur”, Edisi Kelima, Jilid Satu, Binarupa Aksara, Jakarta,
Ardra.biz, 2019, “Konfigurasi oktet teori asam Lewis dengan Keunggulan Teori Asam Basa Lewis dan sifat basa zat organic DNA dan RNA.
Sunarya, Yayan, 2014, “Kimia Dasar 1, Berdasarkan Prinsip Prinsip Kimia Terkini”, Cetakan Ketiga, Yrama Widya, Bandung.
Sunarya, Yayan, 2013, “Kimia Dasar 2, Berdasarkan Prinsip Prinsip Kimia Terkini”, Cetakan Kedua, Yrama Widya, Bandung.
Syukri, S., 1999, “Kimia Dasar 2”, Jillid 2, Penerbit ITB, Bandung
Brady, James, E., 1999, “Kimia Universitas Asas dan Struktur”, Edisi Kelima, Jilid Dua, Binarupa Aksara, Jakarta.
Ardra.Biz, 2019, “Teori Asam Basa Arrhenius dengan Pengertian Senyawa asam dan basa sebagai contoh senyawa asam dan Contoh senyawa basa. Konsep teori asam basa Arrhenius dengan Pengertian Asam Kuat dan Pengertian asam lemah sebagai contoh asam kuat.
Ardra.Biz, 2019, “Contoh asam lemah dengan Jumlah ion H⁺sebagai pengertian valensi asam. Pengaruh jumlah ion H terhadap keasaman larutan senyawa dan Jenis Jenis Senyawa Asam.
Ardra.Biz, 2019, “Asam Monoprotik sebagai Contoh Asam monoprotic dan Asam Diprotik dengan Contoh asam diprotic. Asam Triprotik dengan Contoh asam tripotik dengan Senyawa Basa beserta Contoh Senyawa Basa. Pengaruh jumlah Ion OH terhadap keasaman senyawa dan senyawa basa lemah.
Ardra.Biz, 2019, “Contoh basa lemah dengan Jenis Jenis Senyawa Basa dan Senyawa Basa Monohidroksi sebagai Contoh Senyawa Basa Monohidroksi. Basa Polihidroksi dengan contoh Basa polihidroksi. Basa Dihidroksi dengan Contoh Senyawa Basa Dihidroksi dan Basa Trihidroksi sebagai Contoh Senyawa Basa Trihidroksi.
Ardra.Biz, 2019, “Teori Asam Basa Lewis dengan Pengertian Asam Basa Lewis dan Teori asam basa beradasarkan serah terima pasangan elektron bebas. Senyawa Asam Lewis menerima pasangan electron dan Senyawa Basa Lewis memberikan pasangan electron.
Ardra.Biz, 2019, “Senyawa Asam sebagai akseptor pasangan electron sedangkan senyawa basa donor pasangan electron. Contoh Asam Basa Teori Lewis sebagai Contoh gambar teori asam basa Lewis.