08. Asam Basa.pptxdadaddaddddddddddddddddddd

aaaaaaaaaaaaa

1. Mutiara Nurmawati Dewi, S.T., M.T. PERTEMUAN 8 Asam- Basa Buffer & Garam

2. Asam Basa Indikator Garam Buffer 01 02 03 04

3. Mind Map

4. Larutan Larutan dapat dibagi menjadi beberapa golongan. Berdasarkan daya hantar listriknya, larutan dibagi menjadi dua kelompok yaitu larutan elektrolit dan larutan nonelektrolit. Larutan elektrolit merupakan larutan yang dapat menghantarkan arus listrik Larutan nonelektrolit tidak dapat menghantarkan arus listrik. Larutan elektrolit dapat menghantarkan arus listrik disebabkan oleh adanya ion-ion yang bergerak bebas di dalam larutan. Ion-ion tersebut dapat dihasilkan dari proses disosiasi ataupun ionisasi zat terlarut oleh air sebagai pelarut. Apabila zat terlarut mengalami penguraian sempurna, maka larutan tersebut disebut sebagai larutan elektrolit kuat. Apabila zat terlarut pada larutan tersebut hanya sebagian yang terurai menjadi ion-ionnya, maka larutan tersebut disebut larutan elektrolit lemah. Air merupakan pelarut yang sangat efektif untuk melarutkan senyawa ionik. Meskipun merupakan molekul elektrik netral, air memiliki domain/kutub positif (atom H) dan domain/kutub negatif (atom O). Ketika senyawa ionik seperti natrium klorida (NaCl)dilarutkan dalam air, gaya elektrostatik antara kation dan anion akan terganggu. Ion Na+dan Cl– dipisahkan satu sama lain dengan proses hidrasi yaitu proses tersebarnya molekul air di sekitar ion secara spesifik. Setiap ion Na+(kation) dikelilingi oleh sejumlah molekul air yang mengarahkan kutub negatifnya (atom O dari H2O) ke arah kation Na+ Demikian pula setiap ion Cl– (anion) dikelilingi oleh molekul air dengan kutub positifnya (atom H dari H2O) berorientasi ke arah Cl– Hidrasi membantu menstabilkan ion dalam larutan dan mencegah kation bergabung kembali dengan anion. Larutan Asam, Basa, Garam merupakan larutan elektrolit

5. A. Konsep Asam Basa 1. Menurut Arrhenius Asam adalah zat yang menghasilkan ion H+ apabila dilarutkan dalam air. Contoh : HCl HCl(g)  H + ( aq ) + Cl – ( aq ) Basa adalah zat yang menghasilkan ion OH- apabila dilarutkan dalam air. Contoh : NaOH NaOH( aq )  Na + ( aq ) + OH - ( aq ) 2. Menurut Bronsted-Lowry Asam adalah donor proton atau senyawa yang memberikan proton (H+). Basa adalah akseptor proton atau senyawa yang menerima proton (H+). 3. Menurut Lewis Asam adalah senyawa yang dapat menerima pasangan elektron dari senyawa lain. Basa adalah senyawa yang dapat memberikan pasangan elektron . Contoh : H + + NH 3 ⇌ NH4 + Asam basa Ag + ( aq ) + 2NH 3 ( aq )  Ag(NH 3 ) + ( aq ) Asam Basa Cd 2+ ( aq ) + 4I - ( aq )  CdI 4- ( aq ) Asam Basa

6. 1. Menurut Arrhenius : Konsep asam basa Arrhenius meninjau konsep larutan dalam pelarut air. Air sendiri dapat mengalami swaionisasi sesuai persamaan reaksi berikut: Dari persamaan tersebut, air akan selalu memiliki jumlah H+ dan OH- sama. Apabila suatu zat terlarut menambah jumlah H3O+ atau H+ dalam air, maka larutan tersebut disebut larutan asam sedangkan apabila menambah konsentrasi OH–, maka larutan tersebut disebut larutan basa. Dari persamaan reaksi di atas, kita dapat menyimpulkan bahwa HCl merupakan asam karena menghasilkan ion H 3 O + dalam air dan NaOH termasuk basa karena menghasilkan OH – . D alam konsep Arrhenius ada juga zat yang bersifat amfoter, yaitu zat yang dapat bereaksi dengan asam dan basa. Contoh zat yang bersifat amfoter adalah Be(OH) 2 dan Al(OH) 3 . Perhatikan reaksi berikut ini. Reaksi pertama menunjukkan bahwa Al(OH)3 bertindak sebagai basa, sedangkan reaksi kedua menunjukkan bahwa Al(OH)3 yang bertindak sebagai asam. Kedua sifat ini dapat muncul tergantung pada kondisi yang berbeda. 1. Dalam suasana asam Jika larutan asam, banyak terdapat ion H⁺.Ion H⁺ akan menetralkan OH⁻, sehingga kesetimbangan bergeser ke kanan untuk menggantikan OH⁻ yang hilang. Akibatnya, Al(OH)₃ larut, menghasilkan ion Al³⁺. Kesimpulan: Dalam suasana asam, Al(OH)₃ bertindak sebagai basa (karena bereaksi dengan asam membentuk garam dan air).

7. 2. Dalam suasana basa Jika larutan basa, banyak terdapat OH⁻.Ion OH⁻ akan bereaksi dengan Al(OH)₃ membentuk ion kompleks [ Al(OH)₄]⁻, yang larut dalam air. Jadi, Al(OH)₃ di sini bertindak sebagai asam, karena menerima pasangan elektron dari OH⁻ (basa). Kesimpulan: Dalam suasana basa, Al(OH)₃ bertindak sebagai asam (karena bereaksi dengan basa membentuk ion kompleks).

8. 2. Menurut Brønsted-Lowry Definisi Arrhenius terbatas untuk larutan dengan pelarut air. Menurut konsep ini, asam adalah donor proton (H+), sedangkan basa adalah akseptor proton (H+). Konsep Brønsted-Lowry tidak memerlukan larutan asam dan basa dalam air. Meskipun demikian, konsep asam basa Arrhenius tidak bertentangan dengan konsep asam basa Brønsted-Lowry. Perhatikan contoh reaksi berikut ini. NH 3 (aq) + H 2 O(l) ⇌ NH 4 + (aq) + OH – (aq) Ditinjau dari konsep Brønsted-Lowry, NH 3 bertindak sebagai basa karena NH 3 menerima proton dari H 2 O sehingga membentuk ion NH 4 + Sedangkan H 2 O sebagai pendonor proton akan bertindak sebagai asam seperti terlihat di bawah ini. Spesi-spesi (molekul atau ion) yang memiliki selisih satu proton disebut sebagai pasangan asam basa terkonjugasi. Dari reaksi di atas, NH 3 dan NH 4 + adalah pasangan asam basa terkonjugasi karena molekul NH 3 memiliki selisih satu proton daripada NH 4 + . M olekul H 2 O memiliki selisih satu proton dengan OH– sehingga keduanya juga disebut pasangan asam basa terkonjugasi. Perhatikan bahwa spesi yang bersifat asam dari pasangan tersebut selalu memiliki satu H + lebih banyak daripada basanya. Beberapa spesi dapat bersifat asam atau basa tergantung pada zat lain yang dicampur dengannya. Misalnya, pada reaksi di bawah ini air (H 2 O) berperilaku sebagai basa karena menerima proton dari molekul HCOOH. Suatu spesi yang dapat bertindak sebagai donor dan akseptor proton disebut spesi amfiprotik.

9. Menurut Bronsted-Lowry 1. HI + H₂O ⇌ I⁻ + H₃O⁺ HI berperan sebagai asam karena memberi H⁺ ke air. H₂O berperan sebagai basa karena menerima H⁺ membentuk H₃O⁺. Setelah reaksi: I⁻ disebut basa konjugasi (pasangan dari asam HI). H₃O⁺ disebut asam konjugasi (pasangan dari basa H₂O). 2. NH₃ + H₂O ⇌ NH₄⁺ + OH⁻ NH₃ menerima H⁺ dari air → basa. H₂O memberi H⁺ → asam. Hasil: NH₄⁺ = asam konjugasi (dari NH₃). OH⁻ = basa konjugasi (dari H₂O). 3. HSO₄⁻ + H₂PO₄⁻ ⇌ SO₄²⁻ + H₃PO₄ HSO₄⁻ memberi H⁺ → asam. H₂PO₄⁻ menerima H⁺ → basa. Hasil: SO₄²⁻ = basa konjugasi dari HSO₄⁻. H₃PO₄ = asam konjugasi dari H₂PO₄⁻. 4. HCO₃⁻ + NH₄⁺ ⇌ H₂CO₃ + NH₃ HCO₃⁻ bertindak sebagai basa (menerima H⁺). NH₄⁺ bertindak sebagai asam (memberi H⁺). Hasil: H₂CO₃ = asam konjugasi dari HCO₃⁻. NH₃ = basa konjugasi dari NH₄⁺.

10. 3. Asam Basa Lewis Kedua konsep asam-basa sebelumnya, menekankan adanya ion yang terlibat baik H + maupun OH – serta donor-akseptor proton. Akan tetapi, ada banyak reaksi yang tidak melibatkan kedua hal tersebut. Untuk mejelaskan fenomena tersebut, G.N. Lewis mengajukan teori mengenai asam basa. Dalam teorinya, Lewis mengatakan bahwa asam adalah spesi yang menerima pasangan elektron bebas untuk membentuk ikatan kovalen koordinasi sedangkan basa adalah spesi yang memberikan pasangan elektron bebas agar ikatan kovalen koordinasi terbentuk. Pada contoh reaksi di atas, NH 3 bertindak sebagai basa Lewis karena menjadi sumber pasangan elektron ikatan kovalen koordinasi, sedangkan BF 3 bertindak sebagai asam Lewis karena menerima pasangan elektron. Dari konsep asam basa Lewis ini, suatu senyawa oksida dapat ditentukan pula sifat asam atau basanya. Umumnya, oksida logam bertindak sebagai basa sedangkan oksida nonlogam bertindak sebagai asam. Misalnya, reaksi antara SO 3 dengan CaO. Senyawa SO 3 merupakan oksida asam karena bertindak sebagai penerima pasangan elektron, sedangkan CaO bersifat basa karena bertindak sebagai pemberi pasangan elektron

11. LATIHAN 1. Tentukan apakah zat berikut merupakan asam atau basa berdasarkan konsep Arrhenius! a. HF b. Ca(OH) 2 c. H 2 CO 3 d. Fe(OH) 3 2. Tentukanlah asam, basa, asam konjugasi, dan basa konjugasi dari reaksi-reaksi berikut! a. HI + H 3 PO 4 ⇌ H 4 PO 4 + + I – b. HSO 4 – + HNO 3 ⇌ H 2 SO 4 + NO 3 – 3. Pada pembentukan HCO 3 – dari OH – dan CO 2 , tentukan asam Lewis dan basa Lewisnya. Gambarkan melalui struktur Lewis!

12. JAWABAN

13. JAWABAN O dari OH⁻ menyumbangkan pasangan elektron ke atom C pada CO₂, membentuk ion bikarbonat (HCO₃⁻). Asam Lewis: CO₂ (penerima e⁻) Basa Lewis: OH⁻ (pemberi e⁻) Hasil: HCO₃⁻

14. B. Kekuatan dan PH Asam Basa Dalam mempelajari asam basa, kita perlu mengetahui kekuatan dan pH asam basa. Kedua konsep tersebut akan membantu kita untuk memilih asam atau basa mana yang sesuai untuk keperluan tertentu 1. Kekuatan asam dan basa Kekuatan asam dipengaruhi oleh sejumlah faktor, seperti sifat asam pelarut, temperatur, dan struktur molekulnya. Ketika membandingkan kekuatan dua senyawa asam, kita dapat menggunakan pelarut, temperatur dan konsentrasi yang sama sehingga kita hanya fokus pada pengaruh struktur asam. Dilihat dari strukturnya, kekuatan asam dapat dilihat dari kemudahannya untuk terionisasi. Kita ambil contoh umum untuk asam sebagai HA dan reaksi ionisasinya dapat kita lihat di bawah ini. HA → H + + A – Terdapat dua faktor yang mempengaruhi kemudahan ionisasi pada asam. Salah satunya adalah kekuatan ikatan H–A. Semakin kuat ikatannya, semakin sulit molekul HA untuk terurai dan kekuatan asamnya menjadi lebih lemah. Faktor lainnya adalah polaritas dari ikatan H–A. Perbedaan elektronegativitas antara H dan A akan menghasilkan ikatan polar. Jika ikatan sangat polar, HA akan semakin mudah terurai menjadi ion H+dan A–. Jadi, tingkat kepolaran yang tinggi menandakan asam yang lebih kuat.

15. * Untuk asam halida, faktor kekuatan ikatan adalah faktor yang paling berpengaruh terhadap kekuatan asamnya. Apabila diurutkan kekuatan ikatan H–F > H–Cl > H–Br > H–I, sehingga urutan kekuatan asam untuk asam halida menjadi H–F < H–Cl < H–Br < H–I. Dari hasil eksperimen diketahui bahwa asam fluorida (HF) merupakan asam lemah, sedangkan asam halida lain merupakan asam kuat. *Selain asam halida, terdapat jenis asam lain yaitu asam okso yang mengandung oksigen dalam senyawanya. Untuk asam okso, kekuatan asam lebih ditentukan oleh keelektronegatifan dan banyaknya atom oksigen yang terikat dengan atom pusat. Atom pusat N, S, dan P dapat dilambangkan sebagai X. Semakin banyak oksigen yang terikat pada atom pusat X seperti pada asam sulfat (H 2 SO 4 ) dan asam sulfit (H 2 SO 3 ), maka semakin kovalen ikatan X–O dan semakin polar ikatan O–H. Hal ini menyebabkan H+ lebih mudah lepas dan membuat zat tersebut semakin asam. Apabila jumlah O yang diikat oleh atom pusat X adalah sama , maka penentu kekuatan asam kembali kepada elektronegativitas atom pusat. Oleh karena itu, asam posfat (H 3 PO 4 ) memiliki keasaman yang lebih lemah dibandingkan dengan asam sulfat (H 2 SO 4 ).

16. LATIHAN Bandingkan keasaman dari senyawa-senyawa berikut ini! a. HClO 3 dan HBrO 3 b. HClO 3 dan HClO 4

17. 2. pH Asam dan Basa Untuk memahami konsep pH secara utuh, kita perlu mempelajari terlebih dahulu mengenai swaionisasi air. Lihat kembali persamaan reaksi swaionisasi air yang telah dituliskan pada konsep Arrhenius. Dari hasil pengukuran pH, Air murni merupakan senyawa yang bersifat netral. Hal ini disebabkan karena konsentrasi H 3 O + dan OH – sama. Pada kondisi asam, konsentrasi H 3 O + lebih besar daripada konsentrasi OH – , sedangkan pada kondisi basa konsentrasi H 3 O + lebih kecil daripada konsentrasi OH – . . Pada air murni dengan temperatur 25 o C, konsentrasi H 3 O+ dan OH– adalah 1 × 10 –7 M. Dengan menggunakan konsep tetapan kesetimbangan, dapat dituliskan persamaan berikut. Kc = [H 3 O + ][ OH – ] Pada reaksi swaionisasi air koefisien H3O + = OH – , maka [H 3 O + ] = [OH – ], sehingga Kc = [H3O + ] 2 = [OH – ] 2 Kc = [1 × 10 –7 ] 2 = [1 × 10 –7 ] 2 Kc = 1 × 10 –14 Dari persamaan di atas, diketahui bahwa pada temperatur 25 o C nilai tetapan kesetimbangan swaionisasi air adalah 1 × 10 –14 M. Tetapan kesetimbangan (Kc)untuk proses ini kemudian disebut dengan Kw. Untuk mencari nilai [H 3 O + ] atau [OH – ] pada kondisi tidak netral, dapat digunakan : Untuk perhitungan praktis, [H 3 O + ] dapat pula diganti dengan [H + ].

18. CONTOH SOAL Diketahui konsentrasi ion OH – pada salah satu cairan pembersih adalah 0,0025 M. Hitunglah konsentrasi ion H 3 O+ dalam larutan tersebut! Untuk memudahkan proses perhitungan, maka konsentrasi ion OH – yang berupa desimal dapat dinyatakan dalam bentuk 2,5 × 10 –3 M. Konsentrasi H+ dan OH– di dalam larutan sangat kecil sehingga kurang praktis digunakan untuk menentukan kondisi keasaman dari suatu larutan. Seorang ilmuwan bernama Soren P. L. Sorensen (1909) mengajukan suatu cara penentuan keasaman yang kemudian disebut pH yang merupakan negatif logaritma dari konsentrasi ion hidrogen dalam larutan (mol/l). pH = –log [H 3 O + ] atau pH = –log [H + ] Dengan menggunakan persamaan tersebut, pada temperatur 25 o C kita dapat simpulkan bahwa Larutan netral, [H+ ] = 1 × 10 –7 , pH = 7; Larutan asam, [H+ ] > 1 × 10 –7 , pH < 7; Larutan basa, [H+ ] < 1 × 10 –7 , pH > 7.

19. Dapat simpulkan bahwa pH meningkat seiring menurunnya [H + ]. Sebaliknya, apabila [H + ] meningkat, maka pH akan semakin menurun. Apabila informasi yang dimiliki adalah pH dan ingin mengetahui nilai [H + ], maka dapat menggunakan antilog

20. 3. pH Asam Kuat dan Basa Kuat Di dalam larutan, asam dan basa kuat akan terurai sempurna. Oleh karena itu, menentukan pH asam dan basa kuat relatif sederhana. HCl (aq) → H + (aq) + Cl – (aq) Apabila konsentrasi HCl adalah 0,1 M, dengan menggunakan perbandingan koefisien, maka [H+] dari larutan HCl tersebut adalah 0,1 M atau dapat ditulis [H+] = 1 × 10 –1 M. pH = –log [H + ] = –log 1 × 10 –1 = 1

21. 1. Asam Lemah Terionisasi tidak sempuran didalam air Hanya sebagian molekul yang melepaskan H + pH antara 3-6 Konduktor listrik lemah Contoh : CH 3 COOH, H 2 CO 3 , H 3 PO 4 , HCN, HF Kunci pengenal : Biasanya asam organik (mengandung gugus -COOH) Banyak asam poliprotik (lebih dari satu H) bersifat lemah pada ionisasi selanjutnya 2. Asam Kuat Terionisasi sempurna didalam air (melepaskan semua H + ) pH sangat rendah (<3 untuk larutan encer) Konduktor listrik kuat (banyak ion bebas) Contoh : HCl, HBr, HI, HNO 3 , H 2 SO 4 , HClO 4 Kunci Pengenal : Biasanya asam halida (HX) dengan X = Cl, Br, I Oksigen tinggi dibanding H (contoh HClO 4 )

22. 3. Basa Lemah Terionisasi sebagian di dalam air menghasilkan sedikit OH - pH antara 8-11 Konduktor listrik lemah Contoh : NH3, Al(OH)3, Fe(OH)2, Cu(OH)2 Kunci Pengenal : Umumnya basa tidak larut sempurna atau berasal dari senyawa amina (NH3, R-NH2) 4. Basa Kuat Terionisasi sempurna menghasilkan OH- banyak pH tinggi (>11 untuk larutan encer) Konduktor listrik kuat Contoh Basa Kuat : NaOH, KOH, Ba(OH) 2 , Ca(OH) 2 , Sr(OH) 2 Kunci Pengenal : Umumnya logam golongan 1A atau 2A yang berikatan dengan OH- Mudah larut dan menghasilkan OH- banyak

23. Cara Cepat mengenali dari rumus : Jenis Ciri Khas Rumus Contoh Asam Kuat H didepan + Anion sederhana HCl, HNO 3 Asam Lemah H didepan + gugus organik (COOH) atau ion poliatomik CH 3 COOH, H 2 CO 3 Basa Kuat Logam golongan 1A/2A + OH NaOH, Ba(OH) 2 Basa Lemah Mengandung N atau OH yang tidak sepenuhnya ionisasi NH 3 , Al(OH) 3

24. Indikator Indikator Alami Indikator Buatan Indikator alami adalah indikator yang berasal dari bahan alami . Contoh : Kunyit , bunga Sepatu, bougenville , bunga kamboja , kol ungu , dan lain sebagainya 1. Kertas Lakmus Lakmus adalah suatu kertas dari bahan kimia yang akan berubah warna jika dicelupkan ke dalam larutan . Tabel 1. Hasil pengujian menggunakan kertas lakmus Larutan Kertas Lakmus Lakmus Merah Lakmus Biru Asam Tetap Merah Berubah menjadi Merah Netral Tetap Merah Tetap Biru Basa Berubah menjadi Biru Tetap Biru

25. Indikator Indikator Buatan 2) Indikator Universal Indikator universal dapat membedakan larutan asam atau larutan basa dengan mengetahui harga pH dari larutan tersebut . Cara kerja indicator ini dengan mencocokkan perubahan warna kertas indicator pada tabel warna indikator universal. 3) pH meter pH meter merupakan alat yang digunakan untuk mengukur pH larutan dengan mencelupkan elektroda ke dalam parutan . pH meter akan mengukur adanya ion hidrogen yang ditunjukkan pada skala pH meter.

26. Contoh Soal Beberapa larutan diuji dengan kertas lakmus didapat hasil sebagai berikut. Berdasarkan data di atas, larutan yang bersifat asam adalah….. A. Larutan 1 dan 2 B. Larutan 1 dan 3 C. Larutan 2 dan 3 D. Larutan 2 dan 4 E. Larutan 4 dan 5 Larutan Lakmus Merah Lakmus Biru 1 Merah Merah 2 Biru Biru 3 Merah Merah 4 Biru Biru 5 Merah Biru

27. pH dan pOH Nilai pH bekisar dari hingga 14. Derajat atau Tingkat keasaman larutan bergantung pada konsentrasi H+ dalam larutan . Semakin besar konsentrasi ion H+, semakin asam larutan . Pada temperature kamar : pK w = pH + pOH = 14 pH = - log [H + ] pOH = - log [OH - ] pK w = pH + pOH

28. Contoh Soal Berapa pH larutan jika konsentrasi ion [H+] sebesar : • 1 x 10 -3 • 5 x 10 -6 Jawab : • [H+] = 1 x 10 -3  pH = -log (1 x 10 -3 ) = 3 • [H+] = 5 x 10 -6  pH = -log (5 x 10 -6 ) = 6 – log 5

29. Cara Menghitung pH Asam

30. Contoh Soal Menghitung pH Asam Kuat Hitunglah pH dari 100 ml larutan 0.001 M HCl ! HCl( aq )  H + ( aq ) + Cl - ( aq ) [H + ] = [HCl] = 0.001 = 10 -3 M pH = – log 10 -3 = 3 Hitunglah pH dari 0,05 M H 2 SO 4 ! H 2 SO 4 ( aq )  2 H + ( aq ) + SO 4 2- ( aq ) [H+] = 2[H 2 SO 4 ] = 2 x 0.05 = 10 -1 M pH = – log 10 -1 = 1

31. Cara Menghitung pH Asam Lemah Bagi asam-asam lemah , memiliki harga derajat ionisasinya (0 < α < 1) yang berarti senyawa ini terionisasi tidak sempurna sehingga masih ada molekul yang tidak terionisasi . Contoh : Hitunglah pH dari 0,1 M CH 3 COOH, jika diketahui Ka = 10 -5

32. Cara Menghitung pH Basa Kuat

33. Cara Menghitung pH Basa Kuat Untuk menentukan pH basa-basa kuat (a = 1), maka terlebih dahulu dihitung nilai pOH larutan dari konsentrasi basanya . Contoh : a. Tentukan pH dari 100 ml larutan KOH 0.1 M ! b. Hitunglah pH dari 500 ml larutan Ca(OH)2 0.01 M ! Jawab: a. KOH( aq ) → K + ( aq ) + OH - ( aq ) [OH - ] = [KOH] = 0.1 = 10 -1 M pOH = – log 10 -1 = 1 pH = 14 – pOH = 14 – 1 = 13 b. Ca(OH) 2 ( aq ) → Ca 2+ ( aq ) + 2OH - ( aq ) [OH - ] = 2[Ca(OH) 2 ] = 2 x 0.01 = 2.10 -2 M pOH = – log 2.10 -2 = 2 – log 2 pH = 14 – pOH = 14 – (2 – log 2) = 12 + log 2

34. Cara Menghitung pH Basa Lemah Hitunglah pH dari 100 ml 0.001 M larutan NH 4 OH, jika diketahui tetapan ionisasinya = 10 -5 ! Jawab: [OH-] = = = 10 -4 M pOH = – log 10 -4 = 4 pH = 14 – pOH = 14 – 4 = 10  

35. Larutan Buffer Larutan penyangga atau larutan Buffer adalah larutan yang dapat mempertahankan harga pH tertentu terhadap usaha mengubah pH seperti penambahan asam , basa , atau pengenceran . Artinya , pH larutan penyangga tidak berubah walaupun ditambah sedikit asam kuat atau basa kuat atau bila larutan diencerkan .

36. Larutan Penyangga Larutan penyangga asam mengandung suatu asam lemah (HA) dengan basa konjugasinya (A – ). Contoh : CH 3 COOH + NaCH 3 COO ( komponen bufer : CH 3 COOH dan CH 3 COO – ) Larutan penyangga basa mengandung basa lemah (B) dengan asam konjugasinya (BH + ). Contoh : NH 3 + NH 4 Cl ( komponen bufer : NH 3 dan NH 4 + )

37. Periksalah apakah campuran larutan berikut bersifat penyangga asam atau tidak ! a. 50 mL larutan CH 3 COOH 0,1 M + 50 mL larutan Ca(CH 3 COO) 2 0,1 M b. 50 mL larutan CH 3 COOH 0,1 M + 50 mL larutan NaOH 0,2 M c. 50 mL larutan CH 3 COOH 0,1 M + 50 mL larutan NaOH 0,1 M

38. Periksalah apakah campuran larutan berikut bersifat penyangga asam atau tidak ! a. 50 mL larutan CH 3 COOH 0,1 M + 50 mL larutan Ca(CH 3 COO) 2 0,1 M b. 50 mL larutan CH 3 COOH 0,1 M + 50 mL larutan NaOH 0,2 M c. 50 mL larutan CH 3 COOH 0,1 M + 50 mL larutan NaOH 0,1 M

39. 50 mL NH 3 0,2 M (10 mmol) dicampur dengan 50 mL HCl 0,1 M (5 mmol). Campuran akan bereaksi menghasilkan 5 mmol NH4Cl (NH 4 + ) sedangkan NH 3 bersisa 5 mmol dengan rincinan sebagai berikut : NH 3 ( aq ) + HCl ( aq )  NH 4 + ( aq ) Mula – mula : 10 mmol 5 mmol - Reaksi : 5 mmol 5 mmol 5 mmol Akhir : 5 mmol - 5 mmol Jadi, campuran merupakan buffer karena mengandung NH 3 ( basa lemah ) dan NH 4 + ( asam konjugasi NH 3 ). Larutan Penyangga Basa

40. Garam dapat terbentuk dari 4 reaksi kimia . Reaksi kimia adalah sebagai berikut : Garam dari asam kuat dan basa kuat , garam ini bersifat netral (pH = 7). Contohnya adalah NaCl, KCl , K 2 SO 4 , Ca(NO 3 ) 2 . Garam dari asam kuat dan basa lemah , garam ini bersifat asam (pH <7). Contohnya adalah Zn(ClO 4 ) 2 , NH 4 Cl, AlCl 3 , Fe(NO 3 ) 2 . Garam dari basa kuat dan asam lemah , garam ini bersifat basa (pH >7). Contohnya adalah Na 2 SO 3 , KCN, Na 2 CO 3 , (CH 3 COO) 2 Ca. Garam dari asam lemah dan basa lemah , sifat asam / basa bergantung pada nilai Ka dan Kb dari senyawa tersebut . Contoh Zn(NO 2 ) 2 , CH 3 COONH 4 , Fe 3 (PO 4 ) 2 . Sifat garam pada Hidrolisis sempurna memiliki bergantung pada nilai Ka dan Kb . Apabila : Jika Ka = Kb , maka garam tersebut bersifat netral . Jika Ka > Kb , maka garam tersebut bersifat asam . Jika Kb > Ka, maka garam tersebut bersifat basa . Garam

41. Hitunglah pH garam yang terdiri dari asam kuat dan basa lemah jika diketahui : NH 4 OH 0,4 M sebanyak 100 ml dicampurkan dengan HCl 0,4 M sebanyak 100 ml dengan Kb NH 4 OH = 2 x 10 -5 Rumus : Contoh Soal dan Rumus Menghitung pH Garam Asam Kuat – Basa Lemah :

42. Contoh Perhitungan Garam Asam Kuat – Basa Lemah

43. Rumus

44. Contoh Soal Tentukan pH larutan Ca(CH 3 COO) 2 0,1 M; Ka CH 3 COOH = 1,8 x 10 -5 Jawab : Ca(CH 3 COO) 2 merupakan garam yang berasal dari basa kuat dan asam lemah , sehingga anionnya terhidrolisis . Ca(CH 3 COO) 2 ( aq )  Ca 2+ ( aq ) + 2CH 3 COO - ( aq ) 0,1 M 0,1 M 0,2 M [OH-] =   [OH-] =   [OH-] = [OH-] = [OH-] = 1,05 x 10 -5   pOH= - log [OH - ] = - log 1,05 x 10 -5 = 5 – log 1,05 pH = 14 – pOH = 9 + log 1,05 = 9,02

45. Rumus Menghitung pH Garam Asam Lemah dan Basa Lemah H + = Dimana : Kw = Konstanta air (10 -14 ) Ka = konstanta asam Kb = konstanta basa H + = konsentrasi ion Hidrogen  

46. Contoh Soal Hitunglah pH NH 4 CN 0,1 M jika diketahui Ka HCN = 4,9 x 10 -10 , Kb NH 3 = 1,8 x 10 -5 H + = H+ = 5,22 x 10 -10 pH = -log (5,22 x 10 -10 ) pH = 10 – log 5,22 pH = 9,28  basa karena Kb > Ka  

47. Question Time Welcome to

48. Thank You