Presentasi Materi kimia ASAM - BASA kelas XI

materi asam basa

1. ASAM-BASA KIMIA

2. KESEPAKATAN KELAS Hadir tepat waktu Menjaga kebersihan kelas dan ketertiban kelas. Fokus pada saat pembelajaran dan mengumpulkan tugas tepat waktu Saling menghargai dan menghormati Hp boleh di gunakan sebagai sumber belajar

3. Identifikasi suasana hati-! Mari definisikan perasaanmu sebelum memulai pembelajaran.

4. TUJUAN PEMBELAJARAN Siswa dapat mengidentifikasi asam dan basa dalam reaksi kimia berdasarkan kedua teori tersebut. Siswa dapat menghitung konsentrasi larutan asam atau basa yang tidak diketahui menggunakan data dari titrasi. Siswa dapat menjelaskan dan membedakan antara teori asam-basa Brønsted-Lowry dan teori Lewis, serta memberikan contoh masing-masing. Siswa dapat menggambarkan kurva titrasi dan menjelaskan perubahan pH selama proses titrasi. CAPAIAN PEMBELAJARAN Pada akhir fase F, peserta didik memiliki kemampuan memahami konsep mol dan stoikiometri dalam menyelesaikan perhitungan kimia; ikatan kimia dalam kaitannya dengan interaksi antar partikel materi dan sifat fisik materi; teori tumbukan antar partikel materi sebagai dasar konsep laju reaksi; kesetimbangan kimia untuk mengamati perilaku reaktan dan produk pada level mikroskopik; korelasi antara pH larutan asam, basa, garam dan larutan penyangga serta penerapannya dalam kehidupan sehari-hari; termokimia; konsep redoks dan sel elektrokimia sebagai implikasi perubahan materi dan energi yang menyertai reaksi kimia serta penerapannya dalam kehidupan sehari hari; serta senyawa karbon, hidrokarbon dan turunannya beserta pemanfaatannya dalam kehidupan sehari hari.

5. TEORI ASAM-BASA KIMIA

6. TEORI BRØNSTED – LOWRY J N Brønsted di Denmark dan T M Lowry di Inggris secara sendiri-sendiri mengusulkan definisi baru untuk asam dan basa pada tahun 1923. Menurut teori mereka: Asam adalah donor proton (pemberi proton) dan Basa adalah aseptor proton (penerima proton), dimana proton adalah H+. Contoh: Teori asam basa Arrhenius tidak bisa menjelaskan sifat asam basa pada larutan yang tidak mengandung air . Kelemahan ini diatasi menggunakan teori asam basa bronsted-lowry. Teori ini bisa menjelaskan sifat asam basa larutan dengan jenis pelarut yang bermacam-macam. Dari peristiwa transfer proton tersebut maka masing-masing larutan dapat dijelaskan sifat asam dan basanya. HCl bersifat asam karena memberikan ion H+ pada molekul H2O, kemudian H2O bersifat basa karena menerima ion H+ dari HCl.

7. TEORI BRØNSTED – LOWRY Cl- adalah basa konjugasi dari HCl H3O+ adalah asam konjugasi dari H2O, Asam dan basa konjugasi atau basa dan asam konjugasi disebut sebagai pasangan asam basa konjugasi . Garis hubung berikut menunjukkan pasangan asam basa konjugasi

8. Contoh: H2O bertindak sebagai asam yang memberikan proton (H+) yang diterima oleh NH3, yang bertindak sebagai basa. Sebagai hasil perpindahan ini terbentuklah ion-ion NH4+ dan OH–, ion yang sama yang dihasilkan oleh NH4OH hipotetis dari teori Arrhenius. TEORI BRØNSTED – LOWRY Pendekatan yang lazim untuk reaksi reversible (bolak balik) adalah dengan menggunakan tanda dua anak panah. Dengan demikian keempat spesies dalam persamaan harus diberi tanda ‘asam’ dan ‘basa’. ada dua pasangan asam basa yaitu NH3/NH4+ dan H2O/OH–. Setiap pasangan ini disebut pasangan konjugat, NH3 bertindak sebagai basa karena menerima proton, dan NH4+ adalah asam konjugat dari basa NH3 . Demikian juga dengan H2O sebagai asam dan OH– adalah basa konjugat dari H2O.

9. Beberapa ide dasar tentang asam kuat dan basa kuat serta faktor yang mempengaruhinya adalah sebagai berikut : Asam menyumbang proton kepada senyawa lainnya basa, yang menerima proton. Pada umumnya, reaksi asam – basa adalah reversible (bolak balik), artinya setiap asam mempunyai basa konjugat dan setiap basa memiliki asam konjugat. TEORI BRØNSTED – LOWRY Beberapa tambahan tentang teori Brønsted – Lowry: Setiap spesies yang menurut teori Arrhenius adalah asam, tetap asam dalam teori Brønsted – Lowry. Hal yang sama untuk basa. Spesies tertentu, karena tidak mengandung gugus hidroksi, tidak dapat diklasifikasi sebagai basa oleh teori Arrhenius. Akan tetapi, menurut teori Brønsted – Lowry, spesies tersebut diklasifikasi sebagai basa, seperti OCl– dan H2PO4–. Teori Brønsted – Lowry dapat menjelaskan senyawa yang dapat berfungsi sebagai asam maupun basa (amfiprotik). Teori Arrhenius tidak dapat dengan mudah menjelaskan perilaku ini.

10. Teori asam basa bronsted-Lowry hanya mampu menjelaskan reaksi asam basa yang melibatkan proton (H+) Bagaimana dengan reaksi asam basa yang tidak melibatkan proton?

11. Dalam kesempatan lain, pada tahun 1932 G. N. Lewis mengemukakan teori asam basa yang lebih luas dibanding kedua teori sebelumnya dengan menekankan pada pasangan elektron yang berkaitan dengan struktur dan ikatan. Konsep asam-basa didasarkan pada ikatan kovalen koordinasi . Karena basa memdonorkan elektron, maka syaratnya adalah atom pusatnya harus ada PEB . TEORI LEWIS Asam adalah suatu senyawa yang dapat menerima sepasang elektron bebas Basa adalah suatu senyawa yang dapat mendonorkan sepasang elektron bebas Sebagai contoh, reaksi antara BF3 dan NH3 merupakan reaksi asam–basa, di mana BF3 sebagai asam Lewis dan NH3 sebagai basa Lewis. NH3 memberikan pasangan elektron kepada BF3 sehingga membentuk ikatan kovalen koordinasi antara keduanya.

12. 7N = 2, 5 ⟶ elektron valensinya adalah 5 1H = 1 ⟶ Elektron valensi 1 TEORI LEWIS N mempunyai 5 elektron valensi, yang mana 3 elekton valensinya membentuk pasangan elektron ikatan dengan atom H, sehingga N masih mempunyai 1 pasang elektron bebas. Hal ini menunjukkan NH3 merupakan basa. Sedangkan H yang menerima pasangan elektron bebas merupakan asam. kedua nya menghasilkan NH4- NH3 + H+ ⟶ NH4+ Contoh: Asam : ion H+ Basa : atom N pada NH3 (PEB) (Ikatan Kovanlen koordinasi) Basa Asam +

13. Ayo kerjakan! Penjelasan: Tentukan peran asam basa dari reaksi berikut TEORI LEWIS CH3NH2 + BH3 ⟶ CH3NH2BH3 HCN + H2O ⟶ CN- + H3O+ Gambarkan reaksi dengan struktur lewis dan lengkapi dengan penjelasan hingga terbentuk ikatan !

14. TEORI LEWIS Kelebihan teori asam-basa Lewis: Dapat menjelaskan sifat asam-basa yang tidak melibatkan transfer proton. Dapat menjelaskan sifat asam-basa oksida asam dan oksida basa. Dapat menjelaskan sifat asam-basa senyawa yang memiliki pasangan elektron bebas. Dapat menjelaskan sifat asam-basa senyawa organik seperti protein dan DNA. Kekurangan teori asam-basa Lewis: Hanya dapat menjelaskan sifat asam-basa zat atau ion yang mencapai kaidah oktet. Hanya dapat menjelaskan sifat asam-basa senyawa kovalen.

15. ASAM-BASA KIMIA

16. KETETAPAN KESETIMBANGAN AIR Air merupakan pelarut universal yang bersifat elektrolit sangat lemah. Sebagian kecil molekul air terionisasi menjadi ion H+ dan OH-, menurut reaksi: H2O (l) ⇌ H+ (aq) + OH- (aq) arena fraksi molekul air yang terionisasi sangat kecil, konsentrasi air yaitu H2O hampir-hampir tidak berubah. Dengan demikian : K [H2O] = Kw = [H+] [OH-] Kw =[H+] [OH-] Berdasarkan reaksi ionisasi air, kita tahu bahwa perbandingan ion H+ dan OH- dalam air murni (larutan netral) : [H+] = [OH-] Sehingga rumusan Kw dapat ditulis sebagai berikut: Kw =[H+] [H+] Kw =[H+]2 Berdasarkan data, air murni pada suhu 25oC mempunyai nilai Kw = 1×10-14 Dari nilai tersebut didapat nilai 1×10-14 =[H+]2 [H+] = √10-14 [H+] = 10-7 M [OH-]= 10-7 M

17. Berdasarkan konsep pergeseran kesetimbangan, penambahan ion H+ dari suatu asam, akan menyebabkan [H+] dalam larutan bertambah, tetapi tidak akan mengubah Kw atau hasil kali [H+] dan [OH-]. Hal ini menyebabkan kesetimbangan bergeser ke kiri dan [OH-] mengecil sehingga perbandingan ion H+ dan OH- dalam larutan asam : [H+] > [OH-] PENGARUH ASAM DAN BASA Pengaruh asam Pengaruh basa Penambahan ion OH- dari suatu basa, akan menyebabkan [OH-] dalam larutan bertambah, tetapi tidak akan mengubah Kw atau hasil kali [H+] dan [OH-]. Hal ini menyebabkan kesetimbangan bergeser ke kiri dan [H+] mengecil. Hal ini menyebabkan perbandingan ion H+ dan OH- dalam larutan basa sebagai berikut: [H+] < [OH-]

18. Elektrolit kuat Terionisasi sempurna Derajat ionisasi (α) HCl, HBr, HI, HNO3, H2SO4, HClO3, HClO4 Asam Kuat Asam Lemah Larutan Asam Elektrolit lemah Terionisasi sebagian Derajat ionisasi = 0 < α < 1 HF,H2S, H3PO4, HNO2, .... HCL ⟶ H+ + Cl- CH3COOH ⟶ CH3COO- + H+ KEKUATAN & DERAJAT KEASAMAN Kekuatan Asam “Semakin besar harga Ka, sifat asam relatif semakin kuat”

19. Asam kuat Suatu asam dikatakan sebagai asam kuat jika basa tersebut dapat terionisasi secara sempurna. Contoh senyawa yang termasuk asam kuat : 1) Asam sulfat (H2SO4) 2) Asam bromida (HBr) 3) Asam iodida (HI) 4) Asam klorat (HClO3) 5) Asam nitat (HNO3) 6) Asam perklorat (HClO4) [H+] = Ma x a MENGHITUNG KONSENTRASI ION H+ DAN OH- DALAM LARUTAN larutan yang mengandung air pasti terdapat sistem kesetimbangan tersebut. Kekuatan asam sebanding dengan jumlah ion H+, sedangkan kekuatan basa sebanding dengan jumlah ion OH-. Dalam larutan asam, jumlah ion H+ lebih banyak dibanding ion OH-. Untuk menghitung konsentrasi ion H+ dalam larutan asam dapat menggunakan rumus sebagai berikut: Dengan: [H+] = konsentrasi ion H+ (mol/L atau Molar) Ma = Molaritas asam kuat (mol/L atau Molar) a = valensi asam kuat.

20. [H+] = √Ka x Ma Asam lemah Asam lemah adalah asam yang terionisasi Sebagian dalam air. Contoh senyawa asam lebih: 1) Asam format (HCOOH) 2) Asam asetat atau Asam cuka (CH3COOH) 3) Asam fluorida (HF) 4) Asam karbonat (H2CO3) 5) Asam sianida (HCN) 6) Asam nitrit (HNO2) 7) Asam hipoklorit (HClO) 8) Asam sulfit (H2SO3) 9) Asam sulfida (H2S) 10) Asam fosfit (H3PO3) MENGHITUNG KONSENTRASI ION H+ DAN OH- DALAM LARUTAN Dalam air, hanya Sebagian molekul asam lemah terurai menjadi ion-ionnya, sehingga derajat ionisasinya 0 < α < 1. Jika konsentrasi awal larutan asam lemah HA dinyatakan sebagai Ma, maka: Jadi, untuk menghitung konsentrasi ion H+ dapat digunakan nilai Ka ataupun nilai α Dengan : Ka = tetapan ionisasi asam lemah. Ma = molaritas asam lemah α = derajat ionisasi asam lemah [H+] = α x Ma

21. Asam pH = - Log [H+] Asam Kuat Asam Lemah [H+] = a . Ma [H+] = √Ka x Ma [H+] = α x Ma KEKUATAN & DERAJAT KEASAMAN Derajat keasaman berlaku untuk asam kuat & lemah harus mengetahui nilai [H+] keterangan: a = valensi asam (jumlah H+) Ma = konsentrasi asam keterangan: Ka = Tetapan ionisasi asam α = derajat ionisasi ⟶ berlaku jika diketahui tetapan ionisasinya (Ka) ⟶ berlaku jika diketahui derajat ionisasinya (α) √Ka x Ma = α x Ma ⟶ nilainya sama

22. KEKUATAN & DERAJAT KEASAMAN CONTOH SOAL Tentukan pH masing-masing larutan berikut a) H2SO4 0,05 M b) CH3COOH 0,01 M (α = 0,004) c) HCl 0,02 M d) H2S 0,04 M (α = 0,002)

23. Elektrolit kuat Terionisasi sempurna Derajat ionisasi (α) Gol. I A: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CSOH Gol. II A: Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2 Basa Kuat Basa Lemah Larutan Basa Elektrolit lemah Terionisasi sebagian Derajat ionisasi = 0 < α < 1 Be(OH)2, Fe(OH)2, NH4OH NaOH ⟶ Na+ + OH- Al(OH)3 ⟶ Al 3+ + 3OH- KEKUATAN & DERAJAT KEASAMAN Kekuatan Basa “Semakin besar harga Kb, sifat asam relatif semakin kuat” Memiliki kb(kesetimbangan basa)

24. Basa kuat Basa kuat adalah basa yang dapat terionisasi dengan sempurna. Contoh senyawa yang termasuk basa kuat: 1) Litium hidroksida (LiOH) 2) Natrium hidroksida (NaOH) 3) Kalium hidroksida (KOH) 4) Kalsium hidroksida (Ca(OH)2) 5) Rubidium hidroksida (RbOH) 6) Stronsium hidroksida (Sr(OH)2) 7) Sesium hidroksida (CsOH) 8) Barium hidroksida (Ba(OH)2) 9) Magnesium hidroksida (Mg(OH)2) 10) Berilium hidroksida Be(OH)2) MENGHITUNG KONSENTRASI ION H+ DAN OH- DALAM LARUTAN Dalam larutan basa, jumlah ion OH- lebih banyak dibanding ion H+. Untuk menghitung konsentrasi ion OH- dalam larutan basa dapat menggunakan rumus sebagai berikut: Dengan: [OH-] = konsentrasi ion OH- (mol/L atau Molar) Mb= Molaritas basa kuat (mol/L) b = valensi basa kuat [OH-] = Mb x b

25. Basa lemah Basa lemah adalah basa yang terion sebagian ketika larut dalam air. Contoh senyawa yang termasuk basa lemah adalah 1) Amonium hidroksida (NH4OH) 2) Aluminium hidroksida (Al(OH)3) 3) Besi (III) hidroksida (Fe(OH)3) 4) Amoniak (NH3) 5) Besi (II) hidroksida (Fe(OH)2) MENGHITUNG KONSENTRASI ION H+ DAN OH- DALAM LARUTAN Dalam air, hanya sebagian basa lemah terurai menjadi ion-ionnya, sehingga derajat ionisasinya 0 < α < 1. Jika konsentrasi awal larutan basa lemah LOH dinyatakan sebagai Mb, maka: ika nilai α sangat kecil (α ≪ 1), maka dapat diasumsikan nilai (1 − α) ≈ 1, sehingga persamaan Kb untuk basa lemah dapat ditulis seperti berikut: Jadi, untuk menghitung konsentrasi ion OH− dapat digunakan nilai Kb ataupun nilai α. [OH-] = √Kb x Mb [OH-] = α x Mb atau

26. Basa pOH = - Log [OH-] pH = 14 - pOH Basa Kuat Basa Lemah [OH-] = b . Mb [OH+] = √Kb x Mb [H+] = α x Mb KEKUATAN & DERAJAT KEASAMAN Derajat keasaman berlaku untuk basa kuat & lemah harus mengetahui nilai [OH-] keterangan: b = valensi asam (jumlah OH-) Mb = konsentrasi basa keterangan: Kb = Tetapan ionisasi basa α = derajat ionisasi ⟶ berlaku jika diketahui tetapan ionisasinya (Kb) ⟶ berlaku jika diketahui derajat ionisasinya (α) √Kb x Mb = α x Mb ⟶ nilainya sama

27. KEKUATAN & DERAJAT KEASAMAN CONTOH SOAL Sebanyak 100 mL Ca(OH)2 0,02 M memiliki pH larutan sebesar ... sebanyak 0,25 mol gas amonia dilarutkan dalam 500 mL air dan terdisosiasi 1% dalam larutannya. Tetapan basa larutan amonia tersebut adalah ... Hitung pH larutan NH3 0,4 M dengan Kb NH3 = 10-5!

28. INDIKATOR ASAM-BASA KIMIA

29. Indikator asam basa adalah senyawa khusus yang ditambahkan pada larutan dengan tujuan mengetahui kisaran pH dari larutan tersebut. Indikator asam basa akan memberikan warna tertentu apabila direaksikan dengan larutan asam atau basa . Beberapa indikator terbuat dari bahan alami , akan tetapi ada juga beberapa indikator yang dibuat secara sintesis di laboratorium.

30. Tanaman yang dapat dijadikan sebagai indikator adalah tanaman yang mempunyai warna terang contohnya: kol ungu, kulit manggis, bunga sepatu, bunga bougenvil, pacar air dan kunyit. Dapat atau tidaknya suatu tanaman dijadikan sebagai indikator alami adalah terjadinya perubahan warna apabila ekstraknya diteteskan pada larutan asam atau basa. INDIKATOR ALAMI

31. Perhatikan dan simak video berikut ini! https://youtu.be/FdzTMCUz0i4

32. ASAM BASA Warna kertas lakmus pada larutan asam dan basa Warna kertas lakmus pada larutan asam dan basa Warna kertas lakmus pada larutan asam dan basa Warna kertas lakmus pada larutan asam dan basa Indikator Asam Basa Netral Lakmus merah Merah Biru Merah Lakmus biru Merah Biru Biru Indikator buatan asam basa yang pertama adalah kertas lakmus . Indikator ini yang paling banyak digunakan di laboratorium karena praktis dan harganya cukup murah. Ada dua jenis kertas lakmus yang bisa kamu jumpai, yaitu lakmus merah dan lakmus biru. Senyawa yang ingin diidentifikasi sifatnya akan diteteskan ke dalam kertas lakmus atau kertas lakmus dicelupkan ke dalam senyawa. Nantinya kertas lakmus akan berubah warna, menjadi biru atau merah sesuai dengan sifat larutan . KERTAS LAKMUS INDIKATOR BUATAN

33. Larutan Lakmus merah Lakmus biru Keterangan sifat 1 Merah Merah 2 Biru Biru 3 Merah Merah 4 Merah Biru 5 Biru Biru 6 Merah Merah AYO IDENTIFIKASI LARUTAN TERSEBUT!! PERHATIKAN TABEL BERIKUT!

34. Indikator Warna pada pH rendah Rentang pH Transisi Warna pada pH tinggi Timol biru Merah 1,2 - 2,8 Kuning Metil merah Merah 4,4 - 6,2 Kuning Bromotimol biru Kuning 6,0 - 7,6 Biru Timol biru Kuning 8,0 - 9,6 Biru Fenoltalein Tak berwarna 8,3 - 10,0 Fuchsia Indikator larutan asam basa adalah indikator asam basa lainnya yang dipakai untuk mengetahui sifat asam basa sebuah senyawa. Indikator larutan asam basa yang paling banyak digunakan adalah larutan indikator fenolftalein (PP), metil merah (mm), metil jingga (mau), dan bromtimol blue (BTB). LARUTAN INDIKATOR INDIKATOR BUATAN

35. Rentang pH Keterangan Warna < 3 Asam kuat Merah 3 - 6 Asam lemah Jingga/kuning 7 Netral hijau 8-11 Basa lemah Biru > 11 Basa kuat Ungu/violet indikator universal asam basa yang terdiri dari berbagai warna untuk tiap-tiap pH, mulai dari pH 1 sampai 14. Indikator universal tersebut berupa larutan dan sebuah kertas. Dalam paket indikator universal asam basa selalu dilengkapi dengan warna standar untuk pH 1 sampai 14. Cara menggunakan indikator universal adalah dengan mencelupkan kertas indikator universal ke larutan yang ingin diteliti atau diketahui nilai pH-nya. Kemudian tinggal menunggu perubahan warna yang terjadi pada kertas dan membandingkan dengan warna standar pada indikator universal asam basa untuk menentukan pH-nya. INDIKATOR UNIVERSAL ASAM BASA INDIKATOR BUATAN

36. TITRASI ASAM-BASA KIMIA

37. TITRASI ASAM-BASA Salah satu cara menentukan kadar zat dalam larutan adalah dengan metode titrasi . Berdasarkan jenis reaksi yang terjadi, terdapat banyak jenis titrasi seperti titrasi asam-basa , titrasi pengendapan, dan titrasi redoks. Titrasi adalah prosedur yang digunakan dalam kimia untuk mementukan konsentrasi kadar suatu zat yang tanpa diketahui dengan menggunakan zat yang telah diketahui kadarnya. Prinsip titrasi asam basa menerapkan prinsip reaksi asam basa dimana ketika suatu asam dan basa dicampurkan atau direaksikan maka terjadi reaksi penetralan yang menghasilkan suatu gram dan air dengan pH yang netral. Pada titrasi asam basa prinsip yang digunakan yaitu zat yang bersifat asam akan di titrasi dengan larutan basa yang telah diketahui kadarnya atau sebaliknya zat yang bersifat basa akan dititrasi dengan larutan asam yang telah diketahui kadanya.

38. TITRASI ASAM-BASA Titran (Titer), yaitu larutan standar dengan konsentrasi yang sudah diketahui pasti, yang digunakan untuk mentitrasi. Indikator Kimia, zat yang menunjukkan perubahan warna sebagai tanda titik ekuivalen telah tercapai dalam reaksi titrasi. Buret, alat berbentuk tabung kaca dengan keran pengatur tetesan, berfungsi untuk meneteskan titran secara presisi. beberapa alat utama yang biasa digunakan dalam titrasi asam basa: Titrat, yaitu larutan sampel yang dianalisis konsentrasinya dan biasanya ditampung dalam labu erlenmeyer. Labu Erlenmeyer, wadah kaca dengan leher sempit yang digunakan untuk menampung titrat selama titrasi berlangsung.

39. AYO SIMAK VIDEO INI https://youtu.be/80fw7YNBTM4?si=ofk6hB725QH75H7S

40. TITRASI ASAM-BASA Untuk menentukan zat yang tidak diketahui kadarnya, langkah pertama yang dilakukan adalah dengan mengetahui sifat zat tersebut, apakah bersifat asam atau basa dengan cara mengukur pHnya. Saat zat tersebut telah di ketahui, selanjutnya tentukan larutan apa yang digunakan untuk menitrasi zat tersebut, apakah asam atau basa. Dalam titrasi, zat yang diuji akan ditambah larutan yang telah diketahui kadarnya secara perlahan hingga terjadi reaksi penetralan. Ketika pH pada larutan campuran tersebut netral, maka menandakan bahwa seluruh zat sampel telah bereaksi dengan larutan yang digunakan untuk menitrasi. Cara mengetahui pH larutan tersebut yaitu dengan menggunakan pH meter, namun dalam titrasi cara umum yaitu dengan menggunakan indikator.

41. Zat pentiter adalah basa kuat. Daerah perubahan pH drastis 4 – 10. pH titik ekuivalen 7. Indikator yang dapat digunakan adalah metil merah, bromtimol biru, dan fenolftalein (lebih tajam). Contoh: HCl dengan NaOH. TITRASI ASAM KUAT DENGAN BASA KUAT JENIS TITRASI ASAM-BASA TITRASI BASA KUAT DENGAN ASAM KUAT Zat pentiter adalah asam kuat. Daerah perubahan pH drastis 4 – 10. pH titik ekuivalen 7. Indikator yang dapat digunakan adalah metil merah, bromtimol biru, dan fenolftalein (lebih tajam). Contoh: NaOH dengan HCl. TITRASI ASAM KUAT DENGAN BASA LEMAH Zat pentiter adalah basa lemah. Daerah perubahan pH drastis 4 – 7. pH titik ekuivalen 5 – 6. Indikator yang dapat digunakan adalah metil merah. Contoh: HCl dengan NH4OH.

42. Zat pentiter adalah asam kuat. Daerah perubahan pH drastis 4 – 7. pH titik ekuivalen 5 – 6. Indikator yang dapat digunakan adalah metil merah. Contoh: NH4OH dengan HCl. TITRASI BASA LEMAH DENGAN ASAM KUAT JENIS TITRASI ASAM-BASA TITRASI BASA KUAT DENGAN ASAM LEMAH Zat pentiter adalah asam lemah. Daerah perubahan pH drastis 7 – 10. pH titik ekuivalen 8 – 9. Indikator yang dapat digunakan adalah fenolftalein. Contoh: NaOH dengan CH3COOH. TITRASI ASAM LEMAH DENGAN BASA KUAT Zat pentiter adalah basa kuat. Daerah perubahan pH drastis 7 – 10. pH titik ekuivalen 8 – 9. Indikator yang dapat digunakan adalah fenolftalein. Contoh: CH3COOH dengan NaOH.

43. TITRASI ASAM-BASA Titrasi asam lemah dengan basa lemah atau sebaliknya tidak dilakukan karena beberapa alasan, antara lain: Perubahan drastis pH terjadi sangat singkat Tidak terdapat indikator yang cukup teliti untuk mengamati perubahan Reaksi berlangsung lambat dan tidak tuntas

44. TITRASI ASAM-BASA Cara perhitungan pada titrasi yaitu berdasarkan jumlah mol masing-masing zat yang bereaksi dalam satu titrasi. Prinsip tersebut yaitu dalam satu reaksi yang telah seleai, jumlah dari reaktan yang digunakan sama dengan jumlah rektan lain yang bereaksi, maka pada titrasi asam basa hal tersebut dapat ditulis sebagai mol asam dan mol basa, atau Keterangan: Ma adalah konsentrasi asam, Va adalah volume asam, na adalah jumlah valensi asam, Mb adalah konsentrasi basa, Vb adalah volume basa, nb adalah jumlah valensi basa. Mol asam = mol basa Mol ditentukan dari konsentrasi dan volume, atau Dapat disimpulkan dari persamaan berikut yaitu: Mol = konsentrasi x Volumer (konsentrasi x volume) asam= (konsentrasi x volume) basa

45. TITRASI ASAM-BASA Sebanyak 5 mL larutan HCl yang tidak diketahui konsentrasinya dititrasi dengan NaOH 1 M. Pada titrasi dibutuhkan 10 mL NaOH sehingga indikator PP berubah warna menjadi merah muda. Tentukan konsentrasi HCl. Tentukan jumlah larutan HCl 0.105M yang digunakan untuk menitrasi 22.5 mL larutan NH3 118M Sebanyak 40 mL larutan asam sulfat 0,25 M dititrasi dengan suatu basa bervalensi satu, dan ternyata dibutuhkan 57 mL basa tersebut. Berapakah kemolaran basa yang digunakan tersebut? Berapa konsentrasi dari larutan asam asetat CH3COOH jika diketahui untuk titrasi 25 mL larutan CH3COOH tersebut diperlukan 15 mL larutan NaOH 0,05 M agar mencapai titik ekivalen?

46. KESIMPULAN