ページ1:

30710
LARUTAN
Asam dan basa
clynxphile.
basa
Istilah asam berasal dari bahasa latin
'acidus' yang berarti cuka. Sementara itu,
Istilah basa berasal dari bahasa Arab
'alkalı' yang berarti abu. Suatu senyawa
dapat diketahui bersifat asam atau basa
jika berada dalam bentuk larutannya.
teori arrhenius
Lp dikemukakan tahun 1884 oleh Svante
August Arrhenius, konsep ini terbatas
pada kondisi air sebagai pelarut.
Cascam
Lo Senyawa yang mengandung hidrogen
jika diuraikan dalam air akan
melepaskan ion H+
HCI H+ + Cr
H2SO4 2H + + 504²¯
busa
Csenyawa yang jika dilarutkan dalam
air akan melepaskan Ion OH-
Chidroksida)
NaOH Na+ + OH-
Ca(OH)2 Ca²++ 20H-
teori
bronsted-lowry
pada tahun 1923, Johannes N.
Bronsted dan Thomas M. Lowry
mengajukan konsep asam basa
berdasarkan pemindahon proton (H+)
asam
Spesi yang dapat memberikan proton
atau donor proton (H+)
Spesi yang dapat menerima proton atau
akseptor proton (H+)
H+
H+
donor asam reseptor asam
H+
H+
donor asam reseptor asam
HA +
B
=2
BH+ + A-
pasangan aram basa konjugasi
pasangan asam basa konjugasi
•Pada ionisasi HCl ketika dilarutkan dalam
air
HCI + H₂Oce) = Cl¯ + H3O+
asam
basa
basa
asam
Konjugasi Konjugasi
-HC menjadi C- setelah memberi H+ ke
H₂O
-Ha0 membentuk hidronium (H30) setelah
menerima H+ dari HCI
lonisasi NH3
NH3 H₂O NH₂+ + OH-
basa
asam
asam
basa
konjugasi konjugasi
- NH3 menerima Ht menjadi ion ammonium
(NHA)
-H20 melepaskan proton menjadi ion OH-
Kesimpulan
1. Asam harus mempunyai atom hidrogen
yang dapat terlepas sebagai ion H+
2. Basa harus mempunyal pasangan elektron
bebas yang dapat berikatan dengan ion H+

ページ2:

teori
lewis
Lo Tahun 1923 oleh G-N-Lewis menekankan
pada pasangan elektron yang berkaitan
dengan Struktur dan ikatan.
asam
Spesi yang bertindak sebagai penerima
pasangan elektron (akseptor elektron)
Contoh asam lewis
•H+
.
Fet
•BaHe
• BF3
• C42+
• Zn 2+
AIF 3
basa
Spesi yang bertindak sebagai pemberi
Pasangan elektron (donor elektron)
Contoh basa lewis
•lon hatida (Cl-, F, Br", dan I-)
.
NH3
OH-
H₂O
•Senyawa yg mengandung unsur N, O, atau s
NH3 +BF
basa L aram L
H
F
NH3BF3
senyawa koordinasi
H F
H-N:+ B-FH-N: B-F
H
1
H F
→>>>
Cl₂ C1+ + [CI AICI 3]"
AICI 3+
asam
basa
:C1:
Ton koordinasi
Ci
Kelemahan Teori Arrhenius
Gagal menerangkan perilaku asam
basa dalam pelarut bukan air
Hanya terbatas untuk senyawa ya
dapat melepaskan ion H+ atau OH-
Gagal menerangkan reaksi asam basa
Creaksi netralisasi) yang menghasilkan
garam tanpa pelarut
Gagal menerangkan fakta bahwa
ion H+ ada dalam air sebagai ion
H3O+
Kelemahan Teori Bronsted- Lowry
Tidak dapat menjelaskan perilaku asam
bara dalam pelarut aprotik, pelarut
yang tidak dapat mendonorkan ion H+
Gagal menjelaskan reaksi antara oksida
asam seperti CO2, SO2, 503, dll.
Dengan oksida gasa seperti Cao, BaO,
dll yang kemudian dapat menghasilkan
garam tanpa transfer proton
Gagal menerangkan mengapa senyawa
yang tidak mengandung ion H+ tetap
memiliki sifat asam.
Kelemahan Teori Lewis
Tidak dapat menerangkan sifat asam yarg
memang tidak menerima pasangan
elektron, seperti HCI, HNO3, d
Tidak dapat memprediksi kekuatan
relatif asam atau basa secara kuantitatif
dan menyeluruh
Normalnya, reaksi pembentukan
senyawa koordinasi berlangsung lambat
namun reaksi asam bara ini berlangsung
sangat cepat, jadi tidak sinkron
dengan kenyataan.
Reaksi Oksida asam
contoh: CO₂ dan SO₂
Reaksi oksida basa
Contoh: Mgo dan CaO
Reaksi pembentukan campuran
contoh: [Fe(CN)6]3, [A1 (H₂0)6] 3+
Cononaco CC000 clynxphile

ページ3:

Indikator
asam basa
1. Indikator Tunggal
hanya dapat membedakan larutan
bersifat asam atau basa, tetapi tidak
dapat mengetahui harga pH dan pOH.
3. Indikator Alami
bahan-bahan alami seperti tumbuhan, agar
dapat digunakan sebagai indikator harus
olibuat dalam bentuk larutan (diekstrak)
kemudian diteteri larutan asam dan basa.
Warna
Zat Indikator.
Asam
Basa
Kertas
Lakmus
Warna dalam Larutan
Trayek
Kunyit
Kuning
Jingga
Asam
Basa
PH
Bunga sepatu
Merah
Kuning
Daun pacar air
Merah
Kuning
Lakmus
Merah
Biru
0-7
Kubis ungu
Merah muda
Hijau Kebiruan
biru
Bunga bugenvil
Ungu
Kuning
Lakmus
Merah
Biru
7-19
Bunga mawar merah Merah muda
Hijau
merah
Kulit manggis
Cokelat
Biru
kemerahan
kehitaman
Bunga anggrek
Merah muda Hijau
lakmus
lakmus
kemerahan
Asam
Basa
Larutan Wama dalam Larutan Trayek
Penentuan PH
Asam Kuat
Indikator
Asam
Basa
PH
Fendftalein Tak berwarna Merah muda 8,3-10
( mempunyai derajat ionisasi (a) = 1
[H+] = Maa PH = -log [H+]
Metil Jingga
Merah
Kuning 3,1-4,4
Metil Merah
Merah
Kuning
4,2-6,3
Bromtimol
biru
Kuning
Biru
6,0-7,6
Brom kesol
Kuning
Ungu
5,2-6,8
ungu
Fend Merah Kuring
Merah 10,1-12,0
Mamolaritas asam
: valensi /banyaknya ion H+ asam
Contoh
1. Tentukan harga pH dari larutan H₂SO4
0,03 M!
Jawab
2. Indikator Universal
membedakan asam atau basa dengan
1 mengetahui harga pH dari larutan tsb.
PH Warna Indikator PH
Warna Indikator
Merah
8
Merah
2
Merah lebih muda
9
Merah lebih muda
3
Merah muda
10
Merah muda
4 Merah jingga
Merah jingga
JOYED
5 Jingga
6 Kuning
7 Hijau
12 Jingga
13 Kuning
14 Hijau
clynxphile
H₂SOA
→ 24+ + 5042
α = 2
Ma 0,03 M = 3×10-M
[H+] = Ma⋅ x
: 3×1022
= 6×10-2
PH = -log [H+]
1
= -log 6 x 10-=
= 2-log 6

ページ4:

dengan derojat ionisasi
Basa Kyat
ka
[H+]
mempunyai derajat ionisasi (α):
α =
atau
α =
M
M
[OH-] Mα
POH = -log[OH-]
PH-14-POH
Momolaritas basa
α
: valensi / banyaknya lon OH- basa
Contoh
1. Tentukan harga pH dari larutan NaOH
0,02M!
Jawab
NaOH Na+ + OH → α=1
Ma: 0.02M : 2×10- M
[OH-] Mb. x
:
: 2×102.1
POH = -log [OH-]
PH
:
-log 2 × 10-2
= 2-log 2
14-(2-log 2)
= 14-2 + log 2 L
= 12 + log 2
Asam Lemah
4
terionisasi tidak sempurna dengan derojat
Ionisasi 04441
Secara umum reaksi ionisasi asam lemah
HA(aq) + (aq) + A¯(aq)
Tetapan lonisasi asaon (ka)
[H+] = konsentrasi ion H+ (M)
1 derajat ionisasi
Ka tetapan Ionisasi asam
M: konsentrasi asam lemah (M)
Contoh
1. Larutan HCN 0,01 M mempunyai
PH 6-log 2,24. Berapah nilai Ka
HCN?
Jawab
PH = -log [H+]
6-log 224 = -log [H+]
-log 2,24 x 10-6 = -log [H+]
2,24 × 10-6 = [H+]
[H+] = Kax M
2,24×10
Ka x 0,01
5 × 10-12 Kax 0,01
Ka: 5 × 10-10
Basa Lemah
Lyterionisasi sebagian (0-α<1)
Secara umum reaksi basa lemah
LOH (aq) =L+ (aq) + OH-(aq)
Tetapan ionisasi basa (kb)
Kb
=
[L][OH]
[LOH]
[H+][A-]
Ka
[HA]
Konsentrasi OH-
[OH-] = Kb. M
atau [OH]: a.M
Hubungan antara konsentrasi H+, konsentrasi
asam lemah (M) dan tetapan kesetimbangan (ka) dengan derajat ionisasi
[H+]: √Ka⋅ M
atau [H+] = α.M
α = Kb
atau
M
α =
[OH-]
M

ページ5:

SOYED
[OH] = konsentrasi con OH- (M)
= derajat ionisasi
Kb = tetapan ionisasi basa
M
Contoh
Konsentrasi basa lemah (M)
1. Hitunglah PH larutan basa NH4OH
yang mempunyai konsentrasi 0,005 M
dan Kb 1,8 x 10-5!
Jawab
[OH-]
Kb. M
=
Contoh
1. Tentukan PH larutan setelah reaksi
Penggaraman dari 100 mL HBr 0,3M
dengan 100mL NH3 0.1M!
Jawab
HBr mula²
= 100 x 0,3 = 30mmol
NH3 mula2 = 100 x 0,1 = 10 mmol
Reaksi :
Mula2 : 30
HBr
+ NH3
→NH9Br
10
Bereaksi
10
10
10
Sisa ! 20
0
10
1,8×10-5-0,005
√√9×10-8
= 3 × 10-9
POH = -log [OH-]
-log 3 × 10-4
4-log 3
=
=
PH = 14- POH
= 14-(4-log 3)
= 10 + log 3
Reaksi Asaan Basa
Reaksi Asam Bara disebut juga reaksi
penetralan, dimana reaksi antara asam
dan basa menghasilkan garam
air
dan
Karena yang bersisa adalah asam, maka
:
20 mmol
[HBr] (100+ 100) mL
[H+]
PH
=0,1M
: M. = 0,1 M.10.1M
-log [H+]
= -log 0,1
Asam + Basa Garam + Air
Contoh:
HCI + NaOH → NaCl + H₂0
Reaksi ini digunakan untuk menentukan
Kadar larutan asam dan basa, di mana
1 mol asam akan tepat bereaksi
dengan 1 mol basa.