Keadaaan KesetimbanganASAM BASA GARAM

Keadaaan Kesetimbangan.• Jika H2 dan CO2 (tidak harus sama jumlahnya) dicampur

dalam box. Konsentrasi awal H2 tertentu tergantung jumlah mol H2 dan volume dalam box. Setelah beberapa waktu, H2 berkurang, awalnya cepat, kemudian berkurang dan menjadi konstan. CO2 berubah hampir sama, walaupun awalnya tidak sama C dengan H2. Konsentrasi awal H2O dan CO adalah nol. Setelah beberapa waktu, H2O dan CO dihasilkan. Pada waktu ttt konsentrasi [H2], [CO2], [H2O] dan [CO] menjadi konstan. INI YANG DIKENAL DENGAN Keadaan Kesetimbangan

• H2(g) + CO2(g) H2O (g) + CO (g).

Keadaaan Kesetimbangan.

• Ketika suatu sistem pada kesetimbangan diganggu, reaksi kimia terjadi LAGI sampai kesetimbangan baru terjadi lagi.

• H2 (g) + I2(g) 2HI(g)

Keadaaan Kesetimbangan.

• H2 (g) + I2(g) 2HI(g)

• Pada 490oC, K adalah 45,9. Konsentrasi HI, H2 dan I2 tidak

berubah sampai kondisi diubah. Beberapa macam perubahan yang mungkin :

(1) H2, I2 atau HI dapat dimasukkan ke dalam box.

(2) H2, I2 atau HI dapat dipisahkan (diambil)

(3) volume box dapat diubah (4) temperatur sistem dapat diubah (5) PENAMBAHAN katalis

Bagaimana keadaan kesetimbangan dipengaruhi dengan masing-masing perubahaN ini ?

[H2] [I2] [HI]

(1) Penambahan H2 Bertamb

ah

Berkurang Bertamba

h

(2) Pengurangan H2 Berkura

ng

Bertambah Berkurang

(3) Pengurangan

Volume

Bertamb

ah

Bertambah Bertamba

h

(4) Menaikkan

Temperatur

Bertamb

ah

Bertambah Berkurann

g

(5) Penambahan

katalis

Tidak

Ada

Pengaru

h

Tidak Ada

Pengaruh

Tidak Ada

Pengaruh

• DAPAT DIJELASKAN DENGAN KAIDAH:1. Konstanta Kesetimbangan

2. Prinsip Le Chatelier’sjika sistem kesetimbangan yang ke dalamnya dikenai suatu stress (ketegangan) akan cenderung untuk berubah untuk melepaskan stress (salah satunya C) tersebut. Misalnya H2 ditambahkan ke dalam box, sistem berkesetimbangan dapat mengabsorbsi stress tersebut jika beberapa molekul H2 bergabung dengan I2 membentuk HI. Hal ini berati bahwa konsentrasi HI akan bertambah dan konsentrasi I2 akan berkurang.

3. Kinetik. Teori Tumbukan

ASAM BASA• Teori Arrhenius (S.Arrhenius, 1884)

Menurut teori ini, Asam adalah larutan air menghasilkan ion hidrogen, dan basa dalam larutan air menghasilkan ion hidroksida yang menetralkan asam.

• Teori Bronsted lowry.

Asam Brønsted merupakan proton donor.Basa Brønsted merupakan akseptor proton.

• Teori Lewis (Gillbert Newton Lewis, 1923) Asam : Setiap spesi yang mengandung atom yang dapat menerima pasangan elektron.Basa : Setiap spesi yang mengandung atom yang dapat menderma pasangan elektronn. Asam : penerima (akseptor)pasangan elektron. Basa : penderma (donor) pasangan elektron.

Asam arhenius merupakan zat yg menghasilkan H+ (H3O+) dlm air

Basa arhenius merupakan zat yg menghasilkan OH- dlm air

4.3

Asam Brønsted merupakan proton donor.Basa Brønsted merupakan akseptor proton.

asambasa asam basa

4.3

Asam Brønsted terdiri dari minimal satuproton terhidrasi!

DERAJAT IONISASI DAN TETAPAN IONISASI

• Asam lemah atau basa lemah dalam larutan tidak terurai sempurna menjadi ion. Jumlah persen molekul atau fraksi molekul yang terurai menjadi ion disebut derajat ionisasi atau dinyatakan dengan .

• Misalnya suatu larutan asam mengandung 1 mol HA dalam V L.

• Ka disebut tetapan dissosiasi atau tetapan ionisasi dari asam atau tetapan asam…..

• Sehingga

• Dengan demikian maka

• Ungkapan ini mula-mula diturunkan oleh Ostwald. Oleh karena V = volume yang mengandung 1 mol zat terlarut, 1/V = c , maka Ungkapan ini disebut Hukum Pengenceran Ostwald.

• Dalam banyak hal derajat dissosiasi sangat kecil sehingga dapat dianggap bahwa,

• [HA]awal = [HA]kesetimbangan • oleh karena itu, 1- 1, sehingga hukum pengenceran Ostwald menjadi,

• Ka = 2c shg

  HA H+ + A-

Keadaan awal 1 0 0 mol dalam V L

reaksi

Pada kesetimbangan (1-) mol dalam V L

• dan Ka dapat diperoleh dari data pengukuran daya hantar yaitu,

Contoh

• Daya hantar molar suatu asam lemah HA 0,001 M pada temperatur 25C, 5,17 x 10-4 S M2 mol –1 . Pada temperatur ini o (H+) = 3,50 x 10-2 Sm2 mol-1. Hitung derajat dissosiasi HA dan tetapan ionisasi HA.

• Hitung persen ionisasi, a) HF 0,60 M Ka = 7,1 x 10-4

b) HCN 0,60 M Ka = 4,9 x 10-10

Contoh

• Hitung derajat dissosiasi larutan suatu basa, B 0,01 M. Diketahui Kb = 6,46x10-4.

• Dari eksperimen daya hantar, diperoleh derajat ionisasi suatu asam lemah HA 0,005 M pada temperatur 25C, 0,057. Hitung Ka

KEKUATAN ASAM DALAM LARUTAN • Kekuatan suatu asam bergantung juga pada pelarutnya. Makin

kuat sifat kebasaan pelarut, makin mudah asam melepaskan proton. Asam asetat adalah asam lemah dalam larutan air, tetapi dalam amonia cair yang basanya lebih kuat dari air, merupakan asam kuat, CH3COOH + NH3 CH3COO- + NH4

+ • Kekuatan suatu basa (hidroksida) ditentukan oleh kemampuan

basa ini untuk menghasilkan ion hidroksida. Kekuatan asam dapat dilihat dari derajat ionisasinya atau tetapan dissosiasinya, Ka. demikian pula kekuatan suatu basa dapat dilihat dari derajat ionisasinya atau tetapan dissosiasinya, Kb

• Faktor yang menentukan kekuatan relatif asam dan basa : a. kepolaran b. ukuran atom c. muatan d. bilangan oksidasi

HASILKALI ION UNTUK AIR (Kw)

• Pada pengukuran daya hantar air murni, jarum alat daya hantar tidak menunjukkan angka nol. Hal ini menunjukkan bahwa air mengalami ionisasi-sendiri. 2 H2O (l) H3O+ (aq) + OH-(aq)

Dengan menuliskan ion hidrogen dengan H+, penguraian dapat ditulis,H2O H+ + OH-

• Oleh karena sangat sedikit molekul air yang mengion, konsentrasi air tidak berubah. Oleh karena itu,

• Kc [H2O] = [H+] [OH-]

• Kw = [H+] [OH-]

• Kw disebut tetapan hasil kali ion atau tetapan air, yaitu hasil kali konsentrasi molar pada temperatur tertentu.

KW• Kw dan Suhu

Dissosiasi air adalah proses endoterm. Oleh karena itu derajat ionisasi air akan bertambah besar jika suhu dinaikkan.

Suhu Kw

0 0,114 x 10-14

10 0,292 x 10-14

20 0,681 x 10-14

25 1,01 x 10-14

30 1,47 x 10-14

40 2,92 x 10-14

50 5,47 x 10-14

60 9,61 x 10-14

SKALA pH, pOH, pK

• Untuk mempermudah, konsentrasi ion H+ dinyatakan dengan pH. Konsep pH ini diperkenalkan oleh ahli kimia Denmark, Sorensen pada tahun 1909. Huruf p ini berasal dari istilah Potenz(Jerman),puissance (Prancis), power (Inggris). Hubungan antara [H+] dan pH adalah,

• Denifisi pH Definisi modern dari pH didasarkan atas pengukuran Daya Gerak Listrik (DGL) suatu sel Galvani/Volta, yang terdiri dari sebuah elektroda indikator (elektroda kaca) dengan elektroda pembanding.

• Misalnya X dan S adalah dua larutan berturut-turut yang tidak diketahui pH-nya dan larutan pH-nya diketahui. Jika Es adalah DGL sel, dengan larutan standard yang keaktifan ion H+.aH- (S) dan aH- (X) adalah keaktifan ion H+ dari larutan yang tidak diketahui pH-nya, maka

Pada temperatur 298,15 K (25C).

• Ex - Es= 0,059 log (aH-(S)) - log (aH-(X))

= 0,059 (pHx – pHs)

Contoh Soal

• Pada temperatur 40C, Kw = 3,8 x 10-14. Hitung pH air.

• Suatu elektroda hidrogen standard dengan p(H2) = 1 atm dihubungkan dengan elektroda kalomel standard yang setengah reaksinya, HgCl2 (s) + 2 e 2 Hg (l) + 2 Cl- ; E = 0,242 V

Jika DGL sel 0,800 V, hitung pH larutan.• Hitung pH larutan HCl 10-8 M

ASAM KUAT DAN BASA KUAT • Asam kuat dan basa kuat terurai sempurna dalam larutan

air. Oleh karena itu konsentrasi H+ dan OH- sama dengan konsentrasi zat terlarut. Apakah pH dari HCl 10-9 M sama dengan 9. Tentu saja tidak mungkin, bahwa suatu asam yang diencerkan terus menerus akan menjadi basa.

• Dalam HCl 10-9 M, selain [H+] yang berasal dari asam ini, perlu diperhitungkan [H+] yang berasal dari H2O. Dalam larutan HCl dalam air terdapat tiga spesi yaitu : H+, OH- dan Cl-.

• Ada tiga persamaan yang berlaku untuk larutan HCl, 1. Kesetimbangan air [H+] [OH-] = Kw

2. Perimbangan materi [Cl-] = Ca (Ca = konsentrasi asam )

3. Prinsip penetralan muatan [H+] = [OH-] + [Cl-] [H+] = [OH-] + Ca

• Misalnya untuk HCl 10-5 M.

x = 10-5 + 10-9 = 10-14 M

[H+] = Ca

• Akan tetapi jika konsentrasi lebih kecil, misalnya 10-9 M maka Kw/[H+] tidak dapat diabaikan sehingga perlu dihitung dengan persamaan kuadrat di bawah ini. Dari

maka,

• [H+]2 – Ca[H+] – Kw = 0

• Hitung pH larutan HCl 10-7 M. Maka dengan[H+]2 – Ca[H+] – Kw = 0

H+ = 1,62 x 10-7 M pH = - log (1,62 x 10-7)

= 6,79

ASAM LEMAH MONOPROTIKHA H+ + A-

(1-)C C C Ka =

C 2 + Ka - Ka = 0• Ada tiga macam persamaan,

1. Kesetimbangan air dan asam. [H+] [OH-] = Kw

2. Perimbangan materi, Ca = [HA] + [A-]

3. Perimbangan muatan, [H+] = [A=] + [OH-][OH-] = Kw/[H+]

[H+]3 + Ka[H+]2 – (Kw + Ca Ka) [H+] – Kw Ka = 0

[H+]2 + Ka [H+] - Ka Ca = 0

LARUTAN BUFFER

• Larutan Buffer yang juga dikenal sebagai penyangga, pada umumnya terdiri dari campuran asam lemah dan garamnya misalnya, CH3COOH-CH3COONa atau basa lemah dan garamnya misalnya, NH3-NH4Cl.

• Fakta bahwa penambahan ion senama dalam larutan asam lemah atau basa lemah menghasilkan pergeseran kesetimbangan ke arah molekul asam atau basa yang tidak terurai. Oleh karena itu larutan buffer dapat didefinisikan sebagai campuran asam lemah dengan basa konjugasinya atau basa lemah dengan konjugasinya.

• Rumus=• sifat larutan buffer : 1. Mempunyai pH tertentu (persamaan

Henderson-Hasselbalch) 2. pH-nya relatif tidak berubah jika ditambah

sedikit asam atau basa. 3. pH-nya tidak berubah jika diencerkan.

Kapasitas Buffer

• Kapasitas buffer yang juga disebut indeks buffer atau intesitas buffer yaitu suatu ukuran kemampuan buffer untuk mempertahankan pHnya yang konstan jika ditambahkan asam kuat atau basa kuat.

• Kapasitas buffer, didefinisikan dengan persamaan :

pH Larutan Dalam Air.

• Dalam menghitung pH larutan perlu diperhatikan macam larutan yang dihadapi. 1. Air Murni : pada suhu kamar [H+] = 1x10-7 M maka PH = 7 2. Asam kuat [H+] maka kemolaran dari asam [H+] = Ca 3. Basa kuat :

[OH-] = kemolaran basa = Cb pH = 14-pOH

4. Asam Lemah [H+] + Ka[H+] – KaCa = 0 Jika [H+] lebih kecil dari 0,05 Ca gunakan rumus pendekatan :

5. Basa Lemah

6. Garam yang terjadi dari asam lemah dan basa kuat pH= ½ pKw + ½ pKa + ½ log Cg

Garam dari asam kuat basa lemah?7. Garam yang terjadi dari asam lemah dan basa lemah.

pH = ½ pKw + ½ pKa – ½ pKb pH tidak bergantung terhadap konsentrasi garamnya. Jika Ka=Kb, maka pH larutan = 7

8. Buffera. Campuran asam lemah dan garamnya

b. Campuran basa lemah dan garamnya.

contoh

• Bandingkan perubahan pH jika ke dalam masing-masing 1 L a. air murni ditambah 1 mL HCl 1 M b. larutan buffer yang mengandung NaOAc 0,5 M dan HOAc 0,5 M ditambah 1 mL HCl 1 M Ka:HOAc=1,8x10-5

• Hitung pH dan kapasitas buffer suatu larutan yang diperoleh dengan mencampurkan 112 mL larutan H3PO4 0,1325 M dan 136 mL larutan Na2HPO4 0,1450 M.

• Hitung pH suatu larutan buffer yang dibuat dengan cara mencampurkan 100 mL NaOH 0,200 M dan 150 mL CH3COOH 0,400 M Ka= 1,8x10-5

• HITUNG pH dari CH3COONa 0,1 M DENGAN Ka = 1,8x10-5

• Hitung PH DARI NH4Cl 0,1 M

• Hitung pH dari CH3COONH4 Ka = 1,8x10-5

dan Kb = 1,8x10-5