MAKALAH

ASAM DAN BASA

DI SUSUN OLEH:

KELOMPOK 5

1.FATHAN ZAKIAN (140140024)

2. . EVANA (100140035)

3. SONJA NURFADHILLAH (140140014)

4. NURUL ANNISA (140140073)

5. CUT MUANNAS (140140020)

6. MAULIANA (140140008)

JURUSAN TEKNIK KIMIA FAKULTAS TEKNIK

UNIVERSITAS MALIKUSSALEH

ACEH UTARA

2014

ii

Kata Pengantar

Puji syukur kita panjatkan atas kehadirat Tuhan

Yang Maha Esa yang telah memberikan nikmat dan karunia-Nya

sehingga kami dapat menyelesaikan makalah ini.

Makalah ini disusun dengan tujuan untuk mengetahui ilmu kimia

yang khususnya akan membahas tentang “ASAM DAN BASA”.

Kami mengucapkan terima kasih kepada rekan-rekan dan dosen

pembimbing yang telah sudi membantu penulis dalam menyusun

makalah ini hingga selesai.

Kami minta maaf jika ada kekurangan dalam makalah ini dan kami

mohon kritik dan sarannya kepada para pembaca agar kami bisa

memperbaiki kesalahan dan untuk mempermudah kami dalam

menyusun makalah yang lainnya dimasa mendatang.

Lhokseumawe, 16 September 2014

ii

DAFTAR ISI

Kata pengantar............................................. i

Daftar isi................................................. ii

BAB I PENDAHULUAN

1.1.............................................Latar Belakang.................................................... 1

1.2............................................Tujuan Penulisan.................................................... 1

1.3............................................Tujuan Penulisan................................................ 1

BAB II TUJUAN PUSTAKA

2.1Teori Asam dan Basa........................... 2

2.2Teori Arrhenius............................... 2

2.3 Teori Brønsted-Lowry............................ 3

2.4 Menamai Asam Anorganik...................... 6

2.5 Struktur Senyawa Hidroksi.................... 6

2.6 Penetralan................................... 7

ii

2.7.........................................Teori Asam Basa Lewis................................................ 7

2.8.................................larutan Dapar (buffer) dan Indikator.................................................... 8

2.9 asam poliprotik (berbasa banyak) lemah............. 9

2.10 Tetapan keseimbangan semu..................... 10

2.11 Titrasi....................................... 10

CONTOH SOAL............................... 11

BAB III PERMASALAHAN (STUDI KASUS)

3.1 Aplikasi dalam Industi............................. 14

3.2 Aplikasi dalam kehidupan sehari-hari............... 14

BAB IV PENUTUP

4.1 Kesimpulan..................................... 17

Daftar pustaka....................................

BAB 1

PENDAHULUAN

1.1 Latar Belakang

Asam dan basa secara tidak sadar merupakan bagian dari

kehidupan kita. Kita senantiasa berinteraksi dengan asam dan

basa setiap hari. Makanan yang kita konsumsi sebagian besar

bersifat asam, sedangkan pembersih yang kita gunakan (sabun,

ii

detergen, dll.) adalah basa. Enzim-enzim dan protein dalam

tubuh kita juga merupakan asam.

Selain itu, asam dan basa sangat berpengaruh terhadap

kondisi lingkungan. Keasaman tanah akan berpengaruh terhadap

kondisi tumbuhan yang ada di atasnya. Kualitas air juga dapat

ditentukan dengan mengukur tingkat keasamannya. Suatu daerah

yang dilanda hujan asam akan mengalami kerusakan lingkungan

yang cukup buruk.

Kebanyakan asam dan basa (yang belum bercampur dengan

senyawa lain) di alam berupa liquid (larutan). Karena bentuk

inilah yang mudah untuk direaksikan dengan senyawa lainnya.

Meskipun asam dan basa yang kita konsumsi sehari-hari berupa

padatan seperti makanan dan sabun, namun pada akhrinya tetap

butuh diencerkan juga (direaksikan atau dicampur dengan air)

agar lebih mudah diserap atau digunakan.

1.2Tujuan Penulisan

Tujuan penulis membuat makalah ini yaitu,

1. Agar kita dapat membedakan antara asam dan basa

2. Mengetahui manfaat asam dan basa dalam kehidupan sehari-

hari

1.3 Manfaat penulisan

Manfaat dari penulisan ini untuk memberikan pemahaman

yang tepat tentang asam dan basa kepada semua pihak yang

membacanya, baik dikalangan umum maupun dikalangan mahasiswa

khususnya.

ii

BAB II

TINJAUAN PUSTAKA

Setiap zat atau senyawa mempunyai sifat asam, basa, atau

netral. Kita dapat menentukan apakah zat atau senyawa tersebut

asam, basa atau netral dengan menggunakan indikator. Indikator

ini dapat berupa indikator universal atau lakmus biru, lakmus

merah yang dimuat di laboratorium, atau juga dapat menggunakan

indikator asam basa dengan bahan dari alam, seperti bunga

kembang sepatu, bunga bogenuil, bunga mawar, kunyit dan

sebagainya. Zat warna dari bahan – bahan tersebut memberi

warna yang berbeda dalam larutan asam, basa, maupun netral.

2.1 Teori Asam dan Basa

Asam merupakan zat yang memiliki sifat-sifat yang

spesifik, misalnya memiliki rasa asam, dapat merusak permukaan

logam juga lantai marmer atau biasa disebut korosif. Asam juga

dapat bereaksi dengan logam dan menghasilkan gas Hidrogen,

sebagai indikator sederhana terhadap senyawa asam, dapat

digunakan kertas lakmus, dimana asam dapat mengubah kertas

lakmus biru menjadi merah. Asam klorida dalam geteh pencernaan

dilambung, asam asetat sebagai asam penyusun dalam cuka, asam

karbonat yang memberikan rasa segar dalam minuman berkarbonat,

dan asam sitratyang dikandung dalam berbagai jeruk.

ii

Basa merupakan zat yang memiliki sifat – sifat yang

spesifik, seperti lilin. Jika mengenai kulit kulit dan terasa

getir, serta dapat mengubah kertas lakmus merah menjadi biru.

Banyak orang mengenali bau rangsang yang kuat (dari) basa

amonia, lazim digunakan dalam bentuk larutan air dan berbagai

cairan pembersih sebagai pemati hama.

2.2 Teori Arrhenius

Menurut Arrhenius (1884), asam adalah zat yang melepaskan ion

H+ atau H3O+ dalam air. Sedangkan basa adalah senyawa yang

melepas ion OH- dalam air. Bila asam dan basa direaksikan, maka

produk yang akan terbentuk adalah senyawa netral (yang disebut

garam) dan air. Reaksi ini disebut sebagai reaksi pembentukan

garam atau reaksi penetralan, yang akan mengurangi ion H+ dan

OH- serta menghilangkan sifat asam dan basa dalam larutan

secara bersamaan. Jika asam yang bereaksi dengan basa adalah

asam poliprotik, maka akan dihasilkan lebih dari satu jenis

garam. Misalnya pada rekasi antara NaOH dengan H2SO4.

2.3 Teori Brønsted-Lowry

Teori Brønsted-Lowry adalah teori mengenai asam basa yang

digagaskan oleh Johannes Nicolaus Brønsted dan Thomas Martin

Lowry pada tahun 1923 secara terpisah. Dalam teori ini, asam

Brønsted didefinisikan sebagai sebuah molekul atau ion yang

mampu melepaskan atau "mendonorkan" kation hidrogen (proton,

H+), dan basa Brønsted sebagai spesi kimia yang mampu menarik

atau "menerima" kation hidrogen (proton).

2.3.1 Larutan air asam dan basa (Aqueous Solution of acids

and bases)

ii

Asam monoprotik yaitu molekul yang mampu

menyumbangkan satu proton ke sebuah molekul air. Karena

penyumbangan proton adalah suatu reaksi yang reversible, tiap

asam haruslah membentuk basa dengan menyumbang kan protonnya itu. Serupa

pula, tiap basa harus membentuk suatu asam dengan menerima sebuah proton.

Hubungan ini dikatakan sebagai konjugat.

Asam poliprotik. Asam, seperti H2SO4, H3PO4, dan H2CO3, dengan molekul yang mampu menyumbangkan lebih dari satu

proton disebut asam poliprotik. Karena molekul H2SO4, dan H2CO3

dapat menyumbangkan dua proton, mereka juga disebut asam

diprotik, asam dengan molekul yang dapat menyumbangkan tiga

proton, seperti H3PO4, juga disebut triprotik.

Ion atau molekul yang dapat baik menyumbang atau pun

menerima sebuah proton dikatakan bersifat amfiprotik.

Basa, sifat-sifat yang lazim untuk larutan air dari

basa-basa disebabkan oleh ion hidroksida (OH−¿ ¿, suatu basa

Brønsted-Lowry. Hidroksida ionic dari unsur-unsur IAdan IIA

adalah basa-basa kuat. Karena ion hidroksida telah ada dalam

senyawa-senyawa ini, cukuplah bila zat-zat ini melarut dalam

air dan memberikan ion-ion hidroksida yang merupakan

karakteristik dari suatu larutan basa. Basa NaOH dan KOH, yang

dapat memberikan 1 mol ion hidroksida per mol senyawa, disebut

basa monohidroksi. Karena 2 mol ion hidroksida diberikan per

mol Ca(OH¿¿2 dan Ba¿, maka senyawa ini disebut basa dihidroksi.

2.3.2 Kuat relative asam dan basa

kuat suatu asam, HA, dalam larutan air merupakan

suatu ukuran dari kecendrungannya menyumbangkan sebuah proton

kepada sebuah molekul air:

ii

HA + H2O H3O+¿¿ + A−¿¿

Sejauh mana reaksi ini berlangsung dari kiri kekanan juga

merupakan kecenderungan dari basa konjugat, A−¿¿, untuk menerima

sebuah proton dari H3O+¿¿:

H3O+¿+A−¿¿ ¿ HA + H2O

Azas mendasar bagi tingkatan ini adalah makin kuat asam itu,

makin lemah basa konjugatnya. Di antara ketika asam, HCl,

HC2H3O2, dan HCN, yang terkuat ialah HCl dan yang terlemah

ialah HCN. Di antara ketiga basa, Cl−¿ ¿, C2H3O2−¿¿, dan CN−¿ ¿, basa

terkuat adalah CN−¿ ¿ dan yang terlemah Cl−¿ ¿.

Efek pendataran (leveling effect) yaitu, reaksi suatu pelarut

untuk mengurangi reagensia yang berlainan menjadi sama kuat.

Dalam pelarut-pelarut tertentu, mudah untuk menunjukkan bahwa

HClO4 merupakan asam yang lebih kuat daripada HNO3. Sebagai

lebih kuat daripada H3O+, membentuk larutan dengan kuat asam

yang praktis sama, karena air merupakan basa yang cukup kuat

untuk mengambil proton dari masing-masing asam yang lebih kuat

daripada H3O+. untuk asam sangat kuat apa saja, HA, pengionan

dalam air,

HA + H2O H3O+ + A-

Pada hakekatnya berlangsung lengkap. Ini berarti bahwa asam

apa saja yang lebih kuat daripada H3O+, akan begitu saja

membentuk H3O+ dalam larutan air , jadi H3O+ merupakan asam terkuat

yang dapat berada dalam larutan air.

Air mempunyai efek pendataran terhadap basa apa saja

yang kebasaannya lebih besar daripada OH-. Jika natrium amida,

NaNH2, bersentuhan dengan air, akan berlangsung reaksi sebagai

berikut:

ii

NH2- + H2O NH3 + OH-

Basa yang sangat kuat, NH2-, tak dapat berada dalam larutan

air. Demikian pula O2-. Kedua penerima proton yang kuat ini

akan didatarkan untuk membentuk larutan ion OH-, karena OH-

adalah basa terkuat yang dapat berada dalam larutan air.

Pelarut-pelarut ini juga mendatarkan kekuatan asam dan

basa yang potensial (tersenbunyi kekuatannya). Dalam ammonia

cair, asam yang lebih kuat dari NH4+ akan didatarkan

kekuatannya menjadi sana dengan kekuatan NH4+. Basa terkuat

yang mungkin dalam amonia adalah, NH2-.

2.3.3 Reaksi Asam-Basa dalam Larutan Garam dalam Air

Dalam air murni terdaat ion H+ (atau H3O+) dari ion OH-

dalam konsentrasi yang sama, yang sangat kecil. Bila

konsentrasi H+ sama dengan konsentrasi OH- maka larutan

disebut netral. Jika konsentrasi H+ lebih tinggi daripada

konsentrasi OH-, maka larutan itu bersifat asam. Jika

konsentrasi OH- lebih tinggi daripada konsentrasi H+, larutan

bersifat basa.

Larutan air dari garam-garam dapat bersifat asam, basa

atau netral, bergantung pada garamnya. Suatu larutan air

(dari) ammonium klorida, NH4Cl, memerahkan lakmus biru; jadi,

lrutan ini bersifat asam. Suatu larutan air (dari) natrium

asetat, NaC2H3O2, mempunyai efek sebaliknya dan membirukan

lakmus merah; jadi larutan ini bersifat basa. Suatu latutan

air (dari) natrium klorida, NaCl, atau ammonium asetat,

NH4C2H3O2, tak mempunyai pengaruh pada lakmus dan mestilah

bersifat netral.

Untuk menerangkan perbedaan ini, haruslah diperhatikan

reaksi kation atau anion (atau keduanya) dari suatu garam ii

dengan air, suatu proses yang dikenal sebagai hidrolisis.

Hidrolisis adalah reaksi ntara zat apa saja dan air, serta

takterbatas pada larutan garam. Contoh hidrolisis ialah

pengionan asam asetat dalam air

HC2H3O2 + H2 ↔ H3O+ + C2H3O2-

Dan pengionan amonia dalam air

NH3 + H2O ↔ NH4+ + OH-

Reaksi ion garam dengan air yang mengubah keasaman

melibatkan transfer proton dan adalah reaksi-reaksi

hidrolisis. Akan diperiksa keempat kasus berikut ini bila

garam dilarutkan dalam air.

1. basa Baik kation maupun anion garam itu tidak cukup bersikap sebagai

asam maupun. Garam yang terdiri dari kation (Li+, Na+, K+,

Ba2+, Sr2+) dari basa kuat, dan anion (Cl-, NO3-, SO4

2-) dari

asam kuat membentuk larutan netral. Contoh disamping NaCl

adalah kalium klorida KCl; barium klorida, BaCl2;

strontium nitrat, Sr(NO3)2.

Dalam larutan air garam-garam ini, kation tidak banyak

bereaksi dangan air (terhidrolisis) untuk membentuk ion H+, dan

anion tidak banyak bereaksi dengan molekul air untuk membentuk

ion OH-.

2. Kation garam itu bertindak sebagai asam, tetapi anionnya tidak cukup

bersifat sebagai basa. Garam yang terdiri dari kation (dari)

basa lemah dan anion (dari) asam kuat membentuk larutan

yang bersifat asam. Contohnya adalah ammonium klorida,

NH4Cl, dan ammonium nitrat, NH4NO3. Dalam larutam air

(dari) garam-garam ini, ion NH4+ berfungsi sebagai asam.

Karena ion Cl- dan NO3- adalah basa yang sangat lemah,

mereka tidak cukup berfungsi sebagai basa dalam air.

ii

3. Anion dari garam bertindak sebagai basa, tetapi kationnya tidak bertindak

cukup sebagai asam. Garam yang terdiri dari kation (dari)

basa kuat dan anion (dari) asam lemah, membentuk larutam

yang bersifat basa. Contohnya adalah natrium asetat,

NaC2H3O2, dan natrium sianida, NaCN. Karena ion natrium

adalah kation dari suatu basa kuat, maka kation ini tidak

cukup berfungsi sebagai asam. Ion asetat dan sianida

berfungsi sebagai basa. Karena ion sianida lebih kuat

daripada ion asetat, suatu larutan NaCN lebih bersifat

basa daripada larutan NaC2H3O2 yang ekuimolar.

4. Kation garam bertindak sebagai suatu asam, dan anion bertindak sebagai

suatu basa. Dengan garam yang terdiri dari kation basa lemah

dan anion asam lemah, kedua ion itu akan mengalami

hidrolisis. Larutan yang terdiri bersifat netral, asam

atau basa, bergantung pada kuat relative kation asam dan

anion basa itu.

2.4 Menamai Asam Anorganik

Kedua kelas asam anorganik yang paling lazim adalah (1)

asam biner dan yang bertalian dan (2) asam-oksi terner, yang

mengandung satu atau lebih atom oksigen yang terikat pada

suatu unsur selain hidrogen. Asam-asam yang dikenal sering

dirujuk baik dengan nama senyawa mereka, dengan nama trivial

atau nama lazim mereka sesuai dengan kebiasaan yang telah

mapan selama bertahun-tahun.2.4.1 Asam Biner dan yang Bertalian

Kelas ini mencakup hidrogen halide, hidrogen sulfide dan

hidrogen sianida. Akan nama lazim ini dariasam menyatakan

unsur induknya, misalnya, klor – untuk klor. Nama itu mencakup

akhiran –ida dan kata “asam” sebagai ganti “hidrogen”. (Nama

ii

lazim dalam bahasa inggris terdiri dari akar nama dan awalan

hydro- dan akhiran –ic).2.4.2 asam-oksi terner

Nama sistematik asam-asam dalam kelas ini, tepat sama seperti

untuk senyawa biner dan yang bertalian, yakni didasarkan pada

nama anion yang terbentuk setelah protonnya diambil. Nama

lazim untuk asam-asam-oksi adalah dengan menggunakan kata

“asam” sebagai ganti “hidrogen”. (Nama lazim inggris: akhiran –

ic yang berpadanan dengan –ate atau –ous yang berpadanan dengan –

ite).

2.5 Struktur Senyawa Hidroksi

dalam asam-asam-oksi seperti HNO3, H2SO4, dan HClO,

dan dalam basa-oksi seperti NaOH dan Ca(OH)2, tiap atom

hidrogen terikat secara kovalen pada sebuah atom oksigen. Jika

unsur yang terikat itu mempunyai keelektronegatifan yang

rendah, maka tarikannya terhadap sepasang electron tidak kuat,

dan senyawa ion bersifat ionic. Semua hidroksida unsure grup

IA dan IIA adalah senyawa ion.

Na+, [ O−¿H]- Ca2+, 2[ O−¿H]-

Ion hidroksida dibebaskan bila hidroksiaionik ini melarut

kedalam air.

Jika unsur yang diikat pada gugus OH mempunyai

keelektronegatifan yang tinggi,unsur ini menarik pasangan

electron dengan kuat,seperti oksigen.Akibatnya akan terbentuk

ikatan kovalen ,bukannya ikatan ion,antara unsur itu dan

oksigen.gaya tarik yang kuat terhadap elektron – electron oleh

unsur itu dan oleh oksigen menyebabkan ikatan antara oksigen

ii

dan hidrogen menjadi sangat polar , sehingga inti hidrogen

mudah diambil oleh gugus pencari proton.

Secara umum ,makin banyak atom oksigen yang terikat pada

unsur bukan logam yang lain ,dalam suatu senyawa

hidroksi,makin kuat asam itu.

2.6 Penetralan

Asam kuat dan basa kuat .bila kuantitas ekuimolar dari suatu

asam kuat seperi asam klorida ,HCl ,dan suatu basa kuat

seperti natrium hidroksida,NaOH,dicampur dalam suatu larutan

air ,ion hidronium dari asam dan ion hidroksida dari basa,akan

bersenyawa membentuk air. .reaksi ini dikenal sebagai

penetralan.

Setelah reaksi antara asam kloridadan natrium hidroksida

lengkap,tinggallah larutan dari ion

2.7 Teori Asam-Basa Lewis

Pada teori asam-basa Arrhenius tidak dijelaskan perilaku asam-

basa dalam larutan tidak berair dan pada teori asam-basa

Bronsted-Lowry tidak diterangkan akan adanya sistem yang tidak

terprotonasi. G.N. Lewis, pada tahun 1923, mengemukakan teori

asam-basa dalam buku Thermodynamics and the Free Energy of Chemical

Substances .

Menurut Lewis:

• Asam: zat/senyawa yang dapat menerima pasangan elektron

bebas dari zat/senyawa lain untuk membentuk ikatan baru.

• Basa: zat/senyawa yang dapat mendonorkan pasangan

elektron bebas dari zat/senyawa lain untuk membentuk

ikatan baru.

ii

Produk dari reaksi asam-basa Lewis merupakan senyawa kompleks.

Proton merupakan asam Lewis. Lewis mengembangkan reaksi asam-

basa yang menyangkut zat/senyawa yang tidak mempunyai atom H

dalam senyawanya

Secara umum, reaksi asam-basa Lewis terjadi apabila ada basa

yang mendonorkan pasangan elektronnya dan asam yang menerima

pasangan elektron tersebut untuk membentuk ikatan baru. Produk

yang terjadi dari reaksi asam-basa Lewis disebut dengan

senyawa kompleks (adduct) dan ikatan yang terjadi adalah

ikatan kovalen koordinasi. Contoh sederhana dari reaksi asam-

basa Lewis adalah reaksi pembentukan ion hidronium dan ion

amonium.

Untuk melihat hubungan asam Lewis dengan asam Bronsted-Lowry

adalah dengan cara meninjau reaksi antara amonia dengan gas

hidrogen klorida.

Di beberapa buku dikatakan bahwa amonia mendonorkan pasangan

elektron bebasnya kepada ion hidrogen, suatu proton sederhana

yang tidak mengandung elektron di sekitarnya. Hal ini

merupakan suatu kesalah pahaman. Kita tidak bisa menemukan H+

bebas dalam suatu sistem kimia. Ion H+ sangat reaktif sehingga

ion H+ selalu terikat pada sesuatu. Tidak akan pernah

ditemukan ion hidrogen bebas dalam molekul HCl. Dalam molekul

HCl tidak terdapat orbital kosong yang dapat menerima pasangan

elektron bebas.

ii

2.8 Larutan Dapar (Buffer) dan Indikator

Jika [H+] (atau pH) suatu larutan tidak banyak terpengaruh oleh

penambahan asam dan basa dalam jumlah kecil, larutan itu di

sebut bersifat dapar (buffer). Larutan akan mempunyai sifat-

sifat berikut jika mengandung asam lema maupun basa lemah,

dalam jumlah agak besar. Jika asam kuat dalam jumlah kecil di

tambahkan kepada larutan demikian, kebanyakan H+ yang akan

ditambahkan bergabung dengan basa lemah dari dapar itu dalam

jumlah yang equifalen dan membentuk asam konjugasi dari basa

lemah itu.

Indikator Asam dan Basa

Indikator merupakan kebalikan dari dapar. Indicator

adalah pasangan asam-basa konjugasi yang terdapat dalam

konsentrasi molar kecil sehingga tidak mempengaruhi pH larutan

keseluruhan.

HIn H+ +In-

Maka, [H+] = Ka x HIn¿−¿¿

Indikator dapat membedakan larutan, apakah asam, basa, atau

netral. Indikator asam basa adalah senyawa khusus yang

ditambahkan pada larutan, dengan tujuan mengetahui kisaran pH

dalam larutan tersebut. Senyawa indikator yang tak

terdisosiasi akan mempunyai warna berbeda dibanding indikator

terionisasi.

Indikator buatan adalah indikator yang sudah dibuat di

laboratorium atau di pabrik alat – alat kimia, kita tinggal

menggunakannya. Untuk mengidentifikasi sifat asam, basa, dan

ii

garam biasanya menggunakan kertas lakmus. Kertas lakmus

terdiri dari lakmus merah dan lakmus biru. Indikator buatan

lainnya adalah indikator universal, indikator asam basa

seperti fenolptalin dan metal jingga. Indikator ini selain

untuk menentukan sifat asam basa juga dapat digunakan untuk

menentikan derajat keasaman atau pH larutan.

Cara membuat indicator asam basa alami, yaitu :

1.      Menumbuk bagian bunga yang berwarna pada mortar.

2.      Menambahkan sedikit aquades pada hasil tumbukan

sehingga didapatkan ekstrak cair.

3.      Ekstrak diambil dengan pipet tetes dan diteteskan pada

keramik.

4.      Menguji dengan meneteskan larutan asam dan basa pada

ekstrak, sehingga ekstrak dapat berubah warna.

2.9 Asam Poliprotik (Berbasa Banyak) Lemah

Jika terdapat kemungkinan terjadinya ionisasi rangkap banyak,

H2S dan H2CO3, setiap tahap ionisasi itu mempunyai ketetapan

keseimbangannya sendiri-sendi, berbagai tetapan itu biasanya

di bedakan dengan menggunakan subskrips.

Ionisasi primer : H2S H+ + HS- K1 = ¿¿

Ionisasi Sekunder : HS- H+ + S2- K2 = ¿¿

ii

Tetapan ionisasi sekunder asam polipotik selalu lebih kecil

dari yang primer (K2 < K1); yang ketiga, jika ada, lebih kecil

lagi dari yang kedua; demikian seterusnya.

Namun, harus jelas bahwa [H+] berarti konsentrasi nyata ion

hydrogen di dalam larutan. Dalam campuran air yang mengandung

beberapa macam asam, asam-asam itu mempunyai peranan dalam

memberikan konsentrasi hydrogen di dalam larutan, tetapi karna

hanya ada satu nilai [H+] dalam setiap larutan tertentu, harus

sekaligus memenuhi kondisi keseimbangan untuk berbagai asam

itu.

Dalam hal asam poliprotik, K1 biasanya lebih besar dari K2.

Sehingga hanya keseimbangan K1 saja yang harus di perhatikan

dalam mnghitung [H+] di dalam larutan asam itu.

2.10 Tetapan Keseimbangan Semu

Penyederhanaan system keseimbangan rangkap sering di gunakan

dalam reaksi-reaksi biokimia atau reaksi organic lainnya, yang

melibatkan asam dan basa.

Contoh :

CH3CO2PO32- + H20 HPO4

2- + H+

Di samping reaksi hidrolisis fundamental di atas, terdapat

keseimbangan-keseimbangan asam-basa secara sendiri-sendiri

untuk asetil-fosfat, asetat, dan ion hydrogen fosfat. Asetil

fosfat atau [AcP] mungkin di gunakan untuk menyatakan jumlah

konsentrasi semua bentuk ion dan

ii

bukan ion daripada asam asetil fosfat, dan [fosfat] atau [P1]

untuk menandai semua bentuk anorganik asam fosfat dan basa

konjugasinya yang berurutan. Penyebaran antara asetil fosfat

dan hasil hidrolisisnya tentu bergantung pada pH, tidak hanya

karna H+ merupakan hasil hidrolisis tetapi juga karena

penyebaran dari ketiga zat lain (kecuali air). Bentuk-bentuk

asam atau konjugasinya bergantung pada pH. Digunakan suatu

konvensi untuk menentukan K1, yaitu ketetapan keseimbangan semu

(apparent equilibrium constant) yang sesuai dengan nilai pH tertentu,

dimana digunakan konsentrasi stoikiometri dan bukan

konsentrasi spesies dalam tahap ionisasi tertentu.

K1 = [Ac ][P1]

[AcP ]

Nilai Ph yang paling umum untuk menentukan K1 ialah 7, yaitu

hamper mendekati nilai fisiologi. Walaupun keseimbangan

sebenarnya, tidak bergantung pada pH, namun perubahan nilai K1

terhadap nilai pH dapat di hitung atau di tentukan secara

empiris, pH akan di anggap sebagai suatu fariabel tak gayut

(independen), seperti suhu.

2.11 Titrasi

Tritasi adalah proses penentuan banyaknya suatu larutan dengan

konsentrasi yang diketahui dan diperlukan untuk bereaksi

secara lengkap dengan sejumlah contoh tertentu yang akan

dianalisis. Prosedur analitis yang melibatkan titrasi dengan

larutan-larutan yang konsentrasinya diketahui disebut analisis

volumetri.

ii

CONTOH SOAL :

1. Tentukan pH dari suatu larutan yang memiliki konsentrasi

ion H+ sebesar 10− 4 M dengan tanpa bantuan alat hitung

kalkulator!

Pembahasan

Menghitung pH larutan atau pOH larutan.

Diketahui data:

[H+] = 10−4, dengan rumus yang pertama untuk mencari pH

Sehingga:

ingat kembali rumus logaritma:

2. Suatu larutan diketahui memiliki nilai pH sebesar 3.

Tentukan besar konsentrasi ion H+ dalam larutan tersebut!

Pembahasan

ii

Data:

pH = 3

[H+] = .....

3. Suatu larutan diketahui memiliki nilai pH sebesar 2,7.

Tentukan besar konsentrasi ion H+ dalam larutan tersebut dengan

tanpa kalkulator, diberikan log 2 = 0,3!

Pembahasan

Data:

pH = 2,7

[H+] = .....

4. Suatu larutan memiliki pH = 2. Tentukan pH larutan jika

diencerkan dengan air seratus kali!

Pembahasan

ii

Data:

Diencerkan 100 x berarti V2 = 100 V1

pH = 2, berarti [H+] = 10−2

pH setelah diencerkan =....

V2M2 = V1M1

BAB III

PERMASALAHAN (STUDI KASUS)

3.1 APLIKASI DALAM INDUSTRI

Semua aspek kehidupan mengan dung asam dan basa.

- untuk analisis kandungan COD dalam limbah, menggunakan

larutan buffer (penyangga) asam basa, dan larutan asam sulfat.

- larutan buffer lain dalam analisis kandungan zat dalam

limbah.

- untuk mengawetkan makanan, sehingga ada makanan yang

diasamkan.

- untuk membantu pelarutan bahan baku industry.

ii

- untuk membersihkan kotoran yang melekat di mesin

(sabun/detergen).

3.2 APLIKASI DALAM KEHIDUPAN SEHARI-HARI

Contoh-contoh Asam

Asam dapat dengan mudah kita temui dalam kehidupan sehari-

hari. Dalam makanan, minuman, buah-buahan, air hujan bahkan di

dalam tubuh kita.

Contoh asam organik adalah asam sitrat terdapat dalam buah

jeruk, asam format terdapat dalam gigitan/sengatan semut dan

sengatan lebah dan asam asetat yang terdapat dalam cuka makan.

Asam mineral adalah senyawa asam seperti asam klorida (asam

lambung) terdapat dalam sistem pencernaan manusia dan hewan.

Asam mineral banyak juga dimanfaatkan oleh manusia untuk

memenuhi kebutuhan sehari-hari dan umumnya bersifat asam kuat.

Contoh asam mineral adalah asam klorida yang digunakan secara

luas dalam industri, asam sulfat untuk aki mobil dan asam

fluorida yang biasanya digunakan pada pabrik kaca.

Berdasarkan kekuatannya asam dibagi menjadi dua jenis, yaitu

asam kuat dan asam lemah. Kekuatan suatu asam dapat ditentukan

dari kemampuannya melepaskan ion hidrogen yang bermuatan

ii

positif (ion H+) ketika dilarutkan dalam air. Semakin banyak

ion H+ yang dilepaskan, semakin kuat sifat asamnya.

Berikut ini adalah tabel beberapa contoh asam kuat dan asam

lemah.

Contoh-contoh Basa

Sama halnya dengan zat asam, zat basa juga dapat dengan mudah

kita temui dalam kehidupan sehari-hari. Sifat licin dan

rasanya yang pahit merupakan cara mudah untuk mengenali zat

basa. Beberapa contoh zat basa yang sering digunakan adalah:

1. Natrium hidroksida / soda api / soda ash dan kalium

hidroksida, sebagai bahan baku pembersih dalam rumah tangga,

misalnya sabun mandi, sabun cuci, detergen, pemutih dan

pembersih lantai

ii

2. Magnesium hidroksida dan aluminium hidroksida, terkandung

dalam obat nyeri lambung (antasid)

3. Amoniak, untuk pelarut desinfektan (pencegah terjadinya

infeksi) dan bahan baku pupuk urea

Jika diketahui rumus kimia suatu basa, maka untuk memberi nama

basa, cukup dengan menyebut nama logam dan diikuti kata

hidroksida. Berikut ini tabel beberapa contoh basa kuat dan

basa lemah:

ii

BAB IV

PENUTUP

3.1 Kesimpulan

Asam adalah senyawa kimia yang bila dilarutkan dalam air akan

menghasilkan larutan dengan pH lebih kecil dari 7. Dalam

definisi modern, asam adalah suatu zat yang dapat memberi

proton (ion H+) kepada zat lain (yang disebut basa), atau

dapat menerima pasangan elektron bebas dari suatu basa.

Asam terbagi atas dua maca yaitu asam kuat dan asam lemah.

Asam mempunyai rasa asam dan bersifat korosif.

Basa adalah senyawa kimia yang menyerap ion hydronium ketika

dilarutkan dalam air. Basa memiliki pH lebih besar dari 7.

Seperti hal-nya asam, basa juga terbagi dua macam yaitu basa

kuat dan basa lemah. Basa mempunyai rasa pahit dan merusak

kulit, terasa licin seperti sabun bila terkena kulit. Dan

dapat menetralkan asam.

ii

Jika pH = 7, maka larutan bersifat netral. Jika pH < 7, maka

larutan bersifat asam. Jika pH > 7, maka larutan bersifat

basa.

ii

DAFTAR PUSTAKA

Keenan, kleinfelter, wood,(1989), kimia untuk universitas,

Jilid 1, Erlangga, Jakarta.

http://www.chem-is-try.org/materi_kimia/kimia_dasar/

asam_dan_basa/konsep-ph-poh-dan-pkw/

http://www.smkn1bandung.com/modul/adaptip/adaptif_kimia/

larutan_asam_dan_basa.pdf

http://www.chem-is-try.org/materi_kimia/kimia_dasar/

asam_dan_basa/sifat-sifat-asam-basa-dan-garam/

ii

ii

ii