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