Reaksi asam dan basa menghasilkan garam. Asam terdiri dari asam kuat dan asam lemah. Demikian juga basa, ada yang termasuk ke dalam basa kuat ada juga yang merupakan basa lemah. Beberapa contoh asam kuat: H2SO4.......asam sulfat HCl..........asam klorida HBr.........asam bromida HI..........asam Yodida HNO3........asam nitrat HClO3.......asam klorat HClO4.......asam perklorat Beberapa contoh basa kuat Li(OH)2....lithium hidroksida NaOH........natrium hidroksida KOH..........kalium hidroksida Ca(OH)2...kalsium hidroksida Ba(OH)2...barium hidroksida RbOH........rubidium hidroksida Sr(OH)2...stronsium hidroksida Sifat- sifat larutan garam Sifat-sifat larutan garam ada 3 macam yaitu : 1. Larutan garam yang bersifat netral yaitu garam yang terbentuk dari asam kuat dan basa kuat atau terbentuk dari asam lemah dan basa lemah. Contoh : NaCl , CH3COONH4 2. Larutan garam yang bersifat asam yaitu garam yang terbentuk dari asam kuat dan basa lemah. Contoh : NH4Cl, Al2(SO4)3 3. Larutan garam yang bersifat basa yaitu garam yang terbentuk dari basa kuat dan asam lemah. Contoh : CH3COONa, Na2CO3 4. Larutan garam yang terbentuk dari asam lemah dan basa lemah dapat bersifat asam, basa, netral .Karena garam ini terhidrolisis sempurna, maka harga pH bukan tergantung pada konsentrasi garamnya, tetapi bergantung pada harga Ka dan Kb-nya. a. Jika Ka = Kb ,larutan garam bersifat netral (pH=7) b. Jika Ka = Kb , larutan garam bersifat asam (pH<7) c. Jika Ka = Kb , larutan garam bersifat basa (pH>7) Garam terdiri dari 4 jenis 1. Terbentuk dari asam kuat dan basa kuat ,bersifat netral contohnya NaCl,K2SO4 2. Terbentuk dari asam kuat dan basa lemah ,bersifat asam, contohnya NH4Cl dan Al2(SO4)3 3. Terbentuk dari asam lemah dan basa kuat , bersifat basa, contohnya CH3COONa,HCOOK,Na2CO3 4. Terbentuk dari asam lemah dan basa lemah, sifatnya tergantung harga Ka dan Kb, contohnya (NH4)2CO3 pH larutan garam 1. Garam yang berasal dari Asam kuat dan Basa kuat tidak mengalami hidrolisis. pH = 7 2. Garam yang berasal dari Asam lemah dan Basa kuat hanya mengalami hidrolisis sebagian dalam air. Rumus : 3. Garam yang berasal dari Asam kuat dan Basa lemah hanya mengalami hidrolisis sebagian dalam air. 4. Garam yang berasal dari Asam lemah dan Basa lemah mengalami hidrolisis total dalam air. Rumus : LATIHAN 1. Tentukan pH dari : a. larutan KCl 0,01 M b. larutan Mg(NO3)2 0,2 M c. larutan KNO3 0,5 M 2. Tentukan pH larutan NH4Cl 0,02 M ! (Kb = 1,8.10-5) 3. Untuk membuat larutan garam CH3COONa dengan pH=10, hitung massa CH3COONa yang harus dilarutkan dalam 100 ml air ! (Mr=82, Ka=10-5). kunci Jawaban : 1. a. pH KCl 0,01 M = 7, karena KCl merupakan garam yang berasal dari asam kuat dan basa lemah. b. pH Mg(NO3)2 0,2 M = 7, karena Mg(NO3)2 merupakan garam yang berasal dari asam kuat danbasa kuat. c. pH KNO3 0,5 M = 7, karena KNO3 merupakan garam yang berasal dari asam kuat dan basa kuat. 2. NH4Cl(aq) -----> NH4+(aq) + Cl-(aq) 0,02 M........... 0,02 M [H+] = 3,3 . 10 -6 pH = -log 3,3 . 10-6 = 6 – log 3,3 3. pH = 10 pOH = 14-10 = 4 [OH-] = 10-4 [G] = 10 M n = 10 x0,1 = 1 mol m CH3COONa = 1 x 82 = 82 gram Read More>> Add your Comment 0 komentar

Beberapa contoh asam kuat:
H₂SO₄.......asam sulfat
HCl..........asam klorida
HBr.........asam bromida
HI..........asam Yodida
HNO₃........asam nitrat
HClO₃.......asam klorat
HClO₄.......asam perklorat
Beberapa contoh basa kuat
Li(OH)2....lithium hidroksida
NaOH........natrium hidroksida
KOH..........kalium hidroksida
Ca(OH)2...kalsium hidroksida
Ba(OH)2...barium hidroksida
RbOH........rubidium hidroksida
Sr(OH)2...stronsium hidroksida
Sifat- sifat larutan garam
Sifat-sifat larutan garam ada 3 macam yaitu :
1. Larutan garam yang bersifat netral yaitu garam yang terbentuk dari asam kuat dan basa kuat atau terbentuk dari asam lemah dan basa lemah. Contoh : NaCl , CH₃COONH₄
2. Larutan garam yang bersifat asam yaitu garam yang terbentuk dari asam kuat dan basa lemah. Contoh : NH₄Cl, Al₂(SO₄)₃
3. Larutan garam yang bersifat basa yaitu garam yang terbentuk dari basa kuat dan asam lemah. Contoh : CH₃COONa, Na₂CO₃
4. Larutan garam yang terbentuk dari asam lemah dan basa lemah dapat bersifat asam, basa,
netral .Karena garam ini terhidrolisis sempurna, maka harga pH bukan tergantung pada konsentrasi garamnya, tetapi bergantung pada harga K_a dan K_b-nya.
a. Jika K_a = K_b ,larutan garam bersifat netral (pH=7)
b. Jika K_a = K_b , larutan garam bersifat asam (pH<7)
c. Jika K_a = K_b , larutan garam bersifat basa (pH>7)
Garam terdiri dari 4 jenis
1. Terbentuk dari asam kuat dan basa kuat ,bersifat netral contohnya NaCl,K2SO4
2. Terbentuk dari asam kuat dan basa lemah ,bersifat asam, contohnya NH4Cl dan
Al2(SO4)3
3. Terbentuk dari asam lemah dan basa kuat , bersifat basa, contohnya
CH3COONa,HCOOK,Na2CO3
4. Terbentuk dari asam lemah dan basa lemah, sifatnya tergantung harga Ka dan Kb, contohnya (NH4)2CO3
pH larutan garam

1. Garam yang berasal dari Asam kuat dan Basa kuat tidak mengalami hidrolisis. pH = 7
2. Garam yang berasal dari Asam lemah dan Basa kuat hanya mengalami hidrolisis sebagian dalam air.
Rumus :

3. Garam yang berasal dari Asam kuat dan Basa lemah hanya mengalami hidrolisis sebagian dalam air.

 

 

4. Garam yang berasal dari Asam lemah dan Basa lemah mengalami hidrolisis total dalam air.

Rumus :

LATIHAN 
1. Tentukan pH dari :

     a. larutan KCl 0,01 M

     b. larutan Mg(NO₃)₂ 0,2 M

     c. larutan KNO₃ 0,5 M

2. Tentukan pH larutan NH₄Cl 0,02 M ! (K_b = 1,8.10^-5)

3. Untuk membuat larutan garam CH₃COONa dengan pH=10, hitung massa CH₃COONa yang
harus dilarutkan dalam 100 ml air ! (Mr=82, K_a=10^-5).

kunci Jawaban :
1.  a. pH KCl 0,01 M = 7, karena KCl merupakan garam yang berasal dari asam kuat dan basa lemah.

   b. pH Mg(NO₃)₂ 0,2 M = 7, karena Mg(NO₃)₂ merupakan garam yang berasal dari asam kuat danbasa kuat.

c. pH KNO₃ 0,5 M = 7, karena KNO₃ merupakan garam yang berasal dari asam kuat dan

basa kuat.

2. NH₄Cl_(aq) -----> NH₄⁺_(aq) + Cl^-_(aq)
0,02 M........... 0,02 M

[H⁺] = 3,3 . 10 ^-6

pH = -log 3,3 . 10^-6
= 6 – log 3,3
3. pH = 10
pOH = 14-10 = 4
[OH^-] = 10^-4

[G] = 10 M
n = 10 x0,1 = 1 mol
m CH₃COONa = 1 x 82 = 82 gram

Kurva titrasi dibuat dengan menghitung pH campuran reaksi pada

beberapa titik yang berbeda selama perubahan larutan basanya. Bentuk kurva titrasi tergantung pada kekuatan asam dan basa yang direaksikan.

a. Titrasi Asam Kuat dengan Basa Kuat

Reaksi antara 25 ml HCl 0,1 M dengan NaOH 0,1 M, reaksi yang terjadi sebagai berikut :

HCl_(aq) + NaOH_(aq) ---->NaCl_(aq) + H₂O_(aq)

Kurva asam kuat dengan basa kuat dapat dilihat pada gambar diatas. pH sebelum NaOH =1,

Setelah penambahan 10 ml NaOH pH menjadi 1,37. Penambahan 25 ml NaOH pH = 7,

karena terjadi titik ekuivalen yang menyebabkan larutan garam NaCl bersifat netral. Penambahan 26 ml NaOH berubah drastic menjadi 11,29. Garam NaCl yang terbentuk dari asam kuat dan basakuat yang merupakan elektrolit kuat tidak akan terhidrolisis, karena larutannya bersifat netral (pH=7).

Contoh : NaCl_(aq) ----> Na⁺_(aq) + Cl^-_(aq)

Na⁺_(aq) + H₂O_(l) ---->

Cl^- _(aq) + H₂O_(l)---->

b. Titrasi Asam Kuat dengan Basa Lemah

Reaksi antara 25 ml HCl 0,1 M dengan NH₃ 0,1 M (K_b = 10^-5). Reaksinya sebagai berikut :

HCl_(aq) + NH_3(aq) ---->NH₄Cl_(aq)

Sebelum penambahan NH₃, pH =1, setelah penambahan 10 ml NH₃, pH =1,37,

penambahan 25 ml NH₃, pH=5,15 yang merupakan titik ekuivalen. Penambahan 26 ml NH₃, pH berubah sedikit, yaitu 6,1.

Penambahan sedikit basa maka pH garam hamper tidak berubah, sehingga merupakan larutan penyangga. Titik ekuivalen terjadi pada pH<7,>karena garam yang terbentuk mengalami hidrolisis sebagian yang bersifat asam.

NH₄Cl_(aq) ---> NH_4(aq) + Cl^-

NH₄⁺_(aq) + H₂O_(l) ---> NH₄OH_(aq) + H⁺_(aq)

Cl^-_(aq) + H₂O_(l) --->

c. Titrasi Asam Lemah dengan Basa Kuat

Reaksi antara 25 ml HC₂H₃O₂ 0,1 M (K_a= 1,74.10^-5) dengan NaOH 0,1 M.
Reaksi : HC₂H₃O_2(aq) +NaOH_(aq) ---> C₂H₃O₂Na_(aq) + H₂O_(l)

Penambahan 10 ml NaOH pH berubah menjadi 4,58, penambahan 25 ml terjadi titik ekuivalen

Pada pH = 8,72. Penambahan 26 ml NaOH pH =10,29. Pada grafik diatas,

penambahan sedikit basa, maka pH akan naik sedikit, sehingga termasuk larutan penyangga. Titik ekuivalen diperoleh pada pH >7. Hal itu disebabkan garam yang terbentuk mengalami hidrolisis sebagian yang bersifat basa.

C₂H₃O₂Na_(aq) ---> CH₃COO^-_(aq) + Na⁺_(aq)

C₂H₃O_2(aq) + H₂O_(l) ---> C₂H₃O₂H_(aq) + OH^-_(aq)

Na⁺_(aq) + H₂O_(l) --->

d. Titrasi Asam Lemah dengan Basa Lemah

Contoh yang biasa untuk kurva titrasi asam lemah dan basa lemah adalah asam etanoat dan amonia

CH3COOH (aq) + NH3(aq) --->CH3COONH4 (aq)

Hal ini juga terjadi karena keduanya bersifat lemah - pada kasus tersebut, titik ekivalen kira-kira terletak pada pH 7.

Gambar ini hanyalah penggabungan gambar yang telah anda lihat. Sebelum titik ekivalen sama seperti kasus amonia - HCl. Setelah titik ekivalen seperti bagian akhir kurva asam etanoat - NaOH.

Perhatian bahwa kurva tersebut sedikit tidak curam pada gambar ini. Malahan, terdapat sesuatu yang dikenal dengan "titik infleksi". Kecuraman yang berkurang berarti bahwa sulit melakukan titrasi antara asam lemah vs basa lemah.

LATIHAN

1. Hitunglah kemolalan larutan yang dibuat dengan melarutkan 10 gram urea dalam 100 gram air !

2. Hitunlah jumlah mol zat yang dihasilkan dari 2,4 gram Mg yang direaksikan dengan asam sulfat ! (Ar Mg=24)

3. Apabila 100 ml H₂SO₄ 0,1 M dicampurkan dengan 400 ml larutan NaOH 0,1 M,tentukan banyaknya NaOH sisa dan hasil reaksinya !

4. Tentukan kadar asam asetat pada cuka makan, bila 10 ml cuka diencerkan tepat 100 ml dan sebanyak 20 ml cuka encer tersebut dititrasi dengan larutan NaOH 0,1 M sebanyak 30 ml ! (ρ = 1 gram/ml, Mr CH₃COOH =60)

5. Jika kita memiliki 5 ml larutan NH₃ 1,48 M, berapakah volume akhir larutan

setelah diencerkan menjadi 1 M !

Kunci Jawaban

1. m = 1000/p x gram/Mr

= 1000/1000 x 10/60

= 1,7 mol/kg

2. Mg_(S) + H₂SO_4(aq) → MgSO_4(aq) + H_2(g)

Mg yang bereaksi = gram/Mr

= 2,4/24 = 0,1 mol

MgSO₄ yang terbentuk = 1/1 x 0,1 mol = 0,1 mol

H₂ yang terbentuk = 1/1 x 0,1 mol = 0,1 mol

3. mol H₂SO₄ mula-mula = 100 ml x 0,1 M = 10 mmol

Mol NaOH mula-mula = 400 ml x 0,1 M = 40 mmol

......................H₂SO_4(aq) + 2NaOH_(aq) → Na₂SO_4(aq) + 2H₂O_(aq)

Mula-mula : 10 mmol ........40 mmol........ - -

Bereaksi : 10 mmol .............20 mmol ........10 mmol......... 20 mmol

_____________________________________________-

Sisa .........;: _..................... 20 mmol .........10 mmol .......20 mmol

Sehingga didapat hasil reaksi = ..........10 mmol Na₂SO₄ dan sisa pereaksi = 20 mmol NaOH.

4. Pengenceran cuka

Cuka sebelum diencerkan = V₁, M₁

Cuka sesudah diencerkan = V₂, M₂

V₁ x M₁ = V₂ xM₂

10 x M₁ = 100 x M₂

M₁ = 10 M₂ .......... (1)

Titrasi

Asam cuka = V_A, M_A, n_A

NaOH = V_B, M_B, n_B

Rumus penetralan

V_A x M_A x n_A = V_B x M_B x n_B

20 x M_A x 1 = 30 x 0,1 x 1

M_A = 0,15 M......(2)

Dimana M_A = M₂ = 0,15 M, subtitusi persamaan (1)

M₁ = 10 M₂ = 10 x 0,15 M

M₁ = 1,5 M

% cuka = M x Mr/ ρ x10

= 1,5 x 60/1x10

1. Pengertian Titrasi Asam Basa

Titrasi merupakan cara penentuan konsentrasi suatu larutan dengan menggunakan larutan yang sudah diketahui konsentrasinya.
Titrasi dengan menggunakan reaksi asam basa (penetralan) disebut titrasi asam basa.
Larutan yang konsentrasinya sudah diketahui disebut larutan baku.
Titik ekuivalen adalah titik ketika asam dan basa tepat habis bereaksi dengan disertai
perubahan warna indikatornya.
Titik akhir titrasi adalah saat terjadinya warna indikator.

2. Perhitungan Kimia dalam Reaksi Larutan
a. Molaritas adalah konsentrasi larutan yang menyatakan banyaknya mol zat terlarut dalam
1 liter larutan.

b. Molalitas adalah jumlah mol zat terlarut dalam 1 kg pelarut yang dinyatakan dalam satuan
mol/kg.

Latihan :
1. Hitunglah molaritas dari 5,85 gram NaCl(Mr=58,5) yang dilarutkan dalam 500 ml air !
2. Larutan NaOH 2 molal dibuat dari x gram NaOH yang dilarutkan dalam 200 gram air. Tentukan
massa x gram NaOH !


Kunci Jawaban

1. Diketahui : m NaCl = 5,85
Mr NaCl = 58,5
V = 500 ml
Ditanya : M NaCl ?
Jawab :



M=0,2M
2.Diketahui : m = 0,2 m
Mr NaOH = 40
m pelarut = 200 gr
Ditanya : m NaOH
Jawab :



gr=16 gram

3. Hitungan Titrasi
Pada titrasi jumlah ekuivalen asam = jumlah ekuivalen basa.
Ekuivalen asam = ekuivalen basa
VA x NA = VB x NB
Atau : VA x MA x nA = VB x MB x nB

VA = vol. larutan asam .....MA = molaritas larutan asam
VB = vol. larutan basa...... MB = molaritas larutan basa
NA = normalitas larutan asam..... nA = valensi larutan asam
NB = normalitas larutan basa .......nB = valensi larutan basa

Contoh Soal :
1. Larutan HCl 0,3 M dititrasi dengan larutan NaOH, titik akhir titrasi tercapai bila 10 ml larutan
HCl memerlukan 75 ml larutan NaOH. Tentukan molaritas NaOH !
2. Tentukan konsentrasi 20 ml Ca(OH)2 yang dititrasi dengan 100 ml larutan HCl 0,1 M !

Penyelesaian :
1. Diketahui : MA = 0,3 M VB = 75 ml
VA = 10 ml nB = 1
NA = 1
Ditanya : MB ?
Jawab :


MB= 0,04M
2. Diketahui : VA = 100 ml VB = 20 ml
MA = 0,1 M nB = 2
NA = 1
Ditanya : MB ?
Jawab : VA x MA x nA = VB x MB x nB
100 x 0,1 x 1 = 20 x MB x 2
MB = 0,25 M

Asam dibedakan menjadi 2 yaitu :

1. Asam kuat terdiri dari :
a. Asam halide (VII A) : HCl, HBr, HI
b. Asam oksi (mengandung oksigen) : HNO3, H2SO4, HClO4,
2. Asam lemah terdiri dari :
a. Asam halida (VII A) : HF
b. Asam oksi (mengandung oksigen) : HNO2, H2SO3, H3PO4
c. Asam-asam organic : CH3COOH, HCOOH
Basa dibedakan menjadi 2 yaitu :
1. Basa kuat terdiri dari :
a. Basa golongan alkali (IA) : NaOH, KOH
b. Basa golongan alkali tanah (IIA) : Ca(OH)2, Ba(OH)2
2. Basa lemah : NH4OH, Al(OH)3

Asam-basa merupakan salah satu sifat zat baik yang berbentuk larutan maupun non pelarut. Asam dan basa penting dalam proses kimia yang terjadi disekitar kita, mulai dari proses industry sampai proses biologi dalam tubuh makhluk hidup, mulai reaksi yang terjadi di laboratorium hingga reaksi yang terjadi di lingkungan sekitar.

Dalam industry besar ataupun home industry, banyak proses-proses produksinya atau kualitas produksinya sangat bergantung pada tingkat keasaman atau kebasaan mediumnya. Misalnya pada pembuatan tahu, kualitas pembentukan tahu (proses pengendapan) ditentukan keasaman larutan medianya.
Di dalam tubuh kita terdapat system yang sangat rumit yang secara ketat dikendalikan oleh keasaman darah. Ada deviasi sedikit saja tingkat keasaman darah dapat mengakibatkan fatal bahkan kematian, sebab darah menjadi malfungsi akibat tidak dapat mengikat oksigen hasil pernafasan.
Dengan demikian, kimia asam basa penting dipelajari disebabkan aplikasinya yang sangat dalam kehidupan sehari-hari.
Teori Asam Basa Arrhenius
Menurut Arrhenius, asam adalah zat yang bila dilarutkan di dalam air meningkatkan konsentrasi ion H+(aq). Basa adalah zat yang bila dilarutkan di dalam air dapat meningkatkan konsentrasi ion OH-(aq). ion H+(aq) tidak berupa proton bebas tetapi terikat secara kimia pada molekul air, membentuk H3O+(aq). Spesi ini dinamakan ion hidronium yang terasosiasi dengan sendirinya melalui ikatan hidrogen dengan sejumlah molekul air. Adanya ion hidronium dan ion hidroksida dalam larutan air akibat swa-ionisasi air

Dengan demikian, pelarutan asam atau basa ke dalam air akan menggeser reaksi swaionisasi air.
Contoh asam menurut teori Arrhenius adalah HCl. HCl bila dilarutkan kedalam air akan menghasilkan H+ dan Cl- sesuai reaksi



contoh basa menurut adalah KOH. KOH bila dilarutkan ke dalam air akan menghasikan K+
dan OH- sesuai reaksi:

Walaupun teori Arrhenius berhasil mengungkapkan beberapa kasus, tetapi memiliki keterbatasan. Selain hanya memandang aspek reaksi asam-basa di dalam pelarut air, juga pembentukan ion H+ atau ion OH merupakan kekhasan teori asam-basa Arrhenius. Artinya jika suatu reaksi tidak membentuk ion H+ atau ion OH tidak dapat dikatakan sebagai asam atau basa.
Teori Asam Basa Bronsted Lowry
Pada tahun 1923, Johanes Bronsted dan Thomas Lowry mengemukakan bahwa reaksi asam dan basa dapat dipandang sebagai reaksi transfer proton, dan asam-basa dapat didefinisikan dalam bentuk transfer proton.
Menurut teori asam-basa Bronsted-Lowry, suatu asam adalah spesi yang memberikan (donor) proton, sedangkan basa adalah yang bertindak sebagai penerima (akseptor) proton dalam suatu reaksi transfer proton.
Pada reaksi asam Basa Bronsted-Lowry, terdapat dua pasangan asam basa. Pasangan pertama merupakan pasangan antara asam dengan basa konjugasi (yang menyerap proton); dalam hal ini ditandai dengan Asam 1 dan Basa 1. Pasangan kedua adalah pasangan antara basa dengan asam konjugasi (yang memberi proton); dalam hal ini ditandai dengan Basa 2 dan Asam 2. Rumusan kimia pasangan asam-basa konjugasi hanya berbeda satu proton (H+).
Perhatikan contoh-contoh berikut.

Asam 1	+	Basa 2	→	Basa 1	+	Asam 2
HCl	+	NH3	→	Cl-	+	NH4+
H2O	+	CO32-	→	OH-	+	HCO3-
CH3COOH	+	H2O	→	CH3COO-	+	H3O+
HNO2	+	CH3COOH	→	NO2-	+	CH3COOH2+

Teori tersebut bertentangan dengan yang dikemukakan Arrhenius, yakni bahwa jika ada senyawa yang bersifat asam (menghasilkan ion H+) tidak memiliki hubungan dengan senyawa lain yang bersifat basa (menghasilkan OH-).
Sekarang dapat diungkapkan beberapa cara yang menunjukkan bahwa model asam-basa menurut Bronsted-Lowry lebih luas cakupannya dibandingkan model dari Arrhenius. Menurut model Bronsted-Lowry :
• Basa adalah spesi akseptor proton, misalnya ion OH-.
• Asam dan basa dapat berupa ion atau molekul.
• Reaksi asam-basa tidak terbatas pada larutan air.
• Beberapa spesi dapat bereaksi sebagai asam atau basa tergantung pada pereaksi lain.
Teori Asam Basa Lewis
G.N. Lewis menyatakan bahwa konsep asam dan basa dapat berlaku umum untuk mencakup reaksi reaksi oksida asam dan oksida basa dan sejumlah reaksi lainnya, termasuk reaksi transfer proton.
Menurut konsep ini, suatu asam lewis adalah spesi yang dapat membentuk ikatan kovalen dengan menerima pasangan elektron bebas dari spesi yang lain (asam sebagai akseptor pasangan elektron bebas). Suatu basa Lewis adalah spesi yang dapat membentuk ikatan kovalen dengan memberikan pasangan elektron kepada spesi lain. Konsep asam-basa Lewis dan Bronsted-Lowry berbeda menurut cara pandangnya terhadap reaksi kimia tertentu.


Contoh reaksi netralisasi antara NH3 dan HCl dalam bentuk cairan. Pada reaksi tersebut terjadi transfer proton dari H3O+. Transfer proton ini dapat dinyatakan sebagai berikut:
Proton adalah suatu akseptor (penerima) pasangan elektron bebas, yang menurut Lewis adalah asam. Ammonia yang memiliki pasangan elektron bebas merupakan donatur pasangan elektron bebas, karena itu amonia adalah basa Lewis.

Besarnya konsentrasi ion H+ larutan disebut derajat keasaman. Untuk menyatakan derajat keasaman suatu larutan dipakai pengertian pH. pH = - log [H+] Untuk air murni (2500C): [H+] = [OH-] = 10-7 mol/l pH = - log 10-7 = 7 Jika nilai pH = pOH = 7, maka larutan bersifat netral Jika nilai pH > 7, maka larutan bersifat basa Pada suhu kamar: pKw = pH + pOH = 14Untuk menyatakan nilai pH suatu larutan asam, maka yang paling awal harus ditentukan (dibedakan) antara asam kuat dengan asam lemah. a. PH Asam KuatBagi asam-asam kuat ( ∂ = 1), maka menyatakan nilai pH larutannya dapat dihitung langsung dari konsentrasi asamnya (dengan melihat valensinya).Contoh:1. Hitunglah pH dari 100 ml larutan 0.01 M HCl !Jawab:HCl(aq) → H+(aq) + Cl-(aq)[H+] = x. Ca = 1. 0.01 = 10-2 M pH = - log 10-2 = 22. Hitunglah pH dari 2 liter larutan 0.1 mol asam sulfat !Jawab: H2SO4(aq) → 2 H+(aq) + SO42-(aq)[H+] = x . Ca= 2 x 0.1 mol/2.0 liter = 2 x 0.05 = 10-1 MpH = - log 10-1 = 1 b. PH Asam LemahBagi asam-asam lemah, karena harga derajat ionisasinya (0 < ∂<1)>dimana: Ca = konsentrasi asam lemahKa = tetapan ionisasi asam lemahSemakin kuat suatu larutan, harga Ka semakin besarContoh:Hitunglah pH dari 0.025 mol CH3COOH dalam 250 ml larutannya, jika diketahui Ka = 10-5Jawab: Ca = 0.025 mol/0.025 liter = 0.1 M = 10-1M [H+] = √10-1 . 10-5 = 10-3 M pH = -log 10-3 = 3 Prinsip penentuan pH suatu larutan basa sama dengan penentuan pH larutam asam, yaitu dibedakan untuk basa kuat dan basa lemah c. PH Basa Kuat Untuk menentukan pH basa-basa kuat (∂= 1), maka terlebih dahulu dihitung nilai pOH larutan dari konsentrasi basanya. Contoh: a. Tentukan pH dari 100 ml larutan KOH 0.1 M ! b. Hitunglah pH dari 500 ml larutan Ca(OH)2 0.01 M ! Jawab: a. KOH(aq) → K+(aq) + OH-(aq) [OH-] = x . Cb = 1. 0.1 = 10-1 M pOH = - log 10-1 = 1 pH = 14 - pOH = 14 - 1 = 13 b. Ca(OH)2(aq) → Ca2+(aq) + 2 OH-(aq) [OH-] = x. Cb = 2 x 0.01 = 2.10-2 M pOH = - log 2.10-2 = 2 - log 2 pH = 14 - pOH = 14 - (2 - log 2) = 12 + log 2 d. PH Basa Lemah d. pH Basa Lemah Bagi basa-basa lemah, karena harga derajat ionisasinya < style=""> dimana: Cb = konsentrasi basa lemah Kb = tetapan ionisasi basa lemah Contoh: Hitunglah pH dari 100 ml 0.001 M larutan NH4OH, jika diketahui tetapan ionisasinya = 10-5 ! Jawab: [OH-] = √Cb . Kb) = √10-3 . 10-5 = 10-4 M pOH = - log 10-4 = 4 pH = 14 - pOH = 14 - 4 = 10 Read More>> Add your Comment 0 komentar

Untuk menyatakan derajat keasaman suatu larutan dipakai pengertian pH.
pH = - log [H⁺]
Untuk air murni (250⁰C): [H⁺] = [OH^-] = 10^-7 mol/l
pH = - log 10^-7 = 7

Jika nilai pH = pOH = 7, maka larutan bersifat netral
Jika nilai pH > 7, maka larutan bersifat basa
Pada suhu kamar: pKw = pH + pOH = 14
Untuk menyatakan nilai pH suatu larutan asam, maka yang paling awal harus ditentukan (dibedakan) antara asam kuat dengan asam lemah.
a. PH Asam Kuat
Bagi asam-asam kuat ( ∂ = 1), maka menyatakan nilai pH larutannya dapat dihitung langsung dari konsentrasi asamnya (dengan melihat valensinya).
Contoh:
1. Hitunglah pH dari 100 ml larutan 0.01 M HCl !
Jawab:
HCl_(aq) → H⁺_(aq) + Cl^-_(aq)
[H⁺] = x. Ca
= 1. 0.01 = 10^-2 M
pH = - log 10^-2 = 2
2. Hitunglah pH dari 2 liter larutan 0.1 mol asam sulfat !
Jawab:
H2SO4_(aq) → 2 H⁺_(aq) + SO4^2-_(aq)
[H⁺] = x . Ca
= 2 x 0.1 mol/2.0 liter
= 2 x 0.05 = 10^-1 M
pH = - log 10^-1 = 1

b. PH Asam Lemah
Bagi asam-asam lemah, karena harga derajat ionisasinya (0 < ∂<1)>
dimana:
Ca = konsentrasi asam lemah
Ka = tetapan ionisasi asam lemah
Semakin kuat suatu larutan, harga Ka semakin besar
Contoh:
Hitunglah pH dari 0.025 mol CH3COOH dalam 250 ml larutannya, jika diketahui Ka = 10^-5
Jawab: 
Ca = 0.025 mol/0.025 liter = 0.1 M = 10^-1M

[H⁺] = √10^-1 . 10^-5 = 10^-3 M
pH = -log 10^-3 = 3


Prinsip penentuan pH suatu larutan basa sama dengan penentuan pH larutam asam, yaitu dibedakan untuk basa kuat dan basa lemah

c. PH Basa Kuat 
Untuk menentukan pH basa-basa kuat (∂= 1), maka terlebih dahulu dihitung nilai pOH larutan dari konsentrasi basanya.
Contoh: 
a. Tentukan pH dari 100 ml larutan KOH 0.1 M !
b. Hitunglah pH dari 500 ml larutan Ca(OH)2 0.01 M !
Jawab:
a. KOH_(aq) → K⁺_(aq) + OH^-_(aq)
[OH^-] = x . Cb
= 1. 0.1 = 10^-1 M
pOH = - log 10^-1 = 1
pH = 14 - pOH = 14 - 1 = 13
b. Ca(OH)_2(aq) → Ca²⁺_(aq) + 2 OH^-_(aq)
[OH^-] = x. Cb
= 2 x 0.01 = 2.10^-2 M
pOH = - log 2.10^-2 = 2 - log 2
pH = 14 - pOH = 14 - (2 - log 2) = 12 + log 2

d. PH Basa Lemah
d. pH Basa Lemah
Bagi basa-basa lemah, karena harga derajat ionisasinya < style="">
dimana: Cb = konsentrasi basa lemah Kb = tetapan ionisasi basa lemah
Contoh: Hitunglah pH dari 100 ml 0.001 M larutan NH4OH, jika diketahui tetapan ionisasinya = 10^-5 !

Jawab:
[OH^-] = √Cb . Kb)
= √10^-3 . 10^-5 = 10^-4 M
pOH = - log 10^-4 = 4
pH = 14 - pOH = 14 - 4 = 10