LARUTAN I Definisi larutan Rumus molarit
LARUTAN
Samik, S.Si., M.Si
Kimia
Fakultas Matematika dan Ilmu
Pengetahuan Alam
Universitas Negeri Surabaya
Mari berfiir iritis, mana yg
termasui larutan? Kenapa?
Tujuan: setelah mempelajari larutan anda diharapkan
mampu:
1. Menyebutkan komponen larutan
2. Mendeskripsikan proses pembentukan larutan
3. Menghitung konsentrasi larutan dalam satuan persen konsentrasi,
fraksi mol, molaritas, molalitas, dan normalitas, ppm dan ppb
4. Menjelaskan sifat koligatif larutan elektrolit dan non-elektrolit.
5. Membedakan teori asam-basa Arhenius, Bronsted-Lowry dan Lewis
6. Menuliskan reaksi keseimbangan ion dan tetapan suatu larutan
7. Menghitung pH larutan
8. Menuliskan persamaan hidrolisis
9. Menjelaskan sifat-sifat larutan buffer
10.Menentukan trayek pH indikator
Larutan dan Komponennya
•
Campuran terbagi menjadi homogen dan heterogen.
•
Larutan mengandung dua komponen atau lebih yang disebut zat
terlarut (solut) dan pelarut (solvent).
•
Zat terlarut: komponen yang jumlahnya sedikit,
•
Pelarut: komponen yang terdapat dalam jumlah banyak.
•
Larutan jenuh: larutan dengan jumlah maksimum zat terlarut pada
temperatur tertentu.
•
Larutan lewat jenuh: suatu keadaan dengan zat terlarut lebih banyak
dari pada pelarut
•
Jumlah tertentu pelarut pada temperatur konstan disebut kelarutan.
Berdasarkan wujud zat terlarut dan pelarut,
larutan dapat dibagi menjadi tujuh macam
Tabel 6.1Contoh larutan biner
Zat
terlarut
Gas
Gas
Gas
Cair
Cair
Padat
Padat
Pelarut
Contoh
Gas
Cair
Padat
Cair
Padat
Padat
Cair
Udara, semua campuran gas
Karbondiokasida dalam air
Hidrogen dalam serbuk platina,
batu apung
Alkohol dalam air
Raksa dalam tembaga
Kuningan (tembaga + seng)
Garam dalam air
Proses Pembentukan Larutan
1. Zat terlarut bereaksi secara kimia dengan pelarut
dan membentuk zat yang baru
•Contohnya oksida asam dan oksida basa dalam air
yang masing-masing membentuk asam atau basa.
P2O5 + 3 H2O 2 H3PO4
SO3 + H2O H2SO4
K2O + H2O 2 KOH
Proses Pembentukan Larutan
2. Zat terlarut membentuk zat tersolvasi dengan pelarut
•
Terjadi solvasi, yaitu pengurungan partikel zat terlarut oleh
molekul pelarut. Jika pelarutnya air disebut hidrasi.
Ion Na+ tersolvasi oleh
air sebagai dwikutub
Ion Cl- tersolvasi oleh
air sebagai dwikutub
3.
Zat terlarut berinteraksi lemah dengan pelarut
• Terjadi bila molekul kedua zat bersifat non
polar. Antara molekul zat terlarut dan pelarut
hanya terdapat gaya London yang relatif
lemah. Akibatnya, proses pelarutan lebih lama
dibandingkan solvasi.
1.Persen Konsentrasi digunakan untuk menyatakan
konsentrasi larutan.
a. Persen berat (% W/W)
b. Persen volume (% V/V)
2. Fraksi Mol (X)
3. Molaritas (M) menyatakan jumlah mol spesi zat terlarut dalam 1
liter larutan atau jumlah milimol dan 1 mL larutan.
4.
Molalitas (m) menyatakan jumlah mol zat terlarut dalam 1000 g
pelarut.
5.
Normalitas (N) adalah jumlah ekivalen zat terlarut dalam tiap liter
larutan.
• Ekivalen asam dan basa bergantung pada jumlah H + dan OH- yang
dilepaskan
•Ekivalen reaksi redoks bergantung pada jumlah elektron yang
dilepaskan atau diterima senyawa
6.
Parts Per Million (ppm) dan Parts Per Billion (ppb)
• Bila larutan sangat encer digunakan satuan konsentrasi parts per million,
ppm (bagian persejuta), dan parts per billion, ppb (bagian per milliar).
Sifat Koligatif Larutan
Hukum
PA = x A
Raoult
Keterangan:
. P 0A
PA = teianan uap parsial iomponen A dalam larutan
P0A = teianan uap A murni
xA = fraisi mol iomponen A dalam larutan
• Sifat koligatif suatu larutan adalah sifat-sifat yang tergantung pada
banyaknya partikel zat yang terlarut
di dalam larutan, tetapi tidak
tergantung pada jenis partikel zat yang terlarut.
1. Penurunan Tekanan Uap
2. Kenaikan Titik Didih (ΔTb) dan Penurunan Titik Beku (ΔTf)
3. Tekanan Osmosis
1. Penurunan Tekanan Uap
• Menurut Raoult, untuk larutan yang sangat
encer penurunan tekanan uap relatifnya sama
dengan fraksi mol zat terlarut.
P0 P
1
P0
1
1
n
2
n n
1 2
P10 = tekanan uap pelarut murni
P1 = tekanan uap larutan
n1 = jumlah mol pelarut
Gambar 6.2 Tekanan uap pelarut
n2 = jumlah mol zat terlarut
murni akan turun dengan adanya zat
Bila persamaan diatas dijabarian x2 + x1 =terlarut
1
x2= fraisi mol zat terlarut
x1= fraisi mol pelarut
maka akan diperoleh P P10 .x2
2. Kenaikan Titik Didih (ΔTb) dan Penurunan Titik Beku (ΔTf)
• Peralihan wujud suatu zat ditentukan oleh suhu dan tekanan,
contohnya air pada tekanan 1 atm mempunyai titik didih 1000C
dan titik beku 00C. Jika air mengandung zat terlarut yang sukar
menguap (misalnya gula), maka titik didihnya akan lebih besar
dari 1000C dan titik bekunya lebih kecil dari 00C. Perbedaan itu
disebut kenaikan titik didih (ΔTb) dan penurunan titik beku (ΔTf).
•• Menurut
hokum Raoult ΔTb ~ x2 dan ΔTf~ x2. Sehingga diperoleh
persamaan berikut:
Ket:
W1 = berat pelarut
M1 = massa molekul relatif pelarut
W2 = berat zat terlarut
M2 = massa molekul relatif terlarut
• Jika konsentrasi pelarut dalam
molal (m) dan berat pelarut
sama dengan 1000 g, maka
• X2=
Ket:
•
ΔTb = kenaikan titik didih
ΔTb =Kbx2
• ΔTb =Kb. M dan ΔTf = Kf . m
Kb = tetapan kenaikan titik didih
molal atau tetapan ebullioskopik
m = molalitas
Tabel Konstanta kenaikan titik didih (Kb) dan
titik beku (Kf) beberapa senyawa
Pelarut
Tb (0C)
CH3COOH
C6H6
CCl4
C4H10O
C2H5OH
C10H8
H2O
118,1
80,2
76,7
34,7
78,4
100
Kb
(0 C
molal-1)
3,07
2,53
5,03
2,02
1,22
0,52
Tf (0C)
Kf (0C molal-1)
17
5,5
-12,9
-116,2
-114,7
80,5
0,0
3,9
5,12
32
1,8
6,8
1,86
3. Tekanan Osmosis
• Jika dua larutan dengan konsentrasi yang berbeda
dipisahkan oleh suatu membran (selaput) semi permeable,
maka molekul pelarut mengalir melalui membran dari
larutan yang lebih encer ke larutan yang lebih pekat
osmosis.
• Tekanan osmosis: sebagai besarnya kelebihan tekanan
yang digunakan untuk mencegah aliran pelarut ke dalam
larutan melalui membran semipermeabel.
Gambar 6.5 Tekanan osmotik larutan
• Menurut Van’t Hoff, besarnya tekanan osmosis
berbanding lurus dengan konsentrasi dan suhu.
= C.R.T
Ket:
= tekanan osmotik
C = molaritas zat terlarut
R = konstanta zat ideal
T = suhu mutlak.
Sifat Koligatif Larutan Elektrolit
• Sifat koligatif suatu larutan elektrolit lebih besar
dari sifat koligatif larutan non elektrolit apabila
kedua larutan itu mempunyai konsentrasi yang
sama.
• Perbedaan tersebut menggunakan faktor i yang
dikenal dengan faktor Van’t Hoff.
• Menurut Van’t Hoff, sifat koligatif untuk larutan
elektrolit menjadi:
∆� � =�.� � .� ∆� � =�.� � .�
= i.C.R.T
Latihan soal sifat Koligatif
Larutan I
1. Sebanyai 3 gram zat non eleitrolit dilarutian
dalam 100 gram air memiliii titii didih
100,26C, jiia Kb air = 0,52 maia massa
moleiul relatif (Mr) zat tersebut adalah…..
2. Di antara larutan 0,01 M di bawah ini yang
mempunyai teianan osmotii yang paling besar
adalah......
NaCl
[Cr(NH3)4Cl2]Cl
C12H22O11
BaCl2
CO(NH2)2
3. Larutan yang isotonic dengan larutan NaCl 0.3
M adalah…
• Na2SO4 0.3 M
• Urea 0.1 M
• H2SO4 0.4 M
KNO3 0.2 M
Gluiosa 0.6 M
Latihan soal sifat Koligatif
Larutan
II
1. Sebanyai 18 gram gluiosa (Mr = 180) dilarutian dalam
90 gram air (Mr = 18). Jiia teianan uap air murni pada
30C adalah 32 mmHg, berapaiah teianan uap larutan
pada suhu tersebut ?
2. Apabila diietahui tetapan penurunan titii beiu molal
suatu pelarut (Kf = 5.4 C/m). Jiia 25 gram zat non
eleitrolit (Mr = 200) dilarutian dalam 300 gram pelarut
tersebut, berapaiah penurunan titii beiunya?
3. Sebanyai 11.7 gram NaCl dan 34.2 gram suatu zat non
eleitrolit dilarutian dalam 500 gram air ternyata
membeiu pada -1.86C. Tentuian Mr zat non eleitrolit
tersebut.(Kf air = 1.86, Mr NaCl = 58.5)!
4. Suatu larutan urea 0.1 molal dalam air mendidih pada
suhu 100.05C. pada volume yang sama larutan gluiosa
0.1 molal \dicampur dengan larutan suirosa 0.3 molal.
Pada suhu berapaiah campuran tersebut aian mendidih?
1. Teori Arrhenius
Dalam pelarut air asam merupaian zat yang
menghasilian ion hidrogen H+ dan basa
merupaian zat yang menghasilian ion hidroisida,
OH- yang saling menetralian sesuai dengan reaisi:
H+ (aq) + OH- (aq) H2O
Gambar HCl dalam pelarut air menghasilkan ion H3O+
2. Teori Bronsted – Lowry
Asam merupaian senyawa atau partiiel yang
dapat memberiian proton (H+) (donor proton)
iepada senyawa atau partiiel lain. Basa adalah
senyawa atau partiiel yang dapat menerima
proton (H+) (aiseptor proton) dari asam
NH3 (aq)
Basa (1)
+
H2O (l)
asam (2)
NH4+ (aq)
asam (1)
+
OH- (aq)
basa (2)
Gambar Ionisasi NH3 sebagai basa Bronsted-Lowry
3. Teori Lewis
Asam adalah suatu partiiel yang dapat menerima
pasangan eleitron dari partiiel lain untui
membentui iiatan iovalen ioordinasi. Basa
adalah suatu partiiel yang dapat memberiian
pasangan eleitron iepada partiiel lain untui
membentui iiatan iovalen ioordinasi.
Reaksi antara NH3 dengan BF3 menjadi H3N-BF3.
Kesetimbangan Air (Kw) dan Konsep pH
•
•
Air merupakan amfiprotik (dapat saling memberi dan menerima
proton)
Dalam reaksi autoionisasi air, setiap molekul H2O menyumbangkan
sebuah proton, dan molekul H2O yang lain menerimanya.
[ H ][OH ]
Kc =
[ H 2O ]
Kc [H2O]2 = [H3O+][OH-]
atau
Kw = [H3O+][OH-]
Kw: tetapan hasil kali ion atau tetapan air, yaitu hasil kali konsentrasi molar
pada temperatur tertentu.
pH dan
• Lambang
pH pOH
sebagai “potensial ion
hidrogen” dan didefinisikan sebagai negatif
logaritma dari [H+] atau [H3O+]
pKw = - log Kw
Gambar Harga pH asam dan basa
Dapat digunakan sebagai pedoman.
Karena pH merupakan suatu skala
logaritma, maka perubahan setiap unit
dalam pH berarti perubahan 1/10 dari
jumlah [H3O+] yang ada.
Gambar Harga pH dari sejumlah bahan
Umum dengan rentang nilai 0-14
Kesetimbangan Larutan Asam lemah dan Basa lemah
• Menghitung nilai pH larutan asam/basa
lemah diperlukan tetapan ionisasi secara
tepat, yaitu Ka dan Kb
Untuk asam lemah, jika [H3O+] lebih kecil
dari 0,05 Ca, gunakan rumus berikut:
Untui basa lemah:
Samik, S.Si., M.Si
Kimia
Fakultas Matematika dan Ilmu
Pengetahuan Alam
Universitas Negeri Surabaya
Mari berfiir iritis, mana yg
termasui larutan? Kenapa?
Tujuan: setelah mempelajari larutan anda diharapkan
mampu:
1. Menyebutkan komponen larutan
2. Mendeskripsikan proses pembentukan larutan
3. Menghitung konsentrasi larutan dalam satuan persen konsentrasi,
fraksi mol, molaritas, molalitas, dan normalitas, ppm dan ppb
4. Menjelaskan sifat koligatif larutan elektrolit dan non-elektrolit.
5. Membedakan teori asam-basa Arhenius, Bronsted-Lowry dan Lewis
6. Menuliskan reaksi keseimbangan ion dan tetapan suatu larutan
7. Menghitung pH larutan
8. Menuliskan persamaan hidrolisis
9. Menjelaskan sifat-sifat larutan buffer
10.Menentukan trayek pH indikator
Larutan dan Komponennya
•
Campuran terbagi menjadi homogen dan heterogen.
•
Larutan mengandung dua komponen atau lebih yang disebut zat
terlarut (solut) dan pelarut (solvent).
•
Zat terlarut: komponen yang jumlahnya sedikit,
•
Pelarut: komponen yang terdapat dalam jumlah banyak.
•
Larutan jenuh: larutan dengan jumlah maksimum zat terlarut pada
temperatur tertentu.
•
Larutan lewat jenuh: suatu keadaan dengan zat terlarut lebih banyak
dari pada pelarut
•
Jumlah tertentu pelarut pada temperatur konstan disebut kelarutan.
Berdasarkan wujud zat terlarut dan pelarut,
larutan dapat dibagi menjadi tujuh macam
Tabel 6.1Contoh larutan biner
Zat
terlarut
Gas
Gas
Gas
Cair
Cair
Padat
Padat
Pelarut
Contoh
Gas
Cair
Padat
Cair
Padat
Padat
Cair
Udara, semua campuran gas
Karbondiokasida dalam air
Hidrogen dalam serbuk platina,
batu apung
Alkohol dalam air
Raksa dalam tembaga
Kuningan (tembaga + seng)
Garam dalam air
Proses Pembentukan Larutan
1. Zat terlarut bereaksi secara kimia dengan pelarut
dan membentuk zat yang baru
•Contohnya oksida asam dan oksida basa dalam air
yang masing-masing membentuk asam atau basa.
P2O5 + 3 H2O 2 H3PO4
SO3 + H2O H2SO4
K2O + H2O 2 KOH
Proses Pembentukan Larutan
2. Zat terlarut membentuk zat tersolvasi dengan pelarut
•
Terjadi solvasi, yaitu pengurungan partikel zat terlarut oleh
molekul pelarut. Jika pelarutnya air disebut hidrasi.
Ion Na+ tersolvasi oleh
air sebagai dwikutub
Ion Cl- tersolvasi oleh
air sebagai dwikutub
3.
Zat terlarut berinteraksi lemah dengan pelarut
• Terjadi bila molekul kedua zat bersifat non
polar. Antara molekul zat terlarut dan pelarut
hanya terdapat gaya London yang relatif
lemah. Akibatnya, proses pelarutan lebih lama
dibandingkan solvasi.
1.Persen Konsentrasi digunakan untuk menyatakan
konsentrasi larutan.
a. Persen berat (% W/W)
b. Persen volume (% V/V)
2. Fraksi Mol (X)
3. Molaritas (M) menyatakan jumlah mol spesi zat terlarut dalam 1
liter larutan atau jumlah milimol dan 1 mL larutan.
4.
Molalitas (m) menyatakan jumlah mol zat terlarut dalam 1000 g
pelarut.
5.
Normalitas (N) adalah jumlah ekivalen zat terlarut dalam tiap liter
larutan.
• Ekivalen asam dan basa bergantung pada jumlah H + dan OH- yang
dilepaskan
•Ekivalen reaksi redoks bergantung pada jumlah elektron yang
dilepaskan atau diterima senyawa
6.
Parts Per Million (ppm) dan Parts Per Billion (ppb)
• Bila larutan sangat encer digunakan satuan konsentrasi parts per million,
ppm (bagian persejuta), dan parts per billion, ppb (bagian per milliar).
Sifat Koligatif Larutan
Hukum
PA = x A
Raoult
Keterangan:
. P 0A
PA = teianan uap parsial iomponen A dalam larutan
P0A = teianan uap A murni
xA = fraisi mol iomponen A dalam larutan
• Sifat koligatif suatu larutan adalah sifat-sifat yang tergantung pada
banyaknya partikel zat yang terlarut
di dalam larutan, tetapi tidak
tergantung pada jenis partikel zat yang terlarut.
1. Penurunan Tekanan Uap
2. Kenaikan Titik Didih (ΔTb) dan Penurunan Titik Beku (ΔTf)
3. Tekanan Osmosis
1. Penurunan Tekanan Uap
• Menurut Raoult, untuk larutan yang sangat
encer penurunan tekanan uap relatifnya sama
dengan fraksi mol zat terlarut.
P0 P
1
P0
1
1
n
2
n n
1 2
P10 = tekanan uap pelarut murni
P1 = tekanan uap larutan
n1 = jumlah mol pelarut
Gambar 6.2 Tekanan uap pelarut
n2 = jumlah mol zat terlarut
murni akan turun dengan adanya zat
Bila persamaan diatas dijabarian x2 + x1 =terlarut
1
x2= fraisi mol zat terlarut
x1= fraisi mol pelarut
maka akan diperoleh P P10 .x2
2. Kenaikan Titik Didih (ΔTb) dan Penurunan Titik Beku (ΔTf)
• Peralihan wujud suatu zat ditentukan oleh suhu dan tekanan,
contohnya air pada tekanan 1 atm mempunyai titik didih 1000C
dan titik beku 00C. Jika air mengandung zat terlarut yang sukar
menguap (misalnya gula), maka titik didihnya akan lebih besar
dari 1000C dan titik bekunya lebih kecil dari 00C. Perbedaan itu
disebut kenaikan titik didih (ΔTb) dan penurunan titik beku (ΔTf).
•• Menurut
hokum Raoult ΔTb ~ x2 dan ΔTf~ x2. Sehingga diperoleh
persamaan berikut:
Ket:
W1 = berat pelarut
M1 = massa molekul relatif pelarut
W2 = berat zat terlarut
M2 = massa molekul relatif terlarut
• Jika konsentrasi pelarut dalam
molal (m) dan berat pelarut
sama dengan 1000 g, maka
• X2=
Ket:
•
ΔTb = kenaikan titik didih
ΔTb =Kbx2
• ΔTb =Kb. M dan ΔTf = Kf . m
Kb = tetapan kenaikan titik didih
molal atau tetapan ebullioskopik
m = molalitas
Tabel Konstanta kenaikan titik didih (Kb) dan
titik beku (Kf) beberapa senyawa
Pelarut
Tb (0C)
CH3COOH
C6H6
CCl4
C4H10O
C2H5OH
C10H8
H2O
118,1
80,2
76,7
34,7
78,4
100
Kb
(0 C
molal-1)
3,07
2,53
5,03
2,02
1,22
0,52
Tf (0C)
Kf (0C molal-1)
17
5,5
-12,9
-116,2
-114,7
80,5
0,0
3,9
5,12
32
1,8
6,8
1,86
3. Tekanan Osmosis
• Jika dua larutan dengan konsentrasi yang berbeda
dipisahkan oleh suatu membran (selaput) semi permeable,
maka molekul pelarut mengalir melalui membran dari
larutan yang lebih encer ke larutan yang lebih pekat
osmosis.
• Tekanan osmosis: sebagai besarnya kelebihan tekanan
yang digunakan untuk mencegah aliran pelarut ke dalam
larutan melalui membran semipermeabel.
Gambar 6.5 Tekanan osmotik larutan
• Menurut Van’t Hoff, besarnya tekanan osmosis
berbanding lurus dengan konsentrasi dan suhu.
= C.R.T
Ket:
= tekanan osmotik
C = molaritas zat terlarut
R = konstanta zat ideal
T = suhu mutlak.
Sifat Koligatif Larutan Elektrolit
• Sifat koligatif suatu larutan elektrolit lebih besar
dari sifat koligatif larutan non elektrolit apabila
kedua larutan itu mempunyai konsentrasi yang
sama.
• Perbedaan tersebut menggunakan faktor i yang
dikenal dengan faktor Van’t Hoff.
• Menurut Van’t Hoff, sifat koligatif untuk larutan
elektrolit menjadi:
∆� � =�.� � .� ∆� � =�.� � .�
= i.C.R.T
Latihan soal sifat Koligatif
Larutan I
1. Sebanyai 3 gram zat non eleitrolit dilarutian
dalam 100 gram air memiliii titii didih
100,26C, jiia Kb air = 0,52 maia massa
moleiul relatif (Mr) zat tersebut adalah…..
2. Di antara larutan 0,01 M di bawah ini yang
mempunyai teianan osmotii yang paling besar
adalah......
NaCl
[Cr(NH3)4Cl2]Cl
C12H22O11
BaCl2
CO(NH2)2
3. Larutan yang isotonic dengan larutan NaCl 0.3
M adalah…
• Na2SO4 0.3 M
• Urea 0.1 M
• H2SO4 0.4 M
KNO3 0.2 M
Gluiosa 0.6 M
Latihan soal sifat Koligatif
Larutan
II
1. Sebanyai 18 gram gluiosa (Mr = 180) dilarutian dalam
90 gram air (Mr = 18). Jiia teianan uap air murni pada
30C adalah 32 mmHg, berapaiah teianan uap larutan
pada suhu tersebut ?
2. Apabila diietahui tetapan penurunan titii beiu molal
suatu pelarut (Kf = 5.4 C/m). Jiia 25 gram zat non
eleitrolit (Mr = 200) dilarutian dalam 300 gram pelarut
tersebut, berapaiah penurunan titii beiunya?
3. Sebanyai 11.7 gram NaCl dan 34.2 gram suatu zat non
eleitrolit dilarutian dalam 500 gram air ternyata
membeiu pada -1.86C. Tentuian Mr zat non eleitrolit
tersebut.(Kf air = 1.86, Mr NaCl = 58.5)!
4. Suatu larutan urea 0.1 molal dalam air mendidih pada
suhu 100.05C. pada volume yang sama larutan gluiosa
0.1 molal \dicampur dengan larutan suirosa 0.3 molal.
Pada suhu berapaiah campuran tersebut aian mendidih?
1. Teori Arrhenius
Dalam pelarut air asam merupaian zat yang
menghasilian ion hidrogen H+ dan basa
merupaian zat yang menghasilian ion hidroisida,
OH- yang saling menetralian sesuai dengan reaisi:
H+ (aq) + OH- (aq) H2O
Gambar HCl dalam pelarut air menghasilkan ion H3O+
2. Teori Bronsted – Lowry
Asam merupaian senyawa atau partiiel yang
dapat memberiian proton (H+) (donor proton)
iepada senyawa atau partiiel lain. Basa adalah
senyawa atau partiiel yang dapat menerima
proton (H+) (aiseptor proton) dari asam
NH3 (aq)
Basa (1)
+
H2O (l)
asam (2)
NH4+ (aq)
asam (1)
+
OH- (aq)
basa (2)
Gambar Ionisasi NH3 sebagai basa Bronsted-Lowry
3. Teori Lewis
Asam adalah suatu partiiel yang dapat menerima
pasangan eleitron dari partiiel lain untui
membentui iiatan iovalen ioordinasi. Basa
adalah suatu partiiel yang dapat memberiian
pasangan eleitron iepada partiiel lain untui
membentui iiatan iovalen ioordinasi.
Reaksi antara NH3 dengan BF3 menjadi H3N-BF3.
Kesetimbangan Air (Kw) dan Konsep pH
•
•
Air merupakan amfiprotik (dapat saling memberi dan menerima
proton)
Dalam reaksi autoionisasi air, setiap molekul H2O menyumbangkan
sebuah proton, dan molekul H2O yang lain menerimanya.
[ H ][OH ]
Kc =
[ H 2O ]
Kc [H2O]2 = [H3O+][OH-]
atau
Kw = [H3O+][OH-]
Kw: tetapan hasil kali ion atau tetapan air, yaitu hasil kali konsentrasi molar
pada temperatur tertentu.
pH dan
• Lambang
pH pOH
sebagai “potensial ion
hidrogen” dan didefinisikan sebagai negatif
logaritma dari [H+] atau [H3O+]
pKw = - log Kw
Gambar Harga pH asam dan basa
Dapat digunakan sebagai pedoman.
Karena pH merupakan suatu skala
logaritma, maka perubahan setiap unit
dalam pH berarti perubahan 1/10 dari
jumlah [H3O+] yang ada.
Gambar Harga pH dari sejumlah bahan
Umum dengan rentang nilai 0-14
Kesetimbangan Larutan Asam lemah dan Basa lemah
• Menghitung nilai pH larutan asam/basa
lemah diperlukan tetapan ionisasi secara
tepat, yaitu Ka dan Kb
Untuk asam lemah, jika [H3O+] lebih kecil
dari 0,05 Ca, gunakan rumus berikut:
Untui basa lemah: