tirto.id - Air merupakan zat yang rumus kimianya adalah H2O. Air dapat menjadi pelarut dari berbagai macam zat termasuk untuk menjadi pelarut pada asam dan basa. Show Jika air diberi tambahan larutan asam atau larutan basa, maka kesetimbangan air akan berubah sesuai dengan jumlah asam atau basa yang ditambahkan demikian merujuk laman Repository Kemdikbud. Adanya tambahan larutan asam atau basa pada air, maka menyebabkan larutan bersifat asam atau basa, dengan kekuatan asam basa yang bergantung pada perbandingan lebih banyak atau sedikitnya asam atau basa dengan konsentrasi ion H atau OH-.
Ada rumus tertentu untuk menghitung konsentrasi ion H atau OH- untuk asam kuat, asam lemah, basa kuat ataupun basa lemah. Selain konsentrasi ion H dan OH-, konsentrasi asam basa juga dapat dinyatakan dalam derajat keasaman atau pH. Jika pH netral maka angkanya adalah 7, sedang makin tinggi angka maka makin bersifat basa. 
Rumus Tetapan Kesetimbangan Air
Mengutip dari modul Interaksi Alam Basa dan Kehidupan (2018) Kemdikbud, sebagai pelarut yang mampu melarutkan banyak macam zat, air memiliki sifat elektrolit yang lemah. Molekul air mudah terionisasi dari H2O menjadi: ion H dan OH- Dengan reaksi kimia seperti berikut ini: H2O (l) ⇌ H OH- Jika air dalam kondisi setimbang, maka kesetimbangan air (dilambangkan dengan Kw) dirumuskan sebagai berikut ini: Kw = [H ] [OH-] : [H2O] K [H2O] = [H ] x [OH-] Dalam air murni atau dalam larutan encer, konsentrasi H2O dapat dianggap tetap sehingga H2O dapat digabung dengan tetapan kesetimbangan K [H2O] dan disebut Kw (tetapan hasil ion = tetapan ionisasi). Kw= [H ] [OH-] Dalam air murni [H ] = [OH-] Ketetapan kesetimbangan air dipengaruhi oleh suhu air. Berikut ini nilai Kw pada suhu tertentu yang sudah ditetapkan:
Konversi Suhu Celcius Ke Kelvin. foto/emodul kemendikbud
Jika nilai Kw dari air murni pada suhu 25 derajat C adalah Kw = 1×10 (pangkat -14). Jadi kesetimbangannya adalah: 1×10(pangkat-14) =[H ]2 [H ] = √10-14 [H ] = 10-7 M [OH-] = 10-7M
Pengaruh Asam dan Basa pada Kesetimbangan Air
Berikut ini adalah pengaruh asam dan basa pada kesetimbangan air: a. Asam Dari teori pergeseran kesetimbangan yang sudah dijelaskan dengan rumus di atas, maka penambahan ion H pada larutan asam akan membuat nilai H pada larutan juga bertambah namun tidak akan mengubah kesetimbangan (Kw). Hanya saja, kesetimbangan akan bergeser ke kiri sehingga (OH-) menjadi lebih kecil atau ditulis: [H ] > [OH-] dalam larutan asam.
b. Basa Jika larutan basa ditambahkan ion OH- maka jumlah (OH-) pada larutan tersebut akan makin bertambah namun tidak berpengaruh pada nilai Kw atau hasil kali [H ] dan [OH-]. Kesetimbangan akan bergeser ke kiri sedangkan nilai [H ] mengecil. Atau ditulis: [H ] < [OH-] dalam larutan basa.
Baca juga:
Baca juga
artikel terkait
KIMIA
atau
tulisan menarik lainnya
Cicik Novita
Subscribe for updates Unsubscribe from updates
Kimia Analisis adalah Bahagian dari ilmu kimia yang mempelajari tentang metoda dan cara – cara menyelidiki atau penentuan kandungan kimia dalam suatu bahan. Asam secara umum merupakan 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. pH atau derajat keasaman digunakan untuk menyatakan tingkat keasaman (atau ke basaanyang dimiliki oleh suatu larutan. Yang dimaksudkan “keasaman” di sini adalah konsentrasi ion hidrogen(H+) dalam pelarut air. Nilai pH berkisar dari 0 hingga 14. Suatu larutan dikatakan netral apabila memiliki nilai pH=7. Nilai pH>7 menunjukkan larutan memiliki sifat basa, sedangkan nilai pH<7 menunjukan keasaman. Nilai pH 7 dikatakan netral karena pada air murni ion H+ terlarut dan ion OH- terlarut (sebagai tanda kebasaan) berada pada jumlah yang sama, yaitu 10-7 pada kesetimbangan. Penambahan senyawa ion H+ terlarut dari suatu asam akan mendesak kesetimbangan ke kiri (ion OH- akan diikat oleh H+ membentuk air). Akibatnya terjadi kelebihan ion hidrogen dan meningkatkan konsentrasinya. II. TINJAUAN PUSTAKA 2.1 Teori Asam – Basa Sekitar tahun 1800, banyak kimiawan Prancis, termasuk Antoine Lavoisier, secara keliru berkeyakinan bahwa semua asam mengandung oksigen. Lavoisier mendefinisikan asam sebagai zat mengandung oksigen karena pengetahuannya akan asam kuat hanya terbatas pada asam-asam okso dan karena ia tidak mengetahui komposisi sesungguhnya dari asam-asam halida, HCl, HBr, dan HI. Lavoisier-lah yang memberi nama oksigen dari kata bahasa Yunani yang berarti “pembentuk asam”. Setelah unsur klorin, bromin, dan iodin teridentifikasi dan ketiadaan oksigen dalam asam-asam halida ditemukan oleh Sir Humphry Davy pada tahun 1810, definisi oleh Lavoisier tersebut harus ditinggalkan. Kimiawan Inggris pada waktu itu, termasuk Humphry Davy, berkeyakinan bahwa semua asam mengandung hidrogen. Kimiawan Swedia Svante Arrhenius lalu menggunakan landasan ini untuk mengembangkan definisinya tentang asam. Ia mengemukakan teorinya pada tahun 1884. Pada tahun 1923, Johannes Nicolaus Brønsted dari Denmark dan Martin Lowry dari Inggris masing-masing mengemukakan definisi protonik asam-basa yang kemudian dikenal dengan nama kedua ilmuwan ini. Definisi yang lebih umum diajukan oleh Lewis pada tahun yang sama, menjelaskan reaksi asam-basa sebagai proses transfer pasangan elektron. Asam secara umum merupakan 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. Dalam kimia, istilah asam memiliki arti yang lebih khusus. Terdapat tiga definisi asam yang umum diterima dalam kimia, yaitu definisi Arrhenius, Brønsted-Lowry, dan Lewis.
Asam Merupakan suatu senyawa yang apabila dilarutkan dalam air akan menghasilkan ion Hidrogen (H+) atau ion hydronium (H3O+) Definisi yang pertama kali dikemukakan oleh Svante Arrhenius ini membatasi asam dan basa untuk zat-zat yang dapat larut dalam air. Contoh : HCl (aq) H+ (aq) + Cl– (aq) H2SO4 (aq) 2H+ (aq) + SO4-2 (aq) HNO3 aq) H+ (aq) + NO3– (aq) Basa adalah suatu senyawa yang apabila dilarutkan dalam air akan menghasilkan ion nhidroksida (OH–) Contoh : NaOH (aq) Na+ (aq) + OH– (aq) NaSO4 (aq) 2 Na+ (aq) + SO4– (aq) KOH ( aq) K+ (aq) + OH– (aq) Asam hidroklorida (asam klorida) dinetralkan oleh kedua larutan natrium hidroksida dan larutan amonia. Pada kedua kasus tersebut, kamu akan memperoleh larutan tak berwarna yang dapat kamu kristalisasi untuk mendapatkan garam berwarna putih – baik itu natrium klorida maupun amonium klorida. Keduanya jelas merupakan reaksi yang sangat mirip. Persamaan lengkapnya adalah:
Asam adalah zat yang bertindak sebagai pendonor proton (memberikan proton) pada basa Contoh : HAc (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + Ac (aq)
Basa adalah zat yang bertindak sebagai akseptor proton (menerima proton) dari asam Air (H2O) dapat bersifat sebagai asam (proton donor) dan sebagai basa (proton akseptor). Zat ini disebut Ampiprotik (Amfoter). Contoh : HCl + H2O H3O + Cl– Asam 1 Basa 2 Asam Basa 1 Pasangan asam-basa konjugasi Pasangan asam-basa konjugasi Asam dan basa bersangkutan disebut sebagai pasangan asam-basa konjugat. Brønsted dan Lowry secara terpisah mengemukakan definisi ini, yang mencakup zat-zat yang tak larut dalam air (tidak seperti pada definisi Arrhenius). Asam adalah suatu zat yang bertindak sebagai penerima Akseptor pasangan elektron dari basa. Dan Basa adalah suatu zat yang bertindak sebagai pemberi (donor) pasangan electron, Contoh : Ketika gas hidrogen klorida dilarutkan dalam air untuk menghasilkan asam hidroklorida, molekul hidrogen klorida memberikan sebuah proton (sebuah ion hidrogen) ke molekul air. Ikatan koordinasi (kovalen dativ) terbentuk antara satu pasangan mandiri pada oksigen dan hidrogen dari HCl. Menghasilkan ion hidroksonium, H3O+. Ketika asam yang terdapat dalam larutan bereaksi dengan basa, yang berfungsi sebagai asam sebenarnya adalah ion hidroksonium. Sebagai contoh, proton ditransferkan dari ion hidroksonium ke ion hidroksida untuk mendapatkan air. 2.1.1 Asam 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 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 Asam Kuat :
Contoh Asam lemah :
2.1.2 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:
Sama seperti asam, basa juga dibedakan menjadi basa kuat dan basa lemah. Kekuatan suatu basa dapat ditentukan dari kemampuannya melepaskan ion hidroksida yang bermuatan negatif (ion OH–) ketika dilarutkan dalam air. Semakin banyak ion OH– yang dilepaskan, semakin kuat sifat basanya. Semua rumus kimia basa umumnya mengandung gugus OH–. 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:
Contoh-contoh Basa Lemah
2.1.3 Garam-garam yang terbentuk dari Reaksi Asam – Basa Salah satu cara memperoleh senyawa garam adalah dengan cara mereaksikan zat asam dengan zat basa. Reaksi ini dikenal dengan reaksi penggaraman atau disebut juga reaksi netralisasi. Dalam kehidupan sehari-hari garam yang sering digunakan antara lain: garam dapur (NaCl), garam inggris (MgSO4) sebagai obat pencahar, soda kue (NaHCO3) sebagai pengembang roti, monosodium glutamat (MSG) sebagai penyedap rasa. Sifat garam tergantung pada asam dan basa pembentuknya. Garam yang berasal dari reaksi antara asam dan basa dapat bersifat asam, basa atau netral.
Garam dengan komposisi ini tidak mengalami hidrolisis, hal ini disebabkan karena tidak terjadi interaksi antara ion-ion garam dengan air, seperti reaksi dibawah ini: Garam NaCl, Garam akan terionisasi: NaCl → Na+ + Cl– Na+ + H2O ↛ Garam yang bersifat netral, memiliki pH = 7, berasal dari asam kuat dan basa kuat. Contoh: NaCl (natrium klorida), KI (kalium iodida), dan KNO3 (kalium nitrat).
Garamnya bersifat asam, memiliki pH < 7, berasal dari reaksi antara asam kuat dan basa lemah. Contoh: NH4Cl (amonium klorida), dan NH4NO3 (amonium nitrat).
Garamnya bersifat basa memiliki pH > 7, berasal dari reaksi antara asam lemah dan basa kuat. Contoh: KNO2 (kalium nitrit), NaHCO3 (natrium bikarbonat / soda kue), NaCH3COO (natrium asetat), KCN (kalium sianida / potas), dan KF (kalium fosfat).
Garam yang dibentuk oleh asam lemah dan basa lemah akan terhidrolisis sempurna. Hal ini disebabkan seluruh ion garam dapat berinteraksi dengan air. Sifat larutan garam ini sangat ditentukan oleh nilai Ka ; konstanta ionisasi asam dan Kb; konstanta ionisasi basanya. Larutan bersifat asam jika Ka > Kb Larutan bersifat basa jika Kb > Ka Larutan bersifat netral jika Ka = Kb Beberapa garam juga terbentuk secara tidak normal, dimana garam masih memiliki gugus asam atau basa. Garam jenis ini adalah garam asam, senyawa garam ini masih memiliki gugus H+ dan menyebabkan garam ini bersifat asam. Beberapa contoh Garam asam seperti Soda kue NaHCO3 (Natrium bicarbonat atau Natrium hidrogen carbonat), K2HPO4 (Kalium hidrogen posfat 2.1.4 Pasangan konjugasi Ketika hidrogen klorida dilarutkan dalam air, hampir 100% hidrogen klorida bereaksi dengan air menghasilkan ion hidroksonium dan ion klorida. Hidrogen klorida adalah asam kuat, dan kita cenderung menuliskannya dalam reaksi satu arah: Pada faktanya, reaksi antara HCl dan air adalah reversibel, tetapi hanya sampai pada tingkatan yang sangat kecil. Supaya menjadi bentuk yang lebih umum, asam dituliskan dengan HA, dan reaksi berlangsung reversibel. Perhatikan reaksi ke arah depan:
Akan tetapi ada juga reaksi kebalikan antara ion hidroksonium dan ion A–:
Reaksi reversibel mengandung dua asam dan dua basa. Kita dapat menganggapnya berpasangan, yang disebut pasangan konjugasi. Ketika asam, HA, kehilangan sebuah proton asam tersebut membentuk sebuah basa A–. Ketika sebuah basa, A–, menerima kembali sebuah proton, basa tersebut kembali berubah bentuk menjadi asam, HA. Keduanya adalah pasangan konjugasi. Anggota pasangan konjugasi berbeda antara satu dengan yang lain melalui kehadiran atau ketidakhadiran ion hidrogen yang dapat ditransferkan. Air dan ion hidroksonium juga merupakan pasangan konjugasi. Memperlakukan air sebagai basa, ion hidroksonium adalah asam konjugasinya karena ion hidroksonium memiliki kelebihan ion hidrogen yang dapat diberikan lagi. Memperlakukan ion hidroksonium sebagai asam, maka air adalah sebagai basa konjugasinya. Air dapat menerima kembali ion ydrogen untuk membentuk kembali ion hidroksonium. Contoh yang kedua mengenai pasangan konjugasi Di bawah ini adalah reaksi antara amonia dan air yang telah kita lihat sebelumnya: Disini Amonia adalah basa karena amonia menerima ion hidrogen dari air. Ion amonium adalah asam konjugasinya – ion amonium dapat melepaskan kembali ion hidrogen tersebut untuk membentuk kembali amonia. Air berlaku sebagai asam, dan basa konjugasinya adalah ion hidroksida. Ion hidroksida dapat menerima ion hidrogen untuk membentuk air kembali. Perhatikanlah hal ini pada tinjauan yang lain, ion amonium adalah asam, dan amonia adalah basa konjugasinya. Ion hidroksida adalah basa dan air adalah asam konjugasinya. 2.1.5 Zat amfoter Salah satu dari dua contoh di atas, air berperilaku sebagai basa, tetapi di lain pihak air berperilaku sebagai asam. Suatu zat yang dapat berperilaku baik sebagai asam atau sebagai basa digambarkan sebagai amfoter. 2.1.6 Penggunaan asam Asam memiliki berbagai kegunaan. Asam sering digunakan untuk menghilangkan karat dari logam dalam proses yang disebut “pengawetasaman” (pickling). Asam dapat digunakan sebagai elektrolit di dalam baterai sel basah, seperti asam sulfat yang digunakan di dalam baterai mobil. Pada tubuh manusia dan berbagai hewan, asam klorida merupakan bagian dari asam lambung yang disekresikan di dalam lambung untuk membantu memecah protein dan polisakarida maupun mengubah proenzim pepsinogen yang inaktif menjadi enzim pepsin. Asam juga digunakan sebagai katalis; misalnya, asam sulfat sangat banyak digunakan dalam proses alkilasi pada pembuatan 2.2 DERAJAT KEASAMAN (pH) Konsep pH pertama kali diperkenalkan oleh kimiawan Denmark Søren Peder Lauritz Sørensen pada tahun 1909. Tidaklah diketahui dengan pasti makna singkatan “p” pada “pH”. Beberapa rujukan mengisyaratkan bahwa p berasal dari singkatan untuk powerp (pangkat), yang lainnya merujuk kata bahasa Jerman Potenz (yang juga berarti pangkat, dan ada pula yang merujuk pada kata potential. Jens Norby mempublikasikan sebuah karya ilmiah pada tahun 2000 yang berargumen bahwa p adalah sebuah tetapan yang berarti “logaritma negatif” pH adalah derajat keasaman yang digunakan untuk menyatakan tingkat keasaman atau kebasaan yang dimiliki oleh suatu larutan. Ia didefinisikan sebagai kologaritma aktivitas ion hidrogen (H+) yang terlarut. Koefisien aktivitas ion hidrogen tidak dapat diukur secara eksperimental, sehingga nilainya didasarkan pada perhitungan teoritis. Skala pH bukanlah skala absolut. Ia bersifat relatif terhadap sekumpulan larutan standar yang pH-nya ditentukan berdasarkan persetujuan internasional. Air murni bersifat netral, dengan pH-nya pada suhu 25 °C ditetapkan sebagai 7,0. Larutan dengan pH kurang daripada tujuh disebut bersifat asam, dan larutan dengan pH lebih daripada tujuh dikatakan bersifat basa atau alkali. Pengukuran pH sangatlah penting dalam bidang yang terkait dengan kehidupan atau industri pengolahan kimia seperti kimia, biologi, kedokteran, pertanian, ilmu pangan, rekayasa (keteknikan), dan oseanografi. Tentu saja bidang-bidang sains dan teknologi lainnya juga memakai meskipun dalam frekuensi yang lebih rendah. pH atau derajat keasaman digunakan untuk menyatakan tingkat keasaman (atau ke basaanyang dimiliki oleh suatu larutan. Yang dimaksudkan “keasaman” di sini adalah konsentrasi ion hidrogen(H+) dalam pelarut air. Nilai pH berkisar dari 0 hingga 14. Suatu larutan dikatakan netral apabila memiliki nilai pH=7. Nilai pH>7 menunjukkan larutan memiliki sifat basa, sedangkan nilai pH<7 menunjukan keasaman. Nilai pH 7 dikatakan netral karena pada air murni ion H+ terlarut dan ion OH– terlarut (sebagai tanda kebasaan) berada pada jumlah yang sama, yaitu 10-7 pada kesetimbangan. Penambahan senyawa ion H+ terlarut dari suatu asam akan mendesak kesetimbangan ke kiri (ion OH- akan diikat oleh H+ membentuk air). Akibatnya terjadi kelebihan ion hidrogen dan meningkatkan konsentrasinya. gambar indikator asam basa Lakmus adalah suatu kertas dari bahan kimia yang akan berubah warna jika dicelupkan kedalam larutan asam/basa. Warna yang dihasilkan sangat dipengaruhi oleh kadar pH dalam larutan yang ada. Tidak semua mahluk bisa bertahan terhadap perubahan nilai pH, untuk itu alam telah menyediakan mekanisma yang unik agar perubahan tidak tidak terjadi atau terjadi tetapi dengan cara perlahan. sistem pertahanan ini dikenal sebagai kapasitas pem-buffer-an. pH sangat penting sebagai parameter kualitas air karena ia mengontrol tipe dan laju kecepatan reaksi beberapa bahan di dalam air. Selain itu ikan dan mahluk-mahluk akuatik lainnya hidup pada selang pH tertentu, sehingga dengan diketahuinya nilai pH maka kita akan tahu apakah air tersebut sesuai atau tidak untuk menunjang kehidupan mereka. Besaran pH berkisar dari 0 (sangat asam) sampai dengan 14 (sangat basa/alkalis). Nilai pH kurang dari 7 menunjukkan lingkungan yang masam sedangkan nilai diatas 7 menunjukkan lingkungan yang basa (alkalin). Sedangkan pH = 7 disebut sebagai netral. Fluktuasi pH air sangat di tentukan oleh alkalinitas air tersebut. Apabila alkalinitasnya tinggi maka air tersebut akan mudah mengembalikan pH-nya ke nilai semula, dari setiap “gangguan” terhadap pengubahan pH.
Suatu zat asam yang di masukkan ke dalam air akan mengakibatkan bertambahnya ion hidrogen (H+) dalam air dan berkurangnya ion hidroksida (OH–). Sedangkan pada basa, akan terjadi sebaliknya. Zat basa yang dimasukkan ke dalam air akan mengakibatkan bertambahnya ion hidroksida (OH–) dan berkurangnya ion hidrogen (H+). Jumlah ion H+ dan OH– di dalam air dapat di gunakan untuk menentukan derajat keasaman atau kebasaan suatu zat. Semakin asam suatu zat, semakin banyak ion H+ dan semakin sedikit jumlah ion OH– di dalam air. Sebaliknya semakin basa suatu zat, semakin sedikit jumlah ion H+ dan semakin banyak ion OH– di dalam air. 2.2.2 pOH pOH kadang-kadang digunakan sebagai satuan ukuran konsentrasi ion hidroksida OH−. pOH tidaklah diukur secara independen, namun diturunkan dari pH. Konsentrasi ion hidroksida dalam air berhubungan dengan konsentrasi ion hidrogen berdasarkan persamaan [OH−] = KW /[H+] dengan KW adalah tetaazapan swaionisasi air. Dengan menerapkan kologaritma: pOH = pKW − pH. Sehingga, pada suhu kamar pOH ≈ 14 − pH. Namun hubungan ini tidaklah selalu berlaku pada keadaan khusus lainnya. 2.2.3 Menghitung pH Untuk menghitung pH larutan gunakan persamaan persamaan dibawah ini : pH = – Log [ H+] pOH = – Log [ OH–] pH = 14 – pOH 2.2.4 Larutan Bufer atau Larutan Penyangga Semua larutan yang dapat mempertahankan pH disebut larutan buffer atau larutan penyangga. Sifat larutan buffer antara lain: tidak berubah pH-nya meski diencerkan dan tidak berubah pH-nya meski ditambah sedikit asam atau basa atau karena pengenceran. Larutan buffer di bagi menjadi larutan penyengga asam dan larutan buffer basa. buffer asam selalu mempunyai pH < 7, sedangkan buffer asam mempunyai pH >7. Cara pembuatan buffer asam 1. Mencampur asam lemah dengan garam yang mengandung basa konjugasinya. 2. mencampurkan asam lemah dan basa kuat dengan jumlah asam lemah dibuat berlebih, Contoh :
CH3COOH(aq) + NaOH(aq) → CH3COONa(aq) + H2O(l) Jika jumlah CH3COOH yang direaksikan lebih banyak daripada NaOH, maka akan terbentuk CH3COONa dan ada sisa CH3COOH sehingga terjadi larutan penyangga CH3COOH/CH3COO–. Cara pembuatan buffer basa 1. Mencampur basa lemah dengan garam yang mengandung asam konjugasinya. 2. mencampurkan basa lemah dan asam kuat dengan jumlah asam lemah dibuat berlebih 2.2.5 pH Larutan Buffer pH buffer asam Jika konsentrasi dinyatakan dengan molar (mol per liter), maka persamaan dapat ditulis sebagai pH buffer basa Jika konsentrasi dinyatakan dengan molar (mol per liter), maka persamaan dapat ditulis sebagai contoh
NH3(aq) + HCl(aq) → NH4Cl(aq) Jika jumlah NH3(aq) berlebih setelah bereaksi akan terbentuk NH4Cl dan ada sisa 2.2.6 Persamaan ionisasi air H2O <=> H+ + OH‾ Dari reaksi di atas sesuai hukum kesetimbangan, tetapan kesetimbangan (K) ditulis sebagai berikut. K [H2O] = [H+] [OH‾] Kw = [H+] [OH‾] pada temperatur 25 °C diperoleh harga Kw = 1,0 x 10-14 Artinya pada temperatur 25 °C dalam satu liter air murni terdapat 10-7 ion H+ dan 10-7 ion OH‾. NH3(aq) sehingga terjadi larutan penyangga NH3(aq)/NH4+. 2.2.7 Hidrolisis Larutan Hidrolisis larutan adalah peristiwa penguraian larutan yang disebabkan oleh ion H+ dan ion OH– yang berasal dari molekul air. Hidrolisis ini terjadi pada garam garam yang mengandung basa lemah Contoh :
CH3COO– (aq) + H2O (l) CH3COO (aq) + OH– (aq)
NH4+ (aq) + H2O (l) NH4OH (aq) + H+(aq)
NH4+ (aq) + H2O (l) HCN (aq) + H+ (aq) |
Penambahan ion OH ke dalam air dapat mengakibatkan
Pos Terkait
Copyright © 2024 apacode Inc.
