larutan penyangga

Larutan Penyangga: Larutan Dengan Dua Sisi Kepribadian

May 4, 2008 by indigoMorie

Apakah larutan penyangga itu?

“Larutan penyangga atau dikenal juga dengan nama larutan buffer adalah larutan yang dapat mempertahankan nilai pH apabila larutan tersebut ditambahkan sejumlah asam atau basa maupun diencerkan dengan menambah sejumlah volume air”

Jadi apabila suatu larutan penyangga ditambahkan asam atau basa ataupun diencerkan maka nilai pH larutan penyangga tersebut akan tetap. Andaikan kita memiliki larutan penyangga ber-pH 6.5 kemudian kedalam larutan penyangga itu kita tetesi sejumlah asam (misalnya HCl) lalu pH larutan tersebut kita ukur pH nya maka pH larutan tersebut akan tetap 6.5. Hal yang sama juga terjadi bila larutan penyangga itu kita tetesi basa (misalnya KOH) ataupun kita tambahkan air sehingga volumenya menjadi 3 kali volume semula, pHnya akan tetap menunjukan 6.5.

Berapa banyak asam atau basa yang bisa kita tambahkan ke dalam larutan penyangga sehingga nilai pH larutan penyangga tersebut akan tetap? Jumlah asam atau basa yang dapat kita tambahkan ke dalam suatu larutan penyangga adalah terbatas dan hal ini tergantung dari konsentrasi komponen penyususn larutan penyangga itu sendiri.

Jadi setiap larutan penyangga memiliki batasan sampai berapa banyak dia mampu menampung asam atau basa yang ditambahkan kepadanya sehingga larutan penyangga tersebut mampu mempertahankan nilai pH seperti semula. Hal inilah yang kita kenal dengan istilah “Kapasitas Larutan Penyangga”.

Dibuat dari apakah larutan penyangga itu?
Larutan penyangga dibedakan atas,
1. Larutan penyangga asam
2. Larutan penyangga basa

Larutan penyangga asam terbuat dari “asam lemah dan garam dari basa konjugasinya” sedangakan larutan penyangga basa dibuat dari “basa lemah dengan garam dari asam konjugasinya”. Tentu saja apakah anda masih ingat tentang teori asam basa Bronsted-Lowry? Untuk mengingatnya perhatikan contoh reaksi berikut berikut:

CH3COOH + H2O -> CH3COO^- + H3O⁺
asa—–basa——-basa1—-asam1

CH3COOH pada reaksi diatas disebut sebagai asam dikarenakan dia mampu mendonorkan proton H+ kepada H2O membentuk CH3COO^-, sedangkan CH3COO^- disebut sebagai basa konjugasi CH3COOH disebabkan spesies ini berasal dari terionisasinya CH3COOH. Pasangan CH3COOH dan CH3COO^- disebut sebagai pasangan asam-basa konjugasi.

Jadi CH3COOH dan CH3COO^- bisa dijadikan sebagai komponen penyususn larutan penyangga. karena ion CH3COO^- tidak bisa berdiri sendiri maka kita menuliskannya dalam bentuk garamnya yaitu CH3COONa atau CH3COOK (garam dari basa konjugasinya). Ingat istilah “garam” biasa merujuk pada zat yang dihasilkan dari reaksi antara asam dengan basa seperti contoh berikut:

CH3COOH + NaOH -> CH3COONa + H2O
asam——-basa——–garam

Jadi bila anda memiliki asam lemah HF bagaimana anda mencari pasangan basa konjugasinya? mudah saja tinggal ambil H+ dari senyawa HF kemudian kita jadikan dia sebagai garam. Ambil H+ dari HF akan dihasilkan F- kemudian kita buat spesies F- menjadi garam dengan menambahkan Na+ atau K+ menjadi NaF. Sehingga HF dan NaF adalah pasangan yang bisa juga dipakai untuk penyususn larutan penyangga.

Bagaimana dengan penyusun larutan penyangga basa?

Sederhana saja, tinggal ambil contoh basa lemah misalnya larutan amoniak NH3(aq) kemudian kita harus mencari asam konjugasinya. Bagaimana cara mncarinya? anda tinggal menambahkan H+ kedalam basa lemah tersebut sehingga di hasilkan;

NH3(aq) + H⁺-> NH4⁺
basa——————asam konjugasi

karena yang kita inginan adalah bentuk garamnya maka kita tinggal menambahkan anion saja seperti Cl- atau SO4^2- atau NO3- sehingga diperoleh NH4CL. Jadi NH3 dan NH4Cl adalah komponen yang bisa dijadikan sebagai penyususn larutan penyangga basa.

Kesimpulannya,

“Untuk mencari basa konjugasi dari suatu asam lemah kita tinggal mengambil proton H⁺ dari asam tersebut dan sebaliknya untuk mencari asam konjugasi dari suatu basa lemah maka kita tinggal menambahkan proton H⁺ pada basa lemah tersebut”

dan untuk membentuk menjadi garam maka kita tinggal menambahkan kation (Na+ atau K+) atau anion ( Cl-, SO4^2-, atau NO3-)

perhatikan contoh berikut sekali lagi
asam lemah————————-H3PO4
basa konjugasinya——————H2PO4^- (ambil satu H+)
garam dari basa konjugasinya——-NaHPO4 ( pasangkan dengan Na+ atau K+)
jadi campuran H3PO4 dan NaHPO4 akan menghasilkan larutan penyangga asam
basa lemah————————-CH3NH2
asam konjugasinya——————CH3NH3⁺ (tambah satu H+)
garamnya ————————–CH3NH3Cl (pasangkan dengan Cl- atau SO4- atau NO3-)
jadi campuran CH3NH2 dan CH3NH3Cl akan menghasilkan larutan penyangga basa.

Incoming search terms:

• larutan penyangga
• contoh larutan penyangga
• larutan penyangga kimia
• dasar teori larutan penyangga
• kapasitas larutan penyangga
• contoh larutan penyangga dalam kehidupan sehari-hari
• makalah larutan penyangga
• larutan penyangga dalam kehidupan sehari-hari
• materi kimia larutan penyangga
• penyangga dalam kehidupan sehari hari
• larutan dapar
• komponen larutan buffer
• apakah larutan dapar
• kimia buffer dan komponen penyangga
• Kapasitas larutan bufer
• fungsi larutan penyangga dalam kehidupan sehari hari
• contohlarutan penyangga
• contoh sistem larutan penyangga
• contoh larutan penyangga asam
• contoh daftar pustaka tentang larutan buffer
• Basa konjugasi dari h2po4
• Artikel kimia larutan penyangga
• rumus basa konjugasi buat CH3COOH

konsep asam basa

Pembentukan konsep asam dan basa

Ditulis oleh Yoshito Takeuchi pada 11-08-2008

Kimia asam basa menjadi inti kimia sejak dari zaman kuno sampai zaman modern kini, dan memang sebagian besar kimia yang dilakukan di laboratorium di zaman dulu adalah kimia asam basa. Ketika kimia mulai menguat di bidang studi teoritisnya di akhir abad ke-19, topik pertama yang ditangani adalah kimia asam basa. Akibat dari serangan teoritis ini, kimia menjadi studi yang sangat kuantitatif. Jadi, bab ini sangat kuantitatif dibanding bab lain. Dalam bab, konsep penting seperti konsentrasi ion hidrogen, konstanta ionisasi, hidrolisis, kurva titrasi, larutan buffer, dan indikator akan didiskusikan. Konsep ini sangat mendasar dalam kimia, dan sukar bagi Anda mempelajari kimia kimia tanpa konsep ini.
Sebagian besar bahan kimia yang umum kita jumpai adalah asam dan basa. Namun, hanya belakangan ini saja kimiawan dapat menyimpan dan menggunakan dengan bebas berbagai asam basa dalam raknya di laboratorium.
Satu-satunya asam yang diketahui alkimia di zaman dulu adalah asam asetat yang tak murni, dan basa yang dapat mereka gunakan adalah kalium karbonat kasar yang didapatkan dari abu tanaman. Di abad pertengahan, kimiawan Arab mengembangkan metoda untuk menghasilkan asam mineral semacam asam hidrokhloratatau asam nitrat dan menggunakannya. Demikia juga basa-basa. Bahkan, kata “alkali”, nama umum untuk basa kuat, berasal dari bahasa Arab.
Di zaman modern, peningkatan populasi dan dengan perlahan naiknya standar mengakibatkan kebutuhan berbagai bahan juga meningkat. Misalnya, sabun, awalnya merupakan barang mewah dan mahal, kini menjadi tersedia luas. Akibatnya, kebutuhan natrium karbonat, bahan baku sapun, emingkat dengan tajam. Kebutuhan pakaian juga meningkat, yang menyebabkan peningkatan berbagai bahan kimia untuk pewarna dan sejenisnya. Untuk memenuhi kebutuhan ini, kini menghasilkan sejumlah cukup asam dan basa bukan masalah yang sederhana. Inilah awal munculnya industri kimia.
Di pertengahan abad ke-17, kimiawan Jerman Johann Rudolf Glauber (1604-1670), yang tinggal di Belanda, menghasilkan dan menjual tidak hanya berbagai asam dan basa, tetapi juga banyak alat kimia. Dalam hal ini ia dapat disebut insinyur kimia pertama. Ia juga menjual natrium sulfat sebagai obat mujarab dan mendapat keuntungan besar dari usaha ini.
Studi mendasar tentang asam basa dimulai di zaman yang sama. Boylem rekan sezaman dengan Glauber, menemukan metoda penggunaan pewarna yang didapatkan dari berbagai tumbuhan semacam Roccella sebagai indikator reaksi asam basa.13 Di saat-saat itu, telah diketahui bahwa asam dan basa mempunyai sifat berlawanan dan dapat meniadakan satu sama lain. Sebelum perkembangan kimia, asam didefinisikan sebagai sesuatu yang masam, dan alkali sebagai sesuatu yang akan menghilangkan, atau menetralkan efek asam.
Awalnya ada kebingungan tentang sifat dasar asam. Oksigen awalnya dianggap sebagai komponen penting asam. Bahkan nama “oksigen” berasal dari bahasa Yunani, yang berarti “membuat sesuatu masam”. Di pertengahan abad ke-19, Davy menemukan bahwa hidrogen khlorida (larutan dalam airnya adalah asam hidrokhlorida) tidak mengandung oksigen, dan dengan demikian membantah teori bahwa oksigen adalah komponen penting dalam asam. Ia, sebagai gantinya, mengusulkan bahwa hidrogen adalah komponen penting asam.
Sifat asam pertama diketahui dengan kuantitatof pada akhir abad ke-19. Di tahun 1884, kimiawan Swedia Svante August Arrhenius (1859-1927) mengusulkan teori disosiasi elektrolit yang menyatakan bahwa elektrolit semacam asam, basa dan garam terdisosiasi menjadi ion-ion komponennya dalam air. Ia lebih lanjut menyatakan bahwa beberapa elektrolit terdisosiasi sempurna (elektrolit kuat) tetapi beberapa hanya terdisosiasi sebagian (elektrolit lemah). Teori asam basa berkembang dengan cepat belandaskan teori ini.

larutan penyangga

Komponen Larutan Penyangga

Secara umum, larutan penyangga digambarkan sebagai campuran yang terdiri dari:

1. Asam lemah (HA) dan basa konjugasinya (ion A-), campuran ini menghasilkan larutan bersifat asam.
2. Basa lemah (B) dan asam konjugasinya (BH+), campuran ini menghasilkan larutan bersifat basa.

Komponen larutan penyangga terbagi menjadi:
1. Larutan penyangga yang bersifat asam
Larutan ini mempertahankan pH pada daerah asam (pH < 7). Untuk mendapatkan larutan ini dapat dibuat dari asam lemah dan garamnya yang merupakan basa konjugasi dari asamnya. Adapun cara lainnya yaitu mencampurkan suatu asam lemah dengan suatu basa kuat dimana asam lemahnya dicampurkan dalam jumlah berlebih. Campuran akan menghasilkan garam yang mengandung basa konjugasi dari asam lemah yang bersangkutan. Pada umumnya basa kuat yang digunakan seperti natrium, kalium, barium, kalsium, dan lain-lain.
2. Larutan penyangga yang bersifat basa
Larutan ini mempertahankan pH pada daerah basa (pH > 7). Untuk mendapatkan larutan ini dapat dibuat dari basa lemah dan garam, yang garamnya berasal dari asam kuat. Adapun cara lainnya yaitu dengan mencampurkan suatu basa lemah dengan suatu asam kuat dimana basa lemahnya dicampurkan berlebih.

[sunting] Cara kerja larutan penyangga

Larutan penyangga mengandung komponen asam dan basa dengan asam dan basa konjugasinya, sehingga dapat mengikatbaik ion H+ maupun ion OH-. Sehingga penambahan sedikit asam kuat atau basa kuat tidak mengubah pH-nya secara signifikan. Berikut ini cara kerja larutan penyangga:
1. Larutan penyangga asam
Adapun cara kerjanya dapat dilihat pada larutan penyangga yang mengandung CH3COOH dan CH3COO- yang mengalami kesetimbangan. Dengan proses sebagai berikut:
Pada penambahan asam Penambahan asam (H+) akan menggeser kesetimbangan ke kiri. Dimana ion H+ yang ditambahkan akan bereaksi dengan ion CH3COO- membentuk molekul CH3COOH.
CH3COO-(aq) + H+(aq) → CH3COOH(aq) Pada penambahan basa Jika yang ditambahkan adalah suatu basa, maka ion OH- dari basa itu akan bereaksi dengan ion H+ membentuk air. Hal ini akan menyebabkan kesetimbangan bergeser ke kanan sehingga konsentrasi ion H+ dapat dipertahankan. Jadi, penambahan basa menyebabkan berkurangnya komponen asam (CH3COOH), bukan ion H+. Basa yang ditambahkan tersebut bereaksi dengan asam CH3COOH membentuk ion CH3COO- dan air.
CH3COOH(aq) + OH-(aq) → CH3COO-(aq) + H2O(l) 2. Larutan penyangga basa
Adapun cara kerjanya dapat dilihat pada larutan penyangga yang mengandung NH3 dan NH4+ yang mengalami kesetimbangan. Dengan proses sebagai berikut:
Pada penambahan asam Jika ditambahkan suatu asam, maka ion H+ dari asam akan mengikat ion OH-. Hal tersebut menyebabkan kesetimbangan bergeser ke kanan, sehingga konsentrasi ion OH- dapat dipertahankan. Disamping itu penambahan ini menyebabkan berkurangnya komponen basa (NH3), bukannya ion OH-. Asam yang ditambahkan bereaksi dengan basa NH3 membentuk ion NH4+.
NH3 (aq) + H+(aq) → NH4+ (aq) Pada penambahan basa Jika yang ditambahkan adalah suatu basa, maka kesetimbangan bergeser ke kiri, sehingga konsentrasi ion OH- dapat dipertahankan. Basa yang ditambahkan itu bereaksi dengan komponen asam (NH4+), membentuk komponen basa (NH3) dan air.
NH4+ (aq) + OH-(aq) → NH3 (aq) + H2O(l)

[sunting] Perhitungan pH Larutan Penyangga

1. Larutan penyangga asam
Dapat digunakan tetapan ionisasi dalam menentukan konsentrasi ion H+ dalam suatu larutan dengan rumus berikut:
[H+] = Ka x a/g atau pH = p Ka - log a/g dengan, Ka = tetapan ionisasi asam lemah

a  = jumlah mol asam lemah
              g  = jumlah mol basa konjugasi

2. Larutan penyangga basa
Dapat digunakan tetapan ionisasi dalam menentukan konsentrasi ion H+ dalam suatu larutan dengan rumus berikut:
[OH-] = Kb x b/g atau pH = p Kb - log b/g dengan, Kb = tetapan ionisasi basa lemah

b  = jumlah mol basa lemah
              g  = jumlah mol asam konjugasi

[sunting] Fungsi Larutan Penyangga

Adanya larutan penyangga ini dapat kita lihat dalam kehidupan sehari-hari seperti pada obat-obatan, fotografi, industri kulit dan zat warna. Selain aplikasi tersebut, terdapat fungsi penerapan konsep larutan penyangga ini dalam tubuh manusia seperti pada cairan tubuh. Cairan tubuh ini bisa dalam cairan intrasel maupun cairan ekstrasel. Dimana sistem penyangga utama dalam cairan intraselnya seperti H2PO4- dan HPO42- yang dapat bereaksi dengan suatu asam dan basa. Adapun sistem penyangga tersebut, dapat menjaga pH darah yang hampir konstan yaitu sekitar 7,4. Selain itu penerapan larutan penyangga ini dapat kita temui dalam kehidupan sehari-hari seperti pada obat tetes mata.

stiokiometri

Dalam ilmu kimia, stoikiometri (kadang disebut stoikiometri reaksi untuk membedakannya dari stoikiometri komposisi) adalah ilmu yang mempelajari dan menghitung hubungan kuantitatif dari reaktan dan produk dalam reaksi kimia (persamaan kimia). Kata ini berasal dari bahasa Yunani stoikheion (elemen) dan metriā (ukuran).
Contoh:

Massa Molar

Massa Atom Relatif

Massa Molekul Relatif

Massa Molar

Berdasarkan definisi SI tentang mol, Tetapan Avogadro dari atom-atom karbon-12 akan diperoleh jika kita menimbang secara tepat 12 g isotop    C-12. Karena karbon terdapat di alam dalam campuran dua isotop C-12 dan C-13 maka masanya merupakan massa rata-rata kedua isotop tersebut, yaitu sebesar 12,011 sma, sehingga sejumlah tetapan Avogadro atom C akan diperoleh jika kita mengambil 12,011 g karbon-12. Jadi, 1 mol karbon memiliki massa 12,011 g. Hal ini berlaku juga untuk unsur lainnya yaitu: 

 

Satu mol unsur mempunyai massa yang besarnya sama dengan massa atom unsur tersebut dalam gram. Massa 1 mol zat disebut dengan massa molar.

Untuk zat yang tersusun dari kumpulan atom (molekul) atau merupakan pasangan ion-ion maka massa 1 mol zat tersebut sama dengan massa molekul relatif atau massa rumus relatif zat tersebut dalam gram. Massa molekul relatif dan massa rumus relatif suatu senyawa dapat diketahui dari penjumlahan massa atom relatif unsur-unsur penyusun senyawanya. Menurutmu, berapakah massa molar dari H₂O dan NaCl?

 

ke atas

Massa Atom Relatif

Massa atom unsur sebenarnya belum dapat diukur dengan alat penimbang massa atom, karena atom berukuran sangat kecil. Massa atom unsur ditentukan dengan cara membandingkan massa atom rata-rata unsur tersebut terhadap 1/12 massa rata-rata satu atom karbon 12 sehingga massa atom yang diperoleh adalah massa atom relatif (A_r).

Massa atom relatif unsur-unsur dapat dilihat dalam tabel massa atom relatif unsur.

 

 

ke atas 

 

Massa Molekul Relatif

Unsur dan senyawa yang partikelnya berupa molekul, massanya dinyatakan dalam massa molekul relatif (M_r). Pada dasarnya massa molekul relatif (M_r) adalah perbandingan massa rata-rata  satu molekul unsur atau senyawa dengan 1/12  massa rata-rata  satu atom karbon-12.

Jenis molekul sangat banyak, sehingga tidak ada tabel massa molekul relatif. Akan tetapi, massa molekul relatif dapat dihitung dengan menjumlahkan massa atom relatif atom-atom pembentuk molekulnya.

M_r = ∑A_r

Untuk senyawa yang partikelnya bukan berbentuk molekul, melainkan pasangan ion-ion, misalnya NaCl maka M_r senyawa tersebut disebut massa rumus relatif. Massa rumus relatif dihitung dengan cara yang sama dengan seperti perhitungan massa molekul relatif, yaitu dengan menjumlahkan massa atom relatif unsur-unsur dalam rumus senyawa itu.

reaksi netralisasi

Titrasi adalah suatu metode penentuan kadar (konsentrasi) suatu larutan dengan larutan lain yang telah diketahui konsentrasinya. Titrasi merupakan suatu metoda untuk menentukan kadar suatu zat dengan menggunakan zat lain yang sudah dikethaui konsentrasinya. Titrasi biasanya dibedakan berdasarkan jenis reaksi yang terlibat di dalam proses titrasi, sebagai contoh bila melibatan reaksi asam basa maka disebut sebagai titrasi asam basa, titrasi redox untuk titrasi yang melibatkan reaksi reduksi oksidasi, titrasi kompleksometri untuk titrasi yang melibatan pembentukan reaksi kompleks dan lain sebagainya.

PRINSIP TITRASI NETRALISASI
Titrasi asam basa melibatkan asam maupun basa sebagai titer ataupun titran. Titrasi asam basa berdasarkan reaksi penetralan. Kadar larutan asam ditentukan dengan menggunakan larutan basa dan sebaliknya.

Titran ditambahkan titer sedikit demi sedikit sampai mencapai keadaan ekuivalen (artinya secara stoikiometri titran dan titer tepat habis bereaksi). Keadaan ini disebut sebagai “titik ekuivalen”.

Pada saat titik ekuivalent ini maka proses titrasi dihentikan, kemudian kita mencatat volume titer yang diperlukan untuk mencapai keadaan tersebut. Dengan menggunakan data volume titrant, volume dan konsentrasi titer maka kita bisa menghitung kadar titrant.

TITIK AKHIR TITRASI
Titik akhir titrasi adalah keadaan dimana reaksi telah berjalan dengan sempurna yang biasanya ditandai dengan pengamatan visual melalui perubahan warna indikator. Indikator yang digunakan pada titrasi asam basa adalah asam lemah atau basa lemah. Asam lemah dan basa lemah ini umumnya senyawa organik yang memiliki ikatan rangkap terkonjugasi yang mengkontribusi perubahan warna pada indikator tersebut. Jumlah indikator yang ditambahkan kedalam larutan yang akan dititrasi harus sesedikit mungkin, sehingga indikator tidak mempengaruhi pH larutan dengan demikian jumlah titran yang diperlukan untuk terjadi perubahan warna juga seminimal mungkin. Umumnya dua atau tiga tetes larutan indikator 0.1%(b/v) diperlukan untuk keperluan titrasi. Dua tetes (0.1 mL) indikator (0.1% dengan berat formula 100) adalah sama dengan 0.01 mL larutan titran dengan konsentrasi 0.1 M.

Berikut tabel indikator asam basa dengan rentang pH dan perubahan warna yang terjadi.



Indikator asam basa akan memiliki warna yang berbeda dalam keadaan tak terionisasi dengan keadaan terionisasi. Sebagai contoh untuk indikator phenolphthalein (pp) seperti diatas dalam keadaan tidak terionisasi (dalam larutan asam) tidak akan berwarna (colorless) dan akan berwarna merah keunguan dalam keadaan terionisasi ( dalam larutan basa).

CARA MENGETAHUI TITIK EKUIVALEN
Ada dua cara umum untuk menentukan titik ekuivalen pada titrasi asam basa.
1. Memakai pH meter untuk memonitor perubahan pH selama titrasi dilakukan, kemudian membuat plot antara pH dengan volume titrant untuk memperoleh kurva titrasi. Titik tengah dari kurva titrasi tersebut adalah “titik ekuivalen”.
2. Memakai indikator asam basa. Indikator ditambahkan pada titran sebelum proses titrasi dilakukan. Indikator ini akan berubah warna ketika titik ekuivalen terjadi, pada saat inilah titrasi kita hentikan.

Pada umumnya cara kedua dipilih disebabkan kemudahan pengamatan, tidak diperlukan alat tambahan, dan sangat praktis.

Indikator yang dipakai dalam titrasi asam basa adalah indicator yang perbahan warnanya dipengaruhi oleh pH. Penambahan indicator diusahakan sesedikit mungkin dan umumnya adalah dua hingga tiga tetes.

Untuk memperoleh ketepatan hasil titrasi maka titik akhir titrasi dipilih sedekat mungkin dengan titik ekuivalen, hal ini dapat dilakukan dengan memilih indikator yang tepat dan sesuai dengan titrasi yang akan dilakukan.

Keadaan dimana titrasi dihentikan dengan cara melihat perubahan warna indikator disebut sebagai “titik akhir titrasi”.

a. Netralisasi

Neutralisasi dapat didefinisikan sebagai reaksi antara proton (atau ion hidronium) dan ion hidroksida membentuk air. Dalam bab ini kita hanya mendiskusikan netralisasi di larutan dalam air.

H⁺ + OH^-–> H₂O (9.33)

H₃O⁺ + OH^-–> 2H₂O (9.34)

Jumlah mol asam (proton) sama dengan jumlah mol basa (ion hidroksida).

b. Garam

Setiap asam atau h=garam memiliki ion lawannya, dan reaksi asam basa melibatkan ion-ion ini. Dalam reaksi netralisasi khas seperti antara HCl dan NaOH,

HCl	+	NaOH	–>	NaCl	+	H2O	(9.35)
asam		basa		garam		air

Selain air, terbentuk NaCl dari ion khlorida, ion lawan dari proton, dan ion natrium, ion lawan basa. Zat yang terbentuk dalam netralisasi semacam ini disebut dengan garam. Asalkan reaksi netralisasinya berlangsung dalam air, baik ion natrium dan ion khlorida berada secara independen sebagai ion, bukan sebagai garam NaCl. Bila air diuapkan, natrium khlorida akan tinggal. Kita cenderung percaya bahwa garam bersifat netral karena garam terbentuk dalam netralisasi. Memang NaCl bersifat netral. Namun, larutan dalam air beberapa garam kadang asam atau basa. Misalnya, natrium asetat, CH₃COONa, garam yang dihasilkan dari reaksi antara asam asetat dan natrium hidroksida, bersifat asam lemah.
Akibatnya [OH^-] larutan dalam air meningkat untuk membuat larutannya basa. Penjelasan ini juga berlaku untuk semua garam dari asam lemah dan basa kuat.

Gambar 9.1Hidrolisis garam.

Sebagai rangkuman, dalam hidrolisis garam dari asam lemah dan basa kuat, bagian anion dari garam bereaksi dengan air menghasilkan ion hidroksida.

A^- + H₂O –> HA + OH^- (9.36)

Dengan menuliskan reaksi ini sebagai kesetimbangan, hidrolisis garam dapat diungkapkan dengan cara kuantitatif

A^- + H₂O HA + OH^- (9.37)

Bila h adalah derajat hidrolisis yang menyatakan rasio garam yang terhidrolisis saat kesetimbangan. Tetapan kesetimbangan hidrolisis K_h adalah:

K_h = [HA][OH^-]/[A^-] = (c_sh)²/c_s(1 – h) = c_sh²/(1 – h) (9.38)

K_h disebut tetapan hidrolisis, dan c_s adalah konsentrasi awal garam. A^- adalah basa konjugat dari asam lemah HA dan K_h berhubungan dengan konstanta disosiasi basanya. Akibatnya, hubungan berikut akan berlaku bila konstanta disosiasi asam HA adalah Ka: jadi,

K_aK_h = K_w (9.39)

Bila h ≪ 1, K_a ≒c_sh; h ≒√(K_h/c_s). Maka konsentrasi [OH^-] dan [H⁺] diberikan oleh ungkapan:

[OH^-] = c_sh ≒√(c_sK_w/K_a) (9.40)

[H⁺] = K_w/[OH^-] ≒√(K_wK_a/c_s) (9.41)

Karena terlibat asam lemah,

K_a/c_s <>

∴ [H⁺] < √K_w = 10^-7 (9.42)

Jadi, garam dari asam lemah bersifat basa. Dengan cara yang sama, [H⁺] garam asam lemah dan basa kuta dinyatakan dengan:

[H⁺] = c_sh ≒√(c_sK_w/K_b) (9.43)

Karena melibatkan basa lemah,

c_s/K_b > 1,

∴ [H⁺] > √K_w = 10^-7 (9.44)

Jadi, garamnya bersifat asam.

c. Kurva titrasi

Dalam reaksi netralisasi asam dan basa, atau basa dengan asam, bagaimana konsentrasi [H⁺], atau pH, larutan bervariasi? Perhitungan [H⁺] dalam titrasi asam kuat dengan basa kuat atau sebaliknya basa kuat dengan asam kuat tidak sukar sama sekali.

(1) TITRASI ASAM KUAT DAN BASA KUAT.

[1] sebelum titik ekivalen:
Karena disosiasi air dapat diabaikna, jumlah mol H⁺ sama dengan jumlah sisa asam yang tinggal

[H⁺] = (M_AV_A – M_Bv_B)/(V_A + v_B) (9.45)

[2] Pada titik ekivalen:
Disosiasi air tidak dapat diabaikan di sini.

[H⁺] = √K_w = 10^-7 (9.46)

[3] setelah titik ekivalen:
Jumlah mol basa berlebih sama dengan jumlah mol ion hidroksida. [OH^-] dapat diperoleh dengan membagi jumlah mol dengan volume larutan. [OH^-] yang diperoleh diubah menjadi [H⁺].

[OH^-] = (M_Bv_B – M_AV_A)/(V_A + v_B) (9.47)

[H⁺] = K_w/[OH^-] = (V_A + v_B)K_w/(M_Bv_B – M_AV_A) (9.48)

2. TITRASI ASAM LEMAH DENGAN BASA KUAT

Hasilnya akan berbeda bila asam lemah dititrasi dengan basa kuat. Titrasi 10 x 10^-3 dm³ asam asetat 0,1 mol dm^-3 dengan NaOH 0,1 mol dm^-3 merupakan contoh khas (Gambar 9.2(b)).
[1] Titik awal: vB = 0. pH di tahap awal lebih besar dari di kasus sebelumnya.

[H⁺] = M_Aα (9.49)

α adalah tetapan disosiasi asam asetat.

[2] sebelum titik ekivalen: sampai titik ekivalen, perubahan pH agak lambat.
[3] pada titik ekivalen (v_B = 10 x 10^-3 dm³): pada titik ini hanya natrium asetat CH₃COONa yang ada. [H⁺] dapat diperoleh dengan cara yang sama dengan pada saat kita membahas hidrolisis garam.
[4] setelah titik ekivalen. [H⁺] larutan ditentukan oleh konsentrasi NaOH, bukan oleh CH₃COONa.
Perubahan pH yang perlahan sebelum titik ekivalen adalah akibat bekerjanya buffer (bagian 9.3 (d)). Sebelum titik ekivalen, terdapat larutan natrium asetat (garam dari asam lemah dan bas kuat) dan asam asetat (asam lemah). Karena keberadaan natrium asetat, kesetimbangan disosiasi natrium asetat

CH₃COOH H⁺ + CH₃COO^- (9.50)

bergeser ke arah kiri, dan [H⁺] akan menurun. Sebagai pendekatan [CH₃COO^-] = c_S [HA] ≒ c₀.
c_S adalah konsentrasi garam, maka

[H⁺]c_S/ c₀= K_a,

∴ [H⁺] = (c₀/c_S)K_a (9.51)

Bila asam ditambahkan pada larutan ini, kesetimbangan akan bergeser ke kiri karena terdapat banyak ion asetat maa asam yang ditambahkan akan dinetralisasi.

CH₃COOH H⁺ + CH₃COO^- (9.52)

(3) TITRASI BASA LEMAH DENGAN ASAM KUAT

Titrasi 10 x 10^-3 dm³ basa lemah misalnya larutan NH₃ 0,1 mol dm^-3 dengan asam kuat misalnya HCl 0,1 mol dm^-3 (Gambar 9.3). Dalam kasus ini, nilai pH pada kesetimbangan agak lebih kecil daripada di kasus titrasi asam kuat dengan basa kuat. Kurvanya curam, namun, perubahannya cepat di dekat titik kesetimbangan. Akibatnya titrasi masih mungkin asalkan indikator yang tepat dipilih, yakni indikator dengan rentang indikator yang sempit.

(4) TITRASI BASA LEMAH (ASAM LEMAH) DENGAN ASAM LEMAH (BASA LEMAH).

Dalam titrasi jenis ini, kurva titrasinya tidak akan curam pada titik kesetimbangan, dan perubahan pHnya lambat. Jadi tidak ada indikator yang dapat menunjukkan perubahan warna yang jelas. Hal ini berarti titrasi semacam ini tidak mungkin dilakukan.

d. Kerja bufer

Kerja bufer didefinisikan sebagai kerja yang membuat pH larutan hampir tidak berubah dengan penambahan asam atau basa. Larutan yang memiliki kerja bufer disebut larutan bufer. Sebagian besar larutan bufer terbentuk dari kombinasi garam (dari asam lemah dan basa kuat) dan aam lemahnya. Cairan tubuh organisme adalah larutan bufer, yang akan menekan perubahan pH yang cepat, yang berbahaya bagi makhluk hidup.
Nilai pH larutan bufer yang terbuat dari asam lemah dan garamnya dapat dihitung dengan menggunakan persamaan berikut.

pH = pK_a + log([garam]/[asam]) (9.54)

Tabel 9.2 memberikan beberapa larutan bufer.

Tabel 9.2 Beberapa larutan bufer.

teori atom mekanika kuantum

MODEL ATOM MEKANIKA KUANTUM

Gambar 14 Erwinschrodinger dan Wernerhesenberg

Model atom Niels Bohr dapat menjelaskan kelemahan dari teori atom Rutherford. namun, pada perkembangan selanjutnya diketahui bahwa gerakan elektron menyerupai gelombang. oleh karena itu, posisinya tidak dapat ditentukan dengan pasti. jadi, orbit elektron yang berbentuk lingkaran dengan jari-jari tertentu tidak dapat diterima.

Pada tahun 1927, Erwin Schrodinger, seorang ilmuwan dari Austria, mengemukakan teori atom yang disebut teori atom mekanika kuantum atau mekanika gelombang. teori tersebut dapat diterima para ahli hingga sekarang.

Teori mekanika kuantum mempunyai persamaan dengan teori atom Niels Bohr dalam hal tingkat-tingkat energi atau kulit-kulit atom, tetapi berbeda dalam hal bentuk lintasan atau orbit tersebut. dalam teori atom mekanika kuantum, posisi elektron adalah tidak pasti. hal yang dapat ditentukan mangenai keberadaan elektron di dalam atom adalah daerah dengan peluang terbesar untuk menemukan elektron tersebut. daerah dengan peluang terbesar itu disebut orbital. gambaran sederhana dari model atom mekanika kuantum seperti di bawah ini

Gambar 15 Model Atom Mekanika Kuantum

Mekanika kuantum adalah cabang dasar fisika yang menggantikan mekanika klasik pada tataran atom dan subatom. Ilmu ini memberikan kerangka matematika untuk berbagai cabang fisika dan kimia, termasuk fisika atom, fisika molekular, kimia komputasi, kimia kuantum, fisika partikel, dan fisika nuklir. Mekanika kuantum adalah bagian dari teori medan kuantum dan fisika kuantum umumnya, yang, bersama relativitas umum, merupakan salah satu pilar fisika modern. Dasar dari mekanika kuantum adalah bahwa energi itu tidak kontinyu, tapi diskrit -- berupa 'paket' atau 'kuanta'. Konsep ini cukup revolusioner, karena bertentangan dengan fisika klasik yang berasumsi bahwa energi itu berkesinambungan.

[sunting] Sejarah

Pada tahun 1900, Max Planck memperkenalkan ide bahwa energi dapat dibagi-bagi menjadi beberapa paket atau kuanta. Ide ini secara khusus digunakan untuk menjelaskan sebaran intensitas radiasi yang dipancarkan oleh benda hitam. Pada tahun 1905, Albert Einstein menjelaskan efek fotoelektrik dengan menyimpulkan bahwa energi cahaya datang dalam bentuk kuanta yang disebut foton. Pada tahun 1913, Niels Bohr menjelaskan garis spektrum dari atom hidrogen, lagi dengan menggunakan kuantisasi. Pada tahun 1924, Louis de Broglie memberikan teorinya tentang gelombang benda.
Teori-teori di atas, meskipun sukses, tetapi sangat fenomenologikal: tidak ada penjelasan jelas untuk kuantisasi. Mereka dikenal sebagai teori kuantum lama.
Frase "Fisika kuantum" pertama kali digunakan oleh Johnston dalam tulisannya Planck's Universe in Light of Modern Physics (Alam Planck dalam cahaya Fisika Modern).
Mekanika kuantum modern lahir pada tahun 1925, ketika Werner Karl Heisenberg mengembangkan mekanika matriks dan Erwin Schrödinger menemukan mekanika gelombang dan persamaan Schrödinger. Schrödinger beberapa kali menunjukkan bahwa kedua pendekatan tersebut sama.
Heisenberg merumuskan prinsip ketidakpastiannya pada tahun 1927, dan interpretasi Kopenhagen terbentuk dalam waktu yang hampir bersamaan. Pada 1927, Paul Dirac menggabungkan mekanika kuantum dengan relativitas khusus. Dia juga membuka penggunaan teori operator, termasuk notasi bra-ket yang berpengaruh. Pada tahun 1932, Neumann Janos merumuskan dasar matematika yang kuat untuk mekanika kuantum sebagai teori operator.
Bidang kimia kuantum dibuka oleh Walter Heitler dan Fritz London, yang mempublikasikan penelitian ikatan kovalen dari molekul hidrogen pada tahun 1927. Kimia kuantum beberapa kali dikembangkan oleh pekerja dalam jumlah besar, termasuk kimiawan Amerika Linus Pauling.
Berawal pada 1927, percobaan dimulai untuk menggunakan mekanika kuantum ke dalam bidang di luar partikel satuan, yang menghasilkan teori medan kuantum. Pekerja awal dalam bidang ini termasuk Dirac, Wolfgang Pauli, Victor Weisskopf dan Pascaul Jordan. Bidang riset area ini dikembangkan dalam formulasi elektrodinamika kuantum oleh Richard Feynman, Freeman Dyson, Julian Schwinger, dan Tomonaga Shin'ichirō pada tahun 1940-an. Elektrodinamika kuantum adalah teori kuantum elektron, positron, dan Medan elektromagnetik, dan berlaku sebagai contoh untuk teori kuantum berikutnya.
Interpretasi banyak dunia diformulasikan oleh Hugh Everett pada tahun 1956.
Teori Kromodinamika kuantum diformulasikan pada awal 1960an. Teori yang kita kenal sekarang ini diformulasikan oleh Polizter, Gross and Wilzcek pada tahun 1975. Pengembangan awal oleh Schwinger, Peter Higgs, Goldstone dan lain-lain. Sheldon Lee Glashow, Steven Weinberg dan Abdus Salam menunjukan secara independen bagaimana gaya nuklir lemah dan elektrodinamika kuantum dapat digabungkan menjadi satu gaya lemah elektro.

[sunting] Eksperimen penemuan

• Eksperimen celah-ganda Thomas Young membuktikan sifat gelombang dari cahaya. (sekitar 1805)
• Henri Becquerel menemukan radioaktivitas (1896)
• Joseph John Thomson - eksperimen tabung sinar kathoda (menemukan elektron dan muatan negatifnya) (1897)
• Penelitian radiasi benda hitam antara 1850 dan 1900, yang tidak dapat dijelaskan tanpa konsep kuantum.
• Robert Millikan - eksperimen tetesan oli, membuktikan bahwa muatan listrik terjadi dalam kuanta (seluruh unit), (1909)
• Ernest Rutherford - eksperimen lembaran emas menggagalkan model puding plum atom yang menyarankan bahwa muatan positif dan masa atom tersebar dengan rata. (1911)
• Otto Stern dan Walter Gerlach melakukan eksperimen Stern-Gerlach, yang menunjukkan sifat kuantisasi partikel spin (1920)
• Clyde L. Cowan dan Frederick Reines meyakinkan keberadaan neutrino dalam eksperimen neutrino (1955)

[sunting] Bukti dari mekanika kuantum

Mekanika kuantum sangat berguna untuk menjelaskan perilaku atom dan partikel subatomik seperti proton, neutron dan elektron yang tidak mematuhi hukum-hukum fisika klasik. Atom biasanya digambarkan sebagai sebuah sistem di mana elektron (yang bermuatan listrik negatif) beredar seputar nukleus atom (yang bermuatan listrik positif). Menurut mekanika kuantum, ketika sebuah elektron berpindah dari tingkat energi yang lebih tinggi (misalnya dari n=2 atau kulit atom ke-2 ) ke tingkat energi yang lebih rendah (misalnya n=1 atau kulit atom tingkat ke-1), energi berupa sebuah partikel cahaya yang disebut foton, dilepaskan. Energi yang dilepaskan dapat dirumuskan sbb:

keterangan:

• adalah energi (J)
• adalah tetapan Planck, (Js), dan
• adalah frekuensi dari cahaya (Hz)

Dalam spektrometer massa, telah dibuktikan bahwa garis-garis spektrum dari atom yang di-ionisasi tidak kontinyu, hanya pada frekuensi/panjang gelombang tertentu garis-garis spektrum dapat dilihat. Ini adalah salah satu bukti dari teori mekanika kuantum.

laju reaksi

Faktor-Faktor Yang Mempengaruhi Kecepatan Reaksi Kimia Kelas 1 > Kecepatan Reaksi	177
< Sebelum Sesudah >
Beberapa faktor yang mempengaruhi kecepatan reaksi antara lain konsentrasi, sifat zat yang bereaksi, suhu dan katalisator. A. KONSENTRASI Dari berbagai percobaan menunjukkan bahwa makin besar konsentrasi zat-zat yang bereaksi makin cepat reaksinya berlangsung. Makin besar konsentrasi makin banyak zat-zat yang bereaksi sehingga makinbesar kemungkinan terjadinya tumbukan dengan demikian makin besar pula kemungkinan terjadinya reaksi. B. SIFAT ZAT YANG BEREAKSI Sifat mudah sukarnya suatu zat bereaksi akan menentukan kecepatan berlangsungnya reaksi. Secara umum dinyatakan bahwa: - Reaksi antara senyawa ion umumnya berlangsung cepat. Hal ini disebabkan oleh adanya gaya tarik menarik antara ion-ion yang muatannya berlawanan. Contoh: Ca2+(aq) + CO32+(aq) ®  CaCO3(s) Reaksi ini berlangsung dengan cepat. - Reaksi antara senyawa kovalen umumnya berlangsung lambat. Hal ini disebabkan karena untuk berlangsungnya reaksi tersebut dibutuhkan energi untuk memutuskan ikatan-ikatan kovalen yang terdapat dalam molekul zat yang bereaksi. Contoh: CH4(g) + Cl2(g) ®   CH3Cl(g) + HCl(g) Reaksi ini berjalan lambat reaksinya dapat dipercepat apabila diberi energi misalnya cahaya matahari. C. SUHU Pada umumnya reaksi akan berlangsung lebih cepat bila suhu dinaikkan. Dengan menaikkan suhu maka energi kinetik molekul-molekul zat yang bereaksi akan bertambah sehingga akan lebih banyak molekul yang memiliki energi sama atau lebih besar dari Ea. Dengan demikian lebih banyak molekul yang dapat mencapai keadaan transisi atau dengan kata lain kecepatan reaksi menjadi lebih besar. Secara matematis hubungan antara nilai tetapan laju reaksi (k) terhadap suhu dinyatakan oleh formulasi ARRHENIUS: k = A . e-E/RT dimana: k : tetapan laju reaksi A : tetapan Arrhenius yang harganya khas untuk setiap reaksi E : energi pengaktifan R : tetapan gas universal = 0.0821.atm/moloK = 8.314 joule/moloK T : suhu reaksi (oK) D. KATALISATOR Katalisator adalah zat yang ditambahkan ke dalam suatu reaksi dengan maksud memperbesar kecepatan reaksi. Katalis terkadang ikut terlibat dalam reaksi tetapi tidak mengalami perubahan kimiawi yang permanen, dengan kata lain pada akhir reaksi katalis akan dijumpai kembali dalam bentuk dan jumlah yang sama seperti sebelum reaksi. Fungsi katalis adalah memperbesar kecepatan reaksinya (mempercepat reaksi) dengan jalan memperkecil energi pengaktifan suatu reaksi dan dibentuknya tahap-tahap reaksi yang baru. Dengan menurunnya energi pengaktifan maka pada suhu yang sama reaksi dapat berlangsung lebih cepat.