KONSTANTA DISSOSIASI ASAM LEMAH

 PENDAHULUAN

Setiap larutan pasti memiliki salah satu sifat yaitu asam, basa atau netral. Suatu larutan dikatakan asam apabila direaksikan dengan air akan menghasilkan ion hidronium (H3O+) sedangkan basa apabila direaksikan dengan air akan menghasilkan ion hidroksida (OH-). Larutan yang bersifat netral biasanya terbentuk dari asam kuat dan basa kuat. Ada juga larutan yang bersifat asam dan basa. Senyawa seperti ini disebut amfoter. Larutan bersifat asam, basa, atau garam dapat diketahui dengan indikator asam basa seperti kertas lakmus, larutan fenolftalein, metil merah, dll. Setiap larutan pasti mempunyai pH masing-masing, pH larutan asam<7, pH larutan basa>7 dan pH larutan netral=7. Nilai pH dapat diketahui dengan menggunakan indikator universal. Pada percobaan ini kita akan mereaksikan asam asetat dengan beberapa konsentrasi dengan senyawa Natrium asetat(NaCH3COO) dan Natrium hidroksida(NaOH).

Permasalahan yang timbul dalam percobaan ini yaitu bagaimana cara menentukan konstanta dissosiasi asam lemah(Ka). Tujuan dari percobaan ini sendiri yaitu menentukan konstanta dissosiasi asam lemah.

Kata kunci: Asam, Basa, Hidrolisis,, Buffer, indicator asam-basa

I.DASAR TEORI

I.1 Asam

Kata asam berasal dari kata Acidus yang berarti asam. Selain itu juga berhubungan dengan kata latin yaitu acetum yang berarti cuka. Ada beberapa karakteristik dari asam antara lain rasanya asam,mengubah warna lakmus dari biru menjadi merah, bereaksi dengan logam seperti seng dan magnesium menghasilkan gas hydrogen, bereaksi dengan basa hidroksida menghasilkan air dan senyawa ionic (garam), bereaksi dengan karbonat menghasilkan karbondioksida  (Hein et al,2005)

Reaksi asam

Di dalam reaksi kesetimbangan, ion H⁺ atau H₃O⁺ berpengaruh  pada kataristik reaksi asam. Reaksi di bawah ini di dalam medium kesetimbangan. Reaksi dengan logam, reaksi asam dengan logam…menghasilkan gas hydrogen dengan senyawa ionic (garam)

Acid + metal ----> hydrogen  + senyawa ionic

2HCl(aq)   +   Ca(s)   ----> H₂(g) +   CaCl(aq)

H₂SO₄(aq)    +   Mg(s)  -------->H₂(g)   +   MgSO₄(aq)

6HC₂H₃O₂(aq)  +  2Al(s)  ---->3H₂(g)  +  2Al(C₂H₃O₂)₃(aq)

Asam seperti asam nitrit (HNO₃) mengoksidasi substansi dan bereaksi dengan logam menghasilkan air daripada hidrogen.

3Zn(s)+8HNO₃(dilute)  ----> 3Zn(NO₃)₂(aq)  + 2NO(g)    +  4H₂O(l) 

Reaksi dengan basa ,interaksi asam dengan basa di sebut reaksi netralisasi.Di dalam larutan kesetimbangan,produk dari reaksi ini adalah air dan garam.

Asam   +   basa             garam   +   air

HBr(aq)    +    KOH(aq) ----> KBr(aq)    +   H2O(l)

2HNO₃(aq)    +   Ca(OH)₂(aq)  ----> Ca(NO₃)₂(aq)  + 2H₂O(l) 

Reaksi dengan oksida logam,reaksi ini tertutup antara asam dengan basa. Dengan larutan kesetimbangan asam,produknya adalah garam dan air.

Asam   +   oksida logam  ----> garam    +    air

2HCl(aq)   +    Na₂O(s) ----> 2NaCl(aq)   +  H₂O(l)

H₂SO₄(aq)   +  MgO(s) ----> MgSO₄(aq)   +   H₂O(l)

Reaksi dengan karbonat,banyak reaksi asam dengan karbonat menghasilkan karbondioksida, air, dan senyawa ionic.

H₂CO₃(aq) ----> CO₂(g)   +  H₂O(l)

Asam +  karbonat ----> air   +   garam   +  karbon dioksida

2HCl(aq) +Na₂CO₃(aq)----> 2NaCl(aq)   +   H₂O(l)  +  CO₂(g)

H₂SO₄(aq) + MgCO₃(s) ---->  MgSO₄(aq)   +  H₂O(l)  + CO₂(g)  (Hein et al ,2005).

I.2 ASAM LEMAH

Asam lemah mempunyai nilai Ka lebih kecil dari 1.Nilai pKa mulai pada nol umtuk asam lemah yang paling kuat dan terus bergerak naik. (Jika pKa lebih besar dari pada 14, senyawa tidak efektif sebagai asam dalam larutan air). Bila asam lemah dilarutkan dalam air, konsentrasi awalnya hamper selalu diketahui, tetapi reaksi sebagiannya dengan air menghabiskan sejumlah HA dan menghasilkan A^- dan H₃O⁺:

HA(aq)  +  H₂O(l) ---->   H₃O⁺(aq)  +  A^-(aq)  

Untuk menghitung jumlah H₃O⁺, A^-, dan HA pada kesetimbangan digunakan cara mengganti konsentrasi dengan tekanan parsial. Elemen baru di sini adalah bahwa hasil kali [H₃O⁺] mempunyai sumber kedua, autoionisasi pelarut,yaitu air. Dalam kasus yang biasanya menjadi perhatian, pengaruh kedua ini kecil dan diabaikan; akan tetapi, merupakan ide yang sangat baik apabila kita membuktikan kembali bahwa pada setiap akhir perhitungan [H₃O⁺] dari ionisasi asam itu sendiri setidaknya satu orde lebih tinggi dari 10^-7 M (Oxtoby,2001). 

I.3 Basa

Basa adalah substansi yang mampu membebaskan ion hidrosida [OH^-] di dalam larutan air hidroksida dari logam alkali (groupIA) dan logam alkali tanah (group IIA) seperti LiOH,NaOH,KOH,Ca(OH)₂,dan Ba(OH)₂ yang paling banyak basa anorganik. Larutan air daripada basa disebut larutan larutan alkali atau larutan basa.Beberapa karakteristik yang utama dari basa antara lain rasanya pahit, licin,terasa bersabun,mampu mengubah lakmus dari merah ke biru,dan mampu berinteraksi denagn asam(Hein et al,2005).

I.4 Basa Lemah

Definisi dan penjelasan asam lemah, nilai-nilai Ka-nya, dan jumlah ion H₃O⁺(aq)yang dihasilkan ketika mereka dilarutkan dalam air ini dapat disesuaikan agar berlaku untuk basa lemah, nilai Kb dan jumlah ion OH^-(aq) yang dihasilkan.Sebuah basa lemah seperti ammonia hanya bereaksi sebagian dengan air untuk menghasilkan OH^-(aq):

H₂O(l)  +  NH₃(aq)---->  NH₄⁺(aq)  +  OH^-(aq)

[NH₄⁺][ OH^-]   _{= Kb = 1,8 x 10-5}

     [NH₃]

Kb dari basa lemah lebih kecil dari 1, dan semakin lemah suatu basa, semakin kecil nilai Kb-nya. Jika Kb dari suatu senyawa lebih kecil dari 1 x 10^-14, senyawa tersebut tidak efektif sebagai basa dalam larutan air (Oxtoby,2001).

I.5 Asam dan basa Bronsted

Salah satu pengembangan dari definisi asam dan basa bronsted adalah konsep pasangan asam-basa konjugat, yang dapat didefinisikan sebagai suatu asam dan basa konjugasinya. Basa konjugat dari suatu asam Bronsted ialai spesi yang tersisa  ketika satu proton pindah dari asam tersebut.Setiap asam Bronsted memiliki satu basa konjugat, dan setiap basa Bronsted memiliki satu asam konjugat.Sebagai contoh, ion klorida (Cl^-) adalah basa konjugat yang terbentuk dari asam HCl, dan H₂O adalah basa konjugat dari asam H3O⁺.

CH₃HOOH(aq)+H₂O(l) ---->   CH₃COO^-(aq)   +  H₃O+(aq)

Definisi Bronsted juga memungkinkan kita menggolongkan aminia sebagai basa karena kemampuannya sebagai penerima proton.

NH₃(aq)  +  H₂O(l)  ----> NH₄⁺  +  OH^-(aq)

Dalam hal ini, NH₄⁺ ialah asam konjugat dari basa NH₃  dan OH ^– ialah basa konjugat dari asam H₂O. Satu kasus yang agak lain ialah NaOH, yang dapat dikatak bukan basa Bronsted karena tidak dapat menerima proton. Namun, NaOH ialah elektrolit kuat yang terionissi sempurna dalam larutan. Ion hidroksida hasil ionisasi itu memang disini merupakan basa Bronsted karena ion ini dapat menerima proton:

H₃O+(aq)  +  OH^-(aq) ---->  2H₂O(l)   

Jadi,bila kita menyebut NaOH atau hidroksida logam lainnya sebagai basa, kita sebenarnya mengacu pada spesi OH- yang berasal dari hidroksida(Chang,2003).

I.6 Teori Arrhenius 

Arrhenius mengatakan jika asam adalah sedikitnya substansi yang terionisasi (secara sebagian atau keseluruhan) didalam air untuk memberi ion hidrogen.

HA  +  H₂O  ---->  H₃O⁺  +  A^-

Sedangkan Basa mengionisasi didalam air memberikan ion hidroksil.Basa lemah umunya terionisasi seperti di bawah ini:

B  +  H₂O  ---->  BH⁺  +  OH^- 

I.7 Teori Lewis

Dalam teori lewis, asam adalah substansi yang dapat menerima pasangan elektron dan basa adalah substansi yang dapat menberikan sebuah pasangan elektronnya.

I.8 Kekuatan Asam dan Basa

Asam kuat ialah elektrolit kuat yang untuk kebanyakan tujuan praktis dianggap terionisasi sempurna dalam air. Kebanyakan asam kuat adalah asam anorganik;asam klorida,asam nitrat, asam perklorat, dan asam sulfat.Kebanyakan asam terionisasi hanya sedikit dalam air.Asam seperti ini digolongkan ke dalam asam lemah. Pada kesetimbangan, larutan berair dari asam lemah mengandung campuran antara molekul asam yang tidak terionisasi, ion H₃O⁺, dan basa konjugat. Contoh asam lemah antara lain asam hidrifluoriat, asam asetat, ion amonium.Kekuatan asam lemah sangat beragam karena beragamnya derajat ionisasi. Terbiasanya ionisasi asam lemah berkaitan dengan konstanta kesetimbangan ionisasi.

Apa yang telah di bahas mengenai asam kuat juga berlaku pada basa kuat, yang mencakup hidroksida dari logam alkali dan logam alkali tanah tertentu seperti, NaOH, KOH,dan Ba(OH)₂.Basa kuat ialah semua elektrolit kuat yang terionisasi sempurna di air. Basa lemah sama seperti asam lemah adalah elektrolit lemah.Amonia adalah basa lemah yang sangat sedikit terionisasi dalam air. 

I.9 Asam Lemah dan Konstanta Ioniosasi Asam

Sebagaimana kita lihat, sebagian besar asam adalah asam lemah. Mari kita asumsikan suatu asam monoprotik lemah HA. Ionisasinya dalam air adalah

HA(aq)  +  H₂O(l)  ---->  H₃O+(aq)  +  A^-(aq)

Konstanta kesetimbangan untuk ionisasi asam ini yaitu kita namakan konstanta ionisasi asam,K_a,dinyatakan sebagai:

Ka=(H₃O⁺)(A^-)

  (HA)

Pada suhu tertentu, kekuatan asam HA diukur secara kuantitatif dengan Ka,semakin besar Ka, semakin kuat asamnya,artinya semakin tinggi konsentrasi ion H⁺ pada kesetimbangan karena ionisasinya. Karena ionisasi asam lemah tidak perna sempurna, semua spesi  berada pada kesetimbangan.Kita dapat menghitung Ka dari konsentrasi awal asam dan pH larutan, dan kita dapat menggunakan Ka dan konsentrasi awal asam untuk menghitunh konsentrasi kesetimbangan semua spesi dan pH larutan. Dalam menghitung konsentrasi kesetimbangan asam lemah, sistemnya mungkin berbeda, tetapi perhitungannya didasarkan pada asas yang sama yaitu hukum aksi massa. Dalam hal ini, tiga tahap dasarnya ialah

a).Nyatakan konsentrasi kesetimbangan dari semua spesi dalam konsentrasi-konsentrasi awalnya dan satu bilangan tidak di ketahui x, yang menyatakan perubahan konsentrasi.

b).Tuliskan konstanta ionisasi asam dalam konsentrasi-konsentrasi kesetimbangannya. Dengan mengetahui nilai Ka, kita dapat menentukan x.

c).Setelah menentukan x, hitunglah konsentrasi kesetimbangan dari semua spesi dan/ pH larutan (chang,2003).

I.10 Hidrolisis

Kebanyakan asam yang ditinjau hingga saat ini adalah spesies yang tak bermuatan dengan rumus umum HA. Akan tetapi, gambaran Bronsted Lowry, tidak memberikan alasan mengapa asam harus merupakan molekul yang bermuatan netral. Bila garam NH₄Cl dilarutkan dalam air, terbentuk ion-ion NH₄⁺. Ion-ion ini berionisasi sebagian dengan cara memindahkan ion-ion hydrogen ke air, sebuah reaksi asam-basa Bronsted lowry yang sederhana:

NH₄⁺(aq)  +  H₂O(l)   ---->                  H₃O⁺(aq)  +  NH₃(aq)                    

_{Asam1              basa2                                 Asam 2                       basa 1}

[H₃O⁺][ NH₃]  _{= Ka = 5,6 x 10‑10}

    [NH₄⁺]

Di sini NH₄⁺ bertindak sebagai asam, karena Ka lebih kecil dari 1, hanya dihasilkan sejumlah kecil  H₃O⁺. NH₄⁺ adalah asam lemah, tetapi asam tetaplah asam, dan sebuah larutan ammonium klorida mempunyai pH di bawah 7.

Hidrolisis adalah istilah umum yang diberikan untuk reaksi suatu zat dengan air, dan hidrolisis diterapakan secara khusus pada reaksi di mana pH berubah dari 7 pada saat pelarytan suatu garam (dalam hal ini NH₄Cl) dalam air. Tidak ada alas an untuk memperlakukan hidrolisis secara khusus. Hidrolisis yang terjadi ketika NH₄Cl dilarutkan dalam air dapat dijelaskan secara lengkap seperti reaksi Bronster lowry dimana air bertindak sebagai basa dan NH₄⁺ bertindak sebagi asam menghasilkan pH di bawah 7. Dengan cara yang sama suatu larutan akan menjadi basa bila garam yang anionnya merupakan basa lemah dilarutkan. Ini pun merupakan kasus hidrolisis, dan sekali lagi semata-mata merupakan reaksi asam-basa Bronsted lowry, dengan air sekarang bertindak sebagai asam (donor ion hydrogen).

Dua garam yang membentuk larutan basa adalah natrium asetat dan natrium fluoride. Bila garam-garam ini larut dalam air, mereka masing-masing memberikan ion asetat dan ion fluoride, yang keduanya bertindak sebagai basa Bronsted lowry:

 H₂O(l) + CH₃COO^-(aq)  ---->  CH₃COOH^-(aq)  +   OH^-(aq)

                                                                                                    

H₂O(l)  +  F^-(aq)  ---->  HF(aq)  +    OH^-(aq)

Yang menyebabkan kenaikan konsentrasi  OH^-  dan menghasilkan pH di atas 7 (Oxtoby,2001).

I.11 Larutan Buffer

Larutan buffer adalah semua larutan yanh pH-nya dapat dikatakan tetap, walaupun ditambahkan sedikit asam atau basa. Biasanya, larutan buffer mengandung asam lemah  beserta basa lemah konjugatnya dalam konsentrasi yang hamper sama. Larutan buffer berperan besar dalam mengontrol kelarytan ion-ion dalam larutan sekaligus mempertahankan pH dalam proses biokimia dan fisiologis. Banyak proses kehidupan sensitive terhadap pH sehingga diperlukan sedikit pengaturan dalam interval konsentrasi   H₃O^- dan OH^-. Organisme mempunyai buffernya sediri-sendiri untuk melindunginya dari perubahab pH yang besar. Sebagai contoh, darah manusia mempunyai pH mendekati 7,4 yang dipertahankan oleh kombinasi system buffer karbonat, fosfat, dan protein. pH darah di bawah 7 atau di atas 7,8 dapat mempercepat kematian (Oxtoby,2001).

I.12 Perhitungan Cara Kerja Buffer

Untuk melihat bagaimana larutan buffer bekerja, persamaan  kesetimbangan untuk ionisasi asam lemah di tulis dalam bentuk:

   _[H3O⁺_{] =  Ka}  [HA]

                            [A^‑]

Konsentrasi ion hidronium tergantung pada nisba konsentrasi asam lemah terhadap konsentrasi basa konjugatnya. Kunci cara kerja larutan buffer yang efektif adalah menjaga agar kedua konsentrasi ini hamper sama dan cukup besar. Dengan penambahan sejumlah kecil basa ke dalam larutan buffer yang efektif hanya membutuhkan beberapa persen molekul HA dengan megubahnya menjadi ion A^- dan hanya menambah beberapa persen saja A^- yang ada sejak awal. Nisba [HA]/[A^-] turun, tetapi hanya sedikit. Asam yang ditambahkan megkonsumsi sebagian kecil basa A^- yang dipakai menghasilkan sedikit HA lagi. . Nisba [HA]/[A^-] sekarang naik, tetapi lagi-lagi perubahannya hanya sedikit. Karena konsentrasi H₃O⁺  sangat dipengaruhi nisba ini, perubahannya juga hanya sedikit (Oxtoby,2001).

1.13 Kapasitas Buffer

Kapasitas buffer adalah efek dari penambahan dari pada penambahan 0,01 mol ion H⁺ atau ion OH^- pada larutan buffer yang mengandung HA dan A^‑ (total kuantitas dari HA + A^‑ =1 mol). Kapasitas buffer maksimum terjadi ketika pH = pKa. Perubahan minimum dalam pH terjadi ketika pH dari buffer seimbang dengan pKa dari HA (Harris,1997).

1.14  Indikator asam-basa

       Telah dijelaskan bahwa phenolphthalein adalah indicator yang cocok untuk titrasi dari NaOH dan HCl.  Phenolphthalein tidak mempunyai warna pada larutan asam dan netral, tetapi berwarna pink kemerahan di larutan basa. Ukurannya ditunjukkan bahwa pada pH< 8,3 indikator tidak berwarna  tetapi akan berubah menjadi kemerahan ketika pH lebih dari 8,3. Karena tingkatan dari titik pH,

mendekati titik kesetimbangan, tambahan sedikit saja NaOH (Misalnya saja , 0,05 mL, kira-kira volume setetes dari buret) akan mengakibatkan kenaikan pH dalam larutan. Itu sangat penting, bagaimanapun, faktanya porsi tingkatan pH akan membuat perubahan phenolphthalein dari yang tidak berwarna menjadi kemerahan indikator dapat digunakan untuk menentukan titik kesetimbangan dari titrasi.

Banyak indikator asam-basa menggunakan zat warna tumbuhan. Contohnya, dengan merebus kubis merah yang dicacah dalam air  kita dapat ekstraksi zat warna yang menunjukkan banyak per bedaan warna. Tabel 1.1 merupakan daftar dari indikator yang biasa digunakan pada titrasi asam-  basa. Standar untuk memilih indikator yang cocok .

Tabel 1.1Beberapa indikator asam-basa yang umum

Indikator	warna		Rentang pH*
	Pada asam	Pada basa
Timol biru	Merah	kuning	1.2-2.8
Bromofenol biru	Kuning	Ungu kebiruan	3.0-4.6
Metil orange	Orange	Kuning	3.1-4.4
Metil merah	Merah	Kuning	4.2-6.3
Klorofenol biru	Kuning	Merah	4.8-6.4
Bromotimol biru	Kuning	Biru	6.0-7.6
Kresol merah	Kuning	Merah	7.2-8.8
fenolftalein	Tak berwarna	Pink kemerahan	7.2-8.8
*Rentang pH didefinisikan sebagai kisaran dimana indikator berubah dari warna asam ke warna basa

(Chang,2002).

1.15 pH

    pH suatu larutan digambarkan sebagai logaritma yang negatif dari konsentrasi ion hidrogen (dalam mol per liter).

  pH = - log [H₃O⁺] atau pH = - log [H⁺]

Dalam banyak kasus logaritma yang negatif memberi suatu nomor positif untuk pH, yang tidak akan bersifat negatif karena nilai yang kecil untuk [ H⁺].

Karena pH hanya suatu cara untuk menyatakan konsentrasi ion hidrogen, asam dan larutan basa pada 25⁰C dapat dikenali oleh nilai pH, sebagai:

Lar. asam : [H⁺] > 1.0 X 10-7 M, pH < 7.00

Lar. basa  : [H⁺] < 1.0 X 10-7 M, pH > 7.00

Lar. netral : [H⁺] = 1.0 X 10-7 M, pH = 7.00

Catatan : pH meningkat ketika konsentrasi H⁺ berkurang.

            Di dalam laboratorium, pH diukur dengan menggunakan alat yang disebut pH meter (Chang, 2003).

Di suatu cara paralel, konsentrasi ion hidroksida suatu larutan dihubungkan dengan pOH nya oleh dua penyamaan yaitu

            [OH^-] = 10^-pOH    pOH = - log₁₀[OH^-]

Hubungan antara pH dan pOH diperoleh dengan logaritma kedua sisi persamaan yang menyebut K_w, K_w = [H⁺] [OH^-], dan mengalikan kedua sisi dengan -1 :

-1 x log (K_w) = -1 x log ([H⁺][OH^-])

-1 x log (1.00 x 10^-14) = -log[H⁺] - log[OH^-]

                pH + pOH = 14.00 (25⁰C)

Di dalam larutan yang mengandung air, konsentrasi ion hidrogen  boleh sangat (di) atas [order/ pesanan] banyak orang penting/besar. Suatu larutan asam kuat mungkin punya  [ H+] ± 10 M; suatu larutan netral mempunyai [ H^+] = 10^-7 M; dan suatu larutan basa dasar mungkin punya [ H⁺], sama  rendah seperti  10^-15 M. Maka, eksponen ion hidrogen yang mungkin mencakup antara kira-kira + 1 dan – 15 (Glanville, 2003).

 

Maaf ya Teman.. tha gak tulis kembali semua laporan praktikumnya di sini, karena sangat panjang hehehehe.. jadi untuk versi laporan lengkapnya,, teman2 dapat download melalui link ini.
KONSTANTA DISOSIASI ASAM LEMAH