16.3 Larutan Penyangga

Larutan buffer adalah larutan (1) asam lemah atau basa lemah dan (2) garamnya; kedua komponen harus ada. Solusinya memiliki kemampuan untuk menahan perubahan pH setelah penambahan sejumlah kecil asam atau basa. Buffer sangat penting

16.2 Pengaruh Ion Senama

Diskusi kami tentang ionisasi asam-basa dan hidrolisis garam pada Bab 15 terbatas pada larutan yang mengandung zat terlarut tunggal. Pada bagian ini, kami akan mempertimbangkan sifat asam-basa dari suatu larutan dengan dua zat terlarut yang mengandung ion yang sama (kation atau anion), yang disebut ion umum.

16.1 Kesetimbangan Larutan Homogen Versus Heterogen

Dalam Bab 15, kita melihat bahwa asam lemah dan basa lemah tidak terionisasi sepenuhnya dalam air. Jadi, pada kesetimbangan, larutan asam lemah, misalnya, mengandung asam tak terionisasi serta ion H1 dan basa konjugat. Namun demikian, semua spesies ini dibubarkan sehingga sistem ini adalah contoh dari keseimbangan homogen (lihat Bab 14).

16. Kesetimbangan Asam-Basa dan Kesetimbangan Kelarutan

Konsep Penting
• Kami melanjutkan studi kami tentang sifat-sifat asam basa dan reaksi dari Bab 15 dengan mempertimbangkan efek ion umum pada tingkat ionisasi asam dan karenanya pH larutan. (16.2)
• Kami kemudian memperluas diskusi kami ke larutan buffer, yang pH-nya sebagian besar tetap tidak berubah dengan penambahan sejumlah kecil asam dan basa. (16.3)
• Kami menyimpulkan penelitian kami tentang kimia asam-basa dengan memeriksa titrasi asam-basa secara lebih rinci. Kami belajar menghitung pH selama setiap tahap titrasi yang melibatkan asam dan basa kuat dan / atau lemah. Selain itu, kami melihat bagaimana indikator asam-basa digunakan untuk menentukan titik akhir titrasi. (16.4 dan 16.5)
• Selanjutnya, kami mengeksplorasi jenis kesetimbangan heterogen, yang berkaitan dengan kelarutan substansi yang jarang larut. Kami belajar untuk mengekspresikan kelarutan zat-zat ini dalam hal produk kelarutan. Kita melihat bahwa berbagai jenis ion logam dapat dipisahkan secara efektif tergantung pada produk kelarutannya yang berbeda. (16.6 dan 16.7)
• Kami kemudian melihat bagaimana prinsip Le Châtelier membantu kami menjelaskan efek ion umum dan pH pada kelarutan. (16.8 dan 16.9)
• Kita mempelajari bagaimana pembentukan ion kompleks, yang merupakan jenis reaksi asam basa Lewis, dapat meningkatkan kelarutan senyawa yang tidak larut. (16.10)
• Akhirnya, kami menerapkan prinsip produk kelarutan untuk analisis kualitatif, yang merupakan identifikasi ion dalam larutan. (16.12)

Tugas 15

Tulis formula basa konjugat dari asam berikut: (a) HNO2, (b) H2SO4, (c) H2S, (d) HCN, (e) HCOOH (asam format).

Latihan 15

15.1 Asam dan basa Defi ne Brønsted. Berikan contoh pasangan konjugat dalam reaksi asam-basa.

Kata Kunci

Konstanta ionisasi asam (Ka), hal. 671
Konstanta ionisasi basa

Ringkasan Pengetahuan Faktual dan Konseptual

1. Asam Brønsted menyumbangkan proton, dan basa Brønsted menerima proton. Ini adalah definisi yang biasanya mendasari penggunaan istilah "asam" dan "basa."

Rumus Penting

Kw = [H1] [OH2] (15,3) Konstanta produk ion dari air.

Antasida dan Keseimbangan pH di Perut Anda

Rata-rata orang dewasa menghasilkan antara 2 dan 3 L jus lambung setiap hari. Jus lambung adalah cairan pencernaan asam dan encer yang dikeluarkan oleh kelenjar di selaput lendir yang melapisi lambung. Ini mengandung, di antara zat-zat lain, asam klorida. PH jus lambung sekitar 1,5, yang sesuai dengan konsentrasi asam klorida 0,03 M — konsentrasi yang cukup kuat untuk melarutkan logam seng! Apa tujuan dari media yang sangat asam ini? Dari mana datangnya ion H1? Apa yang terjadi ketika ada kelebihan ion H1 hadir di perut?

15.12 Asam dan Basa Lewis

Sejauh ini kita telah membahas sifat asam-basa dalam hal teori Brønsted. Untuk berperilaku sebagai pangkalan Brønsted, misalnya, suatu zat harus dapat menerima proton. Dengan definisi ini ion hidroksida dan amonia adalah basa:

15.11 Sifat Asam-Basa dari Oksida dan Hidroksida

Seperti yang kita lihat di Bab 8, oksida dapat diklasifikasikan sebagai asam, basa, atau amfoter. Diskusi kami tentang reaksi asam-basa tidak akan lengkap jika kami tidak memeriksa sifat-sifat senyawa ini.

15.10 Sifat Asam-Basa dari Garam

Sebagaimana telah didefinisikan dalam Bagian 4.3, garam adalah senyawa ionik yang dibentuk oleh reaksi antara asam dan basa. Garam adalah elektrolit kuat yang sepenuhnya terdisosiasi menjadi ion dalam air. Istilah hidrolisis garam menggambarkan reaksi anion atau kation garam, atau keduanya, dengan air. Hidrolisis garam biasanya mempengaruhi pH suatu larutan.

Garam Yang Menghasilkan Larutan Netral

Secara umum benar bahwa garam yang mengandung ion logam alkali atau ion logam alkali tanah (kecuali Be²⁺) dan basa konjugat dari asam kuat (misalnya, Cl₂, Br₂, dan NO₃²⁻) tidak mengalami hidrolisis sampai batas tertentu, dan larutannya dianggap netral. Misalnya, ketika NaNO₃, garam yang dibentuk oleh reaksi NaOH dengan HNO₃, larut dalam air, maka NaNO₃ terdisosiasi sepenuhnya sebagai berikut:

Ion Na⁺ terhidrasi tidak menyumbang atau menerima ion H⁺. Ion NO₃²⁻ adalah basa konjugat dari asam kuat HNO₃, dan tidak memiliki afinitas terhadap ion H⁺. Akibatnya, larutan yang mengandung ion Na⁺ dan NO₃²⁻ bersifat netral, dengan pH sekitar 7.

Garam Yang Menghasilkan Larutan Basa

Larutan garam yang berasal dari basa kuat dan asam lemah adalah basa. Misalnya, disosiasi natrium asetat (CH₃COONa) dalam air diberikan oleh 

Ion Na⁺ terhidrasi tidak memiliki sifat asam atau basa. Ion asetat CH₃COO⁻, bagaimanapun, adalah basa konjugat dari asam lemah CH₃COOH dan karena itu memiliki afinitas terhadap ion H⁺. Reaksi hidrolisis diberikan oleh

Karena reaksi ini menghasilkan ion OH⁻, larutan natrium asetat akan bersifat basa. Konstanta kesetimbangan untuk reaksi hidrolisis ini sama dengan ungkapan konstanta ionisasi basa untuk CH₃COO⁻, jadi kita tuliskan

Karena setiap ion CH₃COO⁻ yang terhidrolisis menghasilkan satu ion OH⁻, konsentrasi OH⁻ pada kesetimbangan adalah sama dengan konsentrasi CH₃COO⁻ yang dihidrolisis. Kita dapat mendefinisikan persentase hidrolisis sebagai berikut

Suatu perhitungan berdasarkan hidrolisis CH₃COONa diilustrasikan dalam Contoh 15.13. Dalam memecahkan masalah hidrolisis garam, mengikuti prosedur yang sama dengan yang digunakan untuk asam lemah dan basa lemah.

Contoh 15.13

Hitung pH larutan 0,15 M natrium asetat (CH₃COONa). Berapakah persen hidrolisis?

Strategi

Apa garamnya? Dalam larutan, CH₃COONa terdisosiasi sepenuhnya menjadi ion Na⁺ dan CH₃COO⁻. Ion Na⁺, seperti yang dilihat sebelumnya, tidak bereaksi dengan air dan tidak berpengaruh pada pH larutan. Ion CH₃COO⁻ adalah basa konjugasi dari asam lemah CH₃COOH. Oleh karena itu, diharapkan bahwa ion itu akan bereaksi sampai batas tertentu dengan air menghasilkan CH₃COOH dan OH⁻, dan larutannya akan menjadi basa.

Penyelesaian

Langkah 1: Karena kita mulai dengan larutan natrium asetat 0,15 M, konsentrasi ion juga sama dengan 0,15 M setelah disosiasi:

Dari ion-ion ini, hanya ion asetat yang akan bereaksi dengan air

Pada kesetimbangan, spesi utama dalam larutan adalah CH₃COOH, CH₃COO⁻, dan OH⁻. Konsentrasi ion H⁺ sangat kecil seperti yang diharapkan untuk larutan basa, sehingga diperlakukan sebagai spesi minor. Ionisasi air dapat diabaikan.

Langkah 2: Misalkan x menjadi konsentrasi kesetimbangan ion CH₃COOH dan OH⁻ dalam mol/L, dapat dirangkum:

Langkah 3: Dari pembahasan sebelumnya dan Tabel 15.3 ditulis konstanta kesetimbangan hidrolisis, atau konstanta ionisasi basa, sebagai berikut

Karena Kb sangat kecil dan konsentrasi awal basa besar, dapat diterapkan perkiraan 0,15 - x ≈ 0,15:

Langkah 4: Pada keseimbangan:

Jadi larutannya adalah basa, seperti yang diharapkan. Persentase hidrolisis diberikan oleh

Periksa

Hasilnya menunjukkan bahwa hanya sejumlah kecil anion yang mengalami hidrolisis. Perhatikan bahwa perhitungan persen hidrolisis mengambil bentuk yang sama dengan uji untuk perkiraan, yang berlaku dalam kasus ini.

Latihan

Hitung pH larutan natrium format 0,24 M (HCOONa).

Garam Yang Menghasilkan Larutan Asam

Ketika garam yang berasal dari asam kuat seperti HCl dan basa lemah seperti NH₃ larut dalam air, larutan menjadi asam. Sebagai contoh, perhatikan prosesnya

Ion Cl⁻, menjadi basa konjugat dari asam kuat, tidak memiliki afinitas terhadap H⁺ dan tidak memiliki kecenderungan terhidrolisis. Ion amonium NH₄⁺ adalah asam konjugat lemah dari basa NH₃ yang lemah dan terionisasi sebagai berikut:

Gambar 15.7 Keenam molekul H₂O mengelilingi ion Al³⁺secara oktahedral. Daya tarik ion kecil Al³⁺ terhadap pasangan elektron bebas pada atom oksigen begitu besar sehingga ikatan O-H dalam molekul H₂O yang dilekatkan pada kation logam melemah, memungkinkan hilangnya proton (H⁺) menjadi molekul H₂O yang muncul. Hidrolisis kation logam ini membuat larutan menjadi asam.

sederhanya

Perhatikan bahwa reaksi ini juga mewakili hidrolisis ion NH₄⁺. Karena ion H⁺ dihasilkan, pH larutan menurun. Konstanta kesetimbangan (atau konstanta ionisasi) untuk proses ini diberikan oleh

dan dapat dihitung pH larutan amonium klorida mengikuti prosedur yang sama yang digunakan dalam Contoh 15.13.

Pada prinsipnya, semua ion logam bereaksi dengan air menghasilkan larutan asam. Namun, karena tingkat hidrolisis paling menonjol untuk kation logam kecil dan sangat bermuatan seperti Al³⁺, Cr³⁺, Fe³⁺, Bi³⁺, dan Be²⁺, umumnya diabaikan interaksi yang relatif kecil dari ion logam alkali dan kebanyakan ion logam alkali tanah dengan air. Ketika aluminium klorida (AlCl₃) larut dalam air, ion Al³⁺ mengambil bentuk terhidrasi Al(H₂O)₆³⁺ (Gambar 15.7). Perhatikan satu ikatan antara ion logam dan atom oksigen dari salah satu dari enam molekul air pada Al(H₂O)₆³⁺:

Ion Al³⁺ bermuatan positif menarik kerapatan elektron ke arahnya sendiri, meningkatkan polaritas ikatan O-H. Akibatnya, atom H memiliki kecenderungan lebih besar untuk terionisasi dibandingkan dengan molekul air yang tidak terlibat dalam hidrasi. Proses ionisasi yang dihasilkan dapat ditulis sebagai

Konstanta kesetimbangan untuk hidrolisis kation logam diberikan oleh

Perhatikan bahwa Al(H₂O)₅³⁺ dapat mengalami ionisasi lebih lanjut

dan seterusnya. Namun, pada umumnya cukup untuk memperhitungkan hanya tahap pertama dari hidrolisis.

Tingkat hidrolisis paling besar untuk ion yang paling kecil dan paling bermuatan tinggi karena ion bermuatan “seragam” lebih efektif dalam mempolarisasi ikatan O-H dan memfasilitasi ionisasi. Inilah sebabnya mengapa ion dengan muatan rendah yang relatif besar seperti Na⁺ dan K⁺ tidak mengalami hidrolisis yang cukup besar bahkan tidak sama sekali.

Garam Yang Kation dan Anion Mengalami Hidrolisis

Sejauh ini telah diperhatikan garam yang hanya satu ion yang mengalami hidrolisis. Untuk garam yang berasal dari asam lemah dan basa lemah, kation dan anion terhidrolisis. Namun, apakah larutan yang mengandung garam tersebut bersifat asam, basa, atau netral tergantung pada kekuatan relatif asam lemah dan basa lemah. Karena perhitungan matematika yang terkait dengan jenis sistem ini sedikit terlibat, akan difokuskan untuk membuat prediksi kualitatif tentang larutan ini berdasarkan pedoman berikut:

• Kb > Ka. Jika Kb untuk anion lebih besar dari Ka untuk kation, maka larutannyanya haruslah basa karena anion akan terhidrolisis sampai batas yang lebih besar daripada kation. Pada kesetimbangan, akan ada lebih banyak ion OH⁻ daripada ion H⁺.
• Kb < Ka. Sebaliknya, jika Kb untuk anion lebih kecil dari Ka untuk kation, larutannya akan bersifat asam karena hidrolisis kation akan lebih banyak daripada hidrolisis anion.
• Kb ≈ Ka. Jika Ka kira-kira sama dengan Kb, larutannya akan hampir netral.

Tabel 15.7 merangkum perilaku dalam larutan garam yang dibahas dalam bagian ini.

Contoh 15.14 menggambarkan bagaimana memprediksi sifat asam-basa dari larutan garam.

Tabel 15.7 Sifat Asam-Basa Garam

Contoh 15.14

Prediksilah apakah larutan berikut akan bersifat asam, basa, atau hampir netral: (a) NH₄I, (b) NaNO₂, (c) FeCl₃, (d) NH₄F.

Strategi

Dalam memutuskan apakah suatu garam akan mengalami hidrolisis, gunakan pertanyaan-pertanyaan berikut: Apakah kation tersebut adalah ion logam bermuatan tinggi atau ion amonium? Apakah anion basa konjugat dari asam lemah? Jika ya untuk salah satu pertanyaan, maka hidrolisis akan terjadi. Dalam kasus di mana kation dan anion bereaksi dengan air, pH larutan akan tergantung pada besaran relatif Ka untuk kation dan Kb untuk anion (lihat Tabel 15.7).

Penyelesaian

Pertama-tama memecah garam menjadi komponen kation dan anionnya dan kemudian memeriksa kemungkinan reaksi masing-masing ion dengan air.

(a) Kation adalah NH₄⁺, yang akan terhidrolisis menghasilkan NH₃ dan H⁺. Anion I⁻ adalah basa konjugasi dari asam kuat HI. Oleh karena itu, I⁻ tidak akan terhidrolisis dan larutannya bersifat asam.

(b) Kation Na⁺ tidak terhidrolisis. NO₂²⁻ adalah basa konjugat dari asam lemah HNO₂ dan akan terhidrolisis menghasilkan HNO₂ dan OH⁻. Larutannya akan bersifat basa.

(c) Fe³⁺ adalah ion logam kecil dengan muatan tinggi dan terhidrolisis menghasilkan ion H⁺. Cl⁻ tidak terhidrolisis. Akibatnya, larutan akan menjadi asam.

(d) Baik ion NH₄⁺ dan F⁻ akan terhidrolisis. Dari Tabel 15.3 dan 15.4 kita melihat bahwa Ka NH₄⁺ (5,6 x 10⁻¹⁰) lebih besar dari Kb untuk F⁻ (1,4 x 10⁻¹¹). Karena itu, larutannya akan bersifat asam.

Latihan

Prediksilah apakah larutan berikut akan bersifat asam, basa, atau hampir netral: (a) LiClO₄, (b) Na₃PO₄, (c) Bi(NO₃)₃, (d) NH₄CN.

Ulasan Konsep

Diagram yang ditunjukkan di sini merupakan larutan dari tiga garam NaX (X = A, B, atau C). (a) X⁻ manakah yang memiliki asam konjugat terlemah? (b) Susun ketiga anion X⁻ dalam rangka meningkatkan kekuatan basa. Ion Na⁺ dan molekul air telah dihilangkan untuk kejelasan.

Akhirnya dapat dicatat bahwa beberapa anion dapat bertindak sebagai asam atau basa. Sebagai contoh, ion bikarbonat (HCO₃⁻) dapat mengionisasi atau menjalani hidrolisis sebagai berikut (lihat Tabel 15.5):

Karena Kb > Ka, dapat diperkirakan bahwa reaksi hidrolisis akan lebih besar daripada proses ionisasi. Dengan demikian, larutan natrium bikarbonat (NaHCO₃) akan menjadi basa.

15.9 Struktur Molekul dan Kekuatan Asam

Kekuatan asam tergantung pada sejumlah faktor, seperti sifat-sifat pelarut, suhu, dan, tentu saja, struktur molekul asam. Ketika kita membandingkan kekuatan dua asam, kita dapat menghilangkan beberapa variabel dengan mempertimbangkan sifat mereka dalam pelarut yang sama dan pada suhu dan konsentrasi yang sama. Kemudian kita bisa fokus pada struktur asam.

15.8 Asam Diprotik dan Poliprotik

Perlakuan asam diprotik dan poliprotik lebih terlibat daripada asam monoprotik karena zat ini dapat menghasilkan lebih dari satu ion hidrogen per molekul. Asam-asam ini terionisasi secara bertahap; yaitu, mereka kehilangan satu proton sekaligus. Ekspresi konstan ionisasi dapat ditulis untuk setiap tahap ionisasi. Akibatnya, dua atau lebih persamaan konstanta kesetimbangan harus sering digunakan untuk menghitung konsentrasi spesies dalam larutan asam. Sebagai contoh, untuk asam karbonat, H2CO3, kami menulis

15.7 Hubungan Antara Konstanta Ionisasi Asam dan Basa Konjugatnya

Hubungan penting antara tetapan ionisasi asam dan tetapan ionisasi basa konjugatnya dapat diturunkan sebagai berikut, menggunakan asam asetat sebagai contoh:

15.6 Basa Lemah dan Konstanta Ionisasi Basa

Ionisasi basa lemah diperlakukan dengan cara yang sama seperti ionisasi asam lemah. Ketika amonia larut dalam air, ia mengalami reaksi

15.5 Asam Lemah dan Konstanta Ionisasi Asam

Seperti yang telah kita lihat, ada sedikit asam kuat. Sebagian besar asam adalah asam lemah. Pertimbangkan asam monoprotik yang lemah, HA. Ionisasi dalam air diwakili oleh HA (aq) 1 H2O (l2 Δ H3O1 (aq) 1 A2 (aq)

15.4 Kekuatan Asam dan Basa

Asam kuat adalah elektrolit kuat yang, untuk tujuan praktis, diasumsikan terionisasi sepenuhnya dalam air (Gambar 15.3). Sebagian besar asam kuat adalah asam anorganik: asam klorida (HCl), asam nitrat (HNO3), asam perklorat (HClO4), dan asam sulfat (H2SO4):

15.3 pH — Ukuran Keasaman

Karena konsentrasi ion H+ dan OH- dalam larutan air sering kali jumlahnya sangat kecil dan karenanya tidak nyaman untuk digunakan, Soren Sorensen † pada tahun 1909 mengusulkan pengukuran yang lebih praktis yang disebut pH. PH larutan didefinisikan sebagai logaritma negatif konsentrasi ion hidrogen (dalam mol / L):