STRUKTUR DAN IKATAN KIMIA

Struktur Atom

Simbol Lewis dari suatu unsur terdiri dari simbol unsur tersebut dan satu titik untuk setiap satu elektron valensi yang dimilikinya. Sebagai contoh, perhatikan simbol Lewis untuk unsur-unsur berikut.

Materi Ikatan Kimia: Simbol titik-elektron Lewis untuk unsur-unsur golongan utama periode 2 dan 3
(Sumber: Silberberg, Martin S. 2009. Chemistry: The Molecular Nature of Matter and Change (5th edition). New York: McGraw Hill)

Atom unsur-unsur golongan gas mulia (golongan 18) dengan 8 elektron valensi memiliki sifat sangat stabil (tidak reaktif), energi ionisasi tinggi, dan afinitas elektron rendah. Pada umumnya semua atom berusaha untuk menerima, atau melepas, ataupun saling berbagi elektron agar memiliki jumlah elektron yang sama dengan atom gas mulia dengan nomor atom yang terdekat. Hal ini serupa dengan kehidupan manusia, di mana pada umumnya manusia berusaha untuk mencapai kesejahteraan sebagaimana golongan gas mulia. Hasil observasi ini mengacu pada rumusan teori: aturan oktet, yang menyatakan bahwa atom-atom cenderung akan menerima, atau melepas, ataupun saling berbagi (sharing) elektron sehingga memiliki 8 elektron valensi.

Atom-atom cenderung ingin berikatan karena dengan adanya ikatan, energi potensial antara partikel positif dan partikel negatif — entah antar ion dengan muatan yang berlawanan ataupun antar inti dengan elektron-elektron di antaranya — akan lebih rendah. Ikatan kimia dibagi menjadi 3 jenis berdasarkan 3 cara kombinasi dari unsur logam dan unsur nonlogam, yakni logam dengan non logam (ikatan ionik), non logam dengan non logam (ikatan kovalen), dan logam dengan logam (ikatan logam).

Ikatan ionik (ikatan elektrovalen): “transfer elektron”

Atom logam (energi ionisasi rendah) cenderung melepaskan elektronnya, lalu diterima oleh atom nonlogam (afinitas elektron besar). Dari proses transfer elektron dari atom logam ke atom nonlogam ini akan terbentuk ion positif dan ion negatif dengan konfigurasi elektron gas mulia yang saling tarik menarik dengan gaya elektrostatis yang disebut ikatan ionik. Sebagai contoh, dalam pembentukan senyawa ionik NaCl terjadi transfer elektron dari atom Na ke atom Cl.

Ikatan kovalen: “sharing elektron”

Atom-atom nonlogam cenderung tidak ingin melepaskan elektronnya (energi ionisasi tinggi) dan ingin menarik elektron-elektron dari atom lainnya (afinitas elektron besar) sehingga terdapat satu atau lebih pasangan elektron yang dipakai untuk berbagi bersama. Ikatan kimia yang terbentuk dari sharing elektron terlokalisasi antara atom ini disebut ikatan kovalen. Sebagai contoh, 2 atom H berikatan kovalen membentuk molekul H2 dan 2 atom Cl berikatan kovalen membentuk molekul Cl2.

Struktur Lewis untuk senyawa kovalen dapat digambarkan dengan setiap pasangan elektron ikatan (PEI) digambarkan sebagai satu garis dan pasangan elektron bebas (PEB) digambarkan sebagai titik-titik. Berikut struktur Lewis untuk beberapa senyawa kovalen.

Ikatan kovalen dengan berbagi satu pasangan elektron disebut sebagai ikatan kovalen tunggal (ikatan tunggal). Ikatan kovalen dengan berbagi dua pasangan elektron disebut ikatan rangkap dua, contohnya CO2. Ikatan kovalen dengan berbagi tiga pasangan elektron disebut ikatan rangkap tiga, contohnya N2.

Mau latihan soal? Yuk jawab pertanyaan di Forum StudioBelajar.com

Kepolaran Ikatan, Elektronegativitas, dan Momen Dipol

Ikatan kimia di mana elektron-elektron digunakan bersama secara setara dan merata, seperti pada Cl2 dan N2, disebut sebagai ikatan kovalen nonpolar. Ikatan di mana salah satu atom memiliki daya tarik elektron (elektronegativitas) yang lebih tinggi terhadap elektron-elektron ikatan dibanding atom lainnya, sehingga terjadi pembentukan dipol (pemisahan muatan negatif dan muatan positif), seperti pada HF, disebut sebagai ikatan kovalen polar.

Ukuran kepolaran dinyatakan dengan besaran yang disebut momen dipol (μ). Semakin besar momen dipol, semakin besar kepolarannya. Satuan momen dipol adalah debye (D), di mana 1 D = 3,34×10−30 Cm. Jika dua muatan berlawanan dengan besar muatan sama Q+ dan Q− terpisah dengan jarak r, maka momen dipolnya adalah hasil kali Q dan r:

μ = Qr

Contoh soal Ikatan Kimia

Panjang ikatan dalam molekul HCl adalah 1,27 Å. Hitunglah momen dipol (dalam debye) bila muatan pada atom H dan Cl masing-masing adalah +1 dan −1.

Jawab:

Muatan pada atom H dan Cl adalah sebesar muatan e−.

r = 1,27 Å = 

Pengecualian Aturan Oktet

Ikatan Kovalen Koordinasi

Ikatan kovalen koordinasi (ikatan dativ) adalah ikatan kovalen di mana salah satu atomnya mendonasikan pasangan elektron yang dimilikinya. Pada ikatan kovalen koordinasi, pasangan elektron ikatannya hanya berasal dari satu atom, bukan dari kontribusi bersama kedua atom yang berikatan. Contoh:

Ikatan logam: “lautan elektron”

Atom-atom logam cenderung mudah melepaskan elektronnya (energi ionisasi rendah) dan susah menangkap elektron (afinitas elektron kecil) sehingga elektron-elektron valensi terdelokalisasi dan tersebar merata menjadi lautan elektron di antara kation-kation logam. Elektron-elektron “mengalir” di antara dan sekeliling kation logam dan mengikatkan kation-kation logam tersebut.

Ilustrasi 3 jenis ikatan kimia: ionik, kovalen, dan logam
(Sumber: Silberberg, Martin S. 2009. Chemistry: The Molecular Nature of Matter and Change (5th edition). New York: McGraw Hill)

Ikatan Kimia – Referensi
– Brown, Theodore L. et al. 2015. Chemistry: The Central Science (13th edition). New Jersey: Pearson Education, Inc.
– Chang, Raymond. 2010. Chemistry (10th edition). New York: McGraw Hill
– Petrucci, Ralph H. et al. 2011. General Chemistry: Principles and Modern Applications (10th edition). Toronto: Pearson Canada Inc.
– Purba, Michael. 2006. Kimia 1A untuk SMA Kelas X. Jakarta: Erlangga.
– Silberberg, Martin S. 2009. Chemistry: The Molecular Nature of Matter and Change (5th edition). New York: McGraw Hill

TEORI ASAM & BASA

A.  Pengertian Asam Dan Basa

Asam dan basa merupakan zat kimia yang banyak digunakan dalam kehidupan sehari hari.

1.    Asam

Istilah asam (acid) berasal dari bahasa Latin “Acetum” yang berarti cuka, karena diketahui zat utama dalam cuka adalah asam asetat.secara umum asam yaitu zat yang berasa masam.

2.   Basa

Basa (alkali) berasal dari ahasa arabyang berarti abu. Secara umum basa yaitu zat yang berasa pahit bersifat kaustik.

B.  Teori Asam Basa Menurut Beberapa Tokoh

1.   Teori Asam dan basa menurut Svante Arrhenius

Arrhenius menyatakan mulekul – mulekul zat elektrolit selalu menshasilkan ion – ion positif dan negatif jika dilarutkan dalam air. Pada tahun 1984 Ilmuan Swedia, Svante Arrhenius mengemukakan pengertian asam – asam berdasarkan reaksi ionisasi. Menurut Arrhenius, asam merupakan zat yang jika dilarutkan dalam air menghasilkan ion . Adapun basa merupakan zat yang jika dilarutkan dalam air akan menghasilkan ion .

Contoh senyawa Asam – Basa menurut Svante Arrhenius

Senyawa	Contoh	Reaksi Ionisasi
Asam	HCL (Asam Klorida)	HCL (aq) (aq) + (aq)
	HBr (Asam Bromina)	HBr (aq) (aq) + (aq)
	HI (Asam Iodida)	HI (aq) (aq) + (aq)
	HF (Asam Fluorida)	HF (aq) (aq) + (aq)
	S (Asam Asetat)	S (aq)  (aq) + (aq)
Basa	NaOH (Natrium Hidroksida)	NaOH (aq) (aq) + (aq)
	KOH (Kalium Hidroksida)	KOH (aq)     (aq) + (aq)
	Mg(Magnesium Klorida)	Mg    (aq) + (aq)
	(Kalium  Hidroksida)	(aq) + (aq)
	Al(Aluminium Hidroksida)	Al  (aq) + (aq)

            untuk asam – asam yang tiap molekulnya dapat menghasilkan lebih darisatu ion   dikelompokkan kedalam asam poliprotik.

Contoh :

a.    Asam sulfat dalam  air

S(aq)        (aq) + (aq)

 (aq)        (aq) + (aq)

tu molekul asam ini dapat menghasilkan 2 ion . Karena itu, asam sulfat digolongkan dalm asam diprotik.

b.    Asam fosfat dalam air

    P(aq)        (aq) + (aq)

        (aq)        (aq) + (aq)

        (aq)         (aq) + (aq)

            Satu molekul asam ini dapat menghasilkan 3 ion . Karena itu asam fosfat digolongkan dalam asam Triprotik.

Jika tiap molekul asam hanya dapat memberikan satu ion , maka asam itu disebut asam monoksida

Contoh :

a.    Asam bromida dalam air

HBr (aq)     (aq) + (aq)

b.    Asam Nitrat dalam air

    (aq)        (aq) + (aq)

Dalam pelarut air, basa dapat menghasilkan ion hidroksida, baik secara langsung maupun tidak langsung ketika bereaksi dalam air

Contoh:           NaOH dalam air

               NaOH (aq)      (aq) + (aq)

2.   Teori Asam dan Basa menurut Bronsted-Lowry

Pada tahun 1923, ilmwuan Denmark Johannes Bronsted dan Ilmuwan Inggris Thomas Lowry mengemukakan teori asam dan basah berdasarkan serah terima proton.

 Teori

·                  Asam adalah donor proton (ion hidrogen).

·                  Basa adalah akseptor proton (ion hidrogen).

Pengertian asam dan basa yang dikemukakan oleh Bronsted – Lowry  memperbaiki kelemahan teori asam – basa  Arrhenius. Pengertian asam – basa Arrhenius hanya berlaku untuk senyawa yang larut dalam pelarut air karena reaksi ionisasi yang menghasilkan ion  dan ion  hanya terjadi dalam pelarut air.

Dalam suatu persamaan reaksi asam – basa berdasarkan teori Bronsted – Lowry, suatu asam dan basa masing – masing mempunyai pasangan. Pasangan asam disebut basa konjugasi sedangkan pasangan basa disebut asam konjugasi.

Ada beberapa hal yang harus diperhatikan dalam asam basa konjugasi:

a.       Molekul atau ion yang membentuk pasangan asam basa harus berbeda hanya satu ion Dalam suatu apsangan, asam selalu memilki kelebihan satu ion  dari basa.

b.      Asam konjugasi dapat dicari dengan cara menambahkan satu ion pada zat tersebut, sedangkan basa konjugasi dapat dicari dengan menghilangkan satu ion  pada zat tersebut.

c.       Molekul atau ion yang mengandung atom H serta atom yang memiliki pasangan elektron bebas  dapat bersifat asam (memberikan ion) dan bersifat basa (menerima ion 0) zat semacam ini disebut amfibrotik atu amfoter

Keunggulan asam – basa menurut Bronsted – Lowry:

a.       Konsep asam – basa menurut Bronsted –Lowry tidak terbatas dalam pelarut air, tetapi juga menjelaskan reaksi asam – basa dalm pelarut lain atau bahkan reaksi tanpa pelarut.

b.      Asam dan basa dari Bronsted – Lowry tidak hanya berupa molekul, tetapi dapat juga berupa kantion atu anion. Konsep asam dan basa dari Bronsted – Lowry dapat menjelaskan sifat asam suatu senyawa.

Berdasarkan  uraian diatas, kita mengetahui bahwa teori asam basa Bronsted – Lowry dapat melengkapi teori asam basa Arrhenius. Namun demkian perkembangan teori asam basa masih berlangjut. Pada tahun 1923, G.N. Lewis mengajukan teori asam basa yang lebih luas lagi.

Hubungan antara teori Bronsted-Lowry dan teori Arrhenius

Teori Bronsted-Lowry tidak berlawanan dengan teori Arrhenius – Teori Bronsted-Lowry merupakan perluasan teori Arrhenius. Ion hidroksida tetap berlaku sebagai basa karena ion hidroksida menerima ion hidrogen dari asam dan membentuk air. Asam menghasilkan ion hidrogen dalam larutan karena asam bereaksi dengan molekul air melalui pemberian sebuah proton pada molekul air. 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.

Adalah sesuatu hal yang penting untuk mengatakan bahwa meskipun anda berbicara tentang ion hidrogen dalam suatu larutan, H⁺_(aq), sebenarnya anda sedang membicarakan ion hidroksonium.

Permasalahan hidrogen klorida / amonia

Hal ini bukanlah suatu masalah yang berlarut-larut dengan menggunakan teori Bronsted-Lowry. Apakah anda sedang membicarakan mengenai reaksi pada keadaan larutan ataupun pada keadaan gas, amonia adalah basa karena amonia menerima sebuah proton (sebuah ion hidrogen). Hidrogen menjadi tertarik ke pasangan mandiri pada nitrogen yang terdapat pada amonia melalui sebuah ikatan koordinasi.

Perhatikan reaksi ke arah depan:

·                  HA adalah asam karena HA mendonasikan sebuah proton (ion hidrogen) ke air.

·                  Air adalah basa karena air menerima sebuah proton dari HA.

Akan tetapi ada juga reaksi kebalikan antara ion hidroksonium dan ion A^-:

·                  H₃O⁺ adalah asam karena H₃O⁺ mendonasikan sebuah proton (ion hidrogen) ke ion A^-.

·                  Ion A^- adalah basa karena A^- menerima sebuah proton dari H₃O⁺.

3. Teori asam dan basa menurut Lewis

Diketahui sesuai konsep asam dan basa lewis, Asam Lewis merupakan senyawa yang mampu menerima sepasang elektron bebas atau akseptor elektron, sedangkan Basa Lewis merupakan senyawa yang mampu memberikan sepasang elektron bebas atau donor elektron. Namun jika kita dihadapkan pada suatu basa atau asam yang memiliki ciri-ciri yang sama maka kita dapat menentukan yang mana yang lebih memiliki tingkat keasaman atau kebasaan yang lebih tinggi dibandingkan yang lain, yaitu dengan mereaksikannya dengan asam atau basa tertentu.

Sebagai contoh (CH₃)₃N:, (CH₃)₃P:, (CH₃)₃As:, (CH₃)₃Sb:, (CH₃)₃Bi:.  Kelima senyawa tersebut termasuk kedalam basa lewis karena memiliki sepasang elektron bebas, namun yang mana dari basa-basa tersebut yang lebih tinggi kekuatan basanya? Jika kita mereaksikan basa-basa tersebut dengan suatu H⁺, maka manakah yang akan memiliki ikatan yang paling kuat?

H⁺ merupakan asam, ion hidrogen, yang tidak memiliki satu elektron pun dalam orbitalnya, dan memiliki ukuran yang sangat kecil. Jika ion hidrogen ini berikatan dengan suatu basa, maka agar overlapped orbital yang terbentuk efektif diperlukan ukuran atom donor dari basa yang kecil pula. Jika H⁺ ini berikatan dengan basa yang memiliki ukuran atom donor yang besar maka overlapped orbital yang terbentuk kurang efektif (dibolak-balik aja kata2 gw). Sekarang kita lihat ke basanya, dari kelima basa tersebut semakin ke kanan dalam urutan di atas, ukuran atom donornya semakin besar sehingga (CH₃)₃N: akan memiliki overlap orbital yang paling efektif dibanding yang lainnya, kemudian berturut-turut sesuai ukuran atom donornya. Maka urutan basa yang paling kuat dari basa-basa tersebut {(CH3)3N, (CH3)3P, (CH3)3As, (CH3)3Sb, (CH3)3Bi} adalah

(CH₃)₃N: > (CH₃)₃P: > (CH₃)₃As: > (CH₃)₃Sb: > (CH₃)₃Bi:

Nah itu jika susunan basa-basa nya memiliki gugus yang sama dan atom donor yang berbeda. Namun bagaimana jika kita dihadapkan pada susunan basa yang perbedaanya terletak pada atom-atom/ gugus-gugus yang terikat pada atom donor yang sama?? Contohnya (CH₃)₃N:, H₃N:, F₃N:. Mudah saja!! Ketiga basa ini juga kita misalkan bereaksi dengan H⁺, maka basa yang akan berikatan kuat dengan H⁺ adalah basa yang atom donornya memberikan dorongan elektron yang kuat kepada H⁺ atau basa yang memiliki kerapatan elektron yang besar pada atom donor. Perbedaan yang nyata pada ketiga basa ini adalah gugus atau atom yang terikat pada atom donornya. Semakin elektronegatif suatu gugus atau atom yang terikat pada atom donor maka akan menyebabkan elektron bebas pada atom donornya akan tertarik kearah atom tersebut lebih besar sehingga menyebabkan dorongan elektron untuk berikatan dengan H⁺ berkurang (kerapatan elektron atom donor berkurang). Atau kita mengenal istilah efek induksi positif yang jika saya artikan kemampuan atom/gugus yang terikat pada atom donor dalam memberikan pengaruh positif pada atom donornya. Jika efek induksi positif dari atom/gugus yang terikat besar maka akan menyebabkan dorongan positif ke arah atom donor sehingga elektron bebas pada atom donornya kini memiliki kerapatan elektron yang lebih besar. Maka urutan basa yang paling kuat dari basa-basa tersebut {(CH₃)₃N, NH3:, NF3:} adalah

(CH₃)₃N: > H₃N: > F₃N:

Keungulan konsep asam – basa Lewis:

Keunggulan asam basa Lewis dibandigkan konsep asam – basa Arrhenius dan Bronsted – Lowry adalah dapat menjelaskan reaksi asam dan basa tanpa melibatkan proton (ion ). Selain itu, teori asam basa Lewis dapat menjelaskan asam basa yang berlangsung dalam pelarut air, pelarut bukan air, dan tanpa pelarut sama sekali. Lebih luas lagi, teory Lewis juga dapat menjelaskan reaksi- reaksi, seperti pembentukan ion logam, kompleks dan reaksi organik.

Hubungan antara teori Lewis dan teori Bronsted-Lowry

Basa Lewis

Hal yang paling mudah untuk melihat hubungan tersebut adalah dengan meninjau dengan tepat mengenai basa Bronsted-Lowry ketika basa Bronsted-Lowry menerima ion hidrogen. Tiga basa Bronsted-Lowry dapat kita lihat pada ion hidroksida, amonia dan air, dan ketianya bersifat khas.

Teori Bronsted-Lowry mengatakan bahwa ketiganya berperilaku sebagai basa karena ketiganya bergabung dengan ion hidrogen. Alasan ketiganya bergabung dengan ion hidrigen adalah karena ketiganya memiliki pasangan elektron mandiri – seperti yang dikatakan oleh Teori Lewis. Keduanya konsisten.

Pada teori Lewis, tiap reaksi yang menggunakan amonia dan air menggunakan pasangan elektron mandiri-nya untuk membentuk ikatan koordinasi yang akan terhitung selama keduanya berperilaku sebagai basa.

Sepanjang menyangkut amonia, amonia menjadi sama persis seperti ketika amonia bereaksi dengan sebuah ion hidrogen – amonia menggunakan pasangan elektron mandiri-nya untuk membentuk ikatan koordinasi. Jika anda memperlakukannya sebagai basa pada suatu kasus, hal ini akan berlaku juga pada kasus yang lain.

Asam Lewis

Asam Lewis adalah akseptor pasangan elektron. Pada contoh sebelumnya, BF₃ berperilaku sebagai asam Lewis melalui penerimaan pasangan elektron mandiri milik nitrogen. Pada teori Bronsted-Lowry, BF₃ tidak sedikitpun disinggung menganai keasamannya. Inilah tambahan mengenai istilah asam dari pengertian yang sudah biasa digunakan.

C.     Identifikasi Asam – Basa

Senyawa asam dapat dibedakan dari senyawa basa, salah satunya dengan mencicipi rasanya. Namun, tidak semua zat dapat di identifikasi dengan cara itu. Senyawa – senyawa asam-basa dapat diidentifikasi secara aman dengan menggunakan indikator. Indikator merupakan zat warna yang warnanya berbeda jika berada dalam kondisi asam dan basa. Indikator yang dapat digunakan adalah kertas lakmus, indikator asam – basa dan indikator alami.

1.    Mengidentifikasi asam – basa dengan kertas lakmus

Senyawa sam – basa dapat diidentifikasi menggunakan kertas lakmus dengan cara mengamati perubahan warna kertas lakmus ketika bereaksi dengan larutan. Ada dua macam kertas lakmus yaitu kertas lakmus merah dan kertas lakmus biru.

Ketika dicelupkan dalam larutan asam dan larutan basa, kertas lakmus merah dan lakmus biru akan menghasilkan perubahan warna yang berbeda. Larutan yang bersifat asam adalah air jeruk dan larutan cuka, sedangkan larutan yang bersifat basa adalah air sabun dan larutan soda kue.

            Kertas lakmus merah yang dicelupkan dalam larutan asam tidak akan berubah warna, jika kertas tersebut dicelupkan pada larutan basa akan berubah warna menjadi biru. Sebaliknya, jika kertas lakmus biru yang dicelupkan kelarutan asam, lakmus akan berubah menjadi merah. Adapaun jika dicelupkan kelarutan basa, warnanya tetap biru.

2.  Mengidentifikasi asam – basa dengan indikator asam – basa

Selain kertas lakmus, kita juga dapat menggunakan indikator asam – basa untuk membedakan asam dan basa. Indikator asm – basa adalah zat kimia yang mempunyai warna yang berbeda dalam larutan asam dan basa. Sifat itulah yang menyebabkan indikator asam – basa dapat digunakan untuk mengidentifikasi sifat asam dan basa. Ada beberapa jenis indikator asam – basa diantaranya fenolftalein, metil orange, bromotimul biru, metil ungu, bromokresol ungu, fenol merah, timolftalein dan metil orange.

Indikator asam - basa		Warna yang dihasilkan
		Larutan asam	Larutan basa
fenolftalein		Bening	Merah muda
Metil oranye		Merah	Kuning
Bromotimol biru		Kuning	Biru
Metil ungu		Ungu	Hijau
Bromokresol ungu		Kuning	Ungu
Fenol merah		Kuning	Merah
Timolftalien		Bening	Biru
Metil oranye		Merah	Kuning

Jika kita meneteskan larutan asam – basa kedalam larutan tersebut, kita akan melihat perubahan warna larutan indikator. Perhatikan tabel berikut:

3. Mengidentifikasi Asam–Basa dengan indikator alami

Selain indikator buatan, kamu juga dapat mengidentifikasi senyawa asam dan basa menggunakan indikator alami. Indikator tersebut dapat dibuat dari bumbu dapur, bunga dan buah – buahan.

D.     Kekuatan Asam Dan Basa

Senyawa asam – basa dapat  dikelompokkan berdasarkan kekuatannya yaitu:

1.   Asam dan basa kuat

Asam atau basa yang sebagian besaratau seluruhnya terurai menjadi ion – ionnya merupakan asam kuat atu basa kuat

Contoh:

a.    Asam klorida (HCL) merupakan asm kuat yang terionisasi seluruhnya menjadi ion – ion  dan .

HCL(aq)            (aq) + (aq)

2. Asam lemah dan basa lemah

Jika hanya sebagian kecil saja asam atau basa yang terurai menjadi ion – ionnya, maka merupakan asam lemah atau basa lemah.

a.  Asam lemah

Untuk asam lemah HA kesetimbangan reaksinya adalah:

HA(aq)      (aq) + (aq)

               Dan ketetapan ionisasi asamnya () adalah:

                                                [] + [A]

                                     = ─────────

                                                  [HA]

Semakin besar nilai tetapan ionisasi asamnya, berarti semakin banyak ion  yang dihasilkan, dan semakin kuat asam tersebut.

Harga tetapan ionisasi beberapa asam

Asam	Rumus kimia
COOH	Asam asetat	1,8 x
HCOOH	Asam format	1,8 x
HCN	Asam sianida	4,9 x

b.  Basa lemah

Untuk basa lemah BOH, kesetimbangan reaksinya adalah:

BOH(aq)           (aq) + (aq)

Semakin besar nilai tetapan ionisasi basanya, berarti semakin banyak ion  yang dihasilkan, dan semakin kuat basa tersebuT.

Harga tetapan ionisasi beberapa basa:

Basa	Rumus kimia
	Amonia	1,8 x
	Hidrazin	1,7 x
OH	Hidroksilamin	1,1 x

3. Campuran asam dan asam

Campuran asam dan asam merupakan campuran yang memiliki ion yang sama sehingga tidak bereaksi. pH campuran tersebut dapat dihitung jika konsentrasinya diketahui

4. Campuran basa dan basa

Campuran basa dan basa tidak bereaksi, pH campuran ini bisa dihitung jika konsentrasinya diketahui:

      5. Campuran asam kuat dan basa kuat

Ada 3 kemungkinan:

a.    Jika yang tersisa asam kuat, gunakan rumus berikut:

b.    Jika asam kuat dan basa kuat kedua – duanya habis bereaksi, maka:

c.    Jika yang tersisa basa kuat, gunakan rumus berikut:

REFERENSI:

www.chem-is-try.org

Justina Sandri, Muchtaridi. 2007. KIMIA 2. Jakarta: Yudistira

Retnowati, Priscilla. 2006. SeribuPena KIMA. Jakarta: Erlangga.

E, Winarni. 2007. KIMIA. Jakarta: Satu Buku