pH asam kuat

 

pH asam dan basa lemah

 

HALOALKANA (ALKIL HALIDA)

HALOALKANA (ALKIL HALIDA)

Senyawa haloalkana merupakan senyawa turunan alkana yang satu atau lebih atom H-nya digantikan oleh atom halogen. Dalam hal ini, haloalkana dianggap sebagai turunan alkana dengan atom halogen sebagai gugus pengganti.

Haloalkana (Alkil Halida).

Rumus umum:  R-X

Contoh:         (Iodometana),                         (Kloroetana)

                                 CH₃ - I                              CH₃CH₂ - Cl

                                   R     X                                  R           X     

R merupakan lambang umum untuk sebuah gugus alkil (metil, etil, propil, dst.), sedangkan X mewakili halogen (F, Cl, Br, atau I). Jadi, rumus umum haloalkana (alkil halida) ialah RX.

Aturan penulisan haloalkana sebagai berikut:

1.     1.   Rantai induk adalah rantai terpanjang yang mengandung atom halogen.

2.     2.  Penomoran dimulai dari salah satu ujung, sehingga atom halogen mendapat nomor 

             terkecil.

 3.  Nama halogen ditulis sebagai awalan dengan sebutan bromo, kloro, flouro dan iodo.

      Contoh:

4.   4. Jika terdapat lebih dari sejenis halogen maka prioritas penomoran didasarkan pada kereaktifan halogen. Urutan kereaktifan F-Cl-Br-I. Akan tetapi, penulisan nama tetap berdasarkan abjad jadi, urutan penulisan halogen adalah bromo, kloro, fluoro, dan iodo

       Contoh:

Catatan: penomoran dimulai dari sebelah kanan karena Fluoro lebih reaktif di banding Kloro, tetapi kloro di tulis lebih awal karena menurut abjad kloro lebih awal.

5.       Jika terdapat dua atau lebih atom halogen sejenis dinyatakan dengan awalan di, tri dan seterusnya. Awalan ini diabaikan dalam menentukan urutan penulisan halogen

      Contoh:

Catatan: Penomoran dimualai dari sebelah kanan karena Kloro lebih reaktif dibandingkan dengan bromo, kata “di” ditulis sebelum bromo karena pada senyawa tersebut terdapat 2 atom bromo.

6.       Jika terdapat rantai samping (cabang alkil), maka halogen didahulukan.

Sifat Fisika

Rumus	Td oC	Rapatan pada 20oC g/ml
CH3Cl CH2Cl2 CHCl3 CCl4 CH3Br CH3I	-24 40 61 77 5 43	Gas 1,34 1,49 1,60 Gas 2,28

       * Semakin besar polarizabilitas & berat molekul, maka titik didih semakin 

          tinggi dan rapatan juga semakin meningkat.

Dengan bertambahnya berat molekul dan bertambahnya polarisabilitas (yang meningkatkan tarikan van der waals) menyebabkan kenaikan titik didih suatu senyawa  misalnya perbandingan titik didih CH₃Cl, CH₂Cl₂, CHCl₃ dan CCl₄. Juga, karena massa sebuah atom halogen, rapatan alkil halida cair seringkali lebih tinggi daripada rapatan senyawa organik yang sepadan. 

Kegunaan

1.      1.   Bahan Pemadam Api

Senyawa bromoklorodiflorometana, CBrClF₂ dan bromotriflorometana, CBrF₃ banyak digunakan untuk memadamkan api. Zat-zat tersebut dalam bentuk gas mempunyai masa jenis yang cukup besar sehingga dapat mengusir udara dan mematikan api.

2.        

 2.      Senyawa Klorofluorokarbon (CFC) atau Freon

Freon adalah nama dagang bagi suatu golongan senyawa klorofluorokarbon (CFC), yang digunakan sebagai cairan pendingin (refrigerant), zat penghembus dalam pembuatan busa, cairan pembersih, air conditioner (AC) dan propelan aerosol.

4.   3.   Sebagai Zat Anestesi

Kloroform (CHCl₃) pernah digunakan secara luas sebagai zat anestesi (pembius), tetapi kini sudah ditinggalkan karena menyebabkan kerusakan hati. Pengganti Kloroform sekarang ini ialah halotan, yaitu 2-bromo-2-kloro-1,1,1,-trifluoroetana (CF₃-CHClBr). Halotan tidak bersifat toksik, tidak mudah terbakar dan lebih nyaman bagi pasien.

5.   4.   Antiseptik

Iodoform (CH₃I) suatu zat berwarna kuning, berbau khas, banyak digunakan sebagai antiseptik.

6.    5.  Pelarut

Tetraklorometana (CCl₄) suatu zat cair tidak berwarna. Zat ini digunakan sebagai pelarut untuk oli dan lemak dan dalam pencucian kering (dry cleaning). Akan tetapi, jika terpapar dalam waktu yang cukup lama. Bahan ini dapat menyebabkan kerusakan hati dan ginjal. Oleh karena itu penggunaanya sudah sangat berkurang dan sebagai gantinya digunakan haloalkana yang mempunyai massa molekul relatif lebih besar, misalnya 1,1,1-triklorometana.

7.    6.  Insektisida

Diklorodifeniltriklorietena (DDT) adalah suatu insektisida yang sangat kuat dan tahan lama. Akan tetapi, penggunaannya telah dilarang karena sifatnya yang sangat stabil, tidak dapat diuraikan oleh mikroorganisme.

8.      

Penyelesaian Tugas 3 pH

 Penyelesaian Tugas 3 pH asam lemah dan basa lemah ( Unduh )

Penyelesaian Tugas 4 reaksi

 Penyelesaian Tugas 4 reaksi gugus fungsi ( Unduh )

ASAM BASA

Asam dan Basa

Senyawa Oksida Asam dan Basa

Senyawa Oksida

Oksida adalah persenyawaan antara suatu unsur dengan oksigen. Oksigen dalam persenyawaan selalu bervalensi 2 (kecuali dalam peroksida, superoksida, dan oksida campuran), maka rumus umum oksida – oksida tersebut adalah A2Ox, jika A adalah unsur bervalensi x.

Ada 5 macam oksida yang dikenal:

·                     Oksida basa

·                     Oksida asam

·                     Oksida amfoter

·                     Oksida indiferen

·                     Peroksida 

Oksida Basa (Oksida Logam)

Oksida basa adalah suatu oksida logam yang dapat menghasilkan basa hidroksida apabila oksida tersebut direaksikan dengan air. Contoh oksida basa adalah oksida logam : Na2O, K2O, CaO, Fe2O3, CuO, ZnO. Jika senyawa oksida basa direaksikan dengan air akan dihasilkan basa:

Na2O   +  H2O  --> 2NaOH

K2O     +  H2O  --> 2KOH

CaO     +  H2O  --> Ca(OH)2

Oksida Asam (Oksida Non Logam)

Oksida asam adalah oksida non logam yang dapat menghasilkan asam bila direaksikan dengan air. Contoh oksida asam antara lain CO2, SO2, SO3, P2O3, P2O5, N2O3, N2O5. Apabila oksida asam direaksikan dengan air akan menghasilkan asam :

CO2    +  H2O  --> H2CO3

SO2     +  H2O  --> H2SO3

SO3     +  H2O  --> H2SO4

P2O3   + 3H2O --> H3PO3

P2O5   + H2O   --> H3PO4

N2O3  + H2O   --> HNO2

N2O5  + H2O   --> HNO3 

Oksida Amfoter

Oksida yang terbentuk dari unsur-unsur amfoter (B, Si, As, Sb, Te, Po) disebut oksid a amfoter. Disebut amfoter karena dapat berlaku sebagai asam dan juga dapat berlaku sebagai basa tergantung pada kondisi atau larutn yang direaksikan dengannya.

Dalam asam yang lebih kuat oksida amfoter bertindak sebagai basa, begitu sebaliknya bereaksi dengan zat yang lebih basa oksida amfoter bertindak sebagai asam.

TEORI ASAM BASA

1.    Asam Basa Arrhenius

·        asam adalah zat yang dapat melepaskan ion H⁺ di dalam air sehingga konsentrasi ion H⁺ dalam air meningkat.

·        Basa adalah zat yang dapat melepaskan ion OH^– di dalam air sehingga konsentrasi ion OH^– dalam air meningkat.

Contoh ;

·         Asam: HCl, HNO₃, dan H₂SO₄. Senyawa ini jika dilarutkan dalam air akan terurai membentuk ion H⁺ dan ion negatif sisa asam.

·         Basa: NaOH, KOH, Ca(OH)₂, dan dan Al(OH)₃. Senyawa ini jika dilarutkan dalam air akan terurai membentuk ion OH^– dan ion positif sisa basa.

2.    Asam Basa Brønsted–Lowry

Pada tahun 1923, Johannes N. Brønsted dan Thomas M. Lowry secara terpisah mengajukan definisi asam dan basa yang lebih luas. Konsep yang diajukan tersebut didasarkan pada fakta bahwa reaksi asam–basa melibatkan transfer proton (ion H⁺) dari satu zat ke zat lainnya. Proses transfer proton ini selalu melibatkan asam sebagai pemberi/donor proton dan basa sebagai penerima/akseptor proton. Jadi, menurut definisi asam basa Brønsted–Lowry,

§  asam adalah donor proton.

§  basa adalah akseptor proton.

Jika ditinjau dengan teori Brønsted–Lowry, pada reaksi ionisasi HCl ketika dilarutkan dalam air, HCl berperan sebagai asam dan H₂O sebagai basa.

HCl(aq) + H₂O(l)  ↔Cl⁻(aq) + H₃O⁺(aq)

                                                Asam     basa        basa         asam

                                                 l______________l

                                                              l___________________l

HCl ( asam ) berubah menjadi ion Cl⁻ setelah memberikan proton (H⁺) kepada H₂O. H₂O ( Basa) menerima proton (H⁺ ) dari HCl sehingga terbentuk ion hidronium (H₃O⁺).

Maka pasangan asam basa konjugasinya

          HCl dan Cl⁻  atau H₃O⁺  dan H₂O

Dan

Maka pasangan basa asam konjugasinya

          Cl⁻  dan HCl atau H₂O dan H₃O⁺ 

3.    Asam Basa Lewis

Asam Basa menurut Lewis ini bahwa :

Asam merupakan suatu Senyawa Kimia (Zat) yang bisa menerima Pasangan Elektron dari Senyawa (Zat) lain atau bisa dikatakan Akseptor pasangan Elektron,

Basa Menurut Teori Asam Basa Lewis ialah suatu Senyawa Kimia (Zat) yang bisa memberikan pasangan Elektron kepada Senyawa yang lain atau bisa dikatakan sebagai Donor pasangan Elektron.

Teori Asam-Basa harus diselesaikan dengan landasan Teori Struktur Atom, bukan hanya berdasarkan hasil percobaan (Penelitian) saja.

ASAM BASA

1.    Asam Kuat

Asam kuat adalah asam yang dalam air terionisasi sempurna( 0 < α < 1), sehingga dalam larutan asam kuat tidak lagi terdapat molekul-molekul asam melainkan hanya ion-ion H⁺ dan ion-ion sisa asam. Dengan demikian, reaksi asam kuat merupakan reaksi berkesudahandan harga tetapan ionisasi asamnya (Ka) tak terdefinisi (~). Oleh karena harga Ka asam kuat tak terdefinisi maka dalam perhitungan harga Ka tidak dinyatakan dan konsentrasi ion H⁺ dalam larutan asam kuat adalah :

[H⁺]=    a_H+ . Ma

 a_H+ = jumlah ion H⁺

Ma = Molaritas asam atau konsentrasi asam

Contoh : Berapakah konsentrasi ion H⁺ dari larutan HCl 0,01M ?

Jawab   : Dalam hal ini, [H⁺] dapat dikaitkan dengan konsentrasi asamnya karena asamnya kuat dianggap mengion sempurna.

HCl(aq) → H⁺(aq) + Cl^–(aq)

·         [H⁺]=    a_H+ . Ma

       =  1 x 0,01= 0,01

2.    Asam Lemah

Asam lemah adalah asam yang dalam air terionisasi sebagian (α = kecil). Dalam larutan asam lemah terdapat molekul-molekul asam yang tidak terionisasi, dan ion-ion H⁺, serta ion sisa asam (A^–). 

Asam lemah mempunyai harga Ka kecil dan semakin kecil harga α asam lemah, makin kecil pula harga Ka nya. Konsentrasi ion H⁺ dalam larutan asam lemah dapat dikaitkan dengan tetapan ionisasi asam.Sesuai dengan persamaan diatas, konsentrasi kesetimbangan asam lemah HA adalah Ma (1–α). Harga derajat ionisasi asam sangat kecil, mendekati nol,sehingga :  1 – α ≈ 1, berati Ma(1–α) ≈ Ma

Dengan kata lain, konsentrasi asam dalam larutan dianggap tetap sama dengan Ma, seolah-olah tidak ada yang terion. Oleh karena itu persamaan diatas dapat ditulis ;

Ket : Ka : kesetimbangan asam lemah

        Ma  : Molaritas Asam lemah

Contoh : berapakah H⁺ dari larutan CH₃COOH 0,05 M; Ka = 1 × 10^–5

Jawab   :

  [H+] = √1 ×10^–5 × 0,4

          = √4 × 10^–6 = 2 × 10^–3 

3.  Basa Kuat

Basa kuat adalah basa yang dalam air terionisasi sempurna (α = 1). Dalam larutan basa kuat tidak terdapat molekul-molekul basanya, melainkan terdapat ion-ion hidroksil dan ion-ion logam. Reaksi basa merupakan reaksi berkesudahan.  Konsentrasi ion OH^– dalam larutan basa kuat :

Ket :

 b_OH– = jumlah ion OH^–

Mb = Molaritas basa atau konsentrasi basa

Contoh : Berapakah konsentrasi ion OH^–dari larutan Ba(OH)₂   0,01M ?

Jawab   : Dalam hal ini, [OH^–] dapat dikaitkan dengan konsentrasi basanya karena basanya kuat dianggap mengion sempurna.

Ba(OH)₂↔  Ba⁺²  + 2OH^–

     [OH^-]=  b_OH– . Mb

       =  2 x 0,01= 0,02 M

4. Basa Lemah

Basa lemah adalah adalah suatu basa yang dalam air terionisasi sebagian (α = kecil)dalam larutan basa lemah terdapat molekul-molekul basa yang tidak terionisasi, ion-ion hidroksil, dan ion-ion logam yang berada dalam kesetimbangan.Basa lemah memiliki harga kesetimbangan yang sangat kecil. 

Hubungan konsentrasi ion OH^– dengan derajat ionisasi basa dan tetapan ionisasi basa dinyatakan sebagai berikut :

Sesuai dengan persamaan diatas, konsentrasi kesetimbangan basa lemah BOH adalah Mb (1–α). Harga derajat ionisasi basa sangat kecil, mendekati nol,sehingga :  1 – α ≈ 1, berati Mb(1–α) ≈ Mb

Dengan kata lain, konsentrasi basa dalam larutan dianggap tetap sama dengan Mb, seolah-olah tidak ada yang terion. Oleh karena itu persamaan diatas dapat ditulis;

Ket : Kb : kesetimbangan basa lemah

        Mb  : Molaritas basa lemah

Contoh : berapakAh [OH^–] larutan  0,001 NH₃ dalam  500 ml air (Kb NH₄OH = 1 × 10^–5?

Jawab   : reaksi ; NH₃ + H₂O → NH₄OH     ,  

                             NH₄OH→ NH₄⁺ + OH^–

 [OH^–] = √1 . 10^–5 × 0,001

[OH^–] = √1 . 10^–5 × 10^–3 

[OH^–] =  10^–4