Dokumen tersebut membahas tentang asam, basa, dan buffer. Ia menjelaskan definisi asam dan basa, ion H+, autoionisasi air, ka dan kb asam dan basa lemah, sistem buffer, dan penggunaan indikator pH dalam titrasi asam-basa.

1. ASAM, BASA, DAN BUFFER
ASAM, BASA, DAN BUFFER

2. Pendahuluan
Reaksi biokimia terjadi di dalam larutan air. Kebanyakan zat biokimia sangat
sensitif pada tingkat keasaman dan kebasaan air. Reaksi enzimatik sangat
rentan terhadap perubahan keasaman dan kebanyakan organisme mencari
cara untuk mempertahankan tingkat keasaman pada nilai optimum.
Ionisasi Air
H2O
air
Keq =
H+
+
proton +
OHion hidroksida
+
-
[H ] [OH ]
[H2O]
Konsentrasi H2O mendekati konstan, sehingga:
Kw = [H+] [OH-]
dalam air murni Kw = 10-14

3. Ion Hidrogen
- Dituliskan dengan H+ (proton)
- Di dalam larutan sering ditunjukkan dengan ion hidronium H3O+
Autoionisasi air:
2 H 2O
air
H3O+
+
OH-
ion hidronium +
ion hidroksida
Asam dan Basa
Definisi Bronsted dan Lowry:
“Asam adalah donor proton (H+)”
“Basa adalah akseptor proton”

4. Asam Kuat dan Basa Kuat
Asam dan basa kuat akan terionisasi secara sempurna di dalam larutan.
HCl + H2O
H 3O+ +
Hidrogen klorida + air
NaOH
ion hidronium + ion klorida
Na+
natrium hidroksida
Cl-
+
OH-
ion natrium
+
ion hidroksida
Asam Lemah dan Basa Lemah
Asam dan basa lemah akan terionisasi sebagian di dalam larutan.
CH3COOH + H2O
Asam etanoat + air
H 3O+ +
CH3COO-
ion hidronium + anion etanoat
Asam konjugat
NH3
+ H 2O
basa konjugat
NH4+
+
OH-
Amonia + air
ion amonium
Basa konjugat
asam konjugat
+
ion hidroksida

5. Ka dan Kb
Untuk ionisasi asam lemah:
HA
+
asam lemah
Keq =
H2O
H 3O +
air
[H3O+] [A-]
[HA] [H2O]
+
ion hidronium
Ka
=
Abasa konjugat
[H3O+] [A-]
[HA]
Untuk ionisasi basa lemah:
B
+
H 2O
Basa lemah
air
Kb
BH+
+
Asam konjugat
=
[BH+] [OH-]
[B]
OHion hidroksida

6. Hubungan antara Ka dan Kb
HA
+
asam lemah
H 2O
H3O+
air
+
ion hidronium
Abasa konjugat
Reaksi basa konjugat:
A-
Ka
+
=
H2O
HA
+
-
[H3O ] [A ]
+
Kb
[HA]
K aK b
OH -
=
[HA] [OH-]
[A-]
[HA] [OH-]
[H3O+] [A-]
X
=
[HA]
[A-]
= [ H3O+] [ OH-]
= Kw

7. pH, pOH, pKw, pKa, dan pKb
Karena nilai [H+], [OH-], Ka, dan Kb berkisar antara 100 hingga 10-14
maka dibuat bentuk logaritma:
pH
= - log10 [H3O+]
pOH = - log10 [OH-]
pKw = pH + pOH = 14
pKw = - log10 Kw
pKa = - log10 Ka
pKb = - log10 Kb
pKa + pKb = pKw = 14

8. Untuk larutan dari asam kuat
pH = - log10 C
C = konsentrasi asam
Untuk larutan basa kuat
pH = pKw + log10C
Larutan Asam dan Basa Lemah
Ka
Kb
=
[H3O+] [A-]
[HA]
=
+
pH = ½ pKa - ½ log10C
-
[BH ] [OH ]
[B]
Untuk Asam Lemah
Untuk basa lemah
pH = pKw - ½ pKb + ½ log10C
Atau
pH = pKw + ½ pKa + ½ log10C

9. Garam dan Hidrolisis Garam
Garam dihasilkan dari reaksi asam dan basa
Semua garam terdisosiasi sempurna menjadi ion-ionnya dalam larutan
1. Hidrolisis garam dari asam dan basa kuat:
Na+ Cl- + H2O
Na+ + Cl-
2. Hidrolisis garam dari asam lemah:
CH3COO- + H2O
CH3COOH + OH-
Larutan berubah menjadi basa
Kb =
[CH3COOH] [OH-]
[CH3COO-]
pH = pKw - ½ pKb + ½ log10 C
Meskipun hanya data pKa dari asam induk yang ada. Dalam kasus ini,
pH = ½ pKw + ½ pKa + ½ log C

10. 3. Hidrolisis garam dari basa lemah:
NH4+ + 2 H2O
NH4OH + H3O+
Larutan berubah menjadi asam
Ka =
[NH4OH] [H3O+]
[NH4+]
pH = ½ pKa - ½ log10 C
Meskipun hanya nilai pKb dari basa induk akan tersedia. Dalam kasus ini,
pH = ½ pKw - ½ pKb - ½ log 10 C

11. Sistem Buffer
 Larutan buffer adalah larutan yang mempertahankan perubahan dalam pH
baik adanya penambahan asam atau basa.
 Larutan buffer digunakan jika reaksi membutuhkan pH konstan.
 Larutan Buffer terdiri dari asam lemah (atau basa) bersama-sama dengan
larutan salah satu garam dari asam lemah (atau basa) dengan basa kuat
(atau asam).
Contoh: campuran asam etanoat dan garam natrium etanoat.
Asam etanoat
CH3COOH + H2O
CH3COO- + H3O+
Natrium etanoat
CH3COO- + Na+
Dalam larutan diatas, ionisasi dari asam etanoat ditekan dengan munculnya
ion etanoat dari garam.

12. Menghitung pH Buffer
Contoh:
[CH3COOH] = [asam]0
[CH3COO-] = [garam]0
pH = pKa + log10 [spesi tidak terprotonasi]
[spesi terprotonasi]
Indikator
Beberapa zat warna memiliki sifat dapat mengubah warna tergantung pada
kondisi apakah mereka dalam keadaan asam dan basa.
Beberapa zat warna tersebut disebut indikator dan dapat digunakan untuk
mendeteksi asam atau basa.

13. Titrasi
Konsentrasi asam dalam larutan dapat ditentukan dengan cara mereaksikan
asam dalam volume yang diketahui dengan larutan basa yang diketahui
konsentrasinya.
Indikator digunakan untuk menunjukkan semua asam telah bereaksi dan
volume larutan basa yang dibutuhkan yang membuat indikator dapat
mengubah warna harus dicatat.

14. Beberapa indikator umum dan reaksinya:
Nama
Asam
Netral
Basa
Range pH
Metil orange
Merah
Orange
Kuning
2,1-4,4
Metil merah
Merah
Orange
Kuning
4,1-6,3
Bromtimol biru Kuning
Hijau
Biru
6,0-7,6
Kresol merah
Kuning
Orange
Merah
7,2-8,8
Fenoftalein
Tak
berwarna
Merah
muda
Merah
8,3-10,0
Orange
Merah
10,1-12,0
Alizarin merah Kuning