Prinsip Kerja dan Pembuatan Larutan Penyangga

         Blog KoKim - Pada artikel ini masih berkaitan dengan "larutan penyangga atau buffer" yaitu tentang Prinsip Kerja dan Pembuatan Larutan Penyangga. Kita bagi menjadi dua bagian pembahasan yaitu pertama prinsip kerja larutan penyangga yang kemudian kita lanjutkan dengan kedua yaitu pembuatan larutan penyangga.

Prinsip Kerja Larutan Penyangga

       Larutan penyangga berperan untuk mempertahankan pH pada kisarannya. Jika ke dalam air murni dan larutan penyangga CH$_3$COOH/CH$_3$COO$^-$ ditambahkan sedikit basa kuat NaOH 0,01 M pada masing-masing larutan, maka apa yang akan terjadi?

       pH air murni akan naik drastis dari 7,0 menjadi 12,0; sedangkan pada larutan penyangga hanya naik sedikit dari 4,74 menjadi 4,82. Mengapa bisa demikian? Larutan penyangga CH$_3$COOH/CH$_3$COO$^-$ mengandung asam lemah CH$_3$COOH dan basa konjugasi CH$_3$COO$^-$. Jika ditambah NaOH, maka ion OH$^-$ hasil ionisasi NaOH akan dinetralisir oleh asam lemah CH$_3$COOH. Akibatnya, pH dapat dipertahankan.

Gambar: Perbandingan larutan nonpenyangga dan larutan penyangga jika ditambah sedikit basa kuat NaOH.

       Bagaimana jika basa kuat NaOH diganti dengan asam kuat HCl? Pada prinsipnya sama saja. Ion H+ hasil ionisasi HCl akan dinetralisir oleh basa konjugasi CH$_3$COO$^-$, sehingga pH dapat dipertahankan. Larutan penyangga akan mempertahankan pH pada kisarannya jika ditambahkan sedikit asam, sedikit basa, dan pengenceran.

       Apa yang terjadi jika ke dalam larutan penyangga CH$_3$COOH/CH$_3$COO$^-$ ditambah asam kuat atau basa kuat terlalu banyak? Jika asam kuat (HCl) ditambahkan terlalu banyak, maka basa konjugasi CH$_3$COO$^-$ akan habis bereaksi. Sedangkan jika basa kuat (NaOH) ditambahkan terlalu banyak, maka asam CH$_3$COOH akan habis bereaksi. Akibatnya larutan penyangga tidak dapat mempertahankan pH. Jadi, larutan penyangga mempunyai keterbatasan dalam menetralisir asam atau basa yang ditambahkan.

Pembuatan Larutan Penyangga

       Mungkin kalian berpikir, mengapa CH$_3$COOH bukan merupakan larutan penyangga? Bukankah CH$_3$COOH terionisasi menjadi CH$_3$COO$^-$ di dalam air? CH$_3$COOH terionisasi menjadi CH$_3$COO$^-$ dan H$^+$ di dalam air, tetapi jumlah CH$_3$COOH yang terionisasi sangat kecil, sehingga basa konjugasi CH$_3$COO$^-$ yang terbentuk sangat sedikit. Molaritas basa konjugasi CH$_3$COO$^-$ dapat dinaikan dengan menambah suatu zat. Berikut ini adalah cara membuat larutan penyangga yang biasa dilakukan.

1). Pembuatan Larutan Penyangga Asam
       Larutan penyangga asam yang akan dibuat di sini adalah CH$_3$COOH/CH$_3$COO$^-$. Asam asetat (CH$_3$COOH) di dalam air akan terionisasi sebagian sebesar $\alpha$ (derajat ionisasinya).

Molaritas basa konjugasi CH$_3$COO$^-$ dapat dinaikan dengan dua cara, yaitu
a. Menambahkan garam (misal : CH$_3$COONa) ke dalam asam lemah CH$_3$COOH. Garam tersebut akan terionisasi menurut reaksi berikut.
$ CH_3COONa (aq) \rightarrow CH_3COO^- (aq) + Na^+ (aq) $
b. Menambahkan basa kuat (misal : NaOH) ke dalam asam lemah CH$_3$COOH berlebih. Reaksi yang terjadi dapat dituliskan sebagai berikut.
$ CH_3COOH (aq) + NaOH(aq) \rightarrow Na^+(aq) + CH_3COO^-(aq) + H_2O (aq) $

2). Pembuatan Larutan Penyangga Basa
       Larutan penyangga basa yang akan dibuat di sini adalah NH$_3$/NH$_4^+$. NH$_3$ akan terionisasi sebagian sebesar $\alpha$ (derajat ionisasinya) di dalam air. Reaksi yang terjadi:
$ NH_3(aq) + H_2O(l) \rightleftharpoons NH_4^+ (aq) + OH^-(aq) $
Seperti halnya pada pembuatan larutan penyangga asam, molaritas asam konjugasi NH$_4^+$ dapat dinaikan dengan dua cara, yaitu
a. Menambahkan garam (misal : NH$_4$Cl) ke dalam asam lemah NH$_3$. Garam tersebut akan terionisasi menurut reaksi:
$ NH_4Cl(aq) \rightarrow NH_4^+ (aq) + Cl^- (aq) $
b. Menambahkan asam kuat (misal : HCl) ke dalam basa lemah NH$_3$ berlebih. Reaksi yang terjadi
$ NH_3(aq) + HCl(aq) \rightarrow NH_4^+(aq) + Cl^-(aq) $

       Demikian pembahasan materi Prinsip Kerja dan Pembuatan Larutan Penyangga. Silahkan juga baca materi lain yang berkaitan dengan Pengaruh Pengenceran pada pH Larutan Penyangga.

Larutan Penyangga atau Buffer

         Blog KoKim - Pada artikel sebelumnya, kita telah belajar tentang pH larutan. pH merupakan salah satu bagian penting dari kehidupan. Perubahan pH pada sistem seringkali mengakibatkan dampak yang tidak kita inginkan. Seorang penderita diabetes memiliki terlalu banyak asam organik yang akan mengakibatkan pH darahnya turun dari pH darah normal, sekitar 7,35-7,45; menjadi kurang dari 7,00. Jika hal ini tidak segera ditangani, maka akan berdampak buruk bahkan bisa berakibat kematian bagi penderita tersebut.

         Kita lanjutkan pembahasan pada artikel ini yaitu tentang Larutan Penyangga atau Buffer atau kadang disebut larutan Dapar. Pada dasarnya, di dalam tubuh manusia terdapat suatu sistem yang bisa mempertahankan pH darah terhadap gangguan yang bisa mengubah pH. Sistem ini disebut penyangga. Begitu juga pada beberapa minuman botol yang berguna untuk mempertahankan pH digunakan larutan penyangga.

Gambar: minuman sari jeruk dalam Kemasan ditambahkan asam sitrat dan natrium sitrat untuk mengontrol pH agar tidak mudah rusak oleh bakteri.

         Larutan penyangga adalah larutan yang dapat menyangga (mempertahankan) pH. Larutan penyangga memiliki pH yang konstan, terhadap pengaruh pengenceran atau ditambah sedikit asam atau basa. Secara teoritis berapa pun diencerkannya pH tidak akan berubah, tetapi dalam praktiknya jika pengenceran besar sekali, jelas pH-nya akan berubah. Nama lain larutan penyangga adalah larutan dapar atau larutan buffer. Larutan penyangga dapat terbentuk dari asam lemah dengan garamnya, dan basa lemah dengan garamnya.

1. Larutan penyangga asam mengandung suatu asam lemah (HA) dan basa konjugasinya (A$^-$). Larutan penyangga asam mempertahankan pH pada daerah asam (pH < 7), contoh CH$_3$COOH/CH$_3$COO$^-$. Persamaan umum reaksinya dapat dituliskan sebagai berikut.

       Secara umum, harga pH larutan penyangga dari campuran asam lemah dan basa konjugatnya hanya dipengaruhi oleh konsentrasi asam lemah dan konsentrasi basa konjugatnya, yang dinyatakan dalam persamaan berikut ini:
$\begin{align} [H^+] = K_a \times \frac{[asam]}{[basa \, konjugat]} \end{align} $
Jika konsentrasi asam dan basa kojugatnya dinyatakan dalam mol per volume, maka dari persamaan tersebut dapat dituliskan:
$\begin{align} [H^+] = K_a \times \frac{mol \, asam \, lemah/volume}{mol \, basa \, konjugat/volume} \end{align} $
Atau dapat disederhanakan menjadi:
$\begin{align} [H^+] = K_a \times \frac{mol \, asam \, lemah }{mol \, basa \, konjugat } \end{align} $
Dari persamaan di atas dapat dicari harga pH suatu larutan penyangga campuran asam lemah dan basa kuat sebagai berikut:
pH $ = - \log \, [H^+] $

2. Larutan penyangga basa mengandung basa lemah (B) dan asam konjugasinya (BH$^+$). Larutan penyangga basa mempertahankan pH pada daerah basa (pH > 7), contoh NH$_3$/NH$_4^+$. Persamaan umum reaksinya dapat dituliskan sebagai berikut.

Begitu pula untuk memen tukan pH dari larutan penyangga campuran basa lemah dan asam kuat, dipengaruhi oleh konsentrasi basa lemah dan konsentrasi asam konjugatnya, sehingga diperoleh persamaan sebagai berikut:
$\begin{align} [OH^-] = K_b \times \frac{mol \, basa \, lemah }{mol \, asam \, konjugat } \end{align} $
Dengan demikian dari persamaan di atas akan diperoleh besarnya harga pOH, dengan rumus:
pOH $ = - \log \, [OH^-] $
pH $ = 14 - \, $ pOH
Untuk lebih memahaminya, mari perhatikan beberapa contoh soal mengenai larutan penyangga berikut ini:

Contoh soal 1:
Berapa pH campuran yang terdiri atas 50 mL larutan CH$_3$COOH 0,2 M dan 50 mL larutan CH$_3$COONa 0,1 M bila Ka = $10^{-5}$?
Jawab:
$\begin{align} [H^+] & = K_a \times \frac{[asam]}{[basa \, konjugat]} \\ & = 10^{-5} \times \frac{0,2 \, M}{0,1 \, M} \\ & = 2 \times 10^{-5} \\ pH & = - \log \, [H^+] \\ & = - \log \, 2 \times 10^{-5} \\ & = 5 - \log \, 2 \end{align} $

Contoh soal 2:
Tentukan pH larutan bila 25 mL larutan CH$_3$COOH 0,2 M dicampurkan dengan 25 mL larutan KOH 0,1 M jika Ka = $10^{-5}$!
Jawab :

$\begin{align} [H^+] & = K_a \times \frac{[asam]}{[basa \, konjugat]} \\ & = 10^{-5} \times \frac{2,5 \, mmol}{2,5 \, mmol} \\ & = 10^{-5} \\ pH & = - \log \, [H^+] \\ & = - \log \, 10^{-5} \\ & = 5 \end{align} $

Contoh soal 3:
Larutan penyangga dibuat dengan mencampurkan 60 mL larutan NH$_3$ 0,1 M dan 40 mL larutan NH$_4$Cl 0,1 M. $K_b $ NH$_3 = 1,8 \times 10^{-5} $. Berapakah pH larutan penyangga tersebut?
Jawab :
Untuk menentukan pH larutan penyangga tersebut, kita hitung dulu mol basa dan asam konjugatnya secara stoikiometri menggunakan rumus $ n = M \times V $, kita peroleh :
$\begin{align} mol \, NH_3 & = M \times V \\ & = 0,1 mol/L \times 60 mL \\ & = 6 mmol \\ mol \, NH_4Cl & = M \times V \\ & = 0,1 mol/L \times 40 mL \\ & = 4 mmol \\ mol \, NH_4^+ & = mol NH_4Cl \\ & = 4 mmol \\ [OH^-] & = K_b \times \frac{mol \, basa \, lemah }{mol \, asam \, konjugat } \\ & = 1,8 \times 10^{-5} \times \frac{6 \, mmol }{ 4 \, mmol } \\ & = 2,7 \times 10^{-5} \, M \\ pOH & = -\log \, [OH^-] \\ & = -\log \, (2,7 \times 10^{-5}) \\ & = 5 -\log \, 2,7 = 4,57 \\ pH & = 14 - pOH \\ & = 14 - ( 4,57 ) \\ & = 9,43 \end{align} $
Jadi, pH larutan penyangga tersebut adalah 9,43.

Contoh soal 4:
Sebanyak 50 mL larutan NH$_4$OH 0,1 M dicampur dengan 50 mL (NH$_4)_2$SO$_4$ 0,1 M. Hitung pH campuran yang terjadi jika Kb = 10$^{-5}$!
Jawab:
Campuran berisi larutan NH$_4$OH dan NH$_4^+$ maka bersifat buffer basa.
[NH$_4$OH] = 5 mmol
[NH$_4^+$] = 10 mmol
$(NH_4)_2SO_4 \rightarrow 2NH_4^+ + SO_4^{2-} $
5 mmol               10 mmol
$\begin{align} [OH^-] & = K_b \times \frac{[basa]}{[asam \, konjugasi]} \\ & = 10^{-5} \times \frac{5 \, mmol }{ 10 \, mmol } \\ & = \frac{1}{2} \times 10^{-5} \, M \\ pOH & = -\log \, [OH^-] \\ & = -\log \, (\frac{1}{2} \times 10^{-5}) \\ & = 5 -\log \, \frac{1}{2} = 5 + \log 2 \\ pH & = 14 - pOH \\ & = 14 - ( 5 + \log 2 ) \\ & = 9 - \log 2 \end{align} $
Jadi, pH larutan penyangga tersebut adalah $ 9 - \log 2 $ .

Contoh soal 5:
Bila 50 mL larutan NH4OH 0,2 M dicampurkan ke dalam 50 mL larutan HCl 0,1 M. Hitung pH campuran yang terjadi jika Kb = $ 2 \times 10^{-5}$!
Jawab :

$\begin{align} [OH^-] & = K_b \times \frac{[basa]}{[asam \, konjugasi]} \\ & = 2 \times 10^{-5} \times \frac{5 \, mmol }{ 5 \, mmol } \\ & = 2 \times 10^{-5} \\ pOH & = -\log \, [OH^-] \\ & = -\log \, (2 \times 10^{-5}) \\ & = 5 -\log \, 2 \\ pH & = 14 - pOH \\ & = 14 - ( 5 -\log \, 2 ) \\ & = 9 + \log 2 \end{align} $
Jadi, pH larutan penyangga tersebut adalah $ 9 + \log 2 $ .

       Demikian pembahasan materi Larutan Penyangga atau Buffer dan contoh-contohnya. Silahkan juga baca materi lain yang berkaitan dengan prinsip kerja dan pembuatan larutan penyangga.

Kurva Titrasi Asam Basa

         Blog KoKim - Setelah mempelajari "titrasi asam basa", kita lanjutkan lagi pembahasan materi Kurva titrasi asam basa. Untuk menyatakan perubahan pH larutan pada saat titrasi digunakan grafik yang disebut kurva titrasi. Kurva titrasi memudahkan kita dalam menentukan titik ekuivalen. Jenis asam dan basa yang digunakan akan menentukan bentuk kurva titrasi. Berikut ini akan dibahas empat jenis kurva titrasi, yaitu:
1. Kurva titrasi asam kuat oleh basa kuat
2. Kurva titrasi basa kuat oleh asam kuat
3. Kurva titrasi asam lemah oleh basa kuat
4. Kurva titrasi basa lemah oleh asam kuat.

1. Kurva titrasi asam kuat oleh basa kuat

       Titrasi asam basa merupakan reaksi penetralan. Sebagai contoh, 25 mL larutan HCl 0,1 M dititrasi dengan larutan NaOH 0,1 M. Perhatikan kurva titrasi volume NaOH terhadap pH di bawah ini:

       Pada grafik, diperlihatkan ciri penting dari kurva titrasi NaOH - HCl bahwa pH berubah secara lambat sampai dekat titik ekuivalen. Penambahan NaOH menyebabkan harga pH naik sedikit demi sedikit. Namun, pada titik ekuivalen, pH meningkat sangat tajam kira-kira 6 unit (dari pH 4 sampai pH 10) hanya dengan penambahan 0,1 mL ($\pm$ 2 tetes). Setelah titik ekuivalen, pH berubah amat lambat jika ditambah NaOH. Indikator-indikator yang perubahan warnanya berada dalam bagian terjal kurva titrasi ini, yaitu indikator yang mempunyai trayek pH antara 4 sampai 10 cocok digunakan untuk titrasi tersebut. Indikator yang dapat digunakan pada titrasi ini adalah metil merah, brom timol biru, dan fenolftalein. Untuk titrasi asam kuat oleh basa kuat, besarnya pH saat titik ekuivalen adalah 7. Pada pH ini asam kuat tepat habis bereaksi dengan basa kuat, sehingga larutan yang terbentuk adalah garam air yang bersifat netral.

2. Kurva titrasi basa kuat oleh asam kuat

       Contoh titrasi ini adalah 40 mL larutan HCl 0,1 M dititrasi dengan larutan NaOH 0,1 M. Kurva titrasinya digambarkan sebagai berikut:

       Seperti pada titrasi asam kuat oleh basa kuat, titik ekuivalen titrasi ini pada saat penambahan HCl sebanyak 40 mL dan pH = 7. Ketiga indikator asam basa yang tertulis (fenolftalein, bromotimol biru, dan metil merah) bisa digunakan sebagai indikator dalam titrasi ini.

3. Kurva titrasi asam lemah oleh basa kuat

       Penetralan asam lemah oleh basa kuat agak berbeda dengan penetralan asam kuat oleh basa kuat. Contohnya, 25 mL CH$_3$COOH 0,1 M dititrasi oleh NaOH 0,1 M. Mula-mula sebagian besar asam lemah dalam larutan berbentuk molekul tak mengion CH$_3$COOH, bukan H$^+$ dan CH$_3$COO$^-$. Dengan basa kuat, proton dialihkan langsung dari molekul CH$_3$COOH yang tak mengion ke OH$^-$. Untuk penetralan CH$_3$COOH oleh NaOH, persamaan ion bersihnya sebagai berikut: (James E. Brady, 1990).
$ CH_3COOH(aq) + OH^-(aq) \rightarrow H_2O(l) + CH_3COO^-(aq) $
Kurva titrasi asam lemah oleh basa kuat dapat ditunjukkan pada gambar berikut:

Sifat penting yang perlu diingat pada titrasi asam lemah oleh basa kuat adalah:
a. pH awal lebih tinggi daripada kurva titrasi asam kuat oleh basa kuat (karena asam lemah hanya mengion sebagian).
b. Terdapat peningkatan pH yang agak tajam pada awal titrasi. Ion asetat yang dihasilkan dalam reaksi penetralan bertindak sebagai ion senama dan menekan pengionan asam asetat.
c. Sebelum titik ekuivalen tercapai, perubahan pH terjadi secara bertahap. Larutan yang digambarkan dalam bagian kurva ini mengandung CH$_3$COOH dan CH$_3$COO$^-$ yang cukup banyak. Larutan ini disebut larutan penyangga.
d. pH pada titik di mana asam lemah setengah dinetralkan ialah pH = pKa. Pada setengah penetralan, $[CH_3COOH] = [CH_3COO^-]$.
e. pH pada titik ekuivalen lebih besar dari 7, yaitu $\pm$ 8,9, sebagai akibat hidrolisis oleh CH$_3$COO$^-$.
f. Setelah titik ekuivalen, kurva titrasi asam lemah oleh basa kuat identik dengan kurva asam kuat oleh basa kuat. Pada keadaan ini, pH ditentukan oleh konsentrasi OH$^-$ bebas.
g. Bagian terjal dari kurva titrasi pada titik ekuivalen dalam selang pH yang sempit (dari sekitar 7 sampai 10).
h. Pemilihan indikator yang cocok untuk titrasi asam lemah oleh basa kuat lebih terbatas, yaitu indikator yang mempunyai trayek pH antara 7 sampai 10. Indikator yang dipakai adalah fenolftalein.

4. Kurva titrasi basa lemah oleh asam kuat

       Perubahan pH pada reaksi penetralan basa lemah oleh asam kuat, dalam hal ini 50 mL NH$_3$ 0,1 M dititrasi dengan HCl 0,1 M, dapat ditunjukkan pada kurva di bawah ini.

       Dari kurva tersebut, terlihat bahwa titik ekuivalen terjadi pada pH lebih kecil 7. Hal ini disebabkan garam yang terbentuk mengalami hidrolisis sebagian yang bersifat asam (pH < 7). Adapun indikator asam basa yang bisa digunakan sebagai indikator titrasi adalah metil merah dan bromotimol biru.

       Demikian pembahasan materi Kurva Titrasi Asam Basa dan contoh-contohnya. Silahkan juga baca materi lain yang berkaitan dengan pH larutan dan Asam Basa.

Titrasi Asam Basa

         Blog KoKim - Titrasi asam basa merupakan analisis kuantitatif untuk menentukan molaritas larutan asam atau basa. Zat yang akan ditentukan molaritasnya dititrasi oleh larutan yang molaritasnya diketahui (larutan baku atau larutan standar) dengan tepat dan disertai penambahan indikator. Fungsi indikator di sini untuk mengetahui titik akhir titrasi. Jika indikator yang digunakan tepat, maka indikator tersebut akan berubah warnanya pada titik akhir titrasi.

         Titrasi asam basa merupakan metode penentuan molaritasasam dengan zat penitrasi larutan basa atau penentuan molaritas larutan basa dengan zat penitrasi larutan asam. Titik akhir titrasi (pada saat indikator berubah warna) diharapkan mendekati titik ekuivalen titrasi, yaitu kondisi pada saat larutan asam tepat bereaksi dengan larutan basa.

         Pada umumnya masih dilakukan cara titrasi yang sederhana, dengan menggunakan gelas kimia, dan Biuret. Berikut adalah rangkaian alat titrasi sederhana:

         Titrasi asam basa dilakukan dengan menggunakan buret. Buret adalah alat yang digunakan untuk menambahkan standar ke dalam larutan yang akan ditentukan molaritasnya.
Berikut langkah-langkah melakukan titrasi asam basa.
1) Siapkan larutan yang akan ditentukan molaritasnya. Pipet larutan tersebut ke dalam erlenmeyer dengan menggunakan pipet volume.
2) Pilih indikator berdasarkan trayek pH dan perubahan warna indikator untuk memudahkan pengamatan. Tambahkan beberapa tetes pada larutan.
3) Tambahkan zat penitrasi setetes demi setetes dengan selalu menggoyangkan erlenmeyer agar terjadi reaksi sempurna.
4) Sesekali, pinggiran erlenmeyer dibilas agar zat yang bereaksi tidak menempel di dinding erlenmeyer.
5) Ketika mendekati titik ekuivalen, penambahan zat penitrasi dilakukan dengan sangat hati-hati. Buka kran buret, peniter yang keluar jangan sampai menetes, tetapi ditempelkan pada dinding erlenmeyer kemudian bilas dan goyangkan. Ada baiknya titrasi dilakukan sebanyak dua atau tiga kali (duplo atau triplo). Apa zat penitrasi itu? Zat penitrasi adalah zat yang ditambahkan ketika kita melakukan titrasi.
6) Hitung molaritas larutan (perhatikan contoh soal berikut).

Contoh:
Sebanyak 10 mL larutan HCl dititrasi dengan larutan NaOH 0,1 M menggunakan indikator fenolftalein. Jika perubahan warna indikator menjadi merah muda diperlukan 12,5 mL larutan penitrasi, maka tentukan molaritas larutan HCl tersebut.
Jawab:
Tuliskan persamaan reaksi yang terjadi
$ HCl(aq ) + NaOH(aq) \rightarrow NaCl(aq) + H_2O(aq) $
Lihat perbandingan koefisien HCl dan NaOH
1 HCl ~ 1 NaOH
*). Jumlah mol HCl dapat dihitung dengan cara berikut,
$ \begin{align} n_{NaOH} & = V_{NaOH} \times M_{NaOH} \\ & = 0,0125 \, L \times 0,1 \, mol \, L^{-1} \\ & = 0,00125 \, mol \\ n_{HCl} & = \frac{1}{1} \times n_{NaOH} \\ & = 0,00125 \, mol \end{align} $
*). Molaritas HCl dapat ditentukan dengan cara berikut,
$ \begin{align} M_{HCl} & = \frac{n_{HCl}}{V_{HCl}} \\ & = \frac{0,00125 \, mol }{0,01 \, L} \\ & = 0,125 \, M \end{align} $
Jadi, molaritas HCl sebesar 0,125 M.

       Jika kita membeli asam cuka di pasar, atau di toko maka kita tidak pernah menemukan ukuran kandungan asam dalam bentuk kemolaran seperti yang kita pelajari. Namun dalam botol masih tercantum kadar cuka berupa persen volume. Untuk itu kita coba mengukur berapa konsentrasi asam cuka sehingga dapat diketahui kebenaran kandungannya

Contoh :
Untuk mengetahui % asam cuka dilakukan dengan titrasi 2mL larutan asam cuka dan memerlukan 35 mL larutan NaOH 0,1M. massa jenis larutan 950 g/L.
a. Tentukan kemolaran asam cuka!
b. Berapa % kadar asam cuka tersebut?
Jawab:
a). Menentukan kemolaran asam cuka :
$ \begin{align} V_{asam} \times M_{asam} & = V_{basa} \times M_{basa} \\ M_{asam} & = \frac{V_{basa} \times M_{basa}}{V_{asam}} \\ & = \frac{35 \times 0,1}{2} \\ & = 1,75 \, M \end{align} $
b). Dalam 1 liter larutan cuka
terdapat $ 1,75 \times 60 \, $ gram cuka = 105 gram cuka.
Berat 1 liter larutan = 950 gram.
Maka kadar asam cuka
$ = \frac{105}{950} \times 100\% = 11,05 \% $.

       Pada saat titrasi, kita menemukan titik akhir titrasi. Pada titik akhir titrasi ini jumlah mol ekivalen antara zat yang dititrasi dan penitrasi sama dan ditunjukkan dengan perubahan warna indikator asam basa, setelah diketahui volumenya kita dapat melakukan perhitungan.

Contoh :
Larutan HCl 0,3M dititrasi dengan larutan NaOH. Ternyata titik akhir titrasi tercapai bila 10 mL larutan HCl memerlukan 75 mL larutan NaOH. Tentukan kemolaran larutan NaOH!
Jawab:
$ \begin{align} V_{asam} \times M_{asam} & = V_{basa} \times M_{basa} \\ M_{basa} & = \frac{V_{asam} \times M_{asam}}{V_{basa}} \\ & = \frac{10 \times0,3}{75} \\ & = 0,04 \, M \end{align} $

       Pemilihan indikator yang tepat merupakan syarat utama saat titrasi. Jika indikator yang digunakan berubah warna pada saat titik ekuivalen, maka titik akhir titrasi akan sama dengan titik ekuivalen. Akan tetapi, jika perubahan warna indikator terletak pada pH di mana zat penitrasi sedikit berlebih, maka titik akhir titrasi berbeda dengan titik ekuivalen.

       Demikian pembahasan materi Titrasi Asam Basa dan contoh-contohnya. Silahkan juga baca materi lain yang berkaitan dengan Kurva Titrasi Asam Basa.

Hubungan Konsentrasi Basa dengan pH Larutan

         Blog KoKim - Setelah membahas artikel "Hubungan Konsentrasi Asam dengan pH Larutan", kita lanjutkan dengan pembahasan materi Hubungan Konsentrasi Basa dengan pH Larutan . Berbicara mengenai larutan basa, harus diketahui bahwa larutan basa mempunyai pH lebih besar dari 7. Semakin besar pH suatu basa, maka akan semakin kuat. Basa kuat dalam larutannya akan terionisasi sempurna.

         Perlu diingat kembali, bahwa larutan basa kuat meliputi golongan IA dan IIA, kecuali H dan Be. Seperti: NaOH, Mg(OH)$_2$, Ca(OH)$_2$, KOH, dll. Selain larutan tersebut termasuk gplongan basa lemah. Untuk menentukan konsentrasi OH$^-$ pada basa kuat, perhatikan contoh soal berikut ini:

Contoh :
Berapa konsentrasi OH$^-$ dalam 100mL Ca(OH)$_2$ yang mempunyai konsentrasi 0,2M?
Jawab:
Reaksi: $ Ca(OH)_2(aq) \rightarrow Ca^{2+}(aq) + 2OH^-(aq) $
$ \begin{align} [OH^-] & = 2.[ Ca(OH)2] \\ & = 2 \times ( 0,2M ) \\ & = 0,4 M \end{align} $

       Reaksi ionisasi basa lemah merupakan reaksi kesetimbangan, maka harga konstanta kesetimbangan basanya (Kb) dapat ditentukan berdasarkan persamaan reaksi ionisasinya. Basa lemah sukar larut dalam air, satu-satunya basa lemah yang larut baik dalam air adalah NH$_4$OH (larutan ammonia). Untuk menentukan konsentrasi OH$^-$ sama dengan cara menentukan H$^+$. Perhatikan reaksi kesetimbangan berikut:
$ NH_4OH \rightleftharpoons NH_4^+ + OH^- $
Basa lemah dalam air tidak terurai sempurna karena mempunyai reaksi kesetimbangan, dengan konstanta kesetimbangan basa (Kb) sebagai berikut:
$ K_b = \frac{[NH_4^+][OH^-]}{[NH_4OH} $
Karena [OH$^-$] >> [NH$_4^+$], maka:
$ K_b = \frac{ [OH^-]^2}{[NH_4OH} $
NH$_4$OH yang terurai sangat sedikit, maka: [NH$_4$OH] sisa >> [NH$_4$OH] mula-mula. Sehingga:
$ [OH^-] = \sqrt{K_b \times [NH_4OH] } $
Atau secara umum dapat ditulis:
$ [OH^-] = \sqrt{K_b \times [Basa] } $

Seperti dibahas pada konsep pH sebelumnya bahwa dari [OH$^-$] akan diperoleh pOH. Dan hubungan pOH dan pH adalah sebagai berikut:
pOH = $ - \log \, [OH^-] $
pOH + pH = pKw
pOH + pH = 14
pH = 14 $ - $ pOH

untuk lebih memahaminya, perhatikan contoh berikut ini:
Berapakah harga pH larutan NH4OH 0,02 M jika harga Kb = $ 1,8 \times 10^{-5} $ ?
Jawab:

$[NH_4^+] = [OH^-] = x $
$ \begin{align} [OH^-] & = \sqrt{K_b \times [NH_4OH] } \\ & = \sqrt{ 1,8 \times 10^{-5} \times 0,02 } \\ & = 4 \times 10^{-4} \\ pOH & = - \log \, [OH^-] \\ & = - \log \, (4 \times 10^{-4}) \\ & = 4 - \log 4 \\ pH & = 14 - pOH \\ & = 14 - (4 - \log 4 ) \\ & = 10 + \log 4 \end{align} $

Berikut ini tabel beberapa harga Kb dari basa lemah pada 25$^\circ$C :

       Demikian pembahasan materi Hubungan Konsentrasi Basa dengan pH Larutan. Silahkan juga baca materi lain yang berkaitan dengan "titrasi asam basa".

Hubungan Konsentrasi Asam dengan pH Larutan

         Blog KoKim - Setelah mempelajari materi "konsep pH larutan", kita lanjutkan dengan pembahasan materi Hubungan Konsentrasi Asam dengan pH Larutan. Larutan asam terbagi menjadi dua, yaitu asam kuat dan asam lemah. Larutan asam kuat terionisasi sempurna sehingga harga $\alpha$-nya = 1. Sedangkan Larutan asam lemah mempunyai daya hantar listrik yang lemah karena jumlah ion-ionnya relatif sedikit. Harga $\alpha$ asam lemah antara 0 sampai dengan 1 atau dapat ditulis $ 0 < \alpha < 1$. Reaksi ionisasi asam lemah merupakan reaksi kesetimbangan.

         Perlu diingat kembali, larutan yang termasuk asam kuat diantaranya: HNO$_3$, H$_2$SO$_4$, dan golongan VIIA kecuali F seperti HCl, HBr,dan HI. Selain itu, tergolong asam lemah. Sehingga besarnya [H$^+$] pada asam kuat bergantung dari [H$^+$] dikalikan koefisien [H$^+$] itu sendiri. Yang dapat dirumuskan:
[H$^+$] = a. Ma
Dengan :
a = koefisien [H$^+$]
Ma = konsentrasi asam H$^+$

Contoh soal :
Berapa konsentrasi H$^+$ dalam 500mL larutan HCl 0,1M? dan berapa pH dari HCl tersebut?
Jawab:
*). Reaksi ionisasi: $ HCl(aq) \rightarrow H^+(aq) + Cl^-(aq) $
[H$^+$] = a. Ma, karena a = 1, maka
[H$^+$] = 1 . [HCl] = 0,1 M
*). pH dari HCl dengan [H$^+$] = 0,1 M
pH = $ - \log 0,1 $
pH = 1

Lalu bagaiman dengan asam lemah? Perhatikan reaksi kesetimbangan asam lemah berikut ini:
$ HA(aq) \rightleftharpoons H^+(aq) + A^-(aq) $
Hubungan konsentrasi asam lemah dengan pH tidak seperti asam kuat. Asam lemah dalam air tidak terurai sempurna karena terjadi reaksi kesetimbangan sehingga mempunyai harga konstanta kesetimbangan (Ka).
$ K_a = \frac{[H^+][A^-]}{[HA]} $
Dimana Ka adalah konstanta kesetimbangan asam.

Karena $ [H^+] = [A^-] $
$ \begin{align} K_a & = \frac{[H^+][A^-]}{[HA]} \\ K_a & = \frac{[H^+][H^+]}{[HA]} \\ K_a & = \frac{[H^+]^2}{[HA]} \\ [H^+]^2 & = K_a \times [HA] \\ [H^+] & = \sqrt{K_a \times [HA]} \end{align} $
Atau bisa juga ditulis: $ [H^+] = \sqrt{K_a \times Ma} $ , dengan Ma adalah konsentrasi asam lemah.

Contoh soal :
Tentukan konsentrasi ion H$^+$ yang terdapat dalam 250 mL larutan HCN 0,15 M jika harga Ka HCN = $ 5 \times 10^{-10}$. Berapakah pH HCN?
Jawab:

$ K_a = \frac{x^2}{(0,15 - x)} $
Karena $ x $ sangat kecil, maka
$ \begin{align} K_a & = \frac{x^2}{0,15} \\ x^2 & = K_a \times 0,15 \\ x & = \sqrt{K_a \times 0,15 } \\ x & = \sqrt{5 \times 10^{-10} \times 0,15 } \\ x & = 8,7 \times 10^{-6} \\ [H^+] = x & = 8,7 \times 10^{-6} \end{align} $
Sehingga :
$ pH = -\log [H^+] = - \log (8,7 \times 10^{-6} ) = 6 - \log 8,7 $

       Setiap asam lemah memiliki harga tetapan ionisasi asam (Ka). Harga Ka menyatakan ukuran kekuatan asam, makin besar harga makin banyak yang terionisasi (a makin besar) artinya asam tersebut makin kuat.
Berikut ini akan kami sajikan tabel beberapa harga Ka dari beberapa asam lemah pada suhu 25$^\circ$C :

       Demikian pembahasan materi Hubungan Konsentrasi Asam dengan pH Larutan dan contohnya. Silahkan juga baca materi lain yang berkaitan dengan "Hubungan Konsentrasi Basa dengan pH Larutan".

Konsep pH Larutan

         Blog KoKim - Pada artikel ini kita membahas materi konsep pH larutan. Kita terkadang menemukan zat yang rasanya sangat asam dan sedikit asam, atau menemukan zat asam yang kekuatan merusaknya besar dan ada yang hanya menimbulkan gatal di kulit saja. Berdasarkan kemampuan ionisasi dan kadar ion H$^+$, larutan asam dan basa terbagi dalam kelompok asam dan basa kuat, serta asam dan basa lemah. Kita memerlukan nilai tertentu untuk mengukur kekuatan asam atau basa tersebut, dan untuk saat ini kita menggunakan besaran pH, untuk menentukan derajat keasaman suatu larutan.

         pH suatu larutan erat kaitannya dengan materi sebelumnya yaitu asam basa. Dimana pH atau yang disebut derajat keasaman menyatakan besarnya $ - \log $ dari konsentrasi suatu ion H$^+$ dalam larutan asam, dan pOH untuk larutan basa dari banyaknya $- \log $ konsentrasi ion OH$^-$. Namun dari pOH tersebut dapat diketahui harga pH dari derajat ketetapan air atau pKw. Yang berlaku rumus:
         pH + pOH = pKw,
dimana besar pKw ini adalah tetap yaitu 14.
Sehingga, pH = pKw - pOH

Untuk lebih memahami mengenai pKw berikut ini penjelasan mengenai reaksi ionisasi air sehingga diperoleh harga pKw.

Air merupakan elektrolit yang sangat lemah. Air murni akan mengalami ionisasi menghasilkan H$^+$ dan OH$^-$ dengan jumlah sangat kecil. Persamaan reaksinya sebagai berikut.
$ H_2O (l) \rightleftharpoons H^+ (aq) + OH^- (aq) $

Tetapan kesetimbangan air (Kw) dapat dinyatakan dengan penurunan rumus sebagai berikut:
$ \begin{align} K & = \frac{[H^+][OH^-]}{[H_2O]} \\ K [H_2O] & = [H^+][OH^-] \\ K_w & = [H^+][OH^-] \end{align} $
Keterangan :
Kw = tetapan kesetimbangan air
[H$^+$] = molaritas ion H$^+$ (M)
[OH$^-$] = molaritas ion OH$^-$ (M)

Harga Kw dipengaruhi suhu. Jika suhu semakin tinggi, maka semakin banyak air yang terionisasi. Harga Kw pada berbagai suhu dapat dilihat pada Tabel di bawah ini:

Dari tabel di atas terlihat bahwa pada suhu kamar (25 $^\circ$C) harga Kw adalah $1,0 \times 10^{-14}$, sehingga
$[H^+] [OH^-] = 1,0 \times 10^{-14} $
Untuk air murni harga [H$^+$] dan [OH$^-$] adalah sama, yaitu
$[H^+] = [OH^-] = 1,0 \times 10^{-7}$ M

         Jika dalam air murni ditambahkan zat yang bersifat asam atau basa, maka akan merubah kesetimbangan air. Artinya [H$^+$] dan [OH$^-$] akan berubah. Pada penambahan asam, [H$^+$] akan meningkat , sehingga larutan akan bersifat asam. Sedangkan pada penambahan basa, [OH$^-$] akan meningkat. Karena Kw adalah tetap (pada suhu tertentu), maka [H$^+$] akan berkurang sehingga larutan bersifat basa.

Jadi, besarnya nilai [H$^+$] akan menentukan apa larutan tersebut bersifat asam, basa, atau netral.
*). Jika $ [H^+] > 10^{-7} $ M, maka larutan bersifat asam.
*). Jika $ [H^+] < 10^{-7} $ M, maka larutan bersifat basa.
*). Jika $ [H^+] = 10^{-7} $ M, maka larutan bersifat netral.

         Tingkat keasaman suatu larutan tergantung pada molaritas ion H$^+$ dalam larutan. Jika molaritas ion H$^+$ semakin besar, maka semakin asam larutan itu. Tetapi, pernyataan kekuatan asam menggunakan [H$^+$] memberikan angka yang sangat kecil dan penulisannya tidak sederhana. Untuk menyederhanakan penulisan, seorang ahli kimia Denmark, Soren Peer Lauritz Sorensen, pada tahun 1909 mengajukan penggunaan istilah pH untuk menyatakan derajat keasaman. Nilai pH diperoleh sebagai hasil negatif logaritma 10 dari molaritas ion H$^+$. Secara matematika dapat dituliskan:
         pH = $ - \log \, $ [H$^+$]
keterangan :
pH = derajat keasaman
[H$^+$] = molaritas ion H$^+$ (M)

Analog dengan pH, untuk molaritas ion OH$^-$ dan Kw diperoleh
pOH = $ - \log \, $ [OH$^-$]
pKw = $ - \log \, $ Kw
Karena Kw = [H$^+$] [OH$^-$], maka hubungan antara pH, pOH, dan pKw dapat dirumuskan sebagai berikut.
log Kw = log [H$^+$] + log [OH$^-$]
$-$ log Kw = $-$ log [H$^+$] - log [OH$^-$]
sehingga diperoleh:
pKw = pH + pOH

Pada suhu 25$^\circ$C, molaritas ion H$^+$ air murni adalah $1,0 \times 10^{-7}$ M, sehingga
pH = $ - \log \, [H^+] $
pH = $ - \log \, (1,0 \times 10^{-7}) \, $ M
pH = 7

Berdasarkan uraian tersebut dapat disimpulkan sebagai berikut.
*). Jika pH < 7, maka larutan bersifat asam.
*). Jika pH > 7, maka larutan bersifat basa.
*). Jika pH = 7, maka larutan besifat netral.

       Demikian pembahasan materi Konsep pH Larutan. Silahkan juga baca materi lain yang berkaitan dengan pH larutan yaitu hubungan konsentrasi asam dengan pH larutan.

Kekuatan Asam dan Basa

         Blog KoKim - Materi berikut ini yang akan kita bahas adalah tentang Kekuatan Asam dan Basa. Sebagaimana larutan elektrolit yang dibedakan atas elektrolit kuat dan elektrolit lemah, maka larutan asam dan larutan basa yang merupakan larutan elektrolit juga dibedakan atas asam-basa kuat dan asam-basa lemah. Perbedaan kekuatan larutan asam-basa ini dipengaruhi oleh banyak sedikitnya ion-ion pembawa sifat asam dan ion-ion pembawa sifat basa yang dihasilkan saat terionisasi.

Kekuatan Asam

       Kekuatan asam dipengaruhi oleh banyaknya ion - ion H$^+$ yang dihasilkan oleh senyawa asam dalam larutannya. Berdasarkan banyak sedikitnya ion H+ yang dihasilkan, larutan asam dibedakan menjadi dua macam yaitu asam kuat dan asam lemah.
       Asam kuat yaitu senyawa asam yang dalam larutannya terion seluruhnya menjadi ion-ionnya. Reaksi ionisasi asam kuat merupakan reaksi berkesudahan. Secara umum, ionisasi asam kuat dirumuskan sebagai berikut:
$ HA(aq) \rightarrow H^+(aq) + A^-(aq) $
$ [H^+] = x . [HA] $
atau
$ [H^+] = $ valensi asam $ \, . M $.

Keterangan :
$ x = \, $ valensi asam
$ M = \, $ konsentrasi asam.

       Asam lemah yaitu senyawa asam yang dalam larutannya hanya sedikit terionisasi menjadi ion-ionnya. Reaksi ionisasi asam lemah merupakan reaksi kesetimbangan. Secara umum, ionisasi asam lemah valensi satu dapat dirumuskan sebagai berikut.
$ HA(aq) \rightleftharpoons H^+(aq) + A^-(aq) $
$\begin{align} K_a = \frac{[H^+][A^-]}{[HA]} \end{align} $

       Makin kuat asam maka reaksi kesetimbangan asam makin condong ke kanan, akibatnya $K_a$ bertambah besar. Oleh karena itu, harga $K_a$ merupakan ukuran kekuatan asam, makin besar $K_a$ makin kuat asam.
Berdasarkan persamaan di atas, karena pada asam lemah $[H^+] = [A^-]$, maka persamaan di atas dapat diubah menjadi:
$\begin{align} K_a & = \frac{[H^+][A^-]}{[HA]} \\ K_a & = \frac{[H^+][H^+]}{[HA]} \\ K_a & = \frac{[H^+]^2}{[HA]} \\ [H^+]^2 & = K_a . [HA] \\ [H^+] & = \sqrt{K_a . [HA]} \end{align} $
dengan $K_a = \, $ tetapan ionisasi asam.
Konsentrasi ion H$^+$ asam lemah juga dapat dihitung jika derajat ionisasinya ($\alpha$) diketahui.
$ [H^+] = [HA]. \alpha $ .

Contoh soal kekuatan asam :
Tentukan konsentrasi ion H+ dalam masing-masing larutan berikut.
a. H$_2$SO$_4$ 0,02 M
b. HNO$_3$ 0,1 M
c. CH$_3$COOH 0,05 M jika derajat ionisasinya 1%
d. H$_2$SO$_3$ 0,001 M jika $K_a = 1 \times 10^{-5}$.

Penyelesaian :
Petunjuk: H$_2$SO$_4$ dan HNO$_3$ merupakan asam kuat, sedangkan CH$_3$COOH dan H$_2$SO$_3$ termasuk asam lemah.
a). Reaksinya : $ H_2SO_4 \rightarrow 2H^+ + SO_4^{2-} $
$ \begin{align} [H^+] & = x . [HA] \\ & = 2 \times 0,02 \\ & = 0,04 \, M \end{align} $
b). Reaksinya : $ HNO_3 \rightarrow H^+ + NO_3^{-} $
$ \begin{align} [H^+] & = x . [HA] \\ & = 1 \times 0,1 \\ & = 0,1 \, M \end{align} $
c). Reaksinya : $ CH_3COOH \rightleftharpoons CH_3COO^- + H^+ $
$ \begin{align} [H^+] & = [HA] . \alpha \\ & = 0,05 \times 1\% \\ & = 0,05 \times 0,01 \\ & = 0,0005 \, M \end{align} $
d). Reaksinya : $ H_2SO3 \rightleftharpoons 2H^+ + SO_3^{2-} $
$ \begin{align} [H^+] & = \sqrt{K_a \times [HA]} \\ & = \sqrt{10^{-5} \times 0,001} \\ & = \sqrt{10^{-5} \times 10^{-3}} \\ & = \sqrt{10^{-8} } \\ & = 10^{-4} \, M \end{align} $

Kekuatan Basa

       Kekuatan basa dipengaruhi oleh banyaknya ion-ion OH$^-$ yang dihasilkan oleh senyawa basa dalam larutannya. Berdasarkan banyak sedikitnya ion OH$^-$ yang dihasilkan, larutan basa juga dibedakan menjadi dua macam yaitu basa kuat dan basa lemah.
       Basa kuat yaitu senyawa basa yang dalam larutannya terion seluruhnya menjadi ion-ionnya. Reaksi ionisasi basa kuat merupakan reaksi berkesudahan.
Secara umum, ionisasi basa kuat dirumuskan sebagai berikut:
$M(OH)_x(aq) \rightarrow M^{x+}(aq) + xOH^-(aq) $
$[OH^-] = x . [M(OH)_x] $
atau
$ [OH^-] = \, $ valensi basa $ \, . M $

Keterangan :
$x = \, $ valensi basa
$ M = \, $ konsentrasi basa

       Basa lemah yaitu senyawa basa yang dalam larutannya hanya sedikit terionisasi menjadi ion-ionnya. Reaksi ionisasi basa lemah juga merupakan reaksi kesetimbangan. Secara umum, ionisasi basa lemah valensi satu dapat dirumuskan sebagai berikut:
$M(OH)(aq) \rightleftharpoons M^{+}(aq) + OH^-(aq) $
$ \begin{align} K_b = \frac{[M^+][OH^-]}{[M(OH)]} \end{align} $

Makin kuat basa maka reaksi kesetimbangan basa makin condong ke kanan, akibatnya $K_b$ bertambah besar. Oleh karena itu, harga $K_b$ merupakan ukuran kekuatan basa, makin besar $K_b$ makin kuat basa.
Berdasarkan persamaan di atas, karena pada basa lemah $[M^+] = [OH^-]$, maka persamaan di atas dapat diubah menjadi:
$ \begin{align} K_b & = \frac{[M^+][OH^-]}{[M(OH)]} \\ K_b & = \frac{[OH^-][OH^-]}{[M(OH)]} \\ K_b & = \frac{[OH^-]^2}{[M(OH)]} \\ [OH^-]^2 & = K_b \times [M(OH)] \\ [OH^-] & = \sqrt{K_b \times [M(OH)]} \end{align} $
dengan $ K_b = \, $ tetapan ionisasi basa

Konsentrasi ion OH$^-$ basa lemah juga dapat dihitung jika derajat ionisasinya ($\alpha$) diketahui.
$ [OH^-] = [M(OH)] \times \alpha $ .

Contoh soal kekuatan basa :
Tentukan konsentrasi ion OH$^-$ masing-masing larutan berikut.
a. Ca(OH)$_2$ 0,02 M
b. KOH 0,004 M
c. Al(OH)$_3$ 0,1 M jika $K_b = 2,5 \times 10^{-6} $
d. NH$_4$OH 0,01 M jika terion sebanyak 5%

Jawab:
Petunjuk: Ca(OH)$_2$ dan KOH merupakan basa kuat, sedangkan Al(OH)3 dan NH$_4$OH termasuk basa lemah.
a). Reaksinya : $ Ca(OH)_2 \rightarrow Ca^{2+} + 2OH^- $
$ \begin{align} [OH^-] & = x . [M(OH)] \\ & = 2 \times 0,02 \\ & = 0,04 \, M \end{align} $
b). Reaksinya : $ KOH \rightarrow K^+ + OH^- $
$ \begin{align} [OH^-] & = x . [M(OH)] \\ & = 1 \times 0,004 \\ & = 0,004 \, M \end{align} $
c). Reaksinya : $ Al(OH)_3 \rightleftharpoons Al^{3+} + 3OH^- $
$ \begin{align} [OH^-] & = \sqrt{K_b . [M(OH)] } \\ & = \sqrt{2,5 \times 10^{-6} . 0,1 } \\ & = \sqrt{25 \times 10^{-8} } \\ & = 5 \times 10^{-4} \, M \end{align} $
d). Reaksinya : $ NH_4OH \rightleftharpoons NH_4^+ + OH^- $
$ \begin{align} [OH^-] & = [M(OH)] \times \alpha \\ & = 0,01 \times 5\% \\ & = 0,01 \times 0,05 \\ & = 0,0005 \, M \end{align} $

       Demikian pembahasan materi Kekuatan Asam dan Basa. Silahkan juga baca materi lain yang berkaitan teori asam dan basa dengan mengikuti link terkait di bawah artikel ini.

Tetapan Kesetimbangan Air

         Blog KoKim - Pada artikel ini kita akan membahas materi Tetapan Kesetimbangan Air ($K_w$). Air murni hampir tidak menghantarkan arus listrik. Hanya alat pengukuran yang sangat peka yang dapat menunjukkan bahwa air murni memiliki daya hantar listrik yang sangat kecil. Artinya, hanya sebagian kecil molekul-molekul air dapat terionisasi menjadi ion H$^+$ dan ion OH$^-$. Persamaan ionisasi air dapat ditulis sebagai:
$H_2O(l) \rightleftharpoons H^+ (aq) + OH^- (aq) $

Harga tetapan air adalah:
$ \begin{align} K & = \frac{[H^+][OH^-]}{[H_2O]} \\ K [H_2O] & = [H^+][OH^-] \end{align} $
Konsentrasi H$_2$O yang terionisasi menjadi H$^+$ dan OH$^-$ sangat kecil dibandingkan dengan konsentrasi H$4_2$O mula-mula, sehingga konsentrasi H$_2$O dapat dianggap tetap, maka harga K[H$_2$O] juga tetap, yang disebut tetapan kesetimbangan air atau ditulis $K_w$. Jadi,
$ \begin{align} K_w & = [H^+][OH^-] \end{align} $
Pada suhu 25 $^\circ$C, $K_w$ yang didapat dari percobaan adalah 1,0 $\times 10^{-14}$. Harga $K_w$ ini tergantung pada suhu, tetapi untuk percobaan yang suhunya tidak terlalu menyimpang jauh dari 25 $^\circ$C, harga $K_w$ itu dapat dianggap tetap.

Harga $K_w$ pada berbagai suhu dapat dilihat pada tabel berikut.
$K_w = [H^+][OH^-] = 10^{-14}$.

Oleh karena $[H^+][OH^-] = 10^{-14}$, maka $[H^+]= 10^{-7}$ dan $[OH^-] = 10^{-7}$. Artinya, dalam 1 liter air murni terkandung ion H$^+$ dan ion OH$^-$ masing-masing sebanyak $10^{-7}$ mol.

       Jika ke dalam air ditambahkan suatu asam, maka [H$^+$] akan bertambah tetapi hasil perkalian [H$^+$][OH$^-$] tetap sama dengan $K_w$. Hal ini dapat terjadi karena kesetimbangan bergeser ke kiri yang menyebabkan pengurangan [OH$^-$]. Kesetimbangan juga akan bergeser jika ke dalam air ditambahkan suatu basa. Dari pembahasan ini dapat disimpulkan sebagai berikut:

       Demikian pembahasan materi Tetapan Kesetimbangan Air ($K_w$) dan contohnya. Silahkan juga baca materi lain yang berkaitan dengan Kekuatan Asam dan Basa.

Derajat Dissosiasi Asam Basa

         Blog KoKim - Kita lanjutkan pembahasan asam basa yaitu tentang Derajat Dissosiasi ($\alpha$) Asam Basa. Dalam larutan elektrolit kuat, zat-zat elektrolit terurai seluruhnya menjadi ion-ionnya (ionisasi sempurna) dan dalam larutan elektrolit lemah, zat-zat elektrolit hanya sebagian saja yang terurai menjadi ion-ionnya (ionisasi sebagian). Sedangkan zat-zat nonelektrolit dalam larutan tidak terurai menjadi ion-ion.

Berikut ini, beberapa contoh reaksi ionisasi untuk elektrolit kuat.
$HCl + H2O \rightarrow H_3O^+(aq) + Cl^-(aq) $
$H_2SO_4 + H_2O \rightarrow 2H_3O^+(aq) + SO_4^{2-} (aq)$
$NaOH + H_2O \rightarrow Na^+(aq) + OH^- (aq) $
$ Ca(OH)_2 + H_2O \rightarrow Ca^{2+}(aq) + 2OH^-(aq)$

       Jumlah zat elektrolit yang terionisasi dibandingkan dengan jumlah zat semula dapat dinyatakan dengan derajat disosiasi ($\alpha$) dan ditulis dengan rumus berikut ini. Berdasarkan rumus, maka nilai $\alpha$ untuk:

Keterangan nilai $ \alpha $ :
1. Elektrolit kuat, $ \alpha = 1 $
2. Elektrolit lemah, $ 0 < \alpha < 1 $
3. Non-elektrolit, $ \alpha = 0 $

       Suatu asam atau basa yang merupakan suatu elektrolit kuat disebut asam atau basa kuat. Dengan demikian jika asam merupakan elektrolit lemah, maka ia merupakan asam lemah, karena hanya mengandung sedikit ion H$^+$, demikian juga dengan basa lemah akan terdapat sedikit ion -OH.

       Demikian pembahasan materi Derajat Dissosiasi ($\alpha$) Asam Basa . Silahkan juga baca materi lain yang berkaitan dengan Tetapan Kesetimbangan Air ($K_w$).

Indikator Asam Basa

         Blog KoKim - Pada artikel ini kita akan membahas materi Indikator Asam Basa. Jika kita ingin mengetahui apakah suatu senyawa bersifat asam, basa atau bahkan tidak keduanya cara yang paling mudah dan murah adalah dengan kertas lakmus. Apa itu lakmus? Lakmus berasal dari kata litmus yaitu sejenis tanaman yang dapat menghasilkan warna jika ada asam atau basa. Lakmus merupakan asam lemah, dan biasa ditulis sebagai Hlit. Ketika dalam air terbentuk :
$ HLit(aq) \rightarrow H^+ (aq) + Lit^- (aq) $

         Ketika berbentuk Hlit, berwarna merah dan ketika berbentuk ion berwarna biru. Untuk mengetahui bagaimana reaksinya ketika ada asam atau basa, maka kita gunakan asas Le Chatelier. Penambahan ion hidroksida (basa) :

Gambar: perubahan warna lakmus oleh basa

Penambahan ion hydrogen atau asam,

Gambar: perubahan warna lakmus oleh asam

         Namun kekuatan asam atau basa tidak dapat ditunjukkan oleh lakmus. Maka digunakan beberapa indikator lain yang memiliki perubahan warna berbeda jika pH atau kekuatan asamnya berbeda, misalnya methyl orange (metil jingga) yang akan berwarna kuning jika pH lebih besar dari 4,4 sehingga dapat mendeteksi asam lemah dan asam kuat dan fenolftalein yang berwarna merah jika ada basa kuat. Trayek pH beberapa indikator diantaranya :

Contoh Soal:
Suatu senyawa ketika dicoba dengan beberapa indikator pH menunjukkan data sebagai berikut, Fenolftalein tak berwarna, metil jingga berwarna kuning, phenol red kuning, metil merah kuning. Tentukanlah berapa perkiraan pH larutan tersebut.
Jawab:

       Penggunaan beberapa buah indikator untuk mengetahui pH satu jenis larutan dinilai kurang efektif, karena banyaknya zat, memerlukan biaya cukup mahal untuk diidentifikasi keasamannya. Untuk itu dibuatlah indikator universal, yang secara praktis menunjukkan warna tertentu untuk nilai pH tertentu. Indikator ini pun dapat dibuat dalam bentuk lembaran kertas yang efisien.

       Demikian pembahasan materi Indikator Asam Basa dan contohnya. Silahkan juga baca materi lain yang berkaitan dengan Derajat Dissosiasi ($\alpha$) Asam Basa.

Teori Asam Basa Lewis

         Blog KoKim - Pada umumnya definisi asam-basa mengikuti apa yang dinyatakan oleh Arrhenius atau Bronsted-Lowry, tapi dengan adanya struktur yang diajukan Lewis muncul definisi asam dan basa baru. Pada artikel ini kita akan membahas materi Teori Asam Basa Lewis. Asam Lewis didefinisikan sebagai spesi yang menerima pasangan elektron. Basa Lewis didefinisikan sebagai spesi yang memberikan pasangan elektron. Sehingga H$^+$ adalah asam Lewis, karena ia menerima pasangan elektron, sedangkan -OH dan NH$_3$ adalah basa Lewis, karena keduanya adalah penyumbang pasangan elektron.

         Yang menarik dalam definisi asam Lewis adalah, terdapat senyawa yang tidak memiliki hidrogen dapat bertindak sebagai asam. Contoh, molekul BF$_3$. Jika kita menentukan struktur Lewis dari BF$_3$, tampak B kurang dari oktet dan dapat menerima pasangan elektron., sehingga dapat bertindak sebagai asam Lewis. Akibatnya dapat bereaksi dengan amoniak sebagai berikut:

       Dalam kenyataan molekul yang tidak mencapai oktet sering merupakan asam Lewis yang kuat karena molekul tersebut dapat mencapai konfigurasi oktet dengan menerima pasangan elektron tak berikatan.

       Senyawa yang termasuk dalam perioda yang lebih bawah dari perioda dua dapat bertindak sebagai asam Lewis sangat baik, dengan memperbanyak susunan valensi terluar mereka. Akibatnya, SnCl$_4$ bertindak sebagai asam Lewis berdasarkan reaksi berikut:

Atom pusat dikelilingi 12 elektron valensi, elektronnya menjadi lebih banyak dari 8.

       Demikian pembahasan materi Teori Asam Basa Lewis. Silahkan juga baca materi lain yang berkaitan dengan Indikator Asam Basa.

Teori Asam Basa Bronsted-Lowry

         Blog KoKim - Teori asam-basa Arrhenius menyatakan bahwa senyawa HCl bersifat asam karena dalam larutannya menghasilkan ion H$^+$, sedangkan NaOH bersifat basa karena dalam larutannya melepaskan ion OH$^-$. Teori asam-basa Arrhenius ini berlaku jika dalam keadaan berikut.
1. Senyawa yang terlibat dalam reaksi harus dalam bentuk larutan.
2. Suatu senyawa dikatakan bersifat asam jika dalam larutannya menghasilkan ion H$^+$, sedangkan suatu senyawa dikatakan bersifat basa jika dalam larutannya melepaskan ion OH$^-$.

         Tetapi dalam kenyataan di alam ternyata ada fakta yang tidak mematuhi aturan Arrhenius tersebut, antara lain:
1. Gas HCl dan gas NH$_3$ dapat langsung bereaksi membentuk NH$_4$Cl.
$HCl(g) + NH_3(g) \rightarrow NH_4Cl(s) \, \, \, $ Mengapa?
2. Larutan Na$_2$CO$_3$ jika dites dengan indikator menunjukkan sifat basa padahal dalam senyawa tersebut tidak mengandung ion OH$^-$. Mengapa?

         Berdasarkan fakta di atas, maka dapat disimpulkan bahwa teori asam-basa Arrhenius belum bisa menjelaskan semua fenomena reaksi kimia. Oleh karena itu perlu ada teori asam-basa yang baru yang lebih mampu menjelaskan fenomena reaksi kimia.

         Menanggapi kekurangan teori asam-basa Arrhenius tersebut, pada tahun 1923, seorang ahli dari Denmark bernama Johanes N. Bronsted dan Thomas M. Lowry dari Inggris yang bekerja sendiri-sendiri, tetapi dalam waktu yang bersamaan mengembangkan konsep asam-basa berdasarkan serah-terima proton (H$^+$). Konsep asam-basa berdasarkan serah-terima proton ini dikenal dengan konsep asam-basa Bronsted-Lowry.

         Menurut Bronsted dan Lowry, asam adalah spesi yang memberi proton, sedangkan basa adalah spesi yang menerima proton pada suatu reaksi pemindahan proton.

Perhatikan contoh berikut.

Pada contoh di atas terlihat bahwa air dapat bersifat sebagai asam (donor proton) dan sebagai basa (akseptor proton). Zat seperti itu bersifat amfiprotik (amfoter).

Konsep asam-basa dari Bronsted-Lowry ini lebih luas daripada konsep asam-basa Arrhenius karena hal-hal berikut.
1. Konsep asam-basa Bronsted-Lowry tidak terbatas dalam pelarut air, tetapi juga menjelaskan reaksi asam-basa dalam pelarut lain atau bahkan reaksi tanpa pelarut.
2. Asam-basa Bronsted-Lowry tidak hanya berupa molekul, tetapi juga dapat berupa kation atau anion. Konsep asam-basa Bronsted-Lowry dapat menjelaskan sifat asam dari NH$_4$Cl. Dalam NH$_4$Cl, yang bersifat asam adalah ion NH$_4^+$ karena dalam air dapat melepas proton.

       Dalam konsep asam basa bronsted-lowry ini juga dikenal yang namanya asam-basa konjugasi. Apa itu asam konjugasi dan basa konjugasi? Simak penjelasannya berikut ini:

       Suatu asam setelah melepas satu proton akan membentuk spesi yang disebut basa konjugasi dari asam tersebut. Sedangkan basa yang telah menerima proton menjadi asam konjugasi. Perhatikan tabel contoh asam basa konjugasi berikut:

Pasangan asam-basa setelah terjadi serah-terima proton dinamakan asam basa konjugasi. Atau secara umum dapat dilihat pada reaksi berikut ini:

       Namun teori asam basa Bronsted-Lowry ini tidak dapat menjelaskan bagaimana suatu reaksi asam basa dapat terjadi tanpa adanya transfer proton dari asam ke basa. Kekurangan ini kemudian mendorong peneliti lain, yaitu G.N. Lewis untuk mendefinisikan lebih lanjut asam dan basa ini.

       Demikian pembahasan materi Teori Asam Basa Bronsted-Lowry. Silahkan juga baca materi lain yang berkaitan dengan Teori Asam Basa Lewis.

Teori Asam Basa Arhenius

         Blog KoKim - Pada artikel ini kita akan membahas materi Teori Asam Basa Arhenius. Konsep asam dan basa sudah dikenal sejak abad 18-an. Untuk pertama kalinya, pada tahun 1884 seorang ilmuwan Swiss, Svante August Arrhenius, mengemukakan suatu teori tentang asam basa. Pada tahun 1884 Svante Arrhenius menyatakan bahwa garam seperti NaCl memisahkan diri ketika larut dalam air dan menghasilkan partikel yang dinamakan ion.

         Tiga tahun kemudian Arrhenius menyatakan bahwa asam adalah molekul netral yang mengionisasi ketika larut dalam air dan memberikan ion H$^+$ dan ion negatif. Menurut teorinya, hidrogen klorida adalah asam karena dapat mengionisasi ketika larut dalam air dan memberikan ion hidrogen (H$^+$) dan klorida (Cl$^-$) seperti yang terlihat di bawah ini.

         Asam Arrhenius mencakup senyawa seperti HCl, HCN dan H$_2$SO$_4$. Arrhenius juga berpendapat bahwa basa adalah senyawa yang mengionisasi dalam air untuk memberikan ion OH$^-$ dan ion positif. NaOH adalah basa menurut Arrhenius karena dapat memisahkan diri dalam air untuk memberikan ion hidroksida (OH$^-$) dan natrium (Na$^+$).

         Teori ini menjelaskan kenapa asam memiliki sifat yang serupa. Sifat yang khas dari asam dihasilkan dari keberadaan ion H$^+$. Ini juga menjelaskan kenapa asam menetralkan basa dan sebaliknya. Asam memberikan ion H$^+$, basa memberikan ion OH$^-$, sehingga ion tersebut membentuk air.
$ H^+(aq) + OH^-(aq) \rightarrow H_2O (l) $.

         Arrhenius berpendapat bahwa dalam air, larutan asam dan basa akan mengalami penguraian menjadi ion-ionnya. Asam merupakan zat yang di dalam air dapat melepaskan ion hidrogen (H$^+$). Sedangkan basa merupakan zat yang di dalam air dapat melepaskan ion hidroksida (OH$^-$).

Teori Arrhenius memiliki beberapa kekurangan.
*). hanya dapat diaplikasikan dalam reaksi yang terjadi dalam air
*). tidak menjelaskan mengapa beberapa senyawa, yang mengandung hidrogen dengan bilangan oksidasi +1(seperti HCl) larut dalam air untuk membentuk larutan asam, sedangkan yang lain seperti CH$_4$ tidak.
*). tidak dapat menjelaskan mengapa senyawa yang tidak memiliki OH$^-$, seperti Na$_2$CO$_3$ memiliki karakteristik seperti basa.

       Demikian pembahasan materi Teori Asam Basa Arhenius. Silahkan juga baca materi lain yang berkaitan dengan Teori Asam Basa Bronsted-Lowry.

Teori Asam Basa Secara Umum

         Blog KoKim - Kita sering menemukan rasa asam atau pahit dalam pemenuhan kebutuhan seharihari, misal buah-buahan dan air sabun. Ketika kita makan buah-buahan kita merasakan adanya asam sedangkan ketika kita mandi, tanpa sengaja meminum air sabun, kita merasakan adanya basa yaitu ditandai adanya rasa getir di lidah. Asam dan basa juga dapat kita jumpai dalam obat-obatan, produk makanan, pertanian maupun industri. Pada artikel kali ini kita akan membahas materi teori asam dan basa secara umum. Untuk pembahasan secara lengkapnya akan kami sediakan link submaterinya dibagian paling bawah.

         Asam dan basa sudah dikenal sejak jaman dahulu. Istilah asam berasal dari bahasa Latin "asamus" yang berarti masam, yang melihat keadaan beberapa asam yang berbau sangat tajam dam rasanya yang masam. Asam disebut juga dengan acid yang berasal dari bahasa latin "acetum" yang berarti cuka. Sedangkan basa berasal dari bahasa arab "alkali" yang berarti abu.

         Cuka berasa masam karena merupakan larutan asam asetat. Jus lemon berasa asam karena mengandung asam sitrat. Susu dapat berubah menjadi asam ketika basi karena terbentuknya asam laktat, dan bau asam yang tidak enak seperti bau mentega timbul akibat terbentuknya asam butirat dari lemak yang membusuk. Basa bersifat sebaliknya, berasa pahit, licin dan dapat menetralkan asam. Basa digunakan dalam pembuatan sabun. Juga sudah lama diketahui bahwa asam dan basa saling menetralkan. Bagaimana Asam dan Basa dari sudut pandang beberapa ilmuwan lebih lanjut? Apa pengaruh teori-teori tersebut pada pemahaman sifat asam dan basa?

         Submateri yang akan kita bahas yang berkaitan dengan teori asam dan basa yaitu :
*). Teori Asam Basa Arhenius
*). Teori Asam Basa Bronsted-Lowry
*). Teori Asam Basa Lewis
*). Indikator Asam Basa
*). Derajat Dissosiasi ($\alpha$) Asam Basa
*). Tetapan Kesetimbangan Air ($K_w$)
*). Kekuatan Asam dan Basa.

       Demikian pembahasan materi Teori Asam Basa Secara Umum dan contoh-contohnya. Untuk mempelajari secara lebih lengkap, sialhkan teman-teman mengikuti link yang diberikan di atas atau juga bisa melihatnya di bagian artikel terkait di bawah setiap materi. Semoga materi ini bermanfaat. Terima kasih.

Penerapan Laju Reaksi dalam Kehidupan

         Blog KoKim - Pada artikel penutupan ini kita akan membahas beberapa Penerapan Laju Reaksi dalam Kehidupan. Dalam kehidupan sehari-hari kalian telah sering menerapkan prinsip laju reaksi dan faktor-faktor yang mempengaruhinya. Misal tujuan memotong daging besar menjadi potongan kecil-kecil adalah memperluas permukaan sentuh. Sehingga reaksi daging mentah menjadi empuk semakin cepat.

         Kadang-kadang untuk mempercepat proses empuknya daging ibu sering menambahkan pepaya muda ke dalam rebusan daging. Mengapa? Pepaya mengandung enzim papain. Enzim ini berfungsi sebagai katalis yang mempercepat proses empuknya daging.

         Di bidang industri, prinsip laju reaksi sudah banyak dipakai. Misal dalam pembuatan asam sulfat (H$_2$SO$_4$) digunakan katalis vanadium pentaoksida (V$_2$O$_5$), proses pembuatan pupuk amoniak dengan katalis Vese (Fe), proses pembentukan gas alam menjadi berbagai produk alkohol dengan menggunakan katalis zeolit yang telah diaktifkan, dan sebagainya.

         Selain itu, penerapan laju reaksi juga dapat digunakan pada industri kendaraan bermotor. Prinsip kerja dari mesin kendaraan bermotor, bensin dari tangki penyimpanan dialirkan ke ruang pembakaran melalui karburator. Bensin yang masuk ke ruang pembakaran sudah berupa gas yang memiliki ukuran partikel lebih kecil dibandingkan dalam bentuk cair. Dengan demikian, akan lebih mudah terbakar.

         Katalis besi biasanya lebih kompleks dari besi murni biasa. Katalis ini mengandung natrium hidroksida yang berfungsi sebagai zat penambah efesiensi. Pengaruh tekanan pada biasanya digunakan tekanan tinggi. Setiap kali gas melewati reaktor, hanya sekitar 15% nitrogen yang bereaksi dengan hidrogen dan membentuk ammonia. Dengan terusnya mendaur ulang hampir sekitar 98% bereaksi. Semakin rendah suhu yang kamu pergunakan, semakin lambat terbentuk hasil reaksi. Dalam pembuatan amoniak kamu diperlukannya pencapaian kesetimbangan sesingkat mungkin sehingga akan terjadi kontak dengan katalis dalam reaktor.

         Pembuatan amoniak di industri dilakukan melalui proses Haber, yaitu pembuatan amoniak dengan menggabungkan nitrogen dari udara dan hydrogen dari gas metana. Reaksi reversibel yang terjadi dalam pembuatan amoniak berlangsung secara eksoterm.
$N_2 + 3 H_2(g) \rightarrow 2 NH_3(g) \, \, \, $ $\Delta$H = -92 kj/mol

Skema pembuatannya adalah sebagai berikut :

       Demikian pembahasan materi Penerapan Laju Reaksi dalam Kehidupan dan contoh-contohnya. Silahkan juga baca materi lain yang berkaitan dengan Laju reaksi dengan mengikuti link yang ada pada artikel terkait di bawah setiap artikel.

Teori Tumbukan

         Blog KoKim - Salah satu teori yang menjelaskan proses terjadinya reaksi adalah teori tumbukan. Menurut teori tumbukan, reaksi kimia terjadi karena adanya partikel-partikel yang saling bertumbukan. Tumbukan terjadi jika dua molekul atau lebih permukaannya saling bersentuhan pada satu titik. Pengertian satu titik disini adalah jika dianggap bentuk molekul bulat seperti bola, maka pada pertemuan tersebut jarak antarpusat inti sama dengan diameternya untuk jenis molekul yang mempunyai ukuran sama. Tetapi, tidak semua tumbukan akan menghasilkan reaksi kimia. Tumbukan yang dapat menghasilkan reaksi kimia dikenal dengan istilah tumbukan efektif.

Keterangan Gambar:
(a) tumbukan molekul untuk molekul yang tidak sama
(b) tumbukan antarmolekul yang berbeda diameternya

         Agar terjadi tumbukan yang efektif diperlukan syarat, yaitu orientasi tumbukan molekul harus tepat. Orientasi merupakan arah atau posisi antarmolekul yang bertumbukan. Untuk molekul berbentuk bulat orientasi tidak begitu penting, karena semua posisi akan mengakibatkan tumbukan dengan orientasi sesuai. Tetapi, untuk molekul yang berbentuk dua bola terpilin orientasi sangatlah penting.

Gambar: orientasi tumbukan

Misal tumbukan antara gas hidrogen dengan gas oksigen, seperti reaksi berikut:

Gambar: tumbukan gas hidrogen dan oksigen menghasilkan air

         Selain orientasi, agar dapat terjadi reaksi kimia, maka energi tumbukan harus melewati energi penghalang yang dikenal dengan energi aktivasi. Energi aktivasi (Ea) merupakan energi minimal agar terjadi suatu reaksi. Semua proses reaksi kimia harus melalui tahap ini, jika energi aktivasi tidak terlampaui, maka reaksi kimia tidak akan terjadi. Energi aktivasi merupakan syarat minimal terjadinya suatu reaksi dan dapat digambarkan sebagai berikut:

Gambar: diagram energi aktivasi

         Apa yang dapat kalian simpulkan dari Gambar tersebut? Dari diagram terlihat bahwa suatu reaktan untuk dapat menjadi produk kimia harus mempunyai energi aktivasi sebesar Ea. Jika Ea tidak terlampaui, maka tidak akan dihasilkan suatu produk.

         Dari diagram tersebut juga akan terlihat apa reaksi bersifat eksoterm (mengeluarkan panas) atau endoterm (menyerap panas). Reaksi bersifat eksoterm jika energi potensial dari reaktan lebih tinggi daripada energi potensial produk. Sebaliknya reaksi bersifat endoterm jika energi potensial reaktan lebih rendah daripada energi produk.

Diagram reaksi (a) eksoterm (b) endoterm

Arrhenius telah menemukan hubungan antara energi aktivasi dengan tetapan laju reaksi. Persamaan Arrhenius tersebut secara matematika dapat dituliskan sebagai berikut.
         $ \begin{align} k = Ae^{-E_a / RT} \end{align} $
Keterangan :
$ k $ = tetapan laju reaksi
$A $ = tetapan Arrhenius
$E_a $ = energi aktivasi (J mol$^{-1}$)
$ R $ = tetapan gas (8,3145 J mol$^{-1}$ K$^{-1}$)
$ T $ = suhu reaksi (Kelvin)

         Dari persamaan tersebut faktor pra eksponen (sebelum tanda pangkat), yaitu A (tetapan Arrhenius ) merupakan faktor frekuensi. Karena hubungan antara tetapan kecepatan reaksi dengan faktor frekuensi tumbukan berbanding lurus, maka frekuensi tumbukan sangat mempengaruhi laju reaksi. Jika frekuensi tumbukan semakin tinggi, maka reaksi akan berjalan semakin cepat.

       Demikian pembahasan materi Teori Tumbukan dan contoh-contohnya. Silahkan juga baca materi lain yang berkaitan dengan Penerapan Laju Reaksi dalam Kehidupan.