Basa lemah

Asam dan Basa
Asam Reaksi asam–basa Homeostasis asam–basa Kekuatan asam Fungsi keasaman Amfoterisme Basa Larutan dapar Konstanta disosiasi Kimia kesetimbangan Ekstraksi Fungsi keasaman Hammett pH Afinitas proton Swaionisasi air Titrasi Katalisis asam Lewis Pasangan Lewis terfrustasi Asam Lewis kiral
Tipe Asam
Brønsted–Lowry Lewis Akseptor Mineral Organik Oksida Kuat Superasam Lemah Padat
Tipe Basa
Brønsted–Lowry Lewis Donor Organik Oksida Kuat Superbasa Non-nukleofilik Lemah
l b s

Basa lemah adalah basa yang pada saat dilarutkan dalam air, tidak terdisosiasi sepenuhnya dan larutan berair yang dihasilkannya mengandung ion hidroksida dan radikal basanya dalam proporsi kecil, bersama dengan sebagian besar molekul basa yang tidak terdisosiasi.

pH, K_b, dan K_w

Basa berkisar dari pH lebih besar dari 7 (7 netral, seperti air murni) hingga 14 (meskipun beberapa basa lebih besar dari 14). pH memiliki rumus:

${\displaystyle {\mbox{pH}}=-\log _{10}\left[{\mbox{H}}^{+}\right]}$

Oleh karena basa adalah akseptor proton, basa menerima ion hidrogen dari air, H₂O, dan konsentrasi H⁺ yang tersisa dalam larutan menentukan pH. Basa lemah akan memiliki konsentrasi H⁺ yang lebih tinggi karena mereka kurang terprotonasi daripada basa kuat dan, oleh karena itu, lebih banyak ion hidrogen tertinggal dalam larutan. Jika Anda memasukkan konsentrasi H⁺ yang lebih tinggi ke dalam rumus, hasil pH rendah. Namun, pH basa biasanya dihitung menggunakan konsentrasi OH⁻ untuk menemukan pOH terlebih dahulu. Ini dilakukan karena konsentrasi H⁺ bukan bagian dari reaksi, sedangkan konsentrasi OH⁻ adalah:

${\displaystyle {\mbox{pOH}}=-\log _{10}\left[{\mbox{OH}}^{-}\right]}$

Dengan mengalikan asam konjugat (seperti NH+4) dan basa konjugat (seperti NH₃) persamaannya menjadi:

${\displaystyle K_{a}\times K_{b}={[H_{3}O^{+}][NH_{3}] \over [NH_{4}^{+}]}\times {[NH_{4}^{+}][OH^{-}] \over [NH_{3}]}=[H_{3}O^{+}][OH^{-}]}$

Oleh karena ${\displaystyle {K_{w}}=[H_{3}O^{+}][OH^{-}]}$ maka, ${\displaystyle K_{a}\times K_{b}=K_{w}}$

Dengan mengambil logaritma dari kedua sisi persamaan, maka tercapai:

${\displaystyle logK_{a}+logK_{b}=logK_{w}}$

Akhirnya, mengalikan seluruh persamaan dengan -1, persamaan berubah menjadi:

${\displaystyle pK_{a}+pK_{b}=pK_{w}=14,00}$

Setelah memperoleh pOH dari rumus pOH sebelumnya, pH dapat dihitung menggunakan rumus ${\displaystyle pH=pK_{w}-pOH}$ di mana pK_w = 14,00.

Basa lemah berada dalam kesetimbangan kimia dengan cara yang sama seperti asam lemah, dengan konstanta disosiasi basa (${\displaystyle K_{b}}$) menunjukkan kekuatan basa. Misalnya, ketika amonia dimasukkan ke dalam air, terjadi kesetimbangan berikut:

${\displaystyle \mathrm {K_{b}={[NH_{4}^{+}][OH^{-}] \over [NH_{3}]}} }$

Basa yang memiliki ${\displaystyle K_{b}}$ besar akan terionisasi lebih sempurna dan dengan demikian sifat basanya lebih kuat. Seperti yang dinyatakan di atas, pH larutan tergantung pada konsentrasi H⁺, yang terkait dengan konsentrasi OH⁻ oleh konstanta swaionisasi (${\displaystyle Kw=1,0\times 10^{-14}}$). Basa kuat memiliki konsentrasi H⁺ yang lebih rendah karena mereka terprotonasi penuh dan lebih sedikit ion hidrogen yang tertinggal dalam larutan. Konsentrasi H⁺ yang lebih rendah juga berarti konsentrasi OH⁻ lebih tinggi dan karenanya, ${\displaystyle K_{b}}$ lebih besar.

NaOH (s) (natrium hidroksida) adalah basa yang lebih kuat daripada (CH₃CH₂)₂NH (l) (dietilamina) yang merupakan basa yang lebih kuat daripada NH₃ (g) (amonia). Ketika basa semakin lemah, semakin kecil nilai ${\displaystyle K_{b}}$nya.^[1]

Persen terprotonasi

Seperti yang terlihat di atas, kekuatan basa terutama tergantung pada pH. Untuk membantu menggambarkan kekuatan basa lemah, akan sangat membantu untuk mengetahui persen terprotonasi, yaitu persentase molekul basa yang telah terprotonasi. Persentase yang lebih rendah akan sesuai dengan pH yang lebih rendah karena kedua angka dihasilkan dari jumlah protonasi. Basa lemah kurang terprotonasi, menyebabkan pH lebih rendah dan persen terprotonasi lebih rendah.^[2]

Keseimbangan transfer proton yang khas muncul seperti:

${\displaystyle {\ce {B(aq) + H2O(l) <-> HB^{+}(aq) + OH^{-}(aq)}}}$

B menyatakan basa.

${\displaystyle Persen\ terprotonasi={molaritas\ HB^{+} \over \ molaritas\ awal\ B}\times 100\%={[{HB}^{+}] \over [B]_{awal}}{\times 100\%}}$

Dalam rumus ini, [B]_awal adalah konsentrasi molar awal basa, dengan asumsi bahwa tidak ada protonasi yang terjadi.

Masalah pH yang umum

Hitung pH dan persen protonasi 0,20 M larutan piridin C₅H₅N dalam air. K_b piridin adalah 1,8×10⁻⁹.^[3]

Pertama, tulis kesetimbangan transfer proton:

${\displaystyle {\ce {H2O(l) + C5H5N(aq) <-> C5H5NH^+(aq) + OH^{-}(aq)}}}$

${\displaystyle K_{b}=\mathrm {[C_{5}H_{5}NH^{+}][OH^{-}] \over [C_{5}H_{5}N]} }$

Tabel kesetimbangan, seluruh konsentrasi dalam mol per Liter

	C5H5N	C5H6N+	OH−
normalitas awal	0,20	0	0
perubahan normalitas	-x	+x	+x
normalitas kesetimbangan	0,20 -x	x	x

Substitusikan molaritas kesetimbangan ke dalam konstanta basa	${\displaystyle K_{b}=\mathrm {1,8\times 10^{-9}} ={x\times x \over 0,20-x}}$
Diasumsikan bahwa x sangat kecil yang artinya tak bermakna ketika kita menggunakan angka bermakna.	${\displaystyle \mathrm {1,8\times 10^{-9}} \approx {x^{2} \over 0,20}}$
Pecahkan x.	${\displaystyle \mathrm {x} \approx {\sqrt {0,20\times (1,8\times 10^{-9})}}=1,9\times 10^{-5}}$
Periksa asumsi bahwa << 0,20	${\displaystyle \mathrm {1} ,9\times 10^{-5}\ll 0,20}$; maka pendekatannya valid
Hitung pOH dari pOH = -log [OH−] dengan [OH−]=x	${\displaystyle \mathrm {p} OH\approx -log(1,9\times 10^{-5})=4,7}$
Dari pH = pKw - pOH,	${\displaystyle \mathrm {p} H\approx 14,00-4,7=9,3}$
Dari persamaan untuk persen terprotonasi dengan [HB+] = x dan [B]awal = 0,20,	${\displaystyle \mathrm {p} ersen\ terprotonasi={1,9\times 10^{-5} \over 0,20}\times 100\%=0,0095\%}$

Ini berarti 0,0095% piridin terprotonasi dalam bentuk C₅H₅NH⁺.

Contoh

• Alanina
• Amonia, NH₃
• Metilamina, CH₃NH₂
• Amonium hidroksida, NH₄OH

Fakta sederhana

• Contoh basa lemah adalah amonia. Ia tidak mengandung ion hidroksida, tetapi bereaksi dengan air untuk menghasilkan ion amonium dan ion hidroksida.^[4]
• Posisi keseimbangan bervariasi dari satu basa ke basa lain ketika basa lemah bereaksi dengan air. Semakin jauh ke kiri itu, semakin lemah basanya.^[5]
• Ketika ada gradien ion hidrogen antara dua sisi membran biologis, konsentrasi beberapa basa lemah difokuskan hanya pada satu sisi membran.^[6] Basa lemah cenderung menumpuk dalam cairan asam.^[6] Asam lambung mengandung konsentrasi basa lemah yang lebih tinggi daripada plasma.^[6] Urin asam, dibandingkan dengan urin alkali, mengeluarkan basa lemah dengan kecepatan lebih cepat.^[6]

Lihat juga

• Basa kuat
• Asam lemah

Referensi

Pranala luar

• Guide to Weak Bases from Georgetown course notes
• Article on Acidity of Solutions of Weak Bases from Intute