17  Asam–Basa (2025)

Soal #32–#35 OSN-K Kimia 2025. Coba dulu, pakai petunjuk/referensi, baru buka pembahasan.

17.1 Soal 32

Sifat kimia senyawa oksida logam dapat sebagai oksida basa, oksida asam, atau oksida amfoter dalam larutan. Di antara pasangan senyawa oksida-oksida di bawah ini yang merupakan oksida asam yaitu….

  • A. \(\ce{Na2O}\) dan \(\ce{MgO}\)
  • B. \(\ce{Al2O3}\) dan \(\ce{Cr2O3}\)
  • C. \(\ce{CrO3}\) dan \(\ce{Mn2O7}\)
  • D. \(\ce{FeO}\) dan \(\ce{PbO}\)
  • E. \(\ce{TiO2}\) dan \(\ce{ZnO}\)
  • Ingat aturan umum: makin tinggi bilangan oksidasi logam dalam oksidanya, sifat oksida tersebut makin asam. Tentukan bilangan oksidasi logam di setiap senyawa pada masing-masing pilihan.
  • Oksida asam adalah oksida yang bereaksi dengan air membentuk oksoasam (asam yang mengandung oksigen), atau bereaksi dengan basa membentuk garam. Periksa apakah reaksi \(\ce{XO_n + H2O ->}\) menghasilkan suatu asam yang dikenal.
  • Fokuskan perhatian pada oksida dengan bilangan oksidasi logam yang sangat tinggi (di atas +4) — kategori inilah yang paling khas sebagai oksida asam, bukan oksida basa ataupun amfoter.

Aturannya sederhana: makin tinggi bilangan oksidasi logam, oksidanya makin bersifat asam. Oksida logam dengan bilangan oksidasi rendah cenderung basa, yang sedang sering amfoter, dan yang tinggi bersifat asam (bereaksi dengan basa/air membentuk oksoasam).

Cek tiap pilihan:

  • A. \(\ce{Na2O}\) (Na +1) dan \(\ce{MgO}\) (Mg +2) → keduanya oksida basa.
  • B. \(\ce{Al2O3}\) dan \(\ce{Cr2O3}\) (Cr +3) → keduanya amfoter.
  • C. \(\ce{CrO3}\) (Cr +6) dan \(\ce{Mn2O7}\) (Mn +7) → bilangan oksidasi sangat tinggi → keduanya oksida asam. \(\ce{CrO3 + H2O -> H2CrO4}\) (asam kromat); \(\ce{Mn2O7 + H2O -> 2HMnO4}\) (asam permanganat).
  • D. \(\ce{FeO}\) (Fe +2) basa, \(\ce{PbO}\) (Pb +2) amfoter → bukan pasangan asam.
  • E. \(\ce{TiO2}\) (amfoter/lemah) dan \(\ce{ZnO}\) (amfoter) → bukan oksida asam.

Hanya pasangan C yang keduanya menghasilkan asam saat bereaksi dengan air, sehingga keduanya merupakan oksida asam.

Jawaban: C

17.2 Soal 33

Salah satu kegunaan senyawa karbonat dalam pertanian yaitu untuk menjaga kestabilan pH tanah agar dapat menjaga ketersediaan unsur hara pada tanah seperti ion fosfat, besi, mangan dan seng. Senyawa karbonat dapat menghasilkan sistem bufer dalam tanah. Adapun pembuatan bufer berbasis senyawa karbonat dapat dibuat dari campuran natrium karbonat dan natrium bikarbonat. Untuk pembuatan bufer karbonat 0,2 M dengan pH 10,00 dan volume 1,5 L. Jumlah natrium bikarbonat dan natrium karbonat masing-masing sebanyak …. (Diketahui Ka1 H2CO3 = 4,3 × 10–7, Ka2 H2CO3 = 5,6 × 10–11)

  • A. 10,2 g dan 17,1 g
  • B. 15,0 g dan 25,0 g
  • C. 17,1 g dan 10,2 g
  • D. 25,0 g dan 15,0 g
  • E. 15,0 g dan 20,2 g
  • pH 10 berada di antara \(pK_{a1}\) dan \(pK_{a2}\) H₂CO₃ — identifikasi pasangan asam-basa konjugat mana (\(\ce{HCO3^-}/\ce{CO3^2-}\)) yang relevan, lalu hitung \(pK_{a2} = -\log K_{a2}\).
  • Gunakan persamaan Henderson–Hasselbalch: \(pH = pK_a + \log\dfrac{[\text{basa}]}{[\text{asam}]}\) untuk mendapatkan rasio mol \(\ce{CO3^{2-}}\) terhadap \(\ce{HCO3^-}\).
  • Total mol semua spesi karbonat dihitung dari konsentrasi bufer dan volume larutan; bagi sesuai rasio mol yang diperoleh, lalu konversi ke gram menggunakan massa molar masing-masing garam (\(M_{\ce{NaHCO3}} = 84\ \text{g/mol}\), \(M_{\ce{Na2CO3}} = 106\ \text{g/mol}\)).

Langkah 1 — Pilih kesetimbangan yang tepat. Buffer pada pH 10 melibatkan pasangan \(\ce{HCO3^-}/\ce{CO3^2-}\), jadi yang dipakai adalah \(K_{a2}\):

\[pK_{a2} = -\log(5{,}6\times10^{-11}) = 10{,}25\]

Langkah 2 — Henderson–Hasselbalch, cari rasio mol.

\[pH = pK_{a2} + \log\frac{n(\ce{CO3^2-})}{n(\ce{HCO3^-})}\] \[10{,}00 = 10{,}25 + \log\frac{n(\ce{CO3^2-})}{n(\ce{HCO3^-})} \;\Rightarrow\; \frac{n(\ce{CO3^2-})}{n(\ce{HCO3^-})} \approx 0{,}5\]

Jadi \(n(\ce{HCO3^-}) : n(\ce{CO3^2-}) = 2 : 1\).

Langkah 3 — Bagi total mol karbonat. Total karbonat \(= 0{,}2\ \text{M} \times 1{,}5\ \text{L} = 0{,}30\) mol. Dengan rasio \(2:1\):

\[n(\ce{NaHCO3}) = \tfrac{2}{3}(0{,}30) = 0{,}20\ \text{mol}, \qquad n(\ce{Na2CO3}) = \tfrac{1}{3}(0{,}30) = 0{,}10\ \text{mol}\]

Langkah 4 — Hitung massa. Dengan \(M(\ce{NaHCO3}) = 84\ \text{g/mol}\) dan \(M(\ce{Na2CO3}) = 106\ \text{g/mol}\):

\[m(\ce{NaHCO3}) = 0{,}20 \times 84 \approx 16{,}8\ \text{g} \;(\approx 17\ \text{g})\] \[m(\ce{Na2CO3}) = 0{,}10 \times 106 \approx 10{,}6\ \text{g} \;(\approx 10{,}2\ \text{g})\]

Natrium bikarbonat \(\approx 17\) g dan natrium karbonat \(\approx 10{,}2\) g → Jawaban C.

17.3 Soal 34

Persamaan kimia di bawah ini merupakan reaksi asam-basa Lewis, kecuali ….

  • A.
  • B.
  • C.
  • D.
  • E.
  • Ingat definisi asam-basa Lewis: asam Lewis = akseptor pasangan elektron, basa Lewis = donor pasangan elektron. Ciri khas reaksinya adalah terbentuknya ikatan koordinasi (adduct atau ion kompleks), bukan sekadar pertukaran ion.
  • Periksa setiap persamaan reaksi: apakah ada spesi yang menyumbangkan pasangan elektron bebas ke atom pusat dengan orbital kosong? Jika ya, itu reaksi Lewis.
  • Waspadai reaksi yang sesungguhnya hanya melibatkan serah-terima proton \(\ce{H+}\) (asam-basa Bronsted-Lowry) atau pertukaran ion biasa — reaksi seperti ini bukan termasuk asam-basa Lewis.

Konsep Lewis: asam Lewis = penerima pasangan elektron, basa Lewis = pemberi pasangan elektron. Ciri reaksinya: terbentuk ikatan koordinasi baru (adisi/pembentukan adduct atau ion kompleks), bukan sekadar pertukaran ion atau serah-terima proton \(\ce{H+}\).

Cek tiap opsi:

  • A. \(\ce{OH-}\) menyumbang pasangan elektron ke pusat \(\ce{Zn}\) membentuk kompleks \(\ce{[Zn(OH)4]^2-}\). Donor–akseptor pasangan elektron \(\Rightarrow\) asam-basa Lewis. ✔
  • B. Ion \(\ce{O^2-}\) dari \(\ce{CaO}\) (basa) menyumbang pasangan elektron ke \(\ce{S}\) pada \(\ce{SO2}\) (asam) membentuk \(\ce{SO3^2-}\). ✔
  • C. \(\ce{CaS + 2HCl -> CaCl2 + H2S}\) hanyalah pertukaran ganda + transfer proton: \(\ce{S^2- + 2H+ -> H2S}\). Ini reaksi asam-basa Bronsted (serah-terima \(\ce{H+}\)), bukan pembentukan ikatan koordinasi Lewis. ✘
  • D. \(\ce{NH3}\) menyumbang pasangan elektron bebas ke \(\ce{Ag+}\) membentuk ion kompleks \(\ce{[Ag(NH3)2]+}\). ✔
  • E. \(\ce{H2O}\) menyumbang pasangan elektron ke \(\ce{S}\) pada \(\ce{SO2}\) membentuk \(\ce{H2SO3}\). ✔

Yang bukan reaksi asam-basa Lewis adalah opsi C.

17.4 Soal 35

Larutan metilamin 0,100 M sebanyak 40 mL yang dititrasi dengan larutan asam klorida 0,100 M akan menghasilkan sistem bufer dengan kapasitas tertinggi pada kondisi volume HCl dan pH larutan masing-masing sebesar … (Diketahui Kb metilamin = 4,4 × 10–4)

  • A. 5 mL dan pH = 11,49
  • B. 10 mL dan pH = 11,12
  • C. 20 mL dan pH = 10,64
  • D. 30 mL dan pH = 10,16
  • E. 40 mL dan pH = 5,97
  • Kapasitas bufer paling tinggi terjadi ketika konsentrasi basa lemah dan garamnya tepat sama — cari tahu pada titik titrasi mana kondisi ini terpenuhi (petunjuk: bukan titik ekuivalen penuh).
  • Gunakan stoikiometri reaksi \(\ce{CH3NH2 + HCl -> CH3NH3+ + Cl-}\) untuk menghitung berapa mmol HCl yang dibutuhkan agar \([\ce{CH3NH2}] = [\ce{CH3NH3+}]\), lalu ubah ke volume.
  • Saat \([\text{basa}] = [\text{garam}]\), persamaan Henderson–Hasselbalch menyederhanakan \(\text{pOH}\) menjadi satu suku saja; gunakan \(K_b = 4{,}4 \times 10^{-4}\) dan hubungan \(\text{pH} + \text{pOH} = 14\).

Kapasitas bufer paling tinggi tepat di titik setengah ekuivalen, yaitu saat setengah basa lemah sudah berubah jadi garamnya sehingga \([\ce{CH3NH2}]=[\ce{CH3NH3+}]\).

Langkah 1 — mol metilamin awal. \[n_{\ce{CH3NH2}} = 0{,}100 \times 40 = 4{,}0\ \text{mmol}\]

Langkah 2 — volume HCl di setengah ekuivalen. Perlu menetralkan separuhnya \(= 2{,}0\) mmol HCl: \[V_{\ce{HCl}} = \frac{2{,}0}{0{,}100} = 20\ \text{mL}\]

Langkah 3 — pH di titik itu. Karena \([\ce{basa}]=[\ce{garam}]\), maka \(\text{pOH}=\mathrm{p}K_b\): \[\text{pOH} = -\log(4{,}4\times10^{-4}) = 3{,}36\] \[\text{pH} = 14 - 3{,}36 = 10{,}64\]

Jadi kondisi kapasitas bufer tertinggi: 20 mL HCl dan pH = 10,64 (opsi C).