LARUTAN ASAM BASA

KONSEP LARUTAN

Larutan merupakan campuran homogen yang terdiri dari dua zat yaitu zat terlarut dan zat pelarut

Teori Asam Basa

Svante Arrhenius (1859 – 1927) mengemukakan teori asam-basa untuk larutan dengan pelarut air. Asam didefenisikan sebagai senyawa netral yang terionisasi dalam air menghasilkan ion H⁺. Contoh, Hidrogen klorida adalah asam karena dalam air akan terionisasi menghasilkan ion hydrogen, H⁺.

HCl_(g) H⁺_(aq) + Cl^-_(aq)

H₂SO_{4 (aq)}« 2H⁺_(aq)+ SO₄^2-_(aq)

H₃PO_{4 (aq)} « 3H⁺_(aq)+ PO₄^3-_(aq)

Basa adalah senyawa netral yang dapat terionisasi dalam air akan menghasilkan ion OH^-. Contoh, NaOH adalah basa karena dalam air akan menghasilkan ion hidroksida OH^-

NaOH_(s) « Na⁺_(aq) + OH^-_(aq)

Ca(OH)_2
(aq)«Ca²⁺_(aq) + 2OH^-_(aq)

Kekurangan teori asam-basa Arrhenisu antara lain :

(1). Teori ini hanya dapat diterapkan pada reaksi yang terjadi dalam air, karena hanya mendefenisikan asam dan basa berdasarkan apa yang terjadi pada senyawa yang larut dalam air.

(2). Tidak dapat menjelaskan mengapa beberapa senyawa yang memiliki hidrogen dengan bilangan oksidasi +1, seperti HCl, larut dalam air membentuk larutan asam, sedangkan senyawa yang lain, seperti CH₄, tidak dapat membentuk asam, padahal juga mengandung hidrogen dengan bilangan oksidasi +1

(3).Hanya senyawa-senyawa yang mengandung ion OH^- yang dapat dikelompokkan sebagai basa. Teori ini tidak dapat menjelaskan mengapa senyawa yang lain, seperti Na₂CO₃, jika dilarutkan dalam air juga membentuk larutan yang bersifat basa.

Teori Bronsted Lowry

Menurut Bronsted dan Lowry, asam didefinisikan sebagai senyawa yang dapat melepas- kan proton, sedangkan basa adalah senyawa yang dapat menerima proton. Dalam reaksi

NaOH + NH₃« NaNH₂ + H₂O,

NaOH bertindak sebagai basa karena dapat menerima proton membentuk H₂O. Sedangkan NH₃bertindak sebagai asam, karena dapat melepaskan proton. Untuk memperjelas penentuan asam basa pada reaksi di atas perhatikan persamaan setengah reaksinya di bawah ini:

NH₃ « NH₂^- + H⁺

asam basa konjugasi

NaOH + H⁺ « Na⁺ + H₂O

basa asam

Antara NH₃ dengan NH₂^-dan H₂O dengan NaOH dinamakan asam-basa pasangan. Dengan memperhatikan reaksi-reaksi di atas, dapat dikatakan bahwa antara asam dengan basa pasangannya berselisih satu ion H⁺.

a. Kekuatan Asam dan Basa Bronsted

§ Asam kuat adalah asam yang mampu melepaskan proton sangat besar, sedangkan pasangan konjugasinya bertindak sebagai basa lemah.

§ Basa kuat adalah basa yang mampu mengikat proton dengan kuat, pasangan konjugasinya bertindak sebagai asam lemah.

Menurut Arrhenius yang dinamakan :

§ Asam kuat (elektrolit kuat seperti HCl) adalah asam yang mengalami ionisasi 100% dalam air dengan menghasilkan ion H₃O⁺ relatif tinggi.

§ Asam lemah (elektrolit lemah seperti HC₂H₃O₂) adalah asam yang mengalami ionisasi kurang sempurna dalam air dengan menghasilkan ion H₃O⁺ relatif rendah.

Karena konsep Bronsted merupakan perluasan dari konsep Arrhenius, maka Bronsted mendefinisikan kekuatan asam sebagai berikut :

§ Asam kuat adalah asam yang lebih kuat dari H₃O⁺.

§ Asam lemah adalah asam yang lebih lemah dari H₃O⁺.

Beberapa contoh asm kuat dapat kita lihat pada persamaan reaksi berikut ini :

HClO₄ + H₂O « H₃O⁺ + ClO

HCl + H₂O « H₃O⁺ + Cl

HNO₃ + H₂O « H₃O⁺ + NO

Suatu pelarut dapat memberikan efek perataan (leveling effect) terhadap zat yang larut, untuk mendapat gambaran lebig lanjut dapat kita perhatikan bahasan berikutnya.

· Efek perataan pelarut air terhadap asam dan basa.

Asam-asam kuat denagn konsentrasi yang sama di dalam larutan akan menghasilkan konsentrasi H₃O⁺ yang sama pula. Demikian juga basa-basa kuat dengan konsentrasi OH^- yang sama dalam larutan.

· Efek perataan pelarut basa terhadap asam.

Pelarut yang bersifat basa akan memberikan efek perataan yang besar sekali terhadap asam, sekalipun asam tersebut termasuk asam lemah di dalam pelarut air

· Efek perataan asam terhadap basa.

Pelarut yang bersifat asam akan memberikan efek perataan yang besar terhadap basa, sekalipun basa tersebut termasuk basa lemah dalam pelarut air.

· Efek perataan pelarut asam terhadap asam.

Pelarut yang bersifat asam akan memberikan efek perataan yang kecil terhadap asam-asam lainnya.

Teori Lewis

Asam menurut Lewis adalah partikel ( ion atau molekul ) yang dapat bertindak sebagai penerima elektron. Basa merupkan partikel yang dapat bertindak sebagai pemberi pasangan elektron. Keunggulan teori Lewis dapat menggambarkan asam basa yang tiak dapat digambarkan oleh teori Archenius dan Bronsted-Lowry,sedangkan kelemahannya tidak dapat menggambarkan reaksi antara asam dan basa.

Contoh 1.

H H +

H N + H⁺ ® H N H

H H

NH₃ sebagai basa , H⁺ sebagai asam Lewis.

Contoh 2.

H F H F

H N + B F ® H N B F

H F H F

Basa Asam

Derajat Keasaman

Pengertian

- Kekuatan (tingkat) keasaman suatu zat asam dinyatakan oleh banyaknya H⁺ dalam larutan, sedangkan kekuatan (tingkat) kebasaannya dinyatakan dengan banyaknya OH^- dalam larutan.

- Kekuatan asam dituliskan sebagai pH = -log [H⁺]

Dan kekuatan basa dituliskan sebagai pOH = -log [OH^-]

Catatan : (1) p = -log (p = potensial)

(2) Satuan [H⁺] atau [OH^-] = molar ( M )

(3) pH = -log [H⁺] ; maka : [H⁺] = 10^-pH M

pOH = -log [OH^-] ; maka : [OH^-] = 10^-pOH M

pH : Ukuran Keasaman larutan

Dalam air terdapat ion-ion H⁺ dan OH^- dengan konsentrasi yang sangat rendah. Ion-ion ini berasal dari autoionisasi air dengan persamaan kesetimbangan sebagai berikut :

H₂O + H₂O H₃O⁺ + OH^- atau H₂O H⁺ + OH^-

Reaksi kesetimbangan di atas memiliki tetapan kesetimbangan sebagai berikut :

Dalam air murni atau larutan encer, konsentrasi molar air adalah tetap. Dengan demikian, [H₂O]² adalah tetap dan dapat disatukan dengan K_c. Gabungan ini menghasilkan tetapan baru yang disebut tetapan kesetimbangan air, K_w :

[H₃O⁺][OH^-] = K_c [H₂O]² = K_w atau K_w = [H⁺][OH^-]

Konsentrasi ion-ion H⁺ dan OH^- bergantung pada suhu larutan. Pada suhu 25^OC, konsentgrasi kedua ion tersebut dalam air adalah sama, yaitu 1,0 x 10^-7 mol/L

[H₃O⁺] = [OH^-] = 1,0 x 10^-7 M (pada 25^oC)

Dengan demikian, pada 25^oC : K_w = [H₃O⁺][OH^-] = 1,0 x 10^-14

Nilai K_w makin besar dengan makin bertambahnya suhu, sehingga konsentrasi H₃O⁺ dan OH^- juga amkin besar. Dalam air murni, [H₃O⁺] = [OH^-] sehingga air bersifat netral.

Jika asam kuat, misalnya HCl, ditambahkan ke dalam air, konsentrasi H₃O⁺ menjadi lebih besar :

HCl_(aq) + H₂O_(aq) H₃O⁺_(aq) + Cl^-_(aq)

Pada saat yang sama, konsentrasi ion OH^- menjadi lebih kecil karena ion H₃O⁺ yang dihasilkan dalam reaksi ini meneteralkan beberapa ion OH^- dalam air

H₃O⁺_(aq) + OH^-_(aq) 2 H₂O_(l)

Jadi, nilai [H₃O⁺][OH^-] = K_w adalah tetap jika asam atau basa ditambahkan ke dalam air. Yang berubah adalah [H₃O⁺] dan [OH^-] yang ada dalam larutan

Larutan asam Larutan netral Larutan basa

[H₃O⁺] > [OH^-] [H₃O⁺] = [OH^-] [H₃O⁺] < [OH^-]

Untuk menyederhanakan penentuan tingkat keasaman secara kuantitatif, konsentrasi ion H₃O⁺ dinyatakan dengan skala logaritma yang dikenal dengan skala pH sebagai berikut :

pH = -log [H₃O⁺] atau pH = -log [H⁺]

Dengan demikian, pOH dan pK_w berturut-turut didefenisikan sebagai :

pOH = -log [OH^-] dan pK_w = -log K_w

Pada suhu 25^oC, pK_w = -log (1,0 x 10^-14) = 14

Karena K_w = [H⁺][OH^-], maka pK_w = pH + pOH = 14,00 (pada suhu 25^oC)

Dengan demikian, berdasarkan nilai pH larutan pada suhu 25^OC, larutan asam, netral dan basa memiliki karakteristik sebagai berikut :

Larutan asam : pH < 7 ; larutan netral : pH = 7 ; larutan basa : >7

Karena nilai K_w tidak berubah dengan bertambahnya konsentrasi H⁺, maka makin besar [H⁺], makin kecil [OH^-], makin rendah nilai pH, maka tingkat keasaman semain tinggi.

Derajat Ionisasi

Tingkat keasaman atau kebasaan larutan bergantung pada banyaknya zat terlarut asam atau basa yang terurai dalam air. Perbandingan jumlah mol zat terlarut yangterurai (dilambangkan dengan t) dengan jumlah mol zat terlarut awal ( dilambangkan dengan a) disebut derajat ionisasi

Asam Kuat dan Basa Kuat

a). pH larutan Asam Kuat Monoprotik

Larutan asam kuat monoprotik adalah larutan dengan zat terlarut asam yang dapat terurai sempurna menghasilkan satu ion H⁺ tiap molekulnya. Jika asam ini dilambangkan dengan HX, di ddalam air akan terjadi penguraian sempurna sebagai berikut :

HX_(aq) H⁺_(aq) + X^-_(aq)

Oleh karena itu, [H⁺] yang dihasilkan dari zat terlarut sama dengan [HX]

Jika zat terlarut HX terurai dalam air membentuk larutan asam kuat HX, banyaknya ion H⁺ dalam larutan sama dengan jumlah H⁺ dari HX ditambah dengan jumlah H⁺ dari HX dengan jumlah H⁺ dari ionisasi air. Jadi,

[H⁺]_latutan= [H⁺]_zat
terlarut + [H⁺]_air

Pada konsentrasi HX yang tinggi, [H⁺]_air dapat diabaikan, sehingga

[H⁺]_larutan = [H⁺]_{zat terlarut}

Contoh, larutan HCl 0,01 M memiliki pH = -log 0,01 = 2 berdasarkan reaksi berikut :

HCl_(aq) H⁺_(aq) + Cl^-_(aq)

Karena [H⁺]_larutan = [H⁺]_HCl

b). pH larutan Asam Kuat Diprotik

Larutan asam kuat diprotik (dilambangkan dengan H₂X) adalah larutan dengan zat terlarut asam kuat yang dapat terurai menghasilkan dua ion H⁺ per molekul dalam air. Dalam hal ini, [H⁺] dari ionisasi pertama tidak sama dengan [H⁺] dari ionisasi yang kedua, karena (dalam tahap reaksi ionisasi) ion H⁺ yang kedua lebih sulit dilepaskan daripada H⁺ yang pertama. Hal ini diperkuat oleh fakta bahwa asam kuat H₂X memiliki K_a1 >> K_a2. Contoh asam kuat H₂X adalah H₂SO₄ dan H₂SeO₄.

Reaksi penguraian asam kuat H₂X terjadi melalui persamaan sebagai berikut :

Tahap pertama, ionisasi sempurna : H₂X_(aq) H⁺_(aq) + HX^-_(aq)

Tahap kedua, ionisasi sebagian : HX^-_(aq) H⁺_(aq) + X^2-_(aq)

Dari zat terlarut H₂X : [H⁺]_total = [H⁺]_pertama + [H⁺]_kedua

Karena [H⁺]_pertama >> [H⁺]_kedua, maka [H⁺]_kedua dapat diabaikan, sehingga : [H⁺]_total [H⁺]_pertama + [H⁺]_air

Contoh, larutan H₂SO₄ 0,05 M (K_a1 = 1,0 x 10⁹ dan K_a2 = 1,2 x 10^-2) mengalami reaksi ionisasi sebagai berikut

1). H₂SO_4(aq) H⁺_(aq) + HSO₄^-_(aq) K_a1 = 1,0 x 10⁹

2). HSO₄^-_(aq) H⁺_(aq) + SO₄^2-_(aq) K_a2 = 1,0 x 10^-2

Karena K_a1 >> K_a2 maka [H⁺]_pertama >> [H⁺]_kedua sehingga [H⁺]_larutan [H⁺]_pertama + [H⁺]_air.

[H⁺]_pertsama= [H₂SO₄] = 0,05 M. Karena [H⁺]_pertama >> [H⁺]_air dapat diabaikan.

Dengan demikian

[H⁺]_larutan = [H⁺]_pertama= 0,05 M

pH = -log(0,05) = 2 – log 5 = 1,3

c). pH Larutan Basa Kuat Monoprotik

Basa kuat monoprotik (dilambangkan dnegan MOH) adalah larutan basa dengan zat terlarut yang terurai sempurna menghasilkan satu ion OH^- per molekulnya dalam air. Dengan demikian, [OH^-] dari MOH sama dengan [MOH]. Reaksi ionisasi basa ini berlangsung melalui reaksi sebagai berikut :

MOH_(aq) M⁺_(aq) + OH^-_(aq)

[OH^-]_larutan = [OH^-]_{zat terlarut}+ [OH^-]_air

Contoh, larutan NaOH 0,01 M memiliki pH =12 sesuai dengan penyelesaian berikut:

NaOH_(aq) Na⁺_(aq) + OH^-_(aq)

[OH^-]_larutan = [OH^-]_NaOH = 0,01 M pOH = -log (0,01) = 2

pH = 14 – pOH = 14 – 2 = 12

d). pH larutan Basa Kuat Diprotik

Berbeda dengan asam kuat diprotik, basa kuat diprotik terionisasi sempurna menghasilkan 2 ion OH^- per molekulnya. Hal ini terjadi karena sisa basa yang tidak terionisasi berupa endapan sehingga tidak ada ionisasi bertahap seperti asam kuat diprotik. Jika basa kuat diprotik dilambangkan dengan M(OH)₂, reaksi ionisasinya terjadi melalui persamaan sebagai berikut :

M(OH)_2(aq) M²⁺_(aq) + 2OH^-_(aq)

Dengan demikian, [OH^-] = 2[M(OH)₂]

Contoh, dalam larutan Ba(OH)₂ 0,01 M terjadi ionisasi sebagai berikut :

Ba(OH)_2(aq) Ba²⁺_(aq) + 2OH^-_(aq)

[OH^-] = 2 [Ba(OH)₂] = 2 (0,01) = 0,02 M

pOH = -log (0,02) = 1,69 pH = 14 – 1,69 = 12,3

Asam Lemah dan Basa Lemah

Reaksi penguraian zat terlarut asam lemah dan basa lemah tidak berlangsung dalam satu arah, tetapi berlangsung menurutarah bolak balik dalam suatu system kesetimbangan dengan nilai tetapan kesetimbangan asam (K_a) atau tetapan kesetimbangan basa (K_b) yang rendah. Rendahnya nilai K_a dan K_b menunjukkan bahwa konsentrasi asam atau basa yang terurai sangat rendah

Jika suatu asam lemah HA terionisasi dalam air, konsentrasi HA akan berkurang sejalan dengan terbentuknya ion-ion H⁺ dan A^-. Dengan menganggap bahwa konsentrasi ion H⁺ ysng terbentuk adalah x mol/L, maka konsentrasi HA setelah mencapai kesetimbangan adalah :

[HA]_setimbang = [HA]_awal – x

Karena nilai K_a rendah, maka nilai x sangat kecil sehingga dapat diabaikan. Dengan demikian :

[HA]_setimbang [HA]_awal

Penyederhanaan ini dapat digunakan apabila zat terlarut HA yang terurai tidak lebih dari 5%. Batasan ini dipenuhi apabila [HA]_awal 400 K_a. Penyederhaan ini juga berlaku untuk basa lemah BOH dengan [BOH]_awal 400 K_b. Larutan asam atau basa yang memenuhi batasan ini digolongkan sebagai larutan asam lemah atau basa lemah.

a). pH Asam Lemah dan Basa Lemah Monoprotik

Reaksi kesetimbangan asam lemah monoprotik HA dalam air dinyatakan dengan persamaan berikut :

HA_(aq) H⁺_(aq) + A^-_(aq)

Pada keadaan setimbang :

Karena [H⁺] = [A^-], maka =

Sehingga [H⁺]² = K_a . [HA] [H⁺] =

pH = - log

Analog dengan proses kesetimbangan yang terjadi pada asamlemah HA, maka proses kesetimbangan basa lemah BOH akan menghasilkan persamaan :

pOH = -log

Analog dengan proses kesetimbangan yang terjadi pada asam lemah HA, , maka proses kesetimbangan basa lemah BOH akan menghasilkan persamaan :

pOH = -log = pH = 14 - pOH

b). pH Asam Lemah dan Basa Lemah Diprotik

Asama atau basa lemah diprotic dapat terurai dalam air dengan melepaskan ion H⁺ atau ion OH^- melalui dua tahap. Jika asam lemah diprotic dilambangkan dengan H₂A, tahap reaksi ioninasi asam dapat dinyatakan dengan persamaan kesetimbangan sebagai berikut :

Tahap pertama :