Leadership

LARUTAN ASAM DAN BASA

Teori-teori Asam dan Basa

Asam Basa Arrhenius

1.       Teori Asam Basa

Istilah asam dan basa sudah dikenal oleh masyarakat ilmiah sejak dulu. Istilah asam diberikan kepada zat yang rasanya asam, sedangkan basa untuk zat yang rasanya pahit.

Pada 1777, Lavoisier menyatakan bahwa oksigen adalah unsur utama dalam senyawa asam. Pada 1808, Humphry Davy menemukan fenomena lain, yaitu HCl dalam air dapat bersifat asam, tetapi tidak mengandung oksigen. Fakta ini memicu Arrhenius untuk mengajukan teori asam basa.

Menurut Arrhenius, asam adalah zat yang dapat melepaskan ion H⁺ di dalam air sehingga konsentrasi ion H⁺ dalam air meningkat. Basa adalah zat yang dapat melepaskan ion OH^– di dalam air sehingga konsentrasi ion OH^– dalam air meningkat.

Contoh senyawa yang tergolong asam dan basa menurut teori Arrhenius adalah sebagai berikut:

· Asam: HCl, HNO3, dan H2SO4. Senyawa ini jika dilarutkan dalam air akan terurai membentuk ion H⁺ dan ion negatif sisa asam.

· Basa: NaOH, KOH, Ca(OH)2, dan dan Al(OH)3. Senyawa ini jika dilarutkan dalam air akan terurai membentuk ion OH^– dan ion positif sisa basa.

Menurut teori Arrhenius, rumus kimia asam harus mengandung atom hidrogen (H⁺) dan rumus kimia basa harus mengandung gugus hidroksil (OH^–).

2.       Larutan asam, basa dan netral

Sesungguhnya air murni itu dapat terionisasi, tetapi konsentrasinya sangat kecil, yaitu sekitar 1 × 10^–7 M. Berdasarkan penyelidikan, dapat diketahui bahwa ionisasi air bersifat endoterm dan berkesetimbangan. Persamaan reaksinya sebagai berikut.

H2O(l) –> H+(aq) + OH-(aq)

Tetapan kesetimbangan ionisasi air dapat ditulis sebagai berikut.

Kc = [H+][OH-]/[H2O]

Karena air adalah zat murni, konsentrasi air tidak berubah dan dapat dipersatukan dengan tetapan kesetimbangan sehingga persamaan tetapannya menjadi:

Kw = [H+][OH-]

Tetapan kesetimbangan ini disebut tetapan ionisasi air, dilambangkan dengan Kw.

Pada 25°C, nilai Kw = 1,0 × 10^–14 dan pada 37°C nilai Kw = 2,5 × 10 ^–14. Dengan kata lain, ionisasi air bersifat endoterm. Berdasarkan nilai Kw, konsentrasi ion H+ dan ion OH– dalam air dapat dihitung. Misalnya:

[H+] = [OH–] = x maka

Kw = [x] [x] = 1,0 × 10^–14, atau x = 1,0 ×10^–7

Jadi, konsentrasi ion H⁺ dan OH^– hasil ionisasi air pada 25°C masing-masing sebesar 1,0 × 10^–7. Jika dalam larutan terdapat konsentrasi molar ion H+ sama dengan konsentrasi molar ion OH^–, yakni [H⁺] = [OH^–], larutan tersebut dinyatakan bersifat netral (serupa dengan air murni). Menurut Arrhenius, suatu larutan bersifat asam jika konsentrasi H⁺ dalam larutan meningkat. Artinya, jika dalam larutan terdapat [H⁺] > [OH^–], larutan bersifat asam. Sebaliknya, jika dalam larutan [H⁺] < [OH^–], larutan bersifat basa.

Derejat Keasaman Asam dan Basa

Derajat kekuatan asam atau basa dari suatu larutan dapat dihitung dari nilai pH atau pOH. Di Kelas X, Anda telah mengetahui bahwa larutan ada yang bersifat elektroli kuat, elektrolit lemah, dan nonelektrolit. Demikian juga zat-zat yang bersifat asam atau basa memiliki derajat kekuatan asam basa yang berbeda.

Suatu larutan digolongkan asam kuat jika memiliki daya hantar listrik kuat (larutan elektrolit kuat) dan nilai pH rendah (konsentrasi molar ion H⁺ tinggi). Sebaliknya, jika daya hantar listrik lemah dan nilai pH sedang (sekitar 3–6), larutan tersebut tergolong asam lemah. Demikian juga larutan basa dapat digolongkan sebagai basa kuat jika memiliki daya hantar listrik kuat dan pH sangat tinggi. Jika daya hantar listrik lemah dan nilai pH sedang (sekitar 8–11), larutan tersebut tergolong sebagai basa lemah. Mengapa larutan asam atau basa memiliki kekuatan berbeda untuk konsentrasi molar yang sama? Semua ini dapat dijelaskan berdasarkan pada konsentrasi molar asam atau basa yang dapat terionisasi di dalam pelarut air.

Banyaknya zat yang terionisasi di dalam larutan disebut derajat ionisasi (α). Nilai α dapat ditentukan dari persamaan berikut.

α = jumlah mol zat terionisasi / jumlah mol zat mula-mula x 100%

Derajat ionisasi menyatakan kekuatan relatif asam atau basa dalam satuan persen. Jika nilai α≈100%, digolongkan asam atau basa kuat, sedangkan jika nilai α < 20%, digolongkan asam atau basa lemah.

1.       Asam Kuat dan Basa Kuat

Asam kuat adalah zat yang di dalam pelarut air mengalami ionisasi sempurna (α 100%,) Di dalam larutan, molekul asam kuat hampir semuanya terurai membentuk ion H⁺ dan ion negatif sisa asam. Contoh asam kuat adalah HCl, HNO₃ dan H₂SO₄

Sama halnya dengan asam, zat yang di dalam larutan bersifat basa dapat digolongkan sebagai basa kuat dan basa lemah berdasarkan kesempurnaan ionisasinya. Basa kuat adalah zat yang di dalam air terionisasi sempurna (α 100%,)  sedangkan basa lemah terionisasi sebagian.

2.       Asam Lemah dan Basa Lemah

Asam lemah adalah senyawa yang kelarutannya di dalam air terionisasi sebagian, sesuai derajat ionisasinya. Mengapa asam lemah terionisasi sebagian? Berdasarkan hasil penyelidikan diketahui bahwa zat-zat yang bersifat asam lemah, di dalam larutan membentuk kesetimbangan antara molekul-molekul asam lemah dengan ion-ionnya.

Contohnya, jika asam lemah HA dilarutkan dalam air, larutan tersebut akan terionisasi membentuk ion-ion H⁺ dan A^–.  Akan tetapi pada waktu bersamaan ion-ion tersebut bereaksi kembali membentuk molekul HA sehingga tercapai keadaan kesetimbangan. Persamaan reaksinya:

Karena HA membentuk keadaan kesetimbangan, pelarutan asam lemah dalam air memiliki nilai tetapan kesetimbangan. Tetapan kesetimbangan untuk asam lemah dinamakan tetapan ionisasi asam, dilambangkan dengan Ka. Rumusnya sebagai berikut

Dalam larutan asam lemah, semua Hukum-Hukum Kesetimbangan yang sudah Anda  pelajari, berlaku di sini. Nilai tetapan ionisasi asam tidak bergantung pada konsentrasi awal asam lemah yang dilarutkan, tetapi bergantung pada suhu sistem.

Jika nilai tetapan ionisasi asam diketahui, konsentrasi ion H⁺  dan ion sisa asam lemah dapat ditentukan. Perhatikan reaksi kesetimbangan asam lemah HA dengan konsentrasi awal misalnya, [C] M. Oleh karena HA adalah asam monoprotik, [H⁺]=[A^–]

Pada rumus tersebut, konsentrasi awal HA dianggap tidak berubah atau konsentrasi HA yang terionisasi dapat diabaikan karena relatif sangat kecil dibandingkan dengan konsentrasi awal HA.

Basa lemah adalah basa yang terionisasi sebagian. Sama seperti pada asam lemah, dalam larutan basa lemah terjadi kesetimbangan di antara molekul basa lemah dan ion-ionnya. Keadaan kesetimbangan suatu basa lemah, misalnya BOH dapat dinyatakan sebagai berikut.

Tetapan kesetimbangan basa lemah atau tetapan ionisasi basa dilambangkan dengan Kb. Besarnya tetapan ionisasinya sebagai berikut.

Untuk basa monovalen berlaku hubungan seperti pada asam lemah. Rumusnya sebagai berikut.

Hubungan Derejat Ionisasi dan Tetapan Ionisasi

Bagaimana hubungan antara tetapan ionisasi asam  lemah (Ka) dan derajat ionisasi (α)? Hubungan ini dapat dinyatakan dengan diagram kesetimbangan berikut.

Jika konsentrasi HA mula-mula C dan terionisasi sebanyak a, konsentrasi HA yang terionisasi sebanyak aC. Adapun konsentrasi HA sisa sebanyak C(1–a). Oleh karena HA merupakan asam monoprotik maka konsentrasi H⁺ dan A^–  sama dengan HA terionisasi, yakni aC. Dengan demikian, tetapan ionisasi asamnya sebagai berikut.

Hubungan antara tetapan ionisasi basa lemah monovalen (Kb) dan derajat ionisasinya (α) sama seperti pada penjelasan asam lemah. Tetapan ionisasi basanya sebagai berikut.

Penentuan pH Asam dan Basa

Konsentrasi ion H⁺ dan ion OH^–  hasil ionisasi air sangat kecil maka untuk memudahkan perhitungan digunakan notasi pH dan pOH. Notasi pH menyatakan derajat keasaman suatu larutan.  Dan pOH sebagai negatif logaritma konsentrasi molar ion OH pH didefinisikan sebagai negatif logaritma konsentrasi molar ion H Dalam bentuk matematis ditulis sebagai:

Jika Anda melarutkan HCl 0,1 mol ke dalam air sampai volume larutan 1 liter, dihasilkan larutan HCl 0,1M. Berapakah pH larutan tersebut? Derajat keasaman atau pH larutan ditentukan oleh konsentrasi ion H⁺ sesuai rumus pH = –log [H⁺] Untuk mengetahui konsentrasi H ⁺ dalam larutan perlu diketahui seberapa besar derajat ionisasi asam tersebut.

HCl tergolong asam kuat dan terionisasi sempurna membentuk ion-ionnya:  sehingga dalam larutan HCl 0,1 M terdapat [H⁺] = [Cl^–] = 0,1 M.

Disamping itu, air juga memberikan sumbangan ion H ⁺ dan OH sebagai hasil ionisasi air, masing-masing sebesar 1,0 × 10^–7 M

Jika konsentrasi H⁺ hasil ionisasi air dibandingkan dengan konsentrasi H⁺  hasil ionisasi HCl, sumbangan H⁺ dari air sangat kecil sehingga dapat diabaikan. Apalagi jika ditinjau dari prinsip Le Chatelier, penambahan ion H⁺ (HCl) ke dalam air akan menggeser posisi kesetimbangan air ke arah pembentukan molekul air.

Dengan demikian, pH larutan HCl 0,1M hanya ditentukan oleh konsentrasi ion H⁺ dari HCl.

Basa kuat seperti NaOH dan KOH, jika dilarutkan dalam air akan terionisasi sempurna dan bersifat elektrolit kuat. Persamaan ionnya:

Berapakah pH larutan basa kuat NaOH 0,01 M? Untuk mengetahui hal ini, perlu ditinjau spesi apa saja yang terdapat dalam larutan NaOH 0,01M Oleh karena NaOH adalah basa kuat maka dalam larutan NaOH 0,01 M akan terdapat [Na⁺] = [OH^–] = 0,01 M. Disamping itu, ionisasi air juga memberikan sumbangan [H+] = [OH ] = 1,0 × 10^-7M. Penambahan ion OH (NaOH) ke dalam air akan menggeser posisi kesetimbangan ionisasi air sehingga sumbangan OH^– dan H⁺ dari air menjadi lebih kecil dan dapat diabaikan. Dengan demikian, perhitungan pH larutan hanya ditentukan oleh konsentrasi ion OH^– dari NaOH melalui hubungan pK = pH + pOH.

1.       Perhitungan pH Asam  Lemah dan Basa Lemah Monoprotik

Seperti telah diuraikan sebelumnya, konsentrasi ion-ion dalam larutan asam lemah ditentukan oleh nilai tetapan ionisasi asam (Ka).

Untuk asam monoprotik, pH larutan asam lemah dapat ditentukan dari persamaan berikut.

Demikian juga untuk basa lemah, konsentrasi ion OH dalam larutan basa lemah ditentukan oleh tetapan ionisasi basa (Kb).

Untuk basa monovalen, pH larutan basa lemah dapat dihitung dari persamaan berikut.

2. Perhitungan pH Asam dan Basa Poliprotik

Apakah yang dimaksud dengan asam poliprotik? Asam-asam seperti H₂SO₄, H₂CO₃, H₂C₂O₄, dan H₃PO₄ tergolong asam poliprotik. Berdasarkan contoh tersebut, Anda  dapat menyimpulkan bahwa asam poliprotik adalah asam yang dapat melepaskan lebih dari satu proton (ion H⁺).Di dalam air, asam-asam tersebut melepaskan proton secara bertahap dan pada setiap tahap hanya satu proton yang dilepaskan. Jumlah proton yang dilepaskan bergantung pada kekuatan asamnya. Untuk asam-asam kuat seperti H₂SO₄, pelepasan proton yang pertama sangat besar, sedangkan pelepasan proton kedua relatif kecil dan berkesetimbangan. Asam-asam lemah seperti H₂CO₃pelepasan proton pertama dan kedua relatif kecil dan berkesetimbagan.Tinjaulah asam lemah diprotik, misalnya H₂CO_{3 .} Di dalam air H₂CO₃ terionisasi membentuk kesetimbangan. Persamaannya:

Oleh karena ada dua tahap ionisasi maka ada dua harga tetapan kesetimbangan, ditandai dengan Ka1 dan Ka2, dimana Ka1 >> K a2. Beberapa asam poliprotik dan tetapan ionisasinya ditunjukkan pada tabel berikut.

Asam Basa Bronsted-Lowry

Teori asam basa Arrhenius berhasil menjelaskan beberapa senyawa asam atau basa, tetapi teori tersebut masih memiliki keterbatasan, diantaranya senyawa asam dan basa hanya berlaku di dalam pelarut air, pembentukan ion H⁺ atau OH^–  adalah ciri khas asam basa. Jika dalam suatu reaksi tidak membentuk ion H⁺ atau OH^–, reaksi tersebut tidak dapat dikatakan sebagai reaksi asam atau basa.

1.       Teori Asam Basa Bronsted-Lowry

Fakta menunjukkan, banyak reaksi asam basa yang tidak melalui pembentukan ion H⁺ atau OH^–, misalnya reaksi antara HCl(g) dan NH3(g). Persamaannya:

Menurut Arrhenius, reaksi HCl dan NH3  dalam fasa gas tidak dapat dikategorikan sebagai reaksi asam basa karena tidak membentuk ion H⁺ dan OH^–, padahal kedua senyawa itu adalah asam dan basa. Akibatketerbatasan teori Arrhenius, pada 1923, Johanes Bronsted dan Thomas Lowry mengemukakan teori asam basa berdasarkan transfer proton (ion H⁺).

Menurut Bronsted-Lowry, dalam reaksi yang melibatkan transfer proton, asam adalah spesi yang bertindak sebagai donor proton, sedangkan basa adalah spesi yang bertindak sebagai akseptor proton.

Proton (ion H⁺) dalam air tidak berdiri sendiri melainkan terikat pada molekul air karena atom O pada molekul H₂O memiliki pasangan elektron bebas yang dapat digunakan untuk berikatan kovalen koordinasi dengan proton membentuk ion hidronium, H₃O^+. Persamaan reaksinya:

Teori asam-basa Bronsted-Lowry dapat diterapkan terhadap reaksi HCl dan NH3. Dalam fasa gas, HCl dan NH3⁺ tidak terionisasi karena keduanya molekul kovalen yang tergolong reaksi asam basa. Pada reaksi tersebut, molekul HCl bertindak sebagai donor proton (asam), dan molekul NH₃ bertindak sebagai akseptor proton (basa). Menurut Bronsted-Lowry, reaksi asam basa yang melibatkan transfer proton membentuk keadaan kesetimbangan. Contoh reaksi antara NH₃ dan H₂O, arah panah menunjukkan bahwa proton menerima pasangan elektron bebas dari NH₃, dan ikatan N–H terbentuk. persamaan reaksinya sebagai berikut.

Reaksi ke kanan, NH3 menerima proton dari H2O. Jadi, NH₃ adalah basa dan H2O adalah asam. Pada reaksi kebalikannya, NH₄⁺ donor proton terhadap OH^–. Oleh sebab itu, ion NH₄⁺adalah basa dan ion OH^– adalah asam. Spesi NH₃ dan NH₄⁺ berbeda dalam hal jumlah protonnya. NH3 menjadi ion NH₄⁺ melalui pengikatan proton sedangkan ion menjadi NH₄⁺, NH₃ melalui pelepasan proton. Spesi NH₄⁺ dan NH₃ seperti ini dinamakan pasangan konjugat asam basa.

Pasangan konjugat asam basa terdiri atas dua spesi yang terlibat dalam reaksi asam basa, satu asam dan satu basa yang dibedakan oleh penerimaan dan pelepasan proton. Asam pada pasangan itu dinamakan asam konjugat dari basa, sedangkan basa adalah basa konjugat dari asam. Jadi, NH₄⁺ adalah asam konjugat dari NH₃ dan NH₃ adalah basa konjugat dari NH₄⁺.Menurut Bronsted-Lowry, kekuatan asam basa konjugat adalah kebalikannya. Jika suatu senyawa merupakan asam kuat, basa konjugatnya adalah basa lemah. Kekuatan asam basa konjugat dapat digunakan untuk meramalkan arah reaksi asam basa. Suatu reaksi asam basa akan terjadi jika hasil reaksinya merupakan asam lebih lemah atau basa lebih lemah. Dengan kata lain, reaksi akan terjadi ke arah pembentukan spesi yang lebih lemah.

Asam Basa Lewis

Beberapa reaksi tertentu mempunyai sifat reaksi asam-basa, tetapi tidak cocok dengan teori Bronsted-Lowry maupun teori Arrhenius. Misalnya, reaksi antara oksida basa Na₂O dan oksida asam SO₃ membentuk garam Na₂SO₄. Persamaannya:

Menurut Lewis, konsep asam dan basa secara umum mencakup  reaksi oksida asam dan oksida basa, termasuk reaksi transfer proton.

Menurut Lewis, asam adalah spesi yang bertindak sebagai akseptor pasangan elektron bebas dari spesi lain membentuk ikatan kovalen koordinasi. Basa adalah spesi yang bertindak sebagai donor pasangan elektron bebas kepada spesi lain membentuk ikatan kovalen koordinat.

Reaksi Na2O dan SO3  melibatkan reaksi ion oksida, yaitu O^2- dari padatan ionik Na2O dan gas SO₃.Reaksinya sebagai berikut.

Pada reaksi di atas, Na2O bertindak sebagai donor pasangan elektron bebas (basa) dan SO₃sebagai akseptor pasangan elektron bebas (asam). Tinjau reaksi antara NH3 dan BF₃. Reaksi ini merupakan reaksi asam basa menurut Lewis. Persamaan reaksinya:

Dalam reaksi tersebut, BF3 bertindak sebagai akspetor pasangan elektron bebas (asam) dan NH₃ sebagai donor pasangan elektron bebas (basa).

Dibawah ini terdapat beberapa video yang dapat dimanfaatkan untuk memantapkan pemahaman mengenai larutan asam dan basa

Indikator Asam dan Basa

Untuk mengetahui apakah sebuah zat bersifat “asam” atau “basa”, dapat ditentukan dengan menggunakan suatu indikator. Indikator yang biasa digunakan terbagi menjadi 2 golongan, yaitu indikator tunggal dan indikator universal. Contoh indikator yang sering digunakan adalah kertas lakmus dan larutan indikator.

Indikator Tunggal
Indikator tunggal hanya dapat membedakan larutan bersifat asam atau basa, tetapi tiak dapat menentukan harga pH dan pOH. Yang termasuk dalam indikator tunggal adalah :

· Lakmus merah dan biru
Lakmus merah => berwarna merah dalam larutan asam, dan akan berubah warna menjadi biru bila dicelupkan ke dalam larutan basa.
Lakmus biru => berwarna biru dalam larutan basa, dan akan berubah warna menjadi merah bila dicelupkan ke dalam larutan asam.

Beberapa contoh zat yang dinilai dengan indikator lakmus merah dan biru

· Fenolftalein
Fenolftalein adalah salah satu indikator asam – basa sintetik yang memiliki rentang pH antara 8,00 – 10,0. Pada larutan asam dan netral, fenolftalein tidak berwarna. Sedangkan bila dimasukkan ke dalam larutan basa, warnanya akan berubah menjadi merah.

· Metil jingga
Larutan metil jingga dapat membedakan antara larutan asam dengan larutan netral. Larutan asam yang ditetesi metil merah akan tetap berwarna merah, sedangkan larutan netral berwarna kuning. Akan tetapi, metil jingga juga akan menyebabkan larutan basa berwarna kuning, Berarti, untuk mengetahui apakah suatu larutan bersifat basa atau netral kita tidak dapat menggunakan metil jingga.

· Metil merah
Larutan metil merah sama dengan larutan metil jingga

· Bromtimol biru di dalam larutan asam akan berwarna kuning, dalam larutan basa akan berwarna biru, dan di dalam larutan netral akan berwarna biru kekuningan.

Indikator Universal

Indikator Universal dapat membedakan larutan asam dan basa serta mengetahui harga pHnya. Indikator Universal dapat dalam bentuk cairan maupun kertas. Cara kerja indiator ini adalah dengan mencocokkan perubahan warna kertas indikator pada tabel warna indikator universal .