Larutan Asam Basa


A. Pengertian Asam Basa

Asam dan basa sudah dikenal sejak zaman dulu. Istilah asam (acid) berasal dari bahasa Latin acetum yang berarti cuka. Istilah basa (alkali) berasal dari bahasa Arab yang berarti abu. Basa digunakan dalam pembuatan sabun. Juga sudah lama diketahui bahwa asam dan basa saling menetralkan. Di alam, asam ditemukan dalam buah-buahan, misalnya asam sitrat dalam buah jeruk berfungsi untuk memberi rasa limun yang tajam. Cuka mengandung asam asetat, dan asam tanak dari kulit pohon digunakan untuk menyamak kulit. Asam mineral yang lebih kuat telah dibuat sejak abad pertengahan, salah satunya adalah aqua forti (asam nitrat) yang digunakan oleh para peneliti untuk memisahkan emas dan perak.

Pada tahun 1884, Svante Arrhenius (1859-1897) seorang ilmuwan Swedia yang memenangkan hadiah nobel atas karyanya di bidang ionisasi, memperkenalkan pemikiran tentang senyawa yang terpisah atau terurai menjadi bagian ion-ion dalam larutan. Dia menjelaskan bagaimana kekuatan asam dalam larutan aqua (air) tergantung pada konsentrai ion-ion hidrogen di dalamnya.

Menurut Arrhenius, asam adalah zat yang dalam air melepakan ion H+, sedangkan basaadalah zat yang dalam air melepaskan ion OH–. Jadi pembawa sifat asam adalah ion H+, sedangkan pembawa sifat basa adalah ion OH–. Asam Arrhenius dirumuskan sebagai HxZ, yang dalam air mengalami ionisasi sebagai berikut.
HxZ ⎯⎯→ x H+ + Zx–
Jumlah ion H+ yang dapat dihasilkan oleh 1 molekul asam disebut valensi asam, sedangkan ion negatif yang terbentuk dari asam setelah melepaskan ion H+ disebut ion sisa asam. Beberapa contoh asam dapat dilihat pada tabel 5.1.

Basa Arrhenius adalah hidroksida logam, M(OH)x, yang dalam air terurai sebagai berikut.
M(OH)x ⎯⎯→ Mx+ + x OH–
Jumlah ion OH– yang dapat dilepaskan oleh satu molekul basa disebut valensi basa. Beberapa contoh basa diberikan pada tabel 5.2.

Asam sulfat dan magnesium hidroksida dalam air mengion sebagai berikut.

H2SO4 ⎯⎯→ 2 H+ + SO42–
Mg(OH)2 ⎯⎯→ Mg+ + 2 OH–

  • Persamaan ionisasi air dapat ditulis sebagai:

H2O(l) ←⎯⎯⎯⎯→ H+(aq) + OH–(aq)

  • Harga tetapan air adalah:

  • Konsentrasi H2O yang terionisasi menjadi H+ dan OH– sangat kecil dibandingkan dengan konsentrasi H2O mula-mula, sehingga konsentrasi H2O dapat dianggap tetap, maka harga K[H2O] juga tetap, yang disebut tetapan kesetimbangan air atau ditulis Kw.
  • Jadi,

  • Pada suhu 25 °C, Kw yang didapat dari percobaan adalah 1,0 × 10–14.
  • Harga Kw ini tergantung pada suhu, tetapi untuk percobaan yang suhunya tidak terlalu menyimpang jauh dari 25 °C, harga Kw itu dapat dianggap tetap.
  • Harga Kw pada berbagai suhu dapat dilihat pada tabel berikut.

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 sebagai berikut.

1. Asam Kuat
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) ⎯⎯→ H+(aq) + A–(aq)

2. Asam Lemah
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) ←⎯⎯⎯⎯→ H+(aq) + A–(aq)

Makin kuat asam maka reaksi kesetimbangan asam makin condong ke
kanan, akibatnya Ka bertambah besar. Oleh karena itu, harga Ka merupakan
ukuran kekuatan asam, makin besar Ka makin kuat asam.
Berdasarkan persamaan di atas, karena pada asam lemah [H+] = [A–],
maka persamaan di atas dapat diubah menjadi:


  • 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 sebagai berikut.

1. Basa Kuat

  • 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) ⎯⎯→ Mx+(aq) + x OH–(aq)

dengan: x = valensi basa
M = konsentrasi basa

2. Basa Lemah

  • 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) ←⎯⎯⎯⎯→ M+(aq) + OH–(aq)

  • Makin kuat basa maka reaksi kesetimbangan basa makin condong ke kanan, akibatnya Kb bertambah besar.
  • Oleh karena itu, harga Kb merupakan ukuran kekuatan basa, makin besar Kb makin kuat basa.
  • Berdasarkan persamaan di atas, karena pada basa lemah [M+] = [OH–], maka persamaan di atas dapat diubah menjadi:

  • Untuk menyatakan tingkat atau derajat keasaman suatu larutan, pada tahun 1910, seorang ahli dari Denmark, Soren Lautiz Sorensen memperkenalkan suatu bilangan yang sederhana.
  • Bilangan ini diperoleh dari hasil logaritma konsentrasi H+.
  • Bilangan ini kita kenal dengan skala pH. Harga pH berkisar antara 1 – 14 dan ditulis:

  • Dari uraian di atas dapat kita simpulkan bahwa:

a. Larutan bersifat netral jika [H+] = [OH–] atau pH = pOH = 7.
b. Larutan bersifat asam jika [H+] > [OH–] atau pH < 7.
c. Larutan bersifat basa jika [H+] < [OH–] atau pH > 7.

  • Karena pH dan konsentrasi ion H+ dihubungkan dengan tanda negatif, maka makin besar konsentrasi ion H+ makin kecil pH, dan karena bilangan dasar logaritma adalah 10, maka larutan yang nilai pH-nya berbeda sebesar n mempunyai perbedaan ion H+ sebesar 10n.
  • Perhatikan contoh di bawah ini.
  • Jika konsentrasi ion H+ = 0,01 M, maka pH = – log 0,01 = 2
  • Jika konsentrasi ion H+ = 0,001 M (10 kali lebih kecil) maka pH = – log 0,001 = 3 (naik 1 satuan)
  • Jadi dapat disimpulkan:

• Makin besar konsentrasi ion H+ makin kecil pH
• Larutan dengan pH = 1 adalah 10 kali lebih asam daripada larutan dengan pH = 2.

  • Untuk menentukan pH suatu larutan dapat dilakukan dengan beberapa cara, antara lain sebagai berikut.

1. Menggunakan Beberapa Indikator

  • Indikator adalah asam organik lemah atau basa organik lemah yang dapat berubah warna pada rentang harga pH tertentu (James E. Brady, 1990).
  • Harga pH suatu larutan dapat diperkirakan dengan menggunakan trayek pH indikator.
  • Indikator memiliki trayek perubahan warna yang berbeda-beda.
  • Dengan demikian dari uji larutan dengan beberapa indikator akan diperoleh daerah irisan pH larutan.
  • Contoh, suatu larutan dengan brom timol biru (6,0– 7,6) berwarna biru dan dengan fenolftalein (8,3–10,0) tidak berwarna, maka pH larutan itu adalah 7,6–8,3.
  • Hal ini disebabkan jika brom timol biru berwarna biru, berarti pH larutan lebih besar dari 7,6 dan jika dengan fenolftalein tidak berwarna, berarti pH larutan kurang dari 8,3.

Konsep Asam-Basa Bronsted dan 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.

NH4 + (aq)  +  H2O(l)  ⎯→  NH3(aq) + H3O+(aq)

asam                basa

H2O(l)  + NH3(aq) ⎯⎯→  NH4+(aq)  +  OH(aq)

asam          basa

  •  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 ronsted-Lowry dapat menjelaskan sifat asam dari NH4Cl. Dalam NH4Cl, yang bersifat asam adalah ion NH4+ karena dalam air dapat melepas proton.

Asam dan Basa Konjugasi

  • 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 berikut.

  • Pasangan asam-basa setelah terjadi serah-terima proton dinamakan asam-basa konjugasi.

Konsep Asam-Basa LEWIS

  • Teori asam basa Lewis

Asam menurut Lewis adalah zat yang dapat menerima pasangan electron (akseptor pasangan electron)

Basa menurut Lewis adalah zat yang dapat memberikan pasangan electron (donor pasangan electron).

Lewis mengamati bahwa molekul BFjuga dapat berperilaku seperti halnya asam (H+) sewaktu bereaksi dengan NH3. Molekul BF3 dapat menerima sepasang elektron dari molekul NH3 untuk membentuk ikatan kovalen antara B dan H.

Teori asam basa Lewis lebih luas dibandingkan Arhenius dan Bronsted Lowry , karena :

  • Teori Lewis dapat menjelaskan reaksi asam basa yang berlangsung dalam pelarut air, pelarut bukan air, dan tanpa pelarut sama sekali.
  • Teori Lewis dapat menjelaskan reaksi asam basa yang tidak melibatkan transfer proton (H+), seperti reaksi antara BF3 dan NH3.

Contoh :

Tunjukkan bagaimana reaksi asam basa antara larutan HCl dan NaOH menurut teori Arhenius dapat dijelaskan dengan menggunakan teori Lewis

Reaksi antara larutan HCl dan NaOH ;

HCl(aq) + NaOH(aq)  ↔ NaCl(aq) + H2O(l)

Untuk menjelaskan reaksi ini menggunakan teori Lewis, nyatakan reaksi sebagai reaksi ion:

HCl ↔ H+ + Cl-                      NaOH ↔ Na+ + OH-

NaCl ↔ Na+  + Cl-                  H2O

Reaksi ion bersihnya adalah :

H+ + OH-↔ H2O(l)

Ikatan kovalen koordinasi antara H dan O yang terbentuk akibat transfer sepasang elektron dari OH- ke H+

B. Titrasi Asam Basa

  • Reaksi penetralan dapat digunakan untuk menetapkan kadar atau konsentrasi suatu larutan asam atau basa.
  • Penetapan kadar suatu larutan ini disebut titrasi asam-basa.
  • Titrasi adalah penambahan larutan baku (larutan yang telah diketahui dengan tepat konsentrasinya) ke dalam larutan lain dengan bantuan indikator sampai tercapai titik ekuivalen.
  • Titrasi dihentikan tepat pada saat indikator menunjukkan perubahan warna.
  • Saat perubahan warna indikator disebut titik akhir titrasi (James E. Brady, 1990).

Perubahan pH pada reaksi asam–basa

  • Suatu asam yang mempunyai pH kurang dari 7 jika ditambah basa yang pH–nya lebih dari 7, maka pH asam akan naik, sebaliknya suatu basa jika ditambah asam, maka pH basa akan turun.
  • Apabila penambahan zat dilakukan tetes demi tetes kemudian dihitung pH–nya akan diperoleh kurva titrasi, yaitu grafik yang menyatakan pH dan jumlah larutan standar yang ditambah.

1. Titrasi Asam Kuat oleh Basa Kuat

  • Kurva titrasi asam kuat oleh basa kuat ditunjukkan pada gambar :

2. Titrasi Asam Lemah oleh Basa Kuat

  • Penetralan asam lemah oleh basa kuat agak berbeda dengan penetralan asam kuat oleh basa kuat.
  • Contohnya, 25 mL CH3COOH 0,1 M dititrasi oleh NaOH 0,1 M.
  • Mula-mula sebagian besar asam lemah dalam larutan berbentuk molekul tak mengion CH3COOH, bukan H+ dan CH3COO–.
  • Dengan basa kuat, proton dialihkan langsung dari molekul CH3COOH yang tak mengion ke OH–.
  • Untuk penetralan CH3COOH oleh NaOH, persamaan ion bersihnya sebagai berikut (James E. Brady, 1990).
    CH3COOH(aq) + OH–(aq) ⎯⎯→ H2O(l) + CH3COO–(aq)
  • Kurva titrasi asam lemah oleh basa kuat dapat ditunjukkan pada gambar

3. Titrasi Basa Lemah oleh Asam Kuat

  • Jika 25 mL NH4OH 0,1 M (basa lemah) dititrasi dengan HCl 0,1 M (asam kuat), maka besarnya pH semakin turun sedikit demi sedikit, kemudian mengalami penurunan drastis pada pH antara 4 sampai 7.
  • Titik ekuivalen terjadi pada pH kurang 7.
  • Oleh sebab itu, indikator yang paling cocok adalah indikator metil merah.

Sumber: http://alfikimia.wordpress.com/

Berikan Balasan

Isikan data di bawah atau klik salah satu ikon untuk log in:

WordPress.com Logo

You are commenting using your WordPress.com account. Logout / Ubah )

Twitter picture

You are commenting using your Twitter account. Logout / Ubah )

Facebook photo

You are commenting using your Facebook account. Logout / Ubah )

Google+ photo

You are commenting using your Google+ account. Logout / Ubah )

Connecting to %s