KESETIMBANGAN ASAM BASAPENDAHULUAN Zat-zat anorganik dapat diklasifikasikan dalam tiga golongan penting : Asam,

Basa dan Garam. Memahami reaksi-reaksi kimia dari yang sederhana sampai yang rumit maka

perlu mengerti konsep asam-basa Pada dasarnya reaksi-reaksi kimia dapat dirangkum sebagai reaksi asam-basa Sifat asam dan sifat basa sangat berkaitan dengan lingkungan kimiawi zat

tersebut.KONSEP ASAM-BASA Teori Klasik Arrhenius

Asam adalah zat bila dilarutkan dalam air terionisasi menghasilkan ion H+

HCl → H+ + Cl-

Asam klorida ion kloridaCH3COOH ↔ H+ + CH3COO-

Asam asetat ion asetat Basa adalah zat bila dilarutkan dalam air terionisasi menghasilkan ion OH -

NaOH → Na+ + OH-

KOH → K+ + OH-

o Kelemahan teori Arrhenius Tidak dapat menerangkan sifat-sifat CO2 dan NH3,

Bila zat ini dilarutkan dalam air akan bereaksi menjadi :CO2 + H2O ↔ H2CO3 (asam karbonat)NH3 + H2O ↔ NH4OH (basa amoniak)

Tidak mesti senyawa mengandung hidrogen bersifat asam, karena senyawa hidrokarbon tanpa mengandung gugus hidrogen justru bersifat asam, misalnya CH3-CH=CH2. Juga BF3 dan AlCl3.

Tidak mesti senyawa mengandung gugus hidroksi bersifat basa, karena fenol dan turunannya juga mengandung gugus OH namun justru bersifat asam. Misalnya fenol, eugenol, vanilin, dsb.

Teori Modern Bronsted dan Lowry Asam adalah ion atau molekul yang dapat memberikan proton (H+)

kepada basa disebut donor proton. Sedang basa adalah ion atau molekul yang dapat menerima proton disebut akseptor proton. Proton adalah inti atom H yang tidak mempunyai elektron. HCl + NH3 ↔ NH4+ + Cl-

asam 1 (a1) basa 1 (b1) asam 2 (a2) basa 2 (b2)

Setiap asam (a1) mempunyai basa konyugasi (b2), dan setiap basa (b1)

mempunyai asam konyugasi (a2). Bila HCl melepaskan ion H + maka tersisa ion Cl- bersifat basa, demikian juga NH3 yang basa bila menerima ion H +

akan terbentuk ion NH4+ yang bersifat asam Kelemahan teori ini, tidak dapat menjelaskan sifat senyawa BF3, AlCl3 dan

NH3. Senyawa BF3, AlCl3 bersifat asam, tidak mengandung hidrogen sehingga tidak dapat melepaskan proton

Teori modern Lewis Asam adalah suatu spesie yang dapat menerima pasangan elektron bebas

(akseptor pasangan elektron) dalam suatu reaksi kimia. Basa adalah suatu spesie yang dapat memberi pasangan elektron bebas (donor pasangan elektron)

H

.. І H + + : O − H - → : O − H

.. ..

H +

.. І H + + H − N − H → H – N − H І І H H

o H + sebagai asam karena adanya orbital kosong (1s) yang dapat menerima sepasang elektron. OH- dan NH3

+ sbg basa karena adanya sepasang elektron yang tersedia.

KEKUATAN ASAM DAN BASA Kekuatan asam dan basa bergantung pada kemampuannya berionisasi, makin

banyak yang bisa terionisasi maka makin kuat sifatnya.. Kekuatan basa juga bergantung pada ukuran ion positif dan negatifnya serta

besar muatannya. Bila ion positifnya bertambah besar dan muatannya lebih kecil maka cendrung mengadakan pemisahan atau berionisasi.

Basa dari logam alkali (K, Na) basa kuat karena ukuran ion positifnya besar dan muatannya kecil. NaOH > Mg(OH)2 > Al(OH)3.

Kekuatan asam juga dipengaruhi atom yang mengikat H yang keelektronegatifannya besar akan mempermudah berionisasi. HBr lebih kuat dibandingkan HCl, karena ion Br- keelektronegatifan lebih besar dari ion Cl-.

Kekuatan asam bergantung juga pada pelarutnya. Makin kuat sifat kebasaan pelarut, makin mudah asam melepaskan proton. Asam asetat adalah asam lemah dalam larutan air, tetapi dalam amonia cair yang sifat basanya lebih kuat dari air, maka asam asetat merupakan asam kuat. Sesuai reaksi : CH3COOH + NH3 → CH3COO- + NH4

+

CH3COOH + H2O ↔ CH3COO- + H3O+

Kekuatan asam dan basa dapat dilihat dari derajat ionisasinya atau tetapan disosiasinya, Ka dan KbMakin kuat suatu asam, makin lemah basa konyugasinya

Faktor yang menentukan kekuatan relatif asam dan basa :1. Kepolaran ikatan2. Ukuran atom3. Muatan4. Bilangan oksidasi5. Kepolaran ikatan, X H : CH4 < NH3 < H2O < HF

HF Ka = 7,2 x 10-4

H2O Ka = 1,8 x 10-16

NH3 Ka = 1,0 x 10-30 CH4 Ka = 1,0 x 10-49

Ukuran atom, X : HI = HBr > HCl > HF HF Ka = 7,2 x 10-4

HCl Ka = 1,0 x 106

HBr Ka = 1,0 x 109

HI Ka = 1,0 x 109

o Entalpi dissosiasi ikatan (kJ/mol)HF 569HCl 431HBr 370HI 300

o Δ H dissosiasi ikatan bertambah kecil jika X bertambah besar Muatan

NaOH > Mg(OH)2 > Al (OH)3 : Na bermuatan +1 Mg bermuatan +2

Al bermuatan +3 H3PO4 > H2PO4

- > HPO42- : H bermuatan 3, 2 dan 1

Bilangan OksidasiHOCl Ka = 2,9 x 10-8 Bil. Oksidasi Cl +1

HOClO Ka = 7,2 x 10-2 Bil. Oksidasi Cl +3 HOClO2

Ka = 7,2 x 102 Bil. Oksidasi Cl +5 HOClO3 Ka = 7,2 x 103 Bil. Oksidasi Cl +7

KEKUATAN ION HIDROGEN (pH = Power of Hydrogen) Konsentrasi ion hidrogen dalam air kadang sulit dituliskan karena

konsentrasinya sangat kecil, maka “Sorensen” (1909) memperkenalkan istilah eksponen ion hidrogen (pH).

pH didefinisikan sebagai logaritma ion hidrogen dengan diberi tanda negatif, atau logaritma dari kebalikan konsentrasi ion-hidrogen. Sesuai persamaan :

1 pH = - log [H+] = log atau [H+] = 10-pH

[H+] pH larutan berbentuk skala angka dengan nilai dari 0 sampai 14, yang

menyatakan derajat keasaman (7 sampai 0) dan kebasaan (7 sampai 14). Nilai 7 dikatakan titik netral, dimana konsentrasi ion hidrogen dan hidroksil sama pada suhu kamar

REAKSI PROTOLISIS DAN KESETIMBANGAN DALAM AIR Protolisis adalah reaksi yang melibatkan proton (H+), dimana untuk asam

kuat dan basa kuat tidak mengalami reaksi kesetimbangan karena reaksinya berlangsung satu arah, sedang zat lainnya mengalami reaksi kesetimbangan, seperti berikut :1. Kesetimbangan air murni2. Kesetimbangan larutan asam lemah3. Kesetimbangan larutan basa lemah4. Kesetimbangan garam dari asam lemah dan basa kuat5. Kesetimbangan garam dari basa lemah dan asam kuat6. Kesetimbangan garam dari asam atau basa lemah

Kesetimbangan Air MurniH2O ↔ H+ + OH –

Konstanta kesetimbangan : [H+] [OH–] K = ………………. (1) [H2O]

Konsentrasi air murni pada suhu 250C adalah 55,6 mol/L nilai K [H2O] = 1,82 x 10-16 pada suhu 25 0C, sehingga : Kw = [H+] [OH–] = K [H2O]

Kw = [H+] [OH–] = 1,82 x 10-16 ( 55,6)

Kw = [H+] [OH–] = 1,01 x 10-14

pKw = -log 1,01 x 10-14 = 14 Tabel 1. Hasilkali ion air pada berbagai suhu

Suhu (0C) Kw x 10-14 Suhu (0C) Kw x 10-14

0 0,12 5 0,19 10 0,29 15 0,45 20 0,68 25 1,01 30 1,47

35 2,09 40 2,92 45 4,02 50 5,48 55 7,30 60 9,62 - -

Dalam larutan netral [H+] = [OH–] = √Kw = 10-7

Dalam larutan Basa [H+] > [OH–] dan [H+] > 10-7

Dalam larutan asam [H+] < [OH–] dan [H+] < 10-7

ASAM KUAT DAN BASA KUAT DALAM AIR Untuk asam kuat dan basa kuat tidak terjadi kesetimbangan, zat ini akan terurai

sempurna dalam larutan air, sehingga konsentrasi H+ atau OH- yang terbentuk adalah sama dengan konsentrasi asam atau basanya. Asam Kuat dalam Air

Larutan HCl 0,1 M dalam air akan menghasilkan ion H+ sebanyak 0,1 M, sehingga nilai pHnya = - log 0,1 = 1 HCl + H2O → H3O+ + Cl-

Larutan H2SO4 0,05 M dalam air akan menghasilkan ion H+ sebanyak 2 x 0,05 M = 0,1 M, sehingga nilai pH = - log 0,1 = 1 H2SO4 + H2O → 2 H3O+ + SO4

2-

Basa Kuat dalam Air Larutan NaOH 0,1 M dalam air menghasilkan ion OH - sebanyak 0,1

M, sehingga nilai pOH = - log OH- = - log 0,1 = 1, atau pH = pKw – pOH = 14 – 1 = 13NaOH → Na+ + OH-

Larutan Ba(OH)2 0,05 M dalam air, menghasilkan ion OH- sebanyak 2 x 0,05 M = 0,1 M, sehingga pOH = - log 0,1 = 1, atau pH = pKw – pOH = 14 – 1 = 13 Ba(OH)2 → Ba2+ + 2 (OH-)

KESETIMBANGAN ASAM LEMAH DAN BASA LEMAH DALAM AIR2. Kesetimbangan Asam Lemah dalam Air

Tinjau reaksi asam lemah, berikut :HA + H2O ↔ H3O+ + A-

(1-α)c αc αc α = derajat protolisa c = konsentrasi (mol/L)

karena harga Ka lebih kecil dari 10-4, maka (1-α) = 1, sehingga [H3O+] [A-] α2c2 α2c

Ka = K [H2O] = = = [HA] (1-α)c 1-α) = 1 Ka KaKa = α2c → α2 = → α = …….. (1) c c

Karena HA adalah asam lemah maka hanya sedikit yang terurai menjadi ion-ionnya. Setiap molekul HA akan bereaksi dengan H2O menghasilkan satu ion H3O+ dan satu ion A- maka dalam larutan terdapat [H3O+] = [A-] = αc, sehingga : Ka x c2

[H3O+] = αc = = Ka x c c

pH = - log [H3O+] = - logKa x cpH = ½ (pKa – log c) = ½ pKa - ½ log c ………… (2) Contoh Soal.

Hitung derajat protolisasi (α) dan pH larutan asam asetat 0,005 M, jika diketahui Ka = 1,8 x 10-5.

CH3COOH + H2O ↔ H3O + + CH3COO –

Ka 1,8x10-5 α = = = 6 x 10-2

c 5x10-3

[H3O+] = Ka x c = 1,8x10-5 x 5x10-3 = 3 x 10-4 M pH = - log 3 x 10-4 = 3,52

pH = ½ (pKa - log c) = ½ (4,74 – log 5x10-3) = ½ (4,74 + 2,3) = 3,52

3. Kesetimbangan Basa Lemah dalam AirReaksi basa lemah dalam air :A - + H2O ↔ HA + OH–

(1 – α)c αc αc

Misal, konsentrasi mula-mula c dan derajat protolisa α, maka : [HA] [OH–] → [HA] [OH–] K = → K [H2O] = Kb = [A-] [H2O] [A-] karena [HA] = [OH–] = αc , maka : αc x αc α2c Kb = Kb = (1-α)c (1-α) Jika Kb harganya 10-4 atau lebih kecil, maka (1-α) = 1, sehingga :

Kb Kb = α2c → α = c

Kb Kb c2 [OH–] = αc = c =

c c [OH–] = Kb x c pOH = - log [OH–] = - log Kb x c pOH = ½ (pKa – log c) = ½ pKa - ½ log c pH = pKw – pOH = 14 – (½ pKa - ½ log c)

• Contoh Soal.Berapa derajat ionisasi (α) dan pH larutan amonium hidroksida 0,02 M, Kb = 1,8 x 10-5

Reaksi :NH4OH + H2O ↔ NH4

+ + OH- Kb 1,8 x 10-5

α = = = 3 x 10-2 c 2 x 10 -2

[OH-] = Kb x c = 1,8 x 10-5 x 2 x 10-2 = 6 x 10-4 M

pOH = - log 6 x 10-4 = 4 – 0,7781 = 3,2219pH = 14 – 3,2219 = 10,78

BUFFER SOLUTIO ATAU LARUTAN DAPAR Jika diinginkan larutan pH = 2 dengan mudah dibuat dari larutan HCl 0,01 N,

tapi membuat pH = 6 tidak bisa dari larutan HCl 10-6 N, karena ada ion H+ dari air tidak bisa diabaikan.

Demikian juga diinginkan pH = 12 dengan mudah dibuat dari larutan NaOH 0,01 N, tapi membuat pH = 8 tidak bisa dari larutan NaOH 10 -6 N, karena ada ion OH- dari air tidak bisa diabaikan.

Untuk itu, maka larutan biasanya dibuat dari campuran asam lemah dengan garamnya yang berasal dari basa kuat, atau dibuat dari basa lemah dengan garamnya yang berasal dari asam kuat. Larutan ini disebut larutan Buffer atau larutan dapar.

Larutan buffer adalah larutan yang dapat mempertahankan pH-nya bila ditambahkan asam, basa atau garam dalam jumlah sedikit.

pH larutan akan mengalami perubahan satu satuan pH bila ditambah asam atau basa 10 kali lipat dari konsentrasi semula1. Buffer dari Campuran Asam Lemah dan Garamnya

Misal, campuran dari asam lemah HA dan garamnya NaANaA → Na + + A –

Garam terurai sempurna dalam air, sedangkan asam lemahnya hanya sedikit yang terurai,

HA + H2O ↔ H3O+ + A –

Disini [A –] berasal dari garam dan asam, sehingga tidak bisa diperlakukan seperti perhitungan pada asam lemah, dimana [A –] = [H3O+]. (lihat bagian reaksi asam lemah di atas). [H3O+] [A –]

Ka = [HA]

[HA] [H3O+] = Ka

[A –] [HA] [A –] - log [H3O+] = - log Ka – log = - log Ka + log

[A –] [HA] [A –] pH = pKa + log

[HA]atau secara umum dapat ditulis, [garam]pH = pKa + log Pers. Henderson-Hasselbach

[asam] [btk ion]pH = pKa + log

[btk molekul]

• Contoh : Hitung pH larutan berikut :1. Larutan HCL 0,000018 M = 1,8 x 10-6 M 2. Camputan asam asetat 0,1 M dan Na asetat 0,1 M, pKa = 4,743. pH larutan setelah penambahan basa NaOH 1,8 x 10-6 M

• Jawab1. pH HCl ? pH = -log [H3O+] = - log 1,8 x 10-6 = 4,74

[garam] (0,1) 2. pH buffer? pH = pKa + log = 4,74 + log = 4,74

[asam] (0,1)3. Masing2 di+kan NaOH 1,8 x 10-6 M, maka larutan pertama menjadi

netral, pH=7, sedang larutan kedua menjadi : CH3COOH + NaOH CH3COONa + H2O (0,1 –1,8 x 10-6) (1,8 x 10-6 M) (1,8 x 10-6 M) [garam] (0,1 + 1,8 x 10 -6 M) pH = pKa + log = 4,74 + log = 4,74 [asam] (0,1 - 1,8 x 10 -6 M)