Kesetimbangan Elektrolit Asam dan Basa
Asam sering dikenali sebagai zat
berbahaya dan korosif. Hal ini benar untuk beberapa jenis asam yang digunakan
di laboratorium, seperti asam sulfat dan asam klorida. Tetapi asam yang tidak
berbahaya juga banyak ditemui dalam kehidupan sehari – hari. Misalnya pada cuka
dan buah – buahan. Seperti halnya asam, basa juga sering digunakan dalam
kehidupan sehari – hari. Misalnya dalam pasta gigi, deterjen, atau cairan
pembersih. Secara umum, asam dapat dikenali dari bau dan rasanya yang tajam /
asam. Sedangkan basa bersifat licin dan rasanya pahit. Bila diteteskan pada
kertas litmus, asam akan memberikan warna merah dan basa akan memberikan warna
biru.
5.1. Teori – teori Asam Basa
5.1.1. Teori Arrhenius
Menurut Arrhenius (1884), asam adalah zat
yang melepaskan ion H+ atau H3O+ dalam air. Sedangkan basa adalah senyawa yang
melepas ion OH- dalam air.
HA +
aq à H+(aq) + A-(aq)
BOH +
aq à B+(aq) + OH-(aq)
Di dalam air, ion
H+ tidak berdiri sendiri, melainkan membentuk ion dengan H2O.
H+ + H2O à H3O+ (ion
hidronium)
Berdasarkan jumlah
ion H+ yang dapat dilepaskan, asam dapat terbagi menjadi
1.
Asam monoprotik à melepaskan 1 ion H+
Contoh : asam
klorida (HCl)
HCl à H+(aq) + Cl-(aq)
2.
Asam diprotik à melepaskan 2 ion
H+
Contoh : asam
sulfat (H2SO4)
H2SO4 à H+(aq) + HSO4-(aq)
HSO4- à
H+(aq) + SO42-(aq)
3.
Asam triprotik à melepaskan 3 ion H+
Contoh : asam
fosfat (H3PO4)
H3PO4 à H+(aq) + H2PO4-(aq)
H2PO4- à H+(aq) + HPO42-(aq)
HPO42- à H+(aq) + PO43-(aq)
Bila asam dan basa
direaksikan, maka produk yang akan terbentuk adalah senyawa netral (yang
disebut garam) dan air. Reaksi ini disebut sebagai reaksi pembentukan garam
atau reaksi penetralan, yang akan mengurangi ion H+ dan OH-
serta menghilangkan sifat asam dan basa dalam larutan secara bersamaan. Jika
asam yang bereaksi dengan basa adalah asam poliprotik, maka akan dihasilkan
lebih dari satu jenis garam. Misalnya pada rekasi antara NaOH dengan H2SO4.
NaOH + H2SO4 à NaHSO4 + H2O
NaHSO4 +
NaOH à Na2SO4 + H2O
Senyawa NaHSO4 disebut
sebagai garam asam, yaitu garam yang tebentuk dari penetralan parsial asam
poliprotik. Garam asam bersifat asam, sehingga dapat bereaksi dengan basa
membentuk produk garam lain yang netral dan air.
5.1.2. Teori
Brönsted – Lowry
Teori Arrhenius
ternyata hanya berlaku pada larutan dalam air. Teori ini tidak dapat
menjelaskan fenoena pada reaksi tenpa pelarut atau dengan pelarut bukan air.
Pada tahun 1923, Brönsted – Lowry mengungkapkan bahwa sifat asam – basa
ditentukan oleh kemempuan senyawa untuk melepas / menerima proton (H+).
Menurut Brönsted – Lowry, asam adalah senyawa yang memberi proton (H+)
kepada senyawa lain.
Contoh :
HCl +
H2O à H3O+ + Cl-
Sedangkan basa
adalah senyawa yang menerima proton (H+) dari senyawa lain.
Contoh : NH3 + H2O à
NH4+ + OH-
Dalam larutan,
asam / basa lemah akan membentuk kesetimbangan dengan pelarutnya. Misalnya HF
dalam pelarut air dan NH3 dalam air.
HF + H2O à H3O+ + F-
NH3 + H2O à NH4+ + OH-
Pasangan a1 – b2
dan a2 – b1 merupakan pasangan asam – basa konjugasi.
Ø
Asam konjugasi : asam yang terbentuk dari basa yang
menerima proton
Ø
Basa konjugasi : basa yang terbentuk dari asam yang
melepas proton
Teori Brönsted
– Lowry memperkenalkan adanya zat yang dapat bersifat asam maupun basa, yang
disebut sebagai zat amfoter. Contohnya adalah air. Di dalam larutan basa, air akan
bersifat asam dan mengeluarkan ion positif (H3O+).
Sedangkan dalam larutan asam, air akan bersifat basa dan mengeluarkan ion
negatif (OH-).
5.1.3. Teori Lewis
Lewis
mengelompokkan senaywa sebagai asam dan basa menurut kemampuannya melepaskan /
menerima elektron. Menurut Lewis,
Ø
Asam : - senyawa yang menerima pasangan elektron
- senyawa dengan
elektron valensi < 8
Ø
Basa : - senyawa yang mendonorkan pasangan elektron
- mempunyai
pasangan elektron bebas
Contoh : Reaksi
antara NH3 dan BF3
H3N
:
+ BF3 à H3NàBF3
Nitrogen
mendonorkan pasangan elektron bebas kepada boron. Pasangan elektron bebas yang
didonorkan ditandai dengan tanda panah antara atom nitrogen dan boron.
Kelebihan teori
Lewis ini adalah dapat menjelaskan reaksi penetralan yang dilakukan tanpa air.
Misalnya pada reaksi antara Na2O dan SO3. Menurut
Arrhenius, reaksi penetralan ini harus dilakukan dalam air.
Na2O + H2O à 2 NaOH
SO3 + H2O à H2SO4
2
NaOH +
H2SO4 à 2 H2O + Na2SO4
Teori Lewis
memberikan penjelasan lain untuk menjelaskan reaksi ini.
Na2O(s) + SO3(g) à Na2SO4(s)
2
Na+ + O2- à
2 Na+ + [ OàSO3 ]2-
5.2. Konsep pH
Air memiliki sedikit sifat elektrolit. Bila terurai, air
akan membentuk ion H+ dan OH-. Kehadiran asam atau basa
dalam air akan mengubah konsentrasi ion – ion tersebut. Untuk suatu larutan
dalam air, didefinisikan pH dan pOH larutan untuk menunjukkan
tingkat keasaman.
5.2.1 Derajat keasaman (pH) Asam / Basa Kuat
Penentuan pH asam / basa kuat dihitung dengan persamaan
pH = -
log [H+]
pOH = -
log [OH-]
Dalam satu liter air murni, terdapat ion H+
dan OH- dengan konsentrasi masing – masing 10-7 M. Sehingga,
pH air murni adalah
pH = -
log [10-7]
pH = 7
Hasil kali ion [H+] dan [OH-] dalam
air selalu konstan, dan disebut tetapan air (Kw).
Kw = [H+] [OH-] = 10-14
pH +
pOH = 14
5.2.2 Derajat keasaman (pH) Asam / Basa Lemah
Asam dan basa lemah hanya terurai sebagian dalam air.
Bila asam lemah terurai dalam air :
HA + H2O = H3O+ + A-
Tetapan kesetimbangan untuk asam lemah (Ka)
dinyatakan sebagai :
Ka = 
Nilai
pH asam lemah dinyatakan sebagai:
pH
= 
M adalah nilai konsentrasi larutan yang akan ditentukan
derajat keasamannya.
Basa lemah terurai dalam air dengan reaksi
NH3 + H2O = NH4+ + OH-
Tetapan
kesetimbangan untuk asam lemah (Ka) dinyatakan sebagai :
Kb
= 
Nilai pOH basa
lemah dinyatakan sebagai :
pOH
= 
5.3.
Larutan Penyangga (Buffer)
Bila suatu larutan mengandung asam dan basa lemah, larutan
tersebut dapat menyerap penambahan sedikit asam / basa kuat. Penambahan asam
kuat akan dinetralkan oleh basa lemah, sedangkan penambahan basa kuat akan
dinetralkan oleh asam lemah. Larutan seperti ini disebut sebagai larutan
penyangga atau larutan buffer. Pada
umumnya, larutan penyangga merupakan pasangan asam – basa konjugasi yang dibuat
dari asam / basa lemah dan garamnya. Contohnya asam asetat (CH3COOH)
dan natrium asetat (CH3COONa). Ion asetat (CH3COO-)
merupakan basa konjugat dari asam asetat. Untuk larutan penyangga, nilai pH dan
pOH dinyatakan sebagai
pH = pKa + log 
pOH = pKb + log 
Contoh soal :
Suatu larutan penyangga dibuat dengan mencampurkan tepat
200mL 0,6M NH3 dan 300mL 0,3M NH4Cl. Jika volume
diasumsikan tepat 500mL, berapa pH larutan tersebut ?
Jawab :
Jumlah mol NH3 dalam campuran = 0,6 mol/L x
0,2 L = 0,12 mol
Jumlah mol NH4+ dalam campuran =
0,3 mol/L x 0,3 L = 0,09 mol
Konsentrasi asam dan garam dalam larutan
[NH3] = 
M = 0,24 M
M = 0,24 M
[NH4+] = 
M = 0,18 M
M = 0,18 M
Karena larutan penyangga dibuat dari basa lemah dan
garamnya, maka
pOH
= pKb + log
pOH =
4,74 + log 
pOH
= 4,74 + log 
pOH = 4,61
pH = 14 – 4,61
= 9,39
Larutan penyangga
mempunyai peran yang besar dalam kehidupan. Salah satu contoh larutan penyangga
adalah H2CO3 / HCO3- dalam darah,
yang bertugas menjaga agar pH darah tetap netral.
5.4. Hasil Kali
Kelarutan
Pada umumnya,
sebagian besar garam, yang terbentuk dari reaksi penetralan asam – basa, larut
dalam air. Dalam larutan jenuh, berlaku asumsi adanya kestimbangan antara garam
yang tidak terlarut dengan ion – ion garam yang terlarut.
Contoh
: AgCl(s) = Ag+(aq) + Cl-(aq)
K = 
K . [AgCl] = [Ag+]
[Cl-]
Ksp = [Ag+]
[Cl-]
Besaran Ksp disebut sebagai konstanta hasil
kali kelarutan, yang nilainya tertentu untuk tiap jenis garam. Karena nilai Ksp
diketahui, maka kelarutan Ag+ dan Cl- dalam air murni
dapat dihitung.
Ksp
= [Ag+] [Cl-]
1,7.10-10
= x.x
x =
√1,7.10-10 = 1,3.10-5 M
Jika garam
dilarutkan dalam pelarut yang mengandung salah satu ion pembentuk garam
tersebut, maka kelarutannya akan lebih kecil. Hal ini disebut sebagai pengaruh
ion sejenis.
Contoh : AgCl yang
dilarutkan dalam larutan NaCl 0,01M.
Diketahui : Ksp
= 1,7.10-10
|
|
[Ag+]
|
[Cl-]
|
|
m
|
-
|
0,01
|
|
b
|
x
|
x
|
|
s
|
x
|
0,01 – x ≈
0,01
|
Ksp
= [Ag+] [Cl-]
1,7.10-10 = x .
0,01
x =
1,7.10-8
5.5. Hidrolisa
Bila garam bereaksi dengan air, maka akan terurai dan
melepaskan asam atau basa bebas.
BA + H2O =
BOH + HA
Proses ini disebut sebagai hidrolisa. Salah satu produk
reaksi ini (HA atau BOH) akan terurai kembali bila asam atau basa tersebut
merupakan elektrolit kuat. Tetapan kesetimbangan reaksi hidrolisa (Kh)
dinyatakan sebagai
Kh = 
( bila garam
terbentuk dari basa kuat dan asam lemah )
( bila garam
terbentuk dari basa kuat dan asam lemah )
atau Kh = 
( bila garam
terbentuk dari asam kuat dan basa lemah )
( bila garam
terbentuk dari asam kuat dan basa lemah )
Perbandingan antara bagian yang terhidrolisa dengan kadar
garam semula disebut derajat hidrolisa (g).
0 Comments
