LARUTAN ASAM DAN BASA (ACID AND ALKALINE SOLUTIONS)

A.   Mengenal asam dan basa

Dalam kehidupan sehari hari kita sering mengkonsumsi bahan bahan kimia yang memiliki sifat ASAM dan sifat BASA. Sebagai contoh jika saya bertanya sifat apa yang dimiliki cuka? Pasti anda jawaban anda pasti tertuju pada ASAM sesuai dengan rasanya yang masam. Berbeda dengan ASAM, senyawa BASA memiliki rasa yang pahit dan teksturnya licin. Contoh dalam kehidupan sehari hari untuk senyawa BASA adalah sabun atau kapur sirih.

Selain kedua contoh di atas, banyak lagi senyawa ASAM dan BASA di lingkungan kita, contoh ASAM adalah air aki yang digunakan dalam accumulator(aki), HCl yang digunakan sebagai pembersih, Asam Sitrat yang digunakan dalam perisa makanan, dll. Contoh BASA dalam kehidupan sehari hari adalah sabun, kapur sirih, kapur tohor.

 

SIFAT ASAM

·         Memiliki rasa masam

·         Reaksi dengan logam tertentu hasilkan gas hidrogen.

·         Reaksi dengan karbonat dan bikarbonat menghasilkan gas CO2

·         Korosif (menyebabkan korosi)

·         Menghasilkan ion H+ dalam air

·         Memerahkan kertas indicator lakmus biru

 

SIFAT BASA

·         Memiliki rasa getir

·         Terasa licin ditangan

·         Caustik (merusak kulit)

·         Menghasilkan ion OH- dalam air

·         Membirukan kertas indicator lakmus merah

sumber asam dan basa adalah bahan makanan dan bahan – bahan lainnya di sekitar kita, seperti buah – buahan, obat – obatan, pewarna makanan dan tekstil dan lain – lainnya.

B.   Teori asam dan basa

Tiga teori asam dan basa sebagai teori dasar tentang pemahaman larutan asam dan basa

1.    teori Asam Basa Archenius

Menurut Arrhenius Asam adalah zat yang jika dimasukkan dalam air zat tersebut dapat menghasilkan ion hydronium (H+).

Jika HaX adalah asam, maka reaksi ionisasi senyawa HaX dalam air adalah sebagai berikut:

 HaX (aq) → aH+ (aq) + Xa- (aq)

 Keterangan: a : valensi asam atau jumlah ion H+ yang dihasilkan jika 1 molekul senyawa asam mengalami reaksi ionisasi.

Berikut adalah contoh senyawa yang termasuk asam dan reaksi ionisasinya dalam air:

 

No.

Rumus Kimia

Nama

Reaksi ionisasi

1.

HCl

Asam klorida

HCl (aq) → H+ (aq) + Cl- (aq)

2.

HBr

Asam bromida

HBr (aq) → H+ (aq) + Br-(aq)

3.

H2SO4

Asam sulfat

H2SO4 (aq) → 2H+ (aq) + SO4 2-(aq)

4.

HNO3

Asam nitrat

HNO3 (aq) → H+ (aq) + NO3 - (aq)

5.

H2S

Asam sulfida

H2S (aq) → 2H+ (aq) + S2- (aq)

6.

CH3COOH

Asam asetat

CH3COOH(aq) → H+(aq) + CH3COO- (aq)

 

Menurut Arrhenius basa adalah zat yang jika dimasukkan dalam air zat tersebut dapat menghasilkan ion hidroksida (OH-).

Jika L(OH)b adalah asam, maka reaksi ionisasi senyawa L(OH)b dalam air adalah sebagai berikut:

 L(OH)b (aq) →Lb+ (aq) + bOH- (aq)

 Senyawa NH3 merupakan senyawa kovalen polar tetapi bersifat basa karena dalam air dapat menghasilkan ion hidroksida.

Beberapa contoh basa dan reaksi ionisasinya

 

No.

Rumus Kimia

Nama

Reaksi ionisasi

1.

NaOH

Natrium hidroksida

NaOH (aq) → Na+ (aq) + OH- (aq)

2.

KOH

Kalium hidroksida

KOH (aq) → K+ (aq) + OH- (aq)

3.

Mg(OH)2

Magnesium hidroksida

Mg(OH)2 (aq) → Mg2+ (aq) + 2OH- (aq)

4.

Al(OH)3

Aluminium hidroksida

Al(OH)3 (aq) → Al3+ (aq) + 3OH- (aq)

5.

NH3

Amoniak

NH3(aq)+ H2O(l) NH4 + (aq) + OH- (aq)

 Kelemahan Teori asam basa Arrhenius tidak bisa menjelaskan sifat asam basa pada larutan yang tidak mengandung air.

 2.    Teori Asam Basa Bronsted Lowry

Bronsted-lowry menjelaskan basa adalah spesi (ion atau molekul) yang dapat memberikan ion H+ (donor proton), sedangkan basa adalah spsesi yang dapat menerima ion H+(akseptor proton)

 Asam = donor H+

Basa = akseptor H+

Berikut adalah contoh teori ini dalam menjelaskan sifat asam dan basa suatu larutan.

 Dari peristiwa transfer proton tersebut maka masing-masing larutan dapat dijelaskan sifat asam dan basanya sebagai berikut:

HCl (aq) + H2O (aq) H3O+ (aq) + Cl- (aq)

 Asam 1     basa 2           asam 2        basa 1

HCl bersifat asam karena memberikan ion H+ pada molekul H2O, kemudian H2O bersifat basa karena menerima ion H+ dari HCl. Cl- adalah basa konjugasi dari HCl, berikut reaksi penjelasannya:

 HCl H+ + Cl -

Asam         basa konjugasi

H3O+ adalah asam konjugasi dari H2O, berikut reaksi penjelasannya:

H2O + H+ H3O+

Basa              asam konjugasi

 Asam dan basa konjugasi atau basa dan asam konjugasi disebut sebagai pasangan asam basa konjugasi. Garis hubung berikut menunjukkan pasangan asam basa konjugasi

3.    Teori Asam Basa Lewis

Dalam kesempatan lain, G. N. Lewis mengemukakan teori asam basa yang lebih luas dibanding kedua teori sebelumnya. Teori asam basa Lewis menjelaskan bahwa asam adalah spesi penerima pasangan elektron, sedangkan basa adalah spesi yang memberikan pasangan elektron.

Asam = akseptor pasangan elektron.

Basa = donor pasangan electron

Sebagai contoh, reaksi antara BF3 dan NH3 merupakan reaksi asam–basa, di mana BF3 sebagai asam Lewis dan NH3 sebagai basa Lewis. NH3 memberikan pasangan elektron kepada BF3 sehingga membentuk ikatan kovalen koordinasi antara keduanya.

Kelebihan definisi asam basa Lewis adalah dapat menjelaskan reaksi-reaksi asam–basa lain dalam fase padat, gas, dan medium pelarut selain air yang tidak melibatkan transfer proton.

 

C.   Indikator Asam basa

Jika kita ingin mengetahui apakah suatu senyawa bersifat asam, basa atau bahkan tidak keduanya cara yang paling mudah dan murah adalah dengan kertas lakmus. Apa itu lakmus? Lakmus berasal dari kata litmus yaitu sejenis tanaman yang dapat menghasilkan warna jika ada asam atau basa. Lakmus merupakan asam lemah, dan biasa ditulis sebagai Hlit. Ketika dalam air terbentuk :

 HLit (aq) à  H+(aq) + Lit - (aq)

Namun kekuatan asam atau basa tidak dapat ditunjukkan oleh lakmus. Maka digunakan beberapa indikator lain yang memiliki perubahan warna berbeda jika

pH atau kekuatan asamnya berbeda, dibawah ini table perubahan (trayek) warna beberapa indicator buatan:

 

Berdasarkan dari asal muasalnya indicator ada dua, yaitu:

1.    Indikator Alami

Adalah bahan – bahan alami yang dapat mengalami perubahan warna ketika dicampurkan dengan asam dan atau dicampurkan dengan basa. contoh : ekstrak bunga, daun dan batang serta akar tumbuhan.

2.    Indikator Buatan

Adalah bahan bahan yang sengaja di buat dan digunakan sebagai indicator asam basa, contoh : Penoftalien, Bromtimol biru, metil merah, metil biru dan pH meter.

 

D.   Kesetimbangan Ion dalam larutan asam basa

 1.    Tetapan Kesetimbangan Air

Air merupakan pelarut universal yang bersifat elektrolit sangat lemah. Sebagian kecil molekul air terionisasi menjadi ion H+ dan OH- , menurut reaksi:

H2O (l) H+ (aq) + OH- (aq)

 maka tetapan kesetimbangan air adalah K [ H2O] = Kw dengan rumus:

 Kw = [H+] [OH-]

 dari hasil pengukuran harga Kw = 10 – 14, karena dalam air murni (netral), perbandingan ion H+ dan OH- adalah [H+] = [OH-]

sehingga  

    Kw = [H+] [OH-]

10 -14 = [H+] [OH-]

10 -14 = [H+] [H+]

10 -14 = [H+]2

  [H+] = √10 -14

  [H+] = 10 -7 M

[OH-] = 10-7 M

 2.    Pengaruh penambahan Asam dan Basa pada Kesetimbangan air

a.    Pengaruh penambahan asam pada air murni, menyebabkan perbandingan ion H+ dan OH- menjadi [H+] > [OH-]

b.    Pengaruh penambahan basa pada air murni, menyebabkan perbandingan ion H+ dan OH- menjadi [H+] < [OH-]

 3.    Cara Menghitung konsentrasi ion H+ dan OH- dalam larutan.

a. Asam Kuat

Suatu asam dikatakan sebagai asam kuat jika asam tersebut dapat terionisasi secara sempurna.

Contoh senyawa yang termasuk asam kuat :

1) Asam sulfat (H2SO4)

2) Asam bromida (HBr)

3) Asam iodida (HI)

4) Asam klorat (HClO3)

5) Asam perklorat (HClO4)


Cara menghitung konsentrasi ion H+ dan OH- dalam larutan asam kuat menggunakan rumus:

 

  [H+] = Ma x a

 Dengan:

[H+] = konsentrasi ion H+ (mol/L atau Molar)

Ma  = Molaritas asam kuat (mol/L atau Molar)

a     = valensi asam kuat.

 Sedangkan untuk konsentrasi ion OH- menggunakan rumusan Kw.

Untuk menghitung konsentrasi ion H+ dan ion OH- dalam larutan asam kuat perhatikan contoh berikut:

 Berapa konsentrasi ion H+ dan ion OH- dalam larutan HCl 0,1 M pada suhu 25 0C?

Penyelesaian :

Diketahui :

Ma = 0,1 M

Ditanya :

[H+]   = ?

[OH-] = ?

Jawab :

HCl adalah asam kuat, rumus menghitung [H+] adalah

[H+] = Ma × a

       = 0,1 × 1

       = 0,1 mol/L

Untuk menghitung [OH-], kalian bisa menggunakan rumusan Kw, sebagai berikut:

Kw = [H+] [OH-] (nilai Kw = 10-14 pada suhu 25 0C) sehingga

 10-14 = 0,1× [OH-]

[OH-]= 10-14 / 0,1

[OH-]= 10-13 mol/L

 Jadi

[H+]   = 0,1 mol/L

[OH-] = 10-13 mol/L

b. Basa Kuat

Basa kuat adalah basa yang dapat terionisasi dengan sempurna.

Contoh senyawa yang termasuk basa kuat:

1) Litium hidroksida (LiOH)

2) Natrium hidroksida (NaOH)

3) Kalium hidroksida (KOH)

4) Kalsium hidroksida (Ca(OH)2)

5) Rubidium hidroksida (RbOH)

6) Stronsium hidroksida (Sr(OH)2)

7) Sesium hidroksida (CsOH)

8) Barium hidroksida (Ba(OH)2)

9) Magnesium hidroksida (Mg(OH)2)

10)Berilium hidroksida Be(OH)2)

Cara menghitung konsentrasi ion H+ dan OH- dalam larutan basa kuat menggunakan rumus:

 [OH-] = Mb x b

 Dengan:

[OH-] = konsentrasi ion OH- (mol/L atau Molar)

Mb    = Molaritas basa kuat (mol/L)

b       = valensi basa kuat

 Sedangkan untuk konsentrasi ion H+ menggunakan rumusan Kw.

Contoh soal:

Berapa konsentrasi ion H+ dan ion OH larutan NaOH 0,1M pada suhu 25 0C?

Penyelesaian :

Diketahui :

Mb = 0,1 M

Ditanya :

[H+]   = ?

[OH-] = ?

Jawab :

NaOH adalah basa kuat, rumus menghitung [OH-] adalah

[OH-] = Mb × b

         = 0,1 × 1

         = 0,1 mol/L

Untuk menghitung [H+], kalian bisa menggunakan rumusan Kw, sebagai berikut:

Kw = [H+] [OH-] (nilai Kw = 10-14 pada suhu 25 0C) sehingga

10-14 = [H+] × 0,1

[H+] = 10 -14 / 0,1

[H+] = 10-13 mol/L

Jadi

[OH-] = 0,1 mol/L

[H+] = 10-13 mol/L

c. Asam Lemah

Asam lemah adalah asam yang terionisasi Sebagian dalam air. Contoh senyawa asam lebih:

1) Asam format (HCOOH)

2) Asam asetat atau Asam cuka (CH3COOH)

3) Asam fluorida (HF)

4) Asam karbonat (H2CO3)

5) Asam sianida (HCN)

6) Asam nitrit (HNO2)

7) Asam hipoklorit (HClO)

8) Asam sulfit (H2SO3)

9) Asam sulfida (H2S)

10)Asam fosfit (H3PO3)

 Cara menghitung konsentrasi ion H+ dan OH- dalam larutan asam lemah menggunakan rumus:

 

[H+] = Ka x Ma

atau

[H+] = x Ma

Dengan :

Ka = tetapan ionisasi asam lemah.

Ma = molaritas asam lemah

α    = derajat ionisasi asam lemah

 Untuk menghitung konsentrasi ion H+ dan OH- dalam larutan asam lemah perhatikan contoh berikut:

Contoh soal:

Tentukan konsentrasi ion H+ dan OH- dalam larutan CH3COOH 0,1 M dengan Ka CH3COOH = 10-5?

Penyelesaian :

Diketahui :

Ma = 0,1 M

Ka = 10-5

Ditanya :

[H+] = ?

[OH-] = ?

Jawab :

Larutan CH3COOH adalah asam lemah, maka untuk menghitung konsentrasi ion H + menggunakan rumus:

[H+] = √Ka × Ma

[H+] = √10-5 × 0,1

[H+] = √10-6

[H+] = 10-3 mol/L

Sedangkan untuk konsentrasi ion OH- menggunakan rumusan Kw, sebagai berikut:

Kw = [H+] [OH-] (nilai Kw = 10-14 pada suhu 25 0C) sehingga

10-14= 10-3 × [OH-]

[OH-]= 10-14 / 10-3

[OH-]= 10-11mol/L

Jadi

[H+] = 10-3 mol/L

[OH- ] = 10-11mol/L

d. Basa Lemah

Basa lemah adalah basa yang terion sebagian ketika larut dalam air.

Contoh senyawa yang termasuk basa lemah adalah

1) Amonium hidroksida (NH4OH)

2) Aluminium hidroksida (Al(OH)3)

3) Besi (III) hidroksida (Fe(OH)3)

4) Amoniak (NH3)

5) Besi (II) hidroksida (Fe(OH)2)

Dalam air, hanya sebagian basa lemah terurai menjadi ion-ionnya, sehingga  derajat ionisasinya 0 < α < 1.

 Cara menghitung konsentrasi ion H+ dan OH- dalam larutan basa lemah menggunakan rumus:

 

[OH-] = Kb x Mb

atau

[OH-] = x Mb

Dengan :

Kb = tetapan ionisasi basa lemah.

Mb = molaritas basa lemah

α    = derajat ionisasi basa lemah

 Untuk menghitung konsentrasi ion H+ dan OH- dalam larutan asam lemah perhatikan contoh berikut:

Contoh soal:

Tentukan konsentrasi ion H+ dan OH- dalam larutan NH3 0,1 M dengan Kb

NH3 = 10-5?

Penyelesaian :

Diketahui :

Mb = 0,1 M

Kb = 10-5

Ditanya :

[H+] = ?

[OH-] = ?

Jawab :

Larutan NH3 adalah basa lemah, maka untuk menghitung konsentrasi ion OHmenggunakan rumus:

[OH-] = √Kb × Mb

[OH-] = √10-5 × 0,1

[OH-] = √10-6

[OH-] = 10-3 mol/L

Untuk menghitung [H+], kalian bisa menggunakan rumusan Kw, sebagai berikut:

Kw = [H+] [OH-] (nilai Kw = 10-14 pada suhu 25 0C) sehingga

10-14 = [H+] ×10-3

[H+]= 10-14 / 10-3

[H+]= 10-11 mol/L

Jadi

[OH-] = 10-3  mol/L

[H+] = 10 -11 mol/L

 

E.   Derajat Keasaman

Ukuran keasamaan suatu larutan ditentukan oleh konsentrasi ion hidrogen. Untuk memudahkan pengukuran, maka konsentrasi ion hidrogen dinyatakan dalam pH (pangkat hidrogen). Konsep pH pertama kali diajukan oleh seorang ahli biokimia dari Denmark yaitu S.P. Sorensen pada tahun 1909. Menurut Sorensen pH merupakan logaritma negatif dari konsentrasi ion hidrogen dan dirumuskan sebagai berikut:

 

pH = - log [ H +]

 Skala pH diberikan gambar berikut:

Berdasarkan Gambar di atas, larutan asam merupakan larutan dengan pH di bawah 7 ( PH<7). Semakin ke kiri trayek pH semakin kecil yang artinya sifat keasaman akan semakin kuat.

Sedangkan, larutan netral memiliki nilai pH sama dengan 7 (PH = 7). Larutan basa memilki nilai pH di atas 7 (PH >7). Semakin ke kanan trayek pH semakin besar yang artinya sifat kebasaan akan semakin kuat.

Untuk mengukur derajat kebasaan dari suatu larutan basa dinyatakan dengan pOH yang dirumuskan sebagai berikut:

 pOH = - log [ OH - ]

 Hubungan antara pH dan pOH diturunkan dari persamaan tetapan kesetimbangan air (Kw) pada temperatur 25 0C yaitu:

[H+][OH-]   = Kw

pH + pOH = pKw

pH + pOH = 10 -14

 Contoh Soal :

1.    Hitung pH larutan asam sulfat 0,05 M.

Penyelesaian:

Diketahui :

Asam sulfat (H2SO4) adalah asam kuat bervalensi 2 Ma = 0,05 M a = 2

Ditanya :

pH = ?

Jawab :

[H+] = Ma × a

       = 0,05 × 2

      = 0,1 mol/L

pH = - log [H+]

     = - log 0,1

     = - log 10-1 = 1

2.    Hitung pH larutan NH3 0,4 M dengan Kb NH3 = 10-5!

Penyelesaian:

Diketahui :

NH3 adalah basa lemah bervalensi 1

Mb = 0,01 M

Kb = 10-5

Ditanya :

pH = ?

Jawab :

[OH-] = √10-5 × 0,4

[OH-] = √4× 10-6

[OH-] = 2 × 10-3 mol/L

pOH = - log [OH-]

= - log 2 × 10-3

= 3 - log 10-3

pH + pOH = 14

pH = 14 – pOH

= 14 – (3 - log 10-3)

= 11 + log 10-3

F.    Reaksi Asam dan Basa

Reaksi asam dan basa sering di sebut reaksi penetralan juga disebut reaksi penggaraman. Bagaimana terjadinya penetralan pada larutan asam dan basa?

Coba perhatikan gambar pada saat larutan asam klorida direaksikan dengan larutan natrium hidroksida.

 

HCl(aq)+ NaOH(aq) à NaCl(aq) + H2 O(l)

asam          basa              garam         air

 Pada reaksi antara asam dan basa, ion hidrogen, H+ (aq) dan ion hidroksida, OH (aq) bergabung membentuk molekul air yang bersifat netral.

 H+(aq) + OH (aq)  à H2 O(l)

 Ion Na+(aq) dan ion Cl (aq) tetap di dalam larutan NaCl. Jika diuapkan akan dihasilkan NaCl padat atau garam dapur.

Jika jumlah mol ion H+ dari asam sama dengan jumlah mol ion OH dari basa maka hasil reaksi akan bersifat netral. hasil lainnya adaalah senyawa garam (NaCl), sehingga reaksi tersebut dinamakan reaksi penetralan atau penggaraman.

 Contoh reaksi penetralan (penggaraman) yang lain yaitu:

 

·         HCl(aq) + KOH(aq) à  KCl(aq) + H2O(l)

·         CH3COOH(aq) + NaOH(aq)  à CH3COONa(aq) + H2O(l)

Reaksipenetralan asam atau basa dapat dilakukan dengan tepat melalui cara titrasi. Titrasi asam basa adalah penambahan larutan standar atau larutan yang telah diketahui konsentrasinya.

Larutan standar ditambahkan ke dalam larutan asam atau basa sampai suasana netral. Keadaan netral pada titrasi ditunjukkan oleh indikator yang digunakan yaitu indikator yang berubah warna pada suasana netral yaitu pH = 7. Misalnya indikator fenolftalein. Sebenarnya indikator ini memiliki trayek pH 8,2 – 10 tetapi biasa digunakan karena perubahan warnanya mudah diamati yaitu dari tidak berwarna menjadi merah.

Contoh Tabel hasil titrasi asam basa

Titrasi Asam kuat – Basa Kuat

Titrasi Asam lemah – Basa Kuat

 

 

Previous
Next Post »