LARUTAN ASAM 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.

4.1. Teori – teori Asam Basa

4.1.1. 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)  + SO₄^2-_(aq)

3.       Asam triprotik à melepaskan 3 ion H⁺

Contoh : asam fosfat (H₃PO₄)

                        H₃PO₄  à  H⁺_(aq)  + H₂PO₄^-_(aq)

H₂PO₄^-  à  H⁺_(aq)  + HPO₄^2-_(aq)

HPO₄^2- à  H⁺_(aq)  + PO₄^3-_(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.

4.1.2. Teori Brönsted – Lowry

`Teori Arrhenius ternyata hanya berlaku pada larutan dalam air. Teori ini tidak dapat menjelaskan fenomena pada reaksi tanpa 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.

                                                

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^-).

4.1.3. 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)  +  SO_3(g)   à   Na₂SO_4(s)

                                2 Na⁺  +  O^2-   à   2 Na⁺  +  [ OàSO₃ ]^2-

4.2. 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.

4.2.1 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 (K_w).

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

                                                                pH  +  pOH  =  14

4.2.2 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 (K_a) dinyatakan sebagai :

Nilai pH asam lemah dinyatakan sebagai:

                                                                pH  =  - log [H⁺]

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 (K_a) dinyatakan sebagai :

  

Nilai pOH basa lemah dinyatakan sebagai :

                                                                pOH  =  - log [OH^-]

4.3. 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

4.4. 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 :               

 

Besaran K_sp disebut sebagai konstanta hasil kali kelarutan, yang nilainya tertentu untuk tiap jenis garam. Karena nilai K_sp diketahui, maka kelarutan Ag⁺ dan Cl^- dalam air murni dapat dihitung.

K_sp  =  [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 : K_sp = 1,7.10^-10

	[Ag+]	[Cl-]
m	-	0,01
b	x	x
s	x	0,01 – x  ≈  0,01

                K_sp  =  [Ag⁺] [Cl^-]

                                                1,7.10^-10  =  x . 0,01

                                                x  =  1,7.10^-8

4.5. 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 (K_h) dinyatakan sebagai

                                K_h  =  Kw  ( bila garam terbentuk dari basa kuat dan asam lemah )

                                          Ka

atau                       K_h  =  Kw   ( bila garam terbentuk dari asam kuat dan basa lemah )

                                         Kb

Perbandingan antara bagian yang terhidrolisa dengan kadar garam semula disebut derajat hidrolisa (g).