Pengguna:Hysocc/Buku/Asam basa

Asam-basa Acids-bases	Ini adalah buku pengguna yang merupakan koleksi artikel yang dapat dengan mudah dirender secara elektronik, dan dipesan sebagai buku cetak. Jika Anda pembuat buku ini, dan memerlukan bantuan, silakan lihat Bantuan:Buku.
	Sunting buku ini:	Pembuat buku · Teks wiki
	Pilih format untuk diunduh:	PDF (A4) · PDF (Letter)
	Pesan buku tercetak dari penerbit berikut:	PediaPress
	[ Tentang ] [ Lanjutan ] [ FAQ ] [ Umpan balik ] [ Bantuan ] [ ProyekWiki ] [ Perubahan terbaru ]

Asam dan basa merupakan konsep yang menunjukkan keseimbangan antara ion hidrogen dan hidroksida yang terdapat di dalam suatu larutan. Larutan asam basa banyak terdapat di sekitar manusia. Air perasan jeruk merupakan zat asam. Air pengisi akumulator jauh lebih asam dari air perasan jeruk, namun bukan untuk dicicipi oleh lidah. Air laut bersifat basa karena banyak mengandung mineral alkali yang terlarut di dalamnya. Cairan pemutih pakaian jauh lebih basa dibandingkan air laut. Air murni memiliki keasaman yang netral, dalam arti tidak asam maupun basa, karena ion hidrogen dan ion hidroksida yang bercampur dalam jumlah yang seimbang akan menghasilkan air. Sedangkan darah juga bersifat netral namun bukan karena seratus persen berisi air, melainkan karena darah memiliki senyawa yang berfungsi sebagai larutan penyangga.

Tingkat keasaman dan kebasaan suatu larutan diukur dengan satuan pH, yang merupakan singkatan dari potential of hydrogen. Beberapa buku menyebut pH sebagai singkatan dari power of hydrogen.

Berbagai teori dikembangkan untuk menjelaskan konsep asam basa tersebut.

Dikembangkan oleh Svante August Arrhenius pada tahun 1887. Teori ini mendasarkan pada kemampuan suatu senyawa dalam melepaskan ion hidrogen atau hidroksida. Senyawa yang mampu melepaskan ion hidrogen disebut dengan senyawa asam dan menghasilkan larutan asam. Misal asam klorida. Sedangkan senyawa yang mampu melepaskan ion hidroksida disebut dengan senyawa basa dan menghasilkan larutan basa. Misal natrium hidroksida.

Tidak semua senyawa yang mengandung hidrogen akan melepaskan ion hidrogen, misal metana. Metana tidak akan melepaskan ion hidrogen jika dilarutkan ke dalam air. Begitu juga sebaliknya, tidak semua senyawa yang mengandung gugus hidroksida melepaskan ion hidroksida. Misal metanol yang memiliki rumus kimia CH₃OH, ia tidak akan melepaskan ion hidroksida jika dilarutkan air.

Perhatikan reaksi di bawah ini:

${\displaystyle NaOH+HCl\rightarrow NaCl+H_{2}O}$

Pada reaksi di atas, ${\displaystyle NaOH}$ bertindak sebagai basa karena melepas ion hidroksida (${\displaystyle OH^{-}}$), dan ${\displaystyle HCl}$ bertindak sebagai asam karena melepaskan ion ${\displaystyle H^{+}}$. Kedua ion yang dilepaskan menghasilkan ${\displaystyle H_{2}O}$ (air).

Namun teori ini tidak dapat menjelaskan mengapa pada reaksi antara amonia (NH₃) dan asam klorida (HCl) membentuk senyawa netral (amonium klorida, NH₄Cl) yang tidak melepaskan ion hidrogen.

Secara singkat, definisi asam dan basa Arrhenius:

• asam adalah senyawa yang melepaskan ion hidrogen
• basa adalah senyawa yang melepaskan ion hidroksida

Teori asam basa Brønsted-Lowry dikembangkan pada tahun 1923 oleh Johannes Nicolaus Brønsted, ilmuwan asal Denmark, dan Martin Lowry, ilmuwan asal Inggris. Teori ini mendasarkan pada tidak hanya mengenai keberadaan ion hidrogen dan hidroksida, namun lebih spesifik lagi pada peran ion hidrogen atau proton dalam pembentukan senyawa. Senyawa yang menyumbangkan proton dalam pembentukan senyawa disebut dengan asam, sedangkan senyawa yang menerima proton disebut dengan basa.

Basis dari teori asam basa Brønsted-Lowry adalah sebagai berikut:

${\displaystyle HX+Y\rightleftharpoons X^{-}+YH^{+}}$

dengan ${\displaystyle H^{+}}$ adalah ion hidrogen. Pada reaksi di atas, ${\displaystyle X}$ merupakan asam karena memindahkan proton atau ion hidrogen ke ${\displaystyle Y}$. Sedangkan ${\displaystyle Y}$ disebut basa karena menerima proton.

Teori ini juga mendukung keberadaan senyawa amfoterik, yaitu senyawa yang dapat bertindak sebagai asam maupun basa sekaligus. Misal seperti pada reaksi berikut:

${\displaystyle HCO_{3}^{\ -}+H_{3}O^{+}\rightleftharpoons H_{2}CO_{3}+H_{2}O}$

ion ${\displaystyle HCO_{3}^{\ -}}$ bertindak sebagai basa karena menerima proton dari ${\displaystyle H_{3}O^{+}}$. Sedangkan pada reaksi di bawah ini:

${\displaystyle HCO_{3}^{\ -}+OH^{-}\rightleftharpoons CO_{3}^{\ 2-}+H_{2}O}$

ion ${\displaystyle HCO_{3}^{\ -}}$ bertindak sebagai asam karena memberikan proton kepada ion hidroksida.

Berikut adalah daftar ion amfoter:

Ion	Melepaskan H+	Menerima H+
HCO3-	CO32-	H2CO3
HSO4-	SO42-	H2SO4
HPO42-	PO43-	H2PO4-
HC2O4-	C2O42-	H2C2O4
HS-	S2-	H2S

Dikembangkan oleh Gilbert Newton Lewis, ilmuwan asal Amerika Serikat. Teori ini menghilangkan kebutuhan terhadap ion hidroksida maupun hidrogen dalam menentukan apakah senyawa disebut asam atau basa. Bagi Lewis, asam adalah yang menerima pasangan elektron dalam reaksi kimia, sedangkan basa adalah yang memberikan pasangan elektron. Penjelasan teori asam basa Lewis dapat digambarkan pada reaksi pembentukan ion amonium di bawah ini:

${\displaystyle NH_{3}+H_{2}O\rightleftharpoons NH_{4}^{+}+OH^{-}}$

Pada reaksi di atas, amonia (NH₃) memberikan pasangan elektron pada ion hidrogen. Sehingga dapat dikatakan bahwa amonia adalah basa, dan H₂O adalah asam. Kita bisa mengetahui adanya pasangan elektron melalui analisis elektron valensi. Nitrogen memiliki valensi 5, dan hidrogen 1. Sehingga NH₃ akan menyisakan dua pasangan elektron bebas seperti yang terlihat pada gambar.

Contoh lainnya adalah reaksi pembentukan ion boron tetrafluorida:

${\displaystyle BF_{3}+F^{-}\leftrightharpoons BF_{4}^{-}}$

Boron memiliki valensi tiga, sehingga sudah habis untuk tiga atom F yang berikatan dengannya. Sedangkan F^- memiliki valensi delapan, di mana dua diantaranya dapat diberikan kepada BF₃ membentuk BF₄^-. Sehingga dalam reaksi pembentukan ion boron tetrafluorida, ion fluorida adalah basa, sedangkan boron trifluorida adalah asam.

1. Tentukan hasil ionisasi dari pelarutan asam dan basa di bawah ini

2. Tentukan asam dan basa dari reaksi di bawah ini

${\displaystyle NH_{3}+H_{2}O\leftrightharpoons NH_{4}^{\ +}+OH^{-}}$

${\displaystyle CH_{3}COOH+H_{2}O\leftrightharpoons CH_{3}COO^{-}+H_{3}O^{+}}$

${\displaystyle HSO_{4}^{\ -}+H_{3}O^{+}\leftrightharpoons H_{2}SO_{4}+H_{2}O}$

${\displaystyle HSO_{4}^{\ -}+OH^{-}\leftrightharpoons SO_{4}^{\ 2-}+H_{2}O}$

${\displaystyle H_{2}O+S^{2-}\leftrightharpoons OH^{-}+HS^{-}}$

${\displaystyle HClO_{4}+NH_{2}\leftrightharpoons ClO_{4}^{\ -}+NH_{3}}$

${\displaystyle HClO_{4}+NH_{3}\leftrightharpoons ClO_{4}^{\ -}+NH_{4}^{\ +}}$

${\displaystyle HClO_{4}+H_{2}O\leftrightharpoons H_{2}ClO_{4}^{\ +}+OH^{-}}$

${\displaystyle HClO_{4}+OH^{-}\leftrightharpoons ClO_{4}^{\ -}+H_{2}O}$

${\displaystyle HClO_{4}+N_{2}H_{5}^{\ +}\leftrightharpoons H_{2}ClO_{4}^{\ +}+N_{2}H_{4}}$

3. Tentukan asam dan basa Lewis dari reaksi di bawah ini dengan menggambar struktur Lewisnya.

${\displaystyle NH_{3}+H_{2}O\leftrightharpoons NH_{4}^{\ +}+OH^{-}}$

${\displaystyle Ca^{2+}+SO_{4}^{\ 2-}\leftrightharpoons CaSO_{4}}$

${\displaystyle Na^{+}+CH_{3}O^{-}\leftrightharpoons CH_{3}ONa}$

pH dihitung berdasarkan konsentrasi ion hidrogen dalam larutan relatif terhadap ion hidroksida di dalamnya. Dan konsentrasi kedua ion tersebut ditentukan dari, jenis zat, konsentrasi zat terlarut dalam larutan, jumlah ion hidrogen atau hidroksida dalam rumus molekul zatnya. Asam kuat akan memiliki konsentrasi ion hidrogen setara dengan jumlah atom hidrogen di dalam molekul dikalikan dengan konsentrasi zat tersebut. Contoh HCl 0.01 M akan memiliki konsentrasi ion hidrogen 0.01 M (atau 10^-2 M). Namun H₂SO₄ 0.01 M akan memiliki konsentrasi ion hidrogen sebesar 2 × 10^-2 M.

${\displaystyle pH=-\log _{10}[H^{+}]=\log _{10}\left({\frac {1}{[H^{+}]}}\right)}$

Contoh HCl 0.01 M akan memiliki konsentrasi ion hidrogen (atau 10^-2 M). Sehingga pH-nya adalah 2.
Namun H₂SO₄ 0.01 M akan memiliki konsentrasi ion hidrogen sebesar 2 × 10^-2 M. Sehingga pH-nya adalah 2-log 2.

Jika konsentrasi ion hidrogen sudah mencapai serendah-rendahnya 10^-7 M, maka ia sudah setara dengan air murni yang memiliki konsentrasi ion hidrogen 10^-7 M. Karena di dalam air (H₂O) jumlah ion hidrogen dan ion hidroksida setara, maka air murni dapat dikatakan memiliki pH netral. Sehingga pH = 7 (didapatkan dari -log 10^-7) disebut dengan pH netral. Angka 10^-7 tersebut didapatkan dari pengukuran autoionisasi air di mana pada 180 ton air (18 x 10⁷ gram air, setara dengan 10⁷ mol (Mr air = 18)), terdapat 1 gram ion hidrogen.

Karena air murni memiliki konsentrasi ion hidrogen sama dengan 10^-7, dan konsentrasi ion hidroksida 10^-7, maka berdasarkan konsensi:

${\displaystyle pH+pOH=14}$

${\displaystyle 7+7=14}$

${\displaystyle pH=14-pOH}$

Sehingga dapat dikatakan bahwa pH larutan di bawah 7 disebut dengan asam. Dan pH larutan di atas 7 disebut dengan basa.

Untuk larutan yang bersifat basa, pada awalnya digunakan pOH (potential of hydroxide) dengan menggunakan rumus yang sama:

${\displaystyle pOH=-\log _{10}[OH^{-}]=\log _{10}\left({\frac {1}{[OH^{-}]}}\right)}$

Karena air murni, yang merupakan senyawa netral, memiliki pH 7 dan pOH 7, sedangkan setiap kenaikan konsentrasi ion hidrogen akan menurunkan konsentrasi ion hidroksida dan sebaliknya (pH 6 setara pOH 8, pH 9 setara pOH 5, dan seterusnya) maka total pH dan pOH dalam suatu larutan adalah sama dengan 14. Sehingga pH dari larutan basa dapat juga dihitung dengan:

${\displaystyle pH=14\ -\ pOH}$

Pada asam dan basa lemah, ionisasi hidrogen dan hidroksida tidak berlangsung sempurna. Dalam arti, 0.01 M asam lemah (misal asam asetat) tidak akan menghasilkan ion hidrogen sebesar 0.01 M. Maka dalam perhitungan ini digunakan konstanta K atau pK, yang menunjukkan seberapa besar asam atau basa terionisasi. Asam kuat memiliki K_a = 1, dan basa kuat memiliki K_b = 1

Dalam perhitungan dapat digunakan K atau pK, karena pK merupakan -log K. Sehingga jika suatu basa lemah disebut memiliki pK_b = 5, maka ia memiliki K_b = 10^-5. Berarti pada 0.1 M basa tunggal lemah (misal NH₄OH) yang memiliki K_b 10^-5, ia akan memiliki konsentrasi ion hidroksida bebas sebesar ${\displaystyle {\sqrt {1\times 0.1\times 10^{-5}}}={\sqrt {10^{-6}}}}$ M atau 10^-3 M. Maka ia akan memiliki pOH sebesar 3, atau pH 11.

Larutan penyangga (buffer) adalah kombinasi zat yang dapat menyangga / menjaga pH larutan di kala zat asing masuk ke dalam larutan. Larutan buffer yang paling sederhana adalah campuran asam lemah dan konjugasinya, atau basa lemah dan konjugasinya. Misal kombinasi asam karbonat dan ion bikarbonat, yang merupakan larutan buffer yang bekerja di dalam darah manusia.

Sebelum menghitung pH awal dan besar perubahannya, pertama pahami dulu bagaimana larutan buffer bekerja. Pertama tuliskan reaksi ionisasinya:

${\displaystyle HA\leftrightharpoons A^{-}+H^{+}}$

Kemudian buat tabel kesetimbangan reaksinya:

	[HA]	[A−]	[H+]
Awal	C0	0	y
Reaksi	−x	x	x
Setimbang	C0 − x	x	x + y

Dengan A^- adalah konjugat dari asam. Misal pada kasus buffer karbonat dalam darah, HA adalah asam karbonat (H₂CO₃) dan A^- adalah ion karbonat. H⁺ adalah ion hidrogen dari zat asam yang menginvasi larutan. Jika zat asam yang menginvasi larutan buffer, nilai y positif karena ada penambahan ion hidrogen. Namun jika basa yang menginvasi larutan, maka nilai y negatif karena ion hidrogen tersebut akan menetralkan basa menjadi H₂O. Keberadaan y akan menyebabkan perubahan konsentrasi pada HA, yang disimbolkan dengan x

Sehingga nilai konstanta asam (K_a) bisa didapatkan dengan:

${\displaystyle K_{\mathrm {a} }={\frac {[\mathrm {H^{+}} ][\mathrm {A^{-}} ]}{[\mathrm {HA} ]}}}$

${\displaystyle K_{\mathrm {a} }={\frac {x(x+y)}{C_{0}-x}}}$

${\displaystyle x^{2}+(K_{\mathrm {a} }+y)x-K_{\mathrm {a} }C_{0}=0}$

Nilai x, yang merupakan besar perubahan ion hidrogen dapat dicari jika nilai C₀, K_a dan y ada.

Sedangkan untuk menghitung pH pada suatu waktu tertentu, dapat digunakan:

${\displaystyle [\mathrm {H^{+}} ]=K_{\mathrm {a} }\times {\frac {[\mathrm {HA} ]}{[\mathrm {A^{-}} ]}}}$

${\displaystyle pH=pK_{a}+\log {\frac {[\mathrm {A^{-}} ]}{[\mathrm {HA} ]}}}$

0.56 gram kalium hidroksida dilarutkan ke dalam air hingga membentuk larutan 100 mL. Tentukan pH larutan tersebut!

Jawab

Massa molekul relatif dari kalium hidroksida adalah 56. Maka 0.56 gram KOH setara dengan 0.01 mol (${\displaystyle mol={\frac {gram}{Mr}}}$).

0.01 mol KOH dalam 100 mL larutan membentuk konsentrasi 0.1 M (${\displaystyle M={\frac {mol}{V}}}$).

pOH = -log 0.1 = 1

pH = 14 - 1 = 13

0.37 gram kalsium hidroksida dilarutkan ke dalam air hingga membentuk larutan 500 mL. Tentukan pH larutan tersebut!

Jawab

Massa molekul relatif dari kalsium hidroksida adalah 74. Maka 0.37 gram Ca(OH)₂ setara dengan 0.005 mol.

0.005 mol Ca(OH)₂ dalam 500 mL larutan membentuk konsentrasi 0.01 M.

Karena kalsium hidroksida mengandung dua molekul hidroksida, maka konsentrasi ion hidroksida dalam larutan adalah dua kalinya konsentrasi kalsium hidroksida, yaitu 0.02 M

${\displaystyle Ca(OH)_{2}\rightarrow Ca^{2+}+2\ OH^{-}}$

pOH = -log (2 × 10^-2) = 2 - log 2

pH = 14 - (2 - log 2) = 12 + log 2

0.1 mmol amonium hidroksida terlarut dalam 100 ml larutan. Hitung pHnya jika diketahui bahwa konstanta ionisasi (K_a) -nya adalah 10^-5!

Jawab

0.1 milimol = 10^-4 mol

M = mol / liter = 10^-4 / 0.1 = 10^-3 M

Karena amonium hidroksida merupakan basa lemah, maka gunakan konstanta ionisasi.

[OH^-] = ${\displaystyle {\sqrt {10^{-3}\times 10^{-5}}}}$ = 10^-4 M

pOH = -log (10^-4) = 4

pH = 14-4 = 10

Tentukan pH dari campuran 0.01 mol asam asetat dan 0.1 mol natrium asetat dalam 1 liter larutan! K_a asam asetat = 10^-5

Jawab

Hitung molaritas masing-masing zat terlebih dahulu:

[HA] = 0.01 mol / 1 L = 0.01 M

[A^-] = 0.1 mol / 1 L = 0.1 M

pH = -log (10^-5) + log (0.1/0.01)

pH = 5 + 1 = 6