Embedded Files
Tahap 1: Menyiapkan Belajar
Tujuan Pembelajaran
Mahasiswa secara mandiri mampu mengidentifikasi larutan asam dan basa, larutan penyangga, dan hidrolisis garam melalui bahan ajar yang disediakan dengan tepat.
Mahasiswa secara mandiri dan berkelompok mampu mengidentifikasi larutan asam dan basa melalui percobaan digital dengan baik.
Mahasiswa secara berkelompok mampu menganalisis hasil percobaan digital dan menghubungkannya dengan konsep larutan dengan tepat.
Pendahuluan
Setelah mempelajari bagaimana atom berikatan (Struktur Molekul) dan bagaimana menghitung hubungan kuantitatifnya (Stoikiometri), kini saatnya menerapkan kedua ilmu tersebut pada salah satu kelas reaksi kimia yang paling penting dan universal: reaksi asam-basa. Topik ini akan mengajak kita mendalami:
Teori di Balik Sifat Asam-Basa: Mulai dari teori Arrhenius yang klasik hingga teori Brønsted-Lowry yang lebih luas, yang melihat asam dan basa sebagai pemberi dan penerima proton.
Kekuatan Asam-Basa: Memahami mengapa beberapa asam seperti HCl sangat korosif, sementara lainnya seperti asam asetat (cuka) relatif lemah, dan menghubungkannya dengan konsep struktur molekul dan kestabilan ion.
Reaksi Netralisasi yang Kuantitatif: Di sinilah stoikiometri bersinar! Kita akan belajar merancang titrasi, sebuah teknik analisis untuk menentukan konsentrasi suatu larutan asam atau basa dengan presisi yang tinggi.
Pemahaman tentang asam-basa adalah fondasi kritikal untuk topik-topik lanjut seperti kesetimbangan kimia, larutan penyangga (buffer) yang crucial bagi kehidupan dan elektrokimia. Bersiaplah untuk melihat konsep ikatan dan mol menjadi hidup dalam reaksi yang sangat aplikatif ini.
A. LARUTAN ASAM DAN BASA
Sifat Umum Asam-Basa
Larutan asam dan basa merupakan contoh dari larutan elektrolit, yaitu larutan yang dapat menghantarkan listrik karena mengandung ion-ion bebas. Pada tahun 1884, Svante Arrhenius (1859–1897), seorang ilmuwan asal Swedia yang kemudian meraih Nobel atas karyanya di bidang ionisasi, memperkenalkan gagasan bahwa senyawa dapat terurai menjadi ion-ion dalam larutan. Ia menjelaskan bahwa kekuatan suatu asam dalam larutan air bergantung pada konsentrasi ion hidrogen (H⁺) yang dihasilkannya.
Menurut teori Arrhenius, asam adalah zat yang dalam air melepaskan ion H⁺, sedangkan basa adalah zat yang dalam air melepaskan ion OH⁻. Dengan demikian, ion H⁺ merupakan pembawa sifat asam, sementara ion OH⁻ merupakan pembawa sifat basa. Definisi ini dirumuskan Svante Arrhenius untuk mengklasifikasikan zat berdasarkan sifat-sifatnya yang telah dikenal luas dalam larutan air.
Sifat-Sifat Umum Asam
Sifat-Sifat Umum Asam
Asam memiliki rasa asam; contohnya, cuka terasa asam karena mengandung asam asetat, dan lemon serta buah sitrus lainnya mengandung asam sitrat.
Asam menyebabkan perubahan warna pada zat pewarna alami; misalnya, asam mengubah warna lakmus dari biru menjadi merah.
Asam bereaksi dengan logam tertentu, seperti seng, magnesium, dan besi, untuk menghasilkan gas hidrogen. Contoh reaksi khas adalah reaksi antara asam klorida dan magnesium:
2HCl (aq) + Mg (s) → MgCl₂ (aq) + H₂ (g)
Reaksi ini menunjukkan bahwa asam dapat melepaskan gas hidrogen saat bereaksi dengan logam aktif.
Asam bereaksi dengan karbonat dan bikarbonat, seperti Na₂CO₃, CaCO₃, dan NaHCO₃, untuk menghasilkan gas karbon dioksida. Contoh reaksi:
2HCl (aq) + CaCO₃ (s) → CaCl₂(aq) + H₂O (l) + CO₂ (g)
HCl (aq) + NaHCO₃ (s) → NaCl (aq) + H₂O (l) + CO₂ (g)
Larutan asam dalam air dapat menghantarkan listrik (karena mengandung ion-ion bebas).
Sifat-Sifat Umum Basa
Sifat-Sifat Umum Basa
Basa memiliki rasa pahit.
Basa terasa licin, contohnya sabun, yang mengandung basa dan menunjukkan sifat ini.
Basa menyebabkan perubahan warna pada zat pewarna alami; misalnya, mengubah warna lakmus dari merah menjadi biru.
Larutan basa dalam air juga dapat menghantarkan listrik.
Asam-Basa Brønsted
Definisi asam dan basa menurut Arrhenius terbatas karena hanya berlaku pada larutan dalam air (aqueous solution). Untuk memperluas cakupan ini, seorang ahli kimia asal Denmark, Johannes Brønsted, pada tahun 1932 mengusulkan definisi yang lebih luas. Menurutnya Asam Brønsted adalah donor proton (pemberi proton), dan Basa Brønsted adalah akseptor proton (penerima proton).
Perlu dicatat bahwa definisi Brønsted tidak mengharuskan asam dan basa berada dalam larutan air. Contohnya, asam klorida (HCl) adalah asam Brønsted karena menyumbangkan proton (H⁺) saat dilarutkan dalam air:
HCl (aq) → H⁺ (aq)+ Cl− (aq)
Namun, perlu dipahami bahwa ion H⁺ adalah atom hidrogen yang telah kehilangan elektronnya, atau dengan kata lain, sebuah proton bebas. Ukuran proton sangat kecil, sekitar 10⁻¹⁵ m, sedangkan diameter atom atau ion pada umumnya sekitar 10⁻¹⁰ m. Karena sangat kecil dan bermuatan, proton tidak dapat eksis sendirian dalam larutan air karena akan tertarik sangat kuat ke kutub negatif (atom O) dalam molekul air (H₂O). Akibatnya, proton dalam larutan akan selalu terhidrasi, membentuk ion hidronium (H₃O⁺):
HCl (aq) + H2O (l) → H₃O⁺ (aq) + Cl− (aq)
Ion H₃O⁺ disebut sebagai ion hidronium, dan reaksi ini menunjukkan bahwa HCl bertindak sebagai asam Brønsted (donor proton), sedangkan H₂O bertindak sebagai basa Brønsted (akseptor proton).
Eksperimen menunjukkan bahwa ion hidronium juga dapat terhidrasi lebih lanjut, artinya proton dapat berasosiasi dengan beberapa molekul air sekaligus. Namun, karena sifat asam dari proton tidak berubah meskipun tingkat hidrasi berbeda, maka untuk kemudahan kita sering menggunakan notasi H⁺(aq) sebagai representasi proton dalam larutan. Meskipun begitu, notasi H₃O⁺ lebih mendekati kenyataan, dan penting untuk diingat bahwa H⁺(aq) dan H₃O⁺ merujuk pada spesies yang sama dalam larutan air.
Asam-asam yang umum digunakan di laboratorium antara lain asam klorida (HCl), asam nitrat (HNO₃), asam asetat (CH₃COOH), asam sulfat (H₂SO₄), dan asam fosfat (H₃PO₄). Tiga yang pertama merupakan asam monoprotik, artinya setiap satu molekul asam menghasilkan satu ion hidrogen (H⁺) saat terionisasi:
HCl(aq) → H⁺(aq) + Cl⁻(aq)
HNO₃(aq) → H⁺(aq) + NO₃⁻(aq)
CH₃COOH(aq) ⇌ CH₃COO⁻(aq) + H⁺(aq)
Ionisasi asam asetat tidak sempurna (ditunjukkan dengan panah ganda ⇌), sehingga merupakan elektrolit lemah. Oleh karena itu, CH₃COOH disebut sebagai asam lemah. Sebaliknya, HCl dan HNO₃ adalah asam kuat karena merupakan elektrolit kuat, yang berarti terionisasi sempurna dalam larutan (ditandai dengan panah tunggal →).
Asam sulfat (H₂SO₄) adalah asam diprotik, karena setiap molekul asam melepaskan dua ion H⁺ dalam dua tahap terpisah:
H₂SO₄(aq) → H⁺(aq) + HSO₄⁻(aq)
HSO₄⁻(aq) ⇌ H⁺(aq) + SO₄²⁻(aq)
H₂SO₄ merupakan elektrolit kuat atau asam kuat karena tahap pertama ionisasinya berlangsung sempurna. Namun, HSO₄⁻ merupakan asam lemah atau elektrolit lemah, karena ionisasi tahap kedua tidak sempurna, sehingga digunakan panah ganda ⇌ untuk merepresentasikannya.
Asam triprotik, yaitu asam yang dapat menghasilkan tiga ion H⁺, jumlahnya relatif sedikit. Asam triprotik yang paling dikenal adalah asam fosfat (H₃PO₄), dengan tahapan ionisasi sebagai berikut:
H₃PO₄(aq) ⇌ H⁺(aq) + H₂PO₄⁻(aq)
H₂PO₄⁻(aq) ⇌ H⁺(aq) + HPO₄²⁻(aq)
HPO₄²⁻(aq) ⇌ H⁺(aq) + PO₄³⁻(aq)
Ketiga spesies (H₃PO₄, H₂PO₄⁻, dan HPO₄²⁻) merupakan asam lemah, sehingga masing-masing reaksi ionisasi dinyatakan dengan panah ganda (⇌). Anion seperti H₂PO₄⁻ dan HPO₄²⁻ dapat ditemukan dalam larutan fosfat seperti NaH₂PO₄ dan Na₂HPO₄.
Natrium hidroksida (NaOH) dan barium hidroksida [Ba(OH)₂] adalah elektrolit kuat, artinya terionisasi sempurna dalam larutan, yaitu:
NaOH(s) → Na⁺(aq) + OH⁻(aq)
Ba(OH)₂(s) → Ba²⁺(aq) + 2 OH⁻(aq)
Ion OH⁻ dapat menerima proton (H⁺) sebagai berikut:
H⁺(aq) + OH⁻(aq) → H₂O(l)
Oleh karena itu, OH⁻ adalah basa Brønsted.
Amonia (NH₃) diklasifikasikan sebagai basa Brønsted karena dapat menerima ion H⁺, seperti ditunjukkan pada reaksi berikut:
NH₃(aq) + H₂O(l) ⇌ NH₄⁺(aq) + OH⁻(aq)
Amonia merupakan elektrolit lemah (dan karena itu juga merupakan basa lemah) karena hanya sebagian kecil molekul NH₃ yang terlarut bereaksi dengan air membentuk ion NH₄⁺ dan OH⁻. Basa kuat yang paling umum digunakan di laboratorium adalah natrium hidroksida (NaOH). Basa ini murah dan mudah larut dalam air. (Faktanya, seluruh hidroksida logam alkali larut dalam air.) Basa lemah yang paling umum digunakan adalah larutan amonia dalam air. Seluruh unsur golongan 2A (alkaline earth metal) membentuk hidroksida tipe M(OH)₂, di mana M menyatakan logam alkali tanah. Di antara hidroksida ini, hanya Ba(OH)₂ yang larut dalam air. Sementara itu, hidroksida logam lain seperti Al(OH)₃ dan Zn(OH)₂ tidak larut dalam air dan tidak digunakan sebagai basa.
Contoh:
Klasifikasikan setiap spesies berikut dalam larutan air sebagai asam atau basa Brønsted: 1) HBr, 2) NO₂⁻,3) HCO₃⁻
HBr
Kita tahu bahwa HCl adalah asam. Karena Br dan Cl sama-sama termasuk halogen (Golongan 7A), maka HBr diperkirakan mengion dalam air sebagai berikut:
HBr(aq) → H⁺(aq) + Br⁻(aq)
Maka, HBr adalah asam Brønsted karena menyumbangkan proton (H⁺).
NO₂⁻
Dalam larutan, ion nitrit (NO₂⁻) dapat menerima proton dari air membentuk asam nitrit:
NO₂⁻(aq) + H⁺(aq) → HNO₂(aq)
Maka, NO₂⁻ adalah basa Brønsted karena menerima proton.
HCO₃⁻ (ion bikarbonat)
Ion ini bersifat asam karena dapat melepaskan proton:
HCO₃⁻(aq) ⇌ H⁺(aq) + CO₃²⁻(aq),
Tapi juga bersifat basa karena dapat menerima proton:
HCO₃⁻(aq) + H⁺(aq) ⇌ H₂CO₃(aq)
Maka, HCO₃⁻ bersifat amfoterik, karena memiliki sifat asam dan basa Brønsted.
Pasangan Asam-Basa Konjugasi
Perluasan dari definisi asam dan basa Brønsted adalah konsep pasangan asam–basa konjugasi (conjugate acid-base pair), yang didefinisikan sebagai pasangan antara suatu asam dan basa konjugatnya atau sebaliknya, basa dan asam konjugatnya. Basa konjugat dari suatu asam Brønsted adalah spesies yang tersisa setelah satu proton (H⁺) dilepaskan oleh asam tersebut. Sebaliknya, asam konjugat dari suatu basa Brønsted terbentuk ketika basa tersebut menerima satu proton.
Setiap asam Brønsted memiliki basa konjugat, dan setiap basa Brønsted memiliki asam konjugat. Misalnya, ion klorida (Cl⁻) adalah basa konjugat dari asam HCl, dan H₂O adalah basa konjugat dari asam H₃O⁺. Sebaliknya, jika kita melihat dari sudut pandang basa, H₂O yang bertindak sebagai basa dapat menerima proton untuk membentuk H₃O⁺, yang merupakan asam konjugatnya. Contoh lain adalah proses ionisasi asam asetat (CH₃COOH), yang dapat dituliskan sebagai:
CH₃COOH ⇌ CH₃COO⁻ + H⁺
Gambar A.1. Ionisasi Asam Asetat
Sumber: Chang, Raymond (2008)
Dalam reaksi ini, CH₃COOH adalah asam Brønsted, sedangkan CH₃COO⁻ adalah basa konjugatnya. Setiap reaksi asam–basa Brønsted selalu melibatkan dua pasangan asam–basa konjugasi, yang menunjukkan hubungan timbal balik antara asam dan basa berdasarkan perpindahan proton. Konsep ini sangat penting dalam memahami arah dan kesetimbangan reaksi asam–basa dalam berbagai kondisi, baik dalam larutan maupun dalam bentuk gas.
Subskrip 1 dan 2 digunakan untuk menunjukkan dua pasangan asam–basa konjugasi dalam suatu reaksi. Misalnya, ion asetat (CH₃COO⁻) adalah basa konjugat dari asam CH₃COOH. Baik proses ionisasi HCl maupun ionisasi CH₃COOH merupakan contoh klasik reaksi asam–basa Brønsted, di mana terjadi perpindahan proton dari asam ke basa.
Definisi Brønsted juga memungkinkan kita mengklasifikasikan amonia (NH₃) sebagai basa, karena kemampuannya untuk menerima proton. Dalam reaksi ini, ion amonium (NH₄⁺) terbentuk sebagai asam konjugat dari NH₃, dan ion hidroksida (OH⁻) merupakan basa konjugat dari asam H₂O. Hal penting yang perlu dicatat adalah bahwa atom dalam basa Brønsted yang menerima proton harus memiliki pasangan elektron bebas, karena proton (H⁺) sendiri tidak membawa elektron, sehingga perlu berikatan dengan pasangan elektron dari basa untuk membentuk spesies baru.
Gambar A.2. Ionisasi Amonia
Sumber: Chang, Raymond (2008)
Konsep pasangan konjugat ini sangat penting karena memungkinkan kita memahami arah reaksi, kekuatan relatif asam dan basa, serta sifat amfoterik dari beberapa zat.
Contoh:
Dalam reaksi antara amonia (NH₃) dan asam fluorida (HF) dalam larutan air:
NH₃ (aq) + HF (aq) ⇌ NH₄⁺ (aq) + F⁻ (aq)
kita dapat mengidentifikasi pasangan asam-basa konjugat berdasarkan definisi Brønsted-Lowry.
Amonia (NH₃) bertindak sebagai basa karena menerima satu proton (H⁺) dari HF dan membentuk ion amonium (NH₄⁺). Oleh karena itu, NH₄⁺ adalah asam konjugat dari basa NH₃.
Di sisi lain, HF bertindak sebagai asam karena menyumbangkan proton kepada NH₃ dan berubah menjadi ion fluorida (F⁻), sehingga F⁻ adalah basa konjugat dari asam HF.
Dengan demikian, pasangan asam-basa konjugat dalam reaksi ini adalah NH₄⁺/NH₃ dan HF/F⁻.
Sifat Asam-Basa dari Air
Air, seperti yang kita ketahui, adalah pelarut yang unik. Salah satu sifat khususnya adalah kemampuannya untuk bertindak sebagai asam maupun sebagai basa. Air berfungsi sebagai basa dalam reaksi dengan asam seperti HCl dan CH₃COOH, dan berfungsi sebagai asam dalam reaksi dengan basa seperti NH₃. Meskipun air merupakan elektrolit yang sangat lemah dan karenanya penghantar listrik yang buruk, air tetap mengalami ionisasi dalam jumlah kecil. Reaksi ini dikenal sebagai autoionisasi air:
H₂O (l) ⇌ H⁺ (aq) + OH⁻ (aq)
Dalam konteks teori Brønsted, autoionisasi air menggambarkan bahwa satu molekul air dapat bertindak sebagai asam dengan menyumbangkan proton (H⁺), sedangkan molekul air lainnya bertindak sebagai basa dengan menerima proton tersebut. Hal ini menunjukkan bahwa air memiliki sifat amfiprotik, yaitu dapat berperan baik sebagai donor maupun akseptor proton. Reaksi ini merupakan dasar penting dalam memahami sifat asam-basa larutan air secara keseluruhan.
Pasangan asam-basa konjugat pada Gambar A.3 adalah 1) H₂O sebagai asam dan OH⁻ sebagai basanya, dan 2) H₃O⁺ sebagai asam dan H₂O sebagai basanya.
Gambar A.3. Auotoionisasi Air
Sumber: Chang, Raymond (2008)
Hasilkali Ion dari Air
Hasilkali ion dari air adalah konsep penting dalam mempelajari reaksi asam-basa, karena konsentrasi ion hidrogen (H⁺) berperan sebagai indikator keasaman atau kebasaan suatu larutan. Dalam air murni, hanya sebagian kecil molekul air yang terionisasi, sehingga konsentrasi air, [H₂O], dianggap tetap atau tidak berubah secara signifikan. Namun, dalam konteks air, ion H⁺ biasanya direpresentasikan sebagai H₃O⁺ untuk mencerminkan bahwa proton bebas tidak ada secara mandiri dalam larutan air, melainkan terikat pada molekul air.
Kc = [H₃O⁺] [OH⁻] / [H₂O] atau Kc = [H⁺] [OH⁻] / [H₂O]
K [H₂O] = [H₃O⁺] [OH⁻] = [H⁺] [OH⁻]
Kw = [H₃O⁺] [OH⁻] = [H⁺] [OH⁻]
Konsentrasi H₂O yang terionisasi menjadi H⁺ dan OH⁻ sangat kecil dibandingkan dengan konsentrasi awal H₂O, sehingga konsentrasi H₂O dapat dianggap tetap. Oleh karena itu, nilai K[H₂O] juga dianggap tetap, yang disebut sebagai tetapan kesetimbangan air dan ditulis sebagai Kw. Kw disebut sebagai tetapan hasil kali ion, yaitu hasil kali konsentrasi molar ion H⁺ dan OH⁻ pada suhu tertentu.
Dalam air murni pada suhu 25°C, konsentrasi ion H⁺ dan OH⁻ adalah sama, yaitu [H⁺] = 1,0 × 10⁻⁷ M dan [OH⁻] = 1,0 × 10⁻⁷ M. Maka, berdasarkan Persamaan di atas, pada suhu 25°C:
Kw = (1,0 × 10⁻⁷)(1,0 × 10⁻⁷) = 1,0 × 10⁻¹⁴
Kw = [H⁺][OH⁻] = 1,0 × 10⁻¹⁴
Baik dalam air murni maupun dalam larutan yang mengandung zat terlarut, hubungan berikut selalu berlaku pada suhu 25°C. Karena [H⁺][OH⁻] = 10⁻¹⁴, maka [H⁺] = 10⁻⁷ dan [OH⁻] = 10⁻⁷. Artinya, dalam 1 liter air murni terdapat ion H⁺ dan ion OH⁻ masing-masing sebanyak 10⁻⁷ mol. Jika ke dalam air ditambahkan suatu asam, maka konsentrasi [H⁺] akan meningkat. Namun, hasil kali [H⁺][OH⁻] tetap sama dengan nilai Kw. Hal ini terjadi karena kesetimbangan bergeser ke kiri, yang menyebabkan penurunan konsentrasi [OH⁻]. Sebaliknya, kesetimbangan juga akan bergeser jika ke dalam air ditambahkan suatu basa, yang meningkatkan konsentrasi [OH⁻] dan menurunkan konsentrasi [H⁺], agar hasil kali keduanya tetap sama dengan Kw. Dari pembahasan ini dapat disimpulkan sebagai berikut.
Dalam larutan berair : [H⁺][OH⁻] = Kw
Dalam air murni (larutan netral) : [H⁺] = [OH⁻]
Dalam larutan asam : [H⁺] > [OH⁻]
Dalam larutan basa : [H⁺] < [OH⁻]
Kekuatan Asam-Basa
Sebagaimana halnya larutan elektrolit yang dibedakan menjadi elektrolit kuat dan elektrolit lemah, larutan asam dan basa yang termasuk larutan elektrolit juga dibedakan menjadi asam kuat, asam lemah, basa kuat, dan basa lemah. Perbedaan kekuatan asam dan basa ini ditentukan oleh banyak atau sedikitnya ion-ion yang membawa sifat asam (ion H⁺) dan sifat basa (ion OH⁻) yang dihasilkan saat proses ionisasi.
Kekuatan suatu asam ditentukan oleh jumlah ion H⁺ yang dihasilkan oleh senyawa asam dalam larutannya. Berdasarkan jumlah ion H⁺ yang terbentuk, larutan asam dibedakan menjadi dua jenis:
1. Asam Kuat
Asam kuat adalah senyawa asam yang terionisasi sempurna dalam larutannya, sehingga seluruh molekul asam berubah menjadi ion-ionnya. Reaksi ionisasi asam kuat bersifat irreversibel (berkesudahan). Secara umum, ionisasi asam kuat dapat dituliskan sebagai berikut:
HA (aq) → H⁺ (aq) + A⁻ (aq)
Konsentrasi ion H⁺ yang terbentuk dari asam kuat dirumuskan sebagai:
[H⁺] = x · [HA]
atau
[H⁺] = valensi asam × M
dengan:
x = valensi asam (jumlah ion H⁺ yang dilepaskan per molekul)
M = konsentrasi molar asam
2. Asam Lemah
Asam lemah adalah senyawa asam yang dalam larutannya hanya sedikit terionisasi menjadi ion-ionnya. Reaksi ionisasi asam lemah merupakan reaksi kesetimbangan, artinya sebagian molekul asam tetap dalam bentuk asalnya, dan sebagian lainnya terionisasi. Secara umum, reaksi ionisasi asam lemah bervalensi satu dituliskan sebagai berikut:
HA (aq) ⇌ H⁺ (aq) + A⁻ (aq)
Tetapan kesetimbangan ionisasi asam (Ka) dirumuskan sebagai:
Ka = [H⁺][A⁻] / [HA]
Semakin kuat suatu asam, maka reaksi kesetimbangannya akan semakin condong ke kanan (banyak menghasilkan ion-ion), sehingga nilai Ka semakin besar. Oleh karena itu, nilai Ka menjadi ukuran kekuatan asam: semakin besar Ka, semakin kuat asam tersebut. Karena pada asam lemah umumnya [H⁺] = [A⁻], maka rumus dapat disederhanakan menjadi:
Ka = [H⁺]² / [HA] atau [H⁺]² = Ka × [HA]
sehingga
[H⁺] = √(Ka × [HA])
Jika diketahui derajat ionisasi (α) dari asam lemah, maka konsentrasi ion H⁺ juga dapat dihitung dengan rumus:
[H⁺] = [HA] × α
Dengan:
Ka = tetapan ionisasi asam
[HA] = konsentrasi awal asam
α = derajat ionisasi (fraksi molekul yang terionisasi)
Kekuatan suatu basa ditentukan oleh jumlah ion OH⁻ yang dihasilkan oleh senyawa basa dalam larutannya. Berdasarkan banyak atau sedikitnya ion OH⁻ yang terbentuk, larutan basa dibedakan menjadi dua jenis:
3. Basa Kuat
Basa kuat adalah senyawa basa yang dalam larutannya terionisasi sempurna, yaitu seluruh molekulnya terurai menjadi ion-ionnya. Reaksi ionisasi basa kuat bersifat berkesudahan (irreversibel).
Secara umum, reaksi ionisasi basa kuat dapat dituliskan sebagai berikut:
M(OH)ₓ (aq) → Mˣ⁺ (aq) + x OH⁻ (aq)
Konsentrasi ion OH⁻ yang dihasilkan dari basa kuat dapat dihitung dengan rumus:
[OH⁻] = x · [M(OH)ₓ]
atau
[OH⁻] = valensi basa × M
dengan:
x = valensi basa (jumlah ion OH⁻ yang dihasilkan per molekul)
M = konsentrasi molar basa
4. Basa Lemah
Basa lemah adalah senyawa basa yang dalam larutannya hanya sedikit terionisasi menjadi ion-ionnya. Reaksi ionisasi basa lemah merupakan reaksi kesetimbangan, di mana sebagian molekul tetap dalam bentuk asal, dan sebagian kecil terionisasi. Secara umum, ionisasi basa lemah bervalensi satu dapat dituliskan sebagai:
M(OH) (aq) ⇌ M⁺ (aq) + OH⁻ (aq)
Tetapan kesetimbangan ionisasi basa (Kb) dinyatakan dalam rumus:
Kb = [M⁺][OH⁻] / [M(OH)]
Semakin kuat suatu basa, maka reaksi kesetimbangannya akan semakin bergeser ke kanan (menghasilkan lebih banyak ion OH⁻), sehingga nilai Kb semakin besar. Maka dari itu, nilai Kb digunakan sebagai ukuran kekuatan basa: semakin besar Kb, semakin kuat basa tersebut. Karena pada basa lemah biasanya [M⁺] = [OH⁻], maka persamaan di atas dapat disederhanakan menjadi:
Kb = [OH⁻]² / [M(OH)] atau [OH⁻]² = Kb × [M(OH)]
sehingga
[OH⁻] = √(Kb × [M(OH)])
Jika diketahui derajat ionisasi (α) dari basa lemah, maka konsentrasi ion OH⁻ dapat dihitung menggunakan rumus:
[OH⁻] = [M(OH)] × α
Dengan:
Kb = tetapan ionisasi basa
[M(OH)] = konsentrasi awal basa
α = derajat ionisasi (fraksi molekul basa yang terionisasi)
Derajat Keasaman (pH)
1. Konsep pH
Dari penjelasan mengenai tetapan kesetimbangan air, dapat disimpulkan bahwa besar kecilnya konsentrasi ion H⁺ dalam suatu larutan merupakan ukuran tingkat keasaman larutan tersebut. Untuk menyatakan tingkat atau derajat keasaman suatu larutan, pada tahun 1910, seorang ilmuwan asal Denmark bernama Søren Lauritz Sørensen memperkenalkan suatu bilangan sederhana yang dikenal dengan skala pH. Skala ini diperoleh dari logaritma negatif konsentrasi ion H⁺, yang dirumuskan sebagai:
pH = –log [H⁺]
Skala pH umumnya berkisar antara 0 hingga 14:
pH < 7 → larutan bersifat asam
pH = 7 → larutan bersifat netral
pH > 7 → larutan bersifat basa
Secara analog, untuk mengukur kebasaan suatu larutan, digunakan:
pOH = –log [OH⁻]
Hubungan antara pH dan pOH dapat diturunkan dari tetapan kesetimbangan air:
Kw = [H⁺][OH⁻]
Dengan menerapkan logaritma:
–log Kw = –log [H⁺] + (–log [OH⁻])
atau
pKw = pH + pOH
Pada suhu 25°C, nilai pKw = 14, sehingga berlaku:
pH + pOH = 14
Dari uraian sebelumnya, kita dapat menyimpulkan hal-hal berikut mengenai sifat larutan berdasarkan nilai pH:
Larutan bersifat netral jika : [H⁺] = [OH⁻] atau pH = pOH = 7
Larutan bersifat asam jika : [H⁺] > [OH⁻] atau pH < 7
Larutan bersifat basa jika : [H⁺] < [OH⁻] atau pH > 7
Karena hubungan antara pH dan konsentrasi ion H⁺ dinyatakan dengan logaritma negatif (pH = –log [H⁺]), maka:
Semakin besar konsentrasi ion H⁺, semakin kecil nilai pH.
Karena logaritma yang digunakan berbasis 10, maka setiap perubahan 1 satuan pH menunjukkan perubahan konsentrasi ion H⁺ sebesar 10 kali.
Contoh:
Contoh:
Jika konsentrasi ion H⁺ = 0,01 M, maka : pH = –log(0,01) = –log(10⁻²) = 2
Jika konsentrasi ion H⁺ = 0,001 M, maka : pH = –log(0,001) = –log(10⁻³) = 3
Perhatikan bahwa konsentrasi ion H⁺ berkurang 10 kali, dan nilai pH naik 1 satuan.
2. Pengukuran pH
2. Pengukuran pH
Untuk menentukan pH suatu larutan, terdapat beberapa metode yang dapat digunakan. Berikut ini adalah cara-cara umum dalam pengukuran pH:
a. Menggunakan Beberapa Indikator
Indikator adalah senyawa asam atau basa organik lemah yang mengalami perubahan warna pada rentang pH tertentu. Dengan kata lain, indikator akan menunjukkan warna yang berbeda tergantung pada tingkat keasaman atau kebasaan larutan.
Setiap indikator memiliki trayek perubahan warna yang spesifik, yaitu rentang pH dimana indikator tersebut berubah warna. Dengan menggunakan lebih dari satu jenis indikator, kita bisa memperkirakan kisaran pH suatu larutan berdasarkan warna yang ditampilkan.
Misalkan sebuah larutan diuji dengan dua indikator. Brom timol biru (trayek pH 6,0–7,6): berwarna biru, dan Fenolftalein (trayek pH 8,3–10,0): tidak berwarna. Dari hasil uji tersebut, warna biru pada brom timol biru menunjukkan bahwa pH > 7,6. Tidak berwarnanya fenolftalein menunjukkan bahwa pH < 8,3. Maka, pH larutan diperkirakan berada dalam rentang 7,6–8,3.
Dengan pendekatan ini, indikator-indikator digunakan untuk memperkirakan pH secara kualitatif (kisaran, bukan nilai pasti). Untuk mendapatkan hasil yang lebih akurat, metode lain seperti penggunaan pH meter dapat digunakan.
Gambar A.4. Trayek Perubahan pH Beberapa Indikator Asam-Basa
Sumber: mplk.politanikoe.ac.id
b. Menggunakan Indikator Universal
pH suatu larutan juga dapat ditentukan dengan menggunakan indikator universal, yaitu campuran berbagai indikator yang dapat menunjukkan pH suatu larutan dari perubahan warnanya.
c. Menggunakan pH Meter
pH–meter adalah alat pengukur pH dengan ketelitian yang sangat tinggi.
d. Menghitung pH Larutan
Setelah kita dapat menghitung konsentrasi ion H+ dan ion OH–, maka kita dapat menghitung harga pH–nya.
Netralisasi Asam-Basa
Reaksi netralisasi adalah reaksi antara asam dan basa. Umumnya, reaksi ini menghasilkan air (H₂O) dan garam, yaitu senyawa ionik yang tersusun dari kation selain H⁺ dan anion selain OH⁻ atau O²⁻:
asam + basa → garam + air
Contoh 1: Saat larutan HCl dicampur dengan larutan NaOH, terjadi reaksi:
HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H₂O(l)
Karena HCl dan NaOH adalah elektrolit kuat, keduanya mengion sempurna dalam larutan. Persamaan ionik lengkapnya:
H⁺(aq) + Cl⁻(aq) + Na⁺(aq) + OH⁻(aq) → Na⁺(aq) + Cl⁻(aq) + H₂O(l)
Sehingga, reaksinya dapat ditampilkan melalui persamaan ionik total:
H⁺(aq) + OH⁻(aq) → H₂O(l)
Na⁺ dan Cl⁻ adalah ion-ion penonton (spectator ions), tidak ikut langsung dalam reaksi kimia.
Contoh 2: Jika asamnya lemah, seperti asam sianida (HCN), dan direaksikan dengan NaOH, maka:
HCN(aq) + NaOH(aq) → NaCN(aq) + H₂O(l)
Persamaan ion lengkap:
HCN(aq) + Na⁺(aq) + OH⁻(aq) → Na⁺(aq) + CN⁻(aq) + H₂O(l)
Sehingga, reaksinya dapat ditampilkan melalui persamaan ionik total:
HCN(aq) + OH⁻(aq) → CN⁻(aq) + H₂O(l)
Karena HCN adalah asam lemah, ia tidak mengion sempurna, maka tetap ditulis sebagai molekul netral dalam persamaan ionik.
B. LARUTAN PENYANGGA
Komponen Larutan Penyangga
Larutan penyangga (buffer) adalah larutan yang dapat mempertahankan pH-nya tetap relatif stabil meskipun ditambahkan sejumlah kecil asam atau basa. Larutan ini sangat penting dalam berbagai proses kimia dan biologis yang peka terhadap perubahan pH. Larutan penyangga dibagi menjadi dua jenis berdasarkan komponen penyusunnya:
1. Larutan Penyangga Asam
Larutan penyangga asam tersusun atas asam lemah (HA) dan Basa konjugasinya (A⁻). Komponen ini bekerja dengan cara menetralkan ion OH⁻ yang ditambahkan ke dalam larutan, sehingga pH tetap stabil. Contohnya adalah campuran antara asam asetat (CH₃COOH) dan natrium asetat (NaCH₃COO). Komponen penyangga: CH₃COOH dan CH₃COO⁻.
2. Larutan Penyangga Basa
Larutan penyangga basa tersusun atas basa lemah (B) dan asam konjugasinya (BH⁺). Komponen ini bekerja dengan cara menetralkan ion H⁺ yang ditambahkan ke dalam larutan, sehingga pH tidak berubah secara drastis. Contohnya adalah campuran antara amonia (NH₃) dan amonium klorida (NH₄Cl).Komponen penyangga: NH₃ dan NH₄⁺.
Kedua jenis larutan penyangga ini mampu menjaga kestabilan pH dalam kisaran tertentu dan sangat berguna dalam reaksi kimia yang membutuhkan kondisi pH konstan.
Contoh 1
Periksalah apakah campuran larutan berikut bersifat penyangga atau tidak dari 50 mL larutan CH₃COOH 0,1 M + 50 mL larutan NaOH 0,2 M!
Campuran dari 50 mL larutan CH₃COOH 0,1 M dengan 50 mL larutan NaOH 0,2 M tidak bersifat penyangga karena CH₃COOH tidak bersisa.
Contoh 2
Periksalah apakah campuran larutan berikut bersifat penyangga atau tidak dari 50 mL larutan CH₃COOH 0,1 M + 50 mL larutan NaOH 0,1 M!
Campuran dari 50 mL larutan CH₃COOH 0,1 M dengan 50 mL larutan NaOH 0,1 M bersifat penyangga karena CH₃COOH akan bereaksi dengan sebagian ion OH⁻ dari NaOH membentuk ion CH₃COO⁻.
Jadi, dalam campuran terdapat 5 mmol CH₃COOH (suatu asam lemah) dan 5 mmol ion CH₃COO⁻ (basa konjugasi dari CH₃COOH).
Menghitung Larutan Penyangga
1. Larutan Penyangga Asam
Mari kita telaah larutan penyangga yang terdiri dari campuran asam lemah dan basa konjugasinya, misalnya campuran antara asam asetat (CH₃COOH) dan ion asetat (CH₃COO⁻). Hampir semua ion CH₃COO⁻ dalam larutan ini berasal dari garam (misalnya NaCH₃COO), karena CH₃COOH hanya mengalami ionisasi sebagian kecil. Reaksi ionisasi asam asetat adalah:
CH₃COOH ⇌ CH₃COO⁻ + H⁺
Tetapan ionisasi asam (Ka) untuk reaksi ini dinyatakan sebagai:
Ka = [CH₃COO⁻] [H⁺] / [CH₃COOH]
Dari sini, kita dapat menurunkan konsentrasi ion H⁺:
[H⁺] = Ka ⋅ [CH₃COOH] / [CH₃COO⁻]
Dengan menerapkan logaritma negatif:
−log [H⁺] = −log Ka −log ( [CH₃COOH] / [CH₃COO⁻] )
Karena:
−log [H⁺] = pH dan −log Ka = pKa
Maka diperoleh persamaan Henderson-Hasselbalch:
pH = pKa - log ( [CH₃COOH] / [CH₃COO⁻] )
Atau jika dituliskan berdasarkan jumlah mol, karena kedua zat berada dalam satu larutan:
pH = pKa - log (a / g)
Dengan:
Ka = tetapan ionisasi asam lemah
a = jumlah mol asam lemah (misalnya CH₃COOH)
g = jumlah mol basa konjugasi (misalnya CH₃COO⁻)
Contoh:
Tentukan pH larutan penyangga yang dibuat dengan mencampurkan 50 mL larutan
CH₃COOH 0,1 M dengan 50 mL larutan CH₃COONa 0,1 M (Ka CH₃COOH = 1,8 × 10−5)!
Jawab:
50 mL CH₃COOH 0,1 M + 50 mL NaCH₃COO 0,1 M
mol CH₃COOHH = 50 mL × 0,1 mmol/mL= 5 mmol
mol NaCH₃COO = 50 mL × 0,1 mmol/mL= 5 mmol
pH = pKa – log (a / g)
pH = – log 1,8 × 10−5 – log (5/5)
pH = – log 1,8 × 10−5 – log 1
pH = – log 1,8 × 10−5 – log 100
pH = – log 1,8 × 10−5 – 0
pH = – log 1,8 × 10−5
pH = 5 – log 1,8
pH = 5 – 0,25
pH = 4,75
2. Larutan Penyangga Basa
Sekarang mari kita bahas larutan penyangga yang terdiri dari campuran basa lemah dan asam konjugasinya. Salah satu contohnya adalah larutan amonia (NH₃) dan ion amonium (NH₄⁺) yang berasal dari garam, misalnya NH₄Cl. Reaksi ionisasi basa lemah dalam air dapat dituliskan sebagai berikut:
NH₃ + H₂O ⇌ NH₄⁺ + OH⁻
Tetapan ionisasi basa (Kb) untuk reaksi di atas dinyatakan sebagai:
Kb = [NH₄⁺] [OH⁻] / [NH₃]
Sehingga konsentrasi ion OH⁻ dapat dituliskan:
[OH⁻] = Kb ⋅ [NH₃] / [NH₄⁺]
Dengan menerapkan logaritma negatif:
−log[OH⁻] = −log Kb −log ( [NH₃] / [NH₄⁺] )
Karena:
−log [OH⁻] = pOH dan −log Kb = pKb
Maka didapatkan persamaan Henderson-Hasselbalch untuk basa:
pOH = pKb - log ( [NH₃] / [NH₄⁺] )
Atau dalam bentuk berdasarkan jumlah mol (karena berada dalam satu larutan):
pOH = pKb - log (b / g)
Dengan:
Kb = tetapan ionisasi basa lemah
b = jumlah mol basa lemah (misalnya NH₃)
g = jumlah mol asam konjugasi (misalnya NH₄⁺)
Contoh:
Sebanyak 50 mL larutan NH₃ 0,1 M (Kb = 10−5) dicampur dengan 100 mL larutan NH₄Cl 0,5 M. Hitunglah pH larutan tersebut!
Jawab:
50 mL NH₃ 0,1 M + 100 mL NH₄Cl 0,5 M
mol NH₃ = 50 mL × 0,1 mmol/mL = 5 mmol
mol NH₄Cl = 100 mL × 0,5 mmol/mL = 50 mmol
pOH = pKb – log (b / g)
pOH = – log 10−5 – log (5/50)
pOH = – log 10−5 – log 0,1
pH = – log 10−5 – log 10−1
pOH = 5 + 1
pOH = 6
pH = 14 – pOH
pH = 14 – 6
pH = 8
Fungsi Larutan Penyangga
Sebagian besar reaksi biokimia dalam tubuh makhluk hidup hanya dapat berlangsung dalam rentang pH tertentu. Oleh karena itu, cairan tubuh harus memiliki sifat sebagai larutan penyangga, agar pH tetap stabil selama proses metabolisme berlangsung.Dalam kondisi normal, pH cairan tubuh, termasuk darah, berada dalam kisaran 7,35 hingga 7,50. Meskipun tubuh terus-menerus menghasilkan ion H⁺ sebagai hasil samping metabolisme, keseimbangan pH harus tetap dipertahankan dengan cara menetralkan atau membuang kelebihan ion H⁺ tersebut. Penurunan pH sedikit saja dapat menjadi indikator adanya gangguan kesehatan. Untuk menjaga kestabilan pH, tubuh memiliki tiga mekanisme utama:
1. Sistem Penyangga (Buffer System)
Sistem ini berfungsi untuk mempertahankan pH tubuh agar tetap dalam batas normal. Salah satu sistem buffer yang penting dalam tubuh adalah sistem asam karbonat/bikarbonat (H₂CO₃/HCO₃⁻). Misalnya, jika konsentrasi ion H₃O⁺ dalam darah meningkat, yang berarti pH menurun (lebih asam), maka reaksi berikut terjadi: H₃O⁺ + HCO₃⁻ ⇌ H₂CO₃ + H₂O. Sebaliknya, jika jumlah ion OH⁻ meningkat, maka reaksi penetralan berlangsung sebagai berikut: H₂CO₃ + OH⁻ ⇌ HCO₃⁻ + H₂O. Kemampuan sistem ini untuk menetralkan baik kelebihan ion H⁺ maupun OH⁻ menjadikannya buffer yang sangat efektif dalam tubuh, terutama karena kelebihan CO₂ (yang membentuk H₂CO₃) dapat dengan cepat dikeluarkan melalui paru-paru.
2. Sistem Pernapasan
Jika pH darah turun (menjadi lebih asam), pusat pernapasan akan terstimulasi untuk meningkatkan frekuensi dan kedalaman pernapasan. Hal ini menyebabkan lebih banyak CO₂ dikeluarkan dari tubuh melalui paru-paru, sehingga konsentrasi H₂CO₃ dalam darah menurun dan pH dapat kembali normal.
3. Sistem Ekskresi oleh Ginjal
Ginjal juga berperan penting dalam menjaga keseimbangan pH darah. Ginjal dapat mengeluarkan kelebihan ion H₃O⁺ (ion hidronium) melalui urine. Oleh karena itu, pH urine manusia bisa bervariasi antara 4,8 hingga 7,0, tergantung kebutuhan tubuh dalam menyeimbangkan pH darah.
Larutan penyangga tidak hanya penting bagi sistem biologis, tetapi juga berperan besar dalam berbagai reaksi kimia di laboratorium dan industri. Beberapa reaksi kimia hanya dapat berlangsung pada suasana asam atau basa tertentu. Sebagai contoh, buah-buahan kalengan sering diberi tambahan asam sitrat dan natrium sitrat sebagai larutan penyangga untuk menjaga pH tetap stabil. Dengan begitu, buah tidak mudah rusak atau busuk akibat pertumbuhan bakteri yang tidak terkendali.
C. HIDROLISIS GARAM
Pengertian Hidrolisis Garam
Ketika suatu larutan asam direaksikan dengan larutan basa, maka akan terbentuk senyawa garam. Namun, saat garam tersebut dilarutkan kembali ke dalam air, dapat terjadi dua kemungkinan:
1. Terjadi Hidrolisis
Jika garam tersebut mengandung ion-ion yang berasal dari asam lemah (seperti CH₃COO⁻, CN⁻, atau S²⁻) atau ion-ion yang berasal dari basa lemah (seperti NH₄⁺, Fe²⁺, atau Al³⁺), maka ion-ion tersebut dapat bereaksi dengan air. Reaksi antara ion garam dan air inilah yang disebut sebagai hidrolisis. Hidrolisis terjadi karena ion-ion tersebut memiliki kecenderungan untuk membentuk kembali asam atau basa asalnya. Contoh reaksi hidrolisis:
Ion asetat (CH₃COO⁻) berasal dari asam lemah asam asetat (CH₃COOH): CH₃COO⁻ + H₂O → CH₃COOH + OH⁻
Ion amonium (NH₄⁺) berasal dari basa lemah amonia (NH₃): NH₄⁺ + H₂O → NH₄OH + H⁺
2. Tidak Terjadi Hidrolisis
Sebaliknya, jika garam tersebut mengandung ion-ion dari asam kuat (seperti Cl⁻, NO₃⁻, atau SO₄²⁻) dan ion-ion dari basa kuat (seperti Na⁺, K⁺, atau Ca²⁺), maka tidak akan terjadi hidrolisis. Ion-ion ini tidak bereaksi dengan air karena tidak memiliki kecenderungan untuk membentuk kembali asam atau basa asalnya. Contoh:
Na⁺+H₂O→ tidak terjadi reaksi
SO₄²⁻+H₂O→ tidak terjadi reaksi
Hidrolisis hanya terjadi pada larutan garam yang terbentuk dari asam lemah atau basa lemah. Garam yang terbentuk dari asam kuat dan basa kuat bersifat netral dan tidak mengalami hidrolisis ketika dilarutkan dalam air.
Hidrolisis Garam dari Asam Lemah dan Basa Kuat
Jika suatu garam dari asam lemah dan basa kuat dilarutkan dalam air, maka kation dari basa kuat tidak terhidrolisis sedangkan anion dari asam lemah akan mengalami hidrolisis. Jadi garam dari asam lemah dan basa kuat jika dilarutkan dalam air akan mengalami hidrolisis parsial atau hidrolisis sebagian. Contoh:
CH₃COONa (aq) → CH₃COO⁻ (aq) + Na⁺ (aq)
CH₃COO⁻ + H₂O ⇌ CH₃COOH + OH⁻
Na⁺ + H₂O → tidak terjadi reaksi
pH larutan garam dapat ditentukan dari persamaan:
A⁻ + H₂O ⇌ HA + OH⁻
Tetapan hidrolisis:
K = ( [HA] [OH⁻] ) / ( [A] [H₂O] )
K . [H₂O] = ( [HA] [OH⁻] ) / [A⁻]
Kh = ( [HA] [OH⁻] ) / [A⁻]
dengan Kh adalah ketetapan hidrolisis
Kh = ( [HA] [OH⁻] ) / [A⁻] . ( [H⁺] / [H⁺] )
Kh = ( [HA] [OH⁻] [H⁺] ) / ( [A⁻] [H⁺] )
Kh = ( [HA] / ( [A⁻] [H⁺] )) . ( [OH⁻] [H⁺] )
HA di dalam air terdisosiasi menurut persamaan:
HA ⇌ H⁺ + A⁻
Ka = ( [H⁺] [A⁻] ) / [HA]
[HA] / ( [H⁺] [A⁻] ) = 1 / Ka
( [OH⁻] [H⁺] ) = Kw
Berdasarkan hal tersebut, maka: Kh = ( [HA] / ( [A⁻] [H⁺] )) . ( [OH⁻] [H⁺] ) menjadi:
Kh = 1/ Ka . Kw
Kh = Kw / Ka
dengan Kw = tetapan kesetimbangan air, dan Ka = tetapan ionisasi asam lemah
Oleh karena Kh = ( [HA] [OH⁻] ) / [A⁻], maka pH larutan garam:
Kw / Ka = Kh
Kw / Ka = ( [HA] [OH⁻] ) / [A⁻], atau
( [HA] [OH⁻] ) / [A⁻] = Kw / Ka
[HA] = [OH⁻], maka persamaan menjadi:
( [OH⁻] [OH⁻] ) / [A⁻] = Kw / Ka
( [OH⁻]2 )/ [A⁻] = Kw / Ka
[OH⁻]2 = Kw . [A⁻] / Ka
OH⁻ = √ ( Kw . [A⁻] / Ka )
dengan Kw : tetapan kesetimbangan air
[A⁻] : konsentrasi A⁻ dari garam
Ka : tetapan kesetimbangan asam
Perhitungan pOH dapat menggunakan rumus pOH = –log [OH⁻], jadi didapat persamaan pOH sebagai berikut.
pOH = ½ ( pKw – pKa – log [A⁻] )
Contoh:
Tentukan konsentrasi OH⁻ pada larutan CH₃COONa 0,01 M (10−2 M) dan hitung harga pHnya! (Ka CH₃COOH = 1,7 . 10−5).
Jawab:
CH₃COONa (aq) → CH₃COO⁻ (aq) + Na⁺ (aq)
10−2 M 10−2 M
CH₃COO⁻ + H₂O ⇌ CH₃COOH + OH⁻
[OH⁻] = √ ( Kw . [A⁻] / Ka )
= √ ( Kw . [CH₃COO⁻] / Ka )
= √ ( 10−14. [10−2] / 1,7 . 10−5 )
= 2,4 . 10−6
pOH = -log [OH⁻]
= -log 2,4 . 10−6
= 5,6
pH = 14 - 5,6
= 8,4
Hidrolisis Garam dari Basa Lemah dan Asam Kuat
Garam dari basa lemah dan asam kuat jika dilarutkan dalam air juga akan mengalami hidrolisis sebagian. Hal ini disebabkan karena kation dari basa lemah dapat terhidrolisis, sedangkan anion dari asam kuat tidak mengalami hidtrolisis. Contoh:
NH₄Cl (aq) → NH₄⁺ (aq) + Cl⁻ (aq)
NH₄⁺ + H₂O ⇌ NH₄OH + H⁺
Cl⁻ + H₂O → tidak terjadi reaksi
pH larutan garam dapat ditentukan dari persamaan:
M⁺ + H₂O ⇌ MOH + H⁺
Tetapan hidrolisis:
K = ( [MOH] [H⁺] ) / ( [M⁺] [H₂O] )
K . [H₂O] = ( [MOH] [H⁺] ) / [M⁺]
Kh = ( [MOH] [H⁺] ) / [M⁺]
dengan Kh adalah ketetapan hidrolisis
Kh = ( [MOH] [H⁺] ) / [M⁺] . ( [OH⁻] / [OH⁻] )
Kh = [MOH] / ( [M⁺] [OH⁻] ) . ( [H⁺] [OH⁻] )
air terdisosiasi menurut persamaan:
MOH ⇌ M⁺ + OH⁻
Kb = ( [OH⁻] [M⁺] ) / [MOH]
[MOH] / ( [M⁺] [OH⁻] ) = 1 / Kb
( [OH⁻] [H⁺] ) = Kw
Berdasarkan hal tersebut, maka: Kh = [MOH] / ( [M⁺] [OH⁻] ) . ( [H⁺] [OH⁻] ) menjadi :
Kh = 1/ Kb . Kw
Kh = Kw / Kb
dengan Kw = tetapan kesetimbangan air, dan Kb = tetapan ionisasi basa lemah
Oleh karena Kh = [MOH] [H⁺] / [M⁺], maka pH larutan garam:
Kw / Kb = Kh
Kw / Kb = [MOH] [H⁺] / [M⁺], atau
[MOH] [H⁺] / [M⁺] = Kw / Kb
[MOH] = [H⁺], maka persamaan menjadi:
[MOH] [[M⁺]] / [M⁺] = Kw / Kb
( [H⁺]2 )/ [M⁺] = Kw / Kb
[H⁺⁻]2 = Kw . [M⁺] / Kb
H⁺ = √ ( Kw . [M⁺] / Kb )
dengan Kw : tetapan kesetimbangan air
[M⁺] : konsentrasi M⁺ dari garam
Kb : tetapan kesetimbangan basa
Perhitungan pH dapat menggunakan rumus pH = –log [H⁺], jadi didapat persamaan pH sebagai berikut.
pH = ½ ( pKw – pKb – log [M⁺] )
Contoh:
Tentukan konsentrasi H⁺ dan pH dari 500 ml larutan yang mengandung NH₄Cl 0,01 mol! (Kb NH₄Cl = 1,8 . 10−5).
Jawab:
Konsentrasi larutan NH₄Cl = 0,01 mol / 0,5 L
= 0,02 M
= 2 . 10−2 M
NH₄Cl (aq) → NH₄⁺ (aq) + Cl (aq)
2 . 10−2 M 2 . 10−2 M
NH₄⁺ + H₂O ⇌ NH₄OH + H⁺
[H⁺] = √ ( Kw . [M⁺] / Kb )
= √ ( Kw . [NH₄⁺] / Kb )
= √ ( 10−14. [2 . 10−2] / 1,8 . 10−5 )
= 3,3 . 10−6
pH = -log [H⁺]
= -log 3,3 . 10−6
= 5,5
Hidrolisis Garam dari Asam Lemah dan Basa Lemah
Garam yang berasal dari asam lemah dan basa lemah sifatnya bergantung pada harga Ka dan Kb asam basa pembentuknya. Contoh: NH₄CN dan CH₃COONH₄. Garam ini mengalami hidrolisis total. Kation dan anion dari garam mengalami hidrolisis dengan reaksi:
M⁺ + A⁻ + H₂O ⇌ HA + MOH
Tetapan hidrolisisnya:
K = ( [HA] [MOH] ) / ( [M⁺] [A⁻] [H₂O] )
K . [H₂O] = ( [HA] [MOH] ) / ( [M⁺] [A⁻] )
Kh = ( [HA] [MOH] ) / ( [M⁺] [A⁻] )
Dengan penurunan rumus akan didapat rumus tetapan hidrolisis
Kh = Kw / (Ka . Kb)
Perhitungan pH dapat menggunakan rumus:
pH = ½ ( pKw + pKa - pKb ), atau
pH = ½ ( 14 + pKa - pKb ), dimana pKw = 14
Jika Ka = Kb larutan garam bersifat netral.
Jika Ka > Kb larutan garam bersifat asam.
Jika Ka < Kb larutan garam bersifat basa.
Contoh:
Hitunglah pH larutan (NH₄)2CO3 0,1 M, jika Ka H2CO3 adalah 10−4, dan Kb NH₄OH adalah 10−6! (Kw = 10−14)
Jawab:
(NH₄)₂CO₃ (aq) + 2H₂O (l) ⇌ 2NH₄OH(aq) + H₂CO₃ (aq)
10−1 M 2 . 10−1 M 10−1 M
Ka H2CO3 = 10−4
pKa = -log 10−4
pKa = 4
Kb NH₄OH = 10−6
pKb = -log 10−6
pKb = 6
Kw = 10−14
pKw = -log 10−14
pKw = 14
pH = ½ ( pKw + pKa - pKb )
= ½ ( 14 + 4 - 6 )
= ½ ( 12)
= 6
Sumber :
Chang, R. (2008). General Chemistry The Essential Concept (Fifth Edition). New York: McGraw-Hill.
Jespersen, N.D., Brady, J.E., & Hyslop, A. (2012). Chemistry The Molecular Nature of Matter (Sixth Edition). Danvers: John Wiley & Sons, Inc.
Overby, J. & Chang, R. (2022). Chemistry (14th Edition). New York: McGraw-Hill.
Mengevaluasi
Kerjakan soal-soal berikut melalui LMS yang disediakan!
Sebanyak 150 mL larutan NaOH 0,1 M direaksikan dengan 100 mL larutan H₂SO₄ 0,1 M. Tuliskan persamaan reaksi setaranya, tentukan pereaksi pembatasnya, dan hitunglah pH larutan
Tentukan pH larutan penyangga yang dibuat dengan mencampurkan 75 mL larutan CH₃COOH 0,1 M dengan 25 mL larutan CH₃COONa 0,1 M ( Ka CH₃COOH = 2,0 × 10⁻⁵)!
Tentukan konsentrasi OH⁻ pada larutan CH₃COONa 0,05 M dan hitung harga pH-nya! (Ka CH₃COOH = 1,9 × 10⁻⁵)!
Page updated
Report abuse