ASAM BASA

{ April 1, 2011 @ 2:36 am } · { Uncategorized }

ASAM BASA

1. A. Derajat Keasaman

• Asam Kuat

Asam kuat adalah asam yang dalam air terionisasi sempurna (1<α>0), sehingga dalam larutan asam kuat tidak lagi terdapat molekul-molekul asam melainkan hanya ion-ion H⁺ dan ion-ion sisa asam. Dengan demikian, reaksi asam kuat merupakan reaksi berkesudahandan harga tetapan ionisasi asamnya (Ka) tak terdefinisi (~). Oleh karena harga Ka asam kuat tak terdefinisi maka dalam perhitungan harga Ka tidak dinyatakan dan konsentrasi ion H⁺ dalam larutan asam kuat adalah :

[H⁺]= M . Valensi asam

pH= –log [H⁺]

Contoh : Berapakah pH dari larutan HCl 0,01M ?

Jawab   : pH bergantung pada konsentrasi ion H⁺. Dalam hal ini, [H⁺] dapat dikaitkan dengan konsentrasi asamnya karena asamnya kuat dianggap mengion sempurna.

HCl 0,01M

HCl(aq) → H⁺(aq) + Cl^–(aq)

[H⁺] = [HCl] = 0,01M

Jadi,pH = – log 0,01 = 2

• Asam Lemah

Asam lemah adalah asam yang dalam air terionisasi sebagian (α = kecil). Dalam larutan asam lemah terdapat molekul-molekul asam yang tidak terionisasi, dan ion-ion H⁺, serta ion sisa asam (A^–). Asam lemah mempunyai harga Ka kecil dan semakin kecil harga α asam lemah, makin kecil pula harga Ka nya. Konsentrasi ion H+ dalam larutan asam lemah dapat dikaitkan dengan tetapan ionisasi asam. Kesetimbangan ionisasi dan ungkapan tentang kesetimbangan asam lemah, yaitu

HA(aq) ↔ H⁺(aq) + A^–(aq)

Ka = [H⁺] [A^–]
[HA]

Sesuai dengan persamaan diatas, konsentrasi kesetimbangan asam lemah HA adalah M (1–α). Harga derajat ionisasi asam sangat kecil, mendekati nol,sehingga :

1 – α ≈ 1, berati M(1–α) ≈ M

Dengan kata lain, konsentrasi asam dalam larutan dianggap tetap sama dengan M, seolah-olah tidak ada yang terion. Oleh karena itu persamaan diatas dapat ditulis :

Ka = [H⁺] [A^–]
M

Karena [H+] = [A–] maka persamaan diatas dapat ditulis sebagai berikut :

Ka = [H⁺]²
M

[H⁺]² = Ka × M

[H⁺] =

Jika derajat disosiasi diketahui maka :

[H+] = M × α

Contoh : berapakah pH dari larutan CH₃COOH 0,05 M; Ka = 1,8 × 10^–5

Jawab   : [H+] = √1,8 ×10^–5 × 0,05

= √9 × 10^–7 = 3 × 10^–3,5

pH  = –log  3 × 10^–3,5 = 3,5 – log 3

• Basa Kuat

Basa kuat adalah basa yang dalam air terionisasi sempurna (α = 1). Dalam larutan basa kuat tidak terdapat molekul-molekul basanya, melainkan terdapat ion-ion hidroksil dan ion-ion logam. Reaksi basa merupakan reaksi berkesudahan.  Konsentrasi ion OH^– dalam larutan basa kuat :

[OH^–] = M × valensi basa

Contoh : berapakah pH larutan Ba(OH)₂ 0,001 M ?

Jawab   : pH larutan basa kuat dapat ditentukan dengan alur sebagai berikut :

[OH^–] = 2 × 0,001M

= 2 × 10 ^–3

pOH = 3 – log 2

pH  = 14 – pOH = 11 + log 2

• Basa Lemah

Basa lemah adalah adalah suatu basa yang dalam air terionisasi sebagian (α = kecil)dalam larutan basa lemah terdapat molekul-molekul basa yang tidak terionisasi, ion-ion hidroksil, dan ion-ion logam yang berada dalam kesetimbangan. Basa lemah memiliki harga kesetimbangan yang sangat kecil. Hubungan konsentrasi ion OH dengan derajat ionisasi basa dan tetapan ionisasi basa dinyatakan sebagai berikut :

[OH^–] = M × α

[OH^–] =

Contoh : berapakh pH larutan yang dibuat dengan melarutkan 3,4 g NH₃ dalam  500 ml air (Kb NH₄OH = 1,8 × 10^–5, Mr NH₃ = 17)?

Jawab   : reaksi NH₃ + H₂O → NH₄OH     ,  NH₄OH→ NH₄⁺ + OH^–

Mol NH3 = 0,2 mol

Mol NH₃ ~ mol NH₄OH

M NH₄OH = 0,4M

[OH^–] = √1,8 . 10^–5 × 0,4

pOH   = 2,57

pH     = 14 – 2,57 = 11,43

1. B. Larutan Buffer

Larutan buffer adalah larutan yang terdiri dari asam lemah atau basa lemah dan garamnya; kedua komponen itu harus ada. Larutan ini mampu melawan perubahan pH ketika terjadi penambahan sedikit asam atau sedikit basa. Larutan buffer harus mengandung konsentrasi asam yang cukup tinggi untuk bereaksi dengan ion OH^– yang ditambahkan kepadanya dan harus mengandung konsentrasi basa yang sama tingginya untuk bereksi dengan ion H⁺ yang ditambahkan. Selain itu, komponen asam dam basa dari buffer tidak boleh saling menghabiskan dalam suatu reaksi penetralan, persyaratan ini dipenuhi oleh asam-basa konjugat.

 

Larutan buffer sederhana dapat dibuat dengan menambahkan asam asetat dan natrium asetat dalam jumlah yang sama ke dalam air. Konsentrasi kesetimbangan baik asam maupun basa konjugat (dari CH₃COONa) diasumsikan sama dengan konsentrasi awalnya. Ini dikarenakan CH₃COOH adalah asam lemah dan hidrolisis ion CH₃COO^– sangat kecil dan keberadaan ion CH₃COO^– menekan ionisasi CH₃COOH, dan keberadaan CH₃COOH menekan hidrolisis ion CH₃COO^–.

Larutan yang mengandung kedua zat ini mampu menetralkan asam atau basa yang ditambahkan. Natrium asetat suatu elektrolit kuat, terionisasi sempurna dalam air:

CH₃COONa(s)  ^H2O CH₃COO^– (aq) + Na⁺(aq)

Jika yang ditambahkan adalah asam, ion H+ akan dikonsumsi oleh basa konjugat dalam buffer, CH₃COO, berdasarkan persamaan

CH₃COO^– (aq) + H⁺(aq) → CH₃COOH(aq)

Jika yang ditambahkan ke dalam system buffer adalah basa, ion OH akan dinetralkan oleh asam dalam buffer.

CH₃COOH(aq) + OH^–(aq) → CH₃COO^–(aq) + H₂O(l)

Jika yang ditambahkan ke dalam system buffer, bergantung pada jumlah asam atau basa konjugat yang menyusun buffer tersebut, semakin besar jumlahnya semakin besar kapasitas buffernya.

• Cara menghitung pH pada larutan buffer

1. Untuk larutan buffer yang terdiri atas campuran asam lemah dengan garamnya (larutannya akan selalu mempunyai pH < 7) digunakan rumus:

[H⁺] = K_a. C_a/C_g

pH = pK_a + log C_a/C_g

dimana:
C_a = konsentrasi asam lemah
C_g = konsentrasi garamnya
K_a = tetapan ionisasi asam lemah

1. Untuk larutan buffer yang terdiri atas campuran basa lemah dengan garamnya (larutannya akan selalu mempunyai pH > 7), digunakan rumus:

[OH^–] = K_b . C_b/C_g

pOH = pK_b + log C_g/C_b

dimana:
C_b = konsentrasi base lemah
C_g = konsentrasi garamnya
K_b = tetapan ionisasi basa lemah

Contoh :

1. manakah dari larutan berikut yang merupakan system buffer   (a)KH₂PO₄/H₃PO₄ atau (b) NaClO₄/HClO₄?

Jawab : (a).H₃PO₄ adalah asam lemah dan basa konjugatnya, H₂PO₄, adalah basa lemah. Jadi, system ini merupakan sisitem buffer. (b). karena HClO₄ adalah asam kuat, basa konjugatnya ClO₄, adalah basa yang sangat lemah. Ini berarti bahwa ion CLO₄ tidak akan bergabung dengan ion H⁺ dalam larutan untuk membentuk HClO₄. Jadi,sisitem ini bukan sisitem buffer.

1. Hitunglah pH suatu sisitem buffer yang mengandung CH₃COOH 1,0M dan CH₃COONa 1,0M? berapa pH system buffer setelah penambahan 0,10 mol gas HClkepada 1L larutan itu?

Jawab : (a). pH larutan buffer sebelum penambahan HCl dapat dihitung dari konsentrasi asam asetat dan garamnya. Dengan asumsi bahwa ionisasi asam asetat dan hidrolisis ion asetat sangat kecil, pada kesetimbangan kita dapatkan

[CH₃COOH] =1,0M dan   [CH₃COO] = 1,0M

Ka = [H⁺] [CH₃COO^–] = 1,8 × 10^–5

[CH₃COOH]

[H+] = Ka [CH3COOH]

[CH3COO]

 

= (1,8 × 10^–5)(1,0)

(1,0)

= 1,8 × 10–5M

pH = –log (1,8 × 10–5)

=4,47

Jadi ketika konsentrasi asamnya dan konsentrasi basa konjugatnya sama, konsentrasi ion hydrogen akan sama nilainya dengan Ka asamnya.

(b). sesudah penambahan HCl, terjadi ionisasi sempurna asam HCl :

HCl(aq)   → H⁺(aq)    +    Cl^–(aq)

0,01mol      0,01 mol        0,01 mol

Semula ada 1,0 mol CH₃COOH dan 0,1 mol CH₃COO dalam 1L larutan.sesudah penetralan asam HCl oleh CH₃COO, yang kita tulis adalah

CH₃COO^–(aq)    +    H⁺(aq)   →   CH₃COOH(aq)

0,10 mol              0,10 mol          0,10 mol

Jumlah mol asam asetat dan jumlah mol ion asetat yang ada  adalah

CH₃COOH = (1,0 + 0,01) mol = 1,1 mol

CH₃COO– = (1,0 – 0,01) mol = 0,9 mol

Kemudian kita hitung konsentrasi ion hydrogen :

[H+] = Ka[CH₃COOH]

[CH₃COO^–]

= (1,8 ×10^–5)(1,1 mol)

(0,9 mol)

= 2,2 × 10^–5M

pH larutan = -log (2,2 ×10^–5) = 4,66

 

 

 

 

 

 

 

1. C. Hidrolisis

Bila garam-garam dilarutkan dalam air, larutan itu tidak selalu bereaksi netral. Fenomena ini disebabkan karena sebagian dari garam berinteraksi dengan air, karena itu ini dinamakan hidrolisisi. Akibatnya ion hidrogan atau ion hidroksil tertinggal dengan berlebihan dalam larutan dan larutan itu sendiri masing-masing menjadi bersifat asam atau basa. Untuk memahami hidrolisis lebih dalam ada baiknya kita mengetahui sifat-sifat dari empat kategori garam sendiri-sendiri :

• Garam dari asam kuat dan basa kuat yang bersifat netral, misalnya kalsium klorida, natrium klorida. Garam yang berasal dari basa kuat dan asam kuat tidak terhidrolisis. Contoh    NaCl(aq) → Na⁺(aq)  +  Cl^–(aq)

Na+(aq)  +   H₂O(l)                 tidak ada reaksi

Cl^–(aq)   +   H₂O(l)                 tidak ada reaksi

Jadi NaCl tidak mengubah perbandingan konsentrasi ion H⁺ dan ion OH^– dalam air, dengan kata lain larutan NaCl bersifat netral.

• Garam dari asam kuat dan basa lemah yang bersifat asam, misalnya amonium klorida. Garam ini mangalami hidrolisis sebagian yaitu hidrolisis kation. Hal ini karena ion positif dari basanya akan berikatan dengan OH^– dari air membentuk basa. Keadaan ini mengakibatkan berkurangnya [OH^–] dan [H⁺] menjadi lebih besar sehingga larutan bersifat asam dan pH < 7.

Contoh : misalkan kation yang terhidrolisis adalah BH+, maka reaksi hidrolisis adalah sebagia berikut           BH⁺(aq)  +  H₂O(l) ↔ B(aq)  + H₃O⁺(aq)

Tetapan hidrolisisnya :                   Kh = [B] [H₃O⁺]

[BH⁺]

[H⁺] =

 

• Garam dari basa kuat dan asam lemah yang bersifat basa, misalnya natrium asetat. Garam ini mengalami hidrolisis sebagian. Pada larutan ini ion negative yang terbentuk dari ionnisasi garam akan mengikat ion H+ dalam larutan menjadi lebih kecil dibandingkan dengan konsentrasi ion OH– sehingga larutan akan be rsifat basa dan pH > 7.

Contoh : misalkan rumus kimia garam adalah LA, maka hidrolisis anion adalah sebagia berikut                         LA(aq)   →   L⁺(aq)  + A^–(aq)

L⁺(aq)  +  H₂O(l)                tidak ada reaksi

A^–(aq)  +  H₂O(l) ↔ HA(aq)  + OH^–(aq)

Tetapan hidrolisisnya : Kh = [HA] [OH^–]

[A^–]

[OH^–] =

atau

[OH^–] =

 

• Garam dari asam lemah dan basa lemah bergantung pada harga tetapan ionisasi asam dan ionisasi basanya (Ka dan Kb). Garam ini mengalami hidrolisis total .

Ka > Kb : bersifat asam

Ka < Kb : bersifat basa

Ka = Kb : bersifat netral

Contoh : amonium asetat (CH₃COONH₄). Ammonium asetat dalam air akan terionisasi sebagai berikut.

CH₃COONH₄(aq)  ↔ CH₃COO^–(aq)  +  NH₄⁺(aq)

H₂O(l )  ↔  H⁺ (aq) +  OH^–(aq)

Ion CH₃COO^– yang berasal dari asam lemah (CH₃COOH) akan bereaksi dengan ion H⁺ dari air dan ion NH₄⁺ yang berasal adri basa lemah(NH₄OH) juga bereaksi dengan ion OH^– dari air. Reaksinya sebagai berikut :

CH₃COO^–(aq)  +  NH₄⁺(aq)  + H₂O(l) ↔ CH₃COOH(aq)  +  NH4OH(aq)

Sehingga

Pada kesetimbangan disosiasi asam lemah

CH ₃COOH(aq)  ↔ CH₃COO^–(aq)  + H⁺(aq)

[H+] = Ka [CH₃COOH]

[CH₃COO^–]

[H+] = Ka

=  Ka

=

pH =  (pKw + pKa – pKb)

1. D. Indikator Asam Basa

Indicator adalah suatu zat yang warnanya berbeda-beda sesuai daengan konsentrasi ion hydrogen. Teori pertama yang bermanfaat tentang indicator telah diusulkan oleh W. Ostwald yaitu, indicator yang umumnya digunakan merupakan suatu asam atau basa organic lemah yang dipakai pada larutan sangat encer. Asam atau basa indicator  yang tak terdisosiasi mempunyai warna yang berbeda dengan hasil disosiasinya. Misalnya indicator itu suatu asam Hind, disosiasi berlangsung menurut kesetimbangan

Hin(aq)  ↔  H⁺(aq)  + In^–(aq)

Warna anion indicator, In, berbeda dengan asam indikatornya. Jika larutan yang ditambahkan adalah suatu asam, yaitu mengandung ion-ion hydrogen dalam jumlah besar, kesetimbangan diatas akan bergeser ke kiri, yaitu warna indicator yang tak terdisosiasi menjadi terlihat. Tetapi jika larutan menjadi basa , yaitu ion-ion hydrogen dihilangkan, kesetimbangan akan bergeser ke arah pembentukan anion indicator, dan warna larutan berubah.

Ada beberapa indicator yaitu :

• Indicator Campuran

Untuk beberapa tujuan dikehendaki, suatu perubahan warna yang tajam pada satu jangkau pH yang sempit dan terpilih, ini tidak mudah terlihat dengan indicator asam basa yang biasa, karena perubahan warna merentang sepanjang dua satuan pH. Namun hasil ini dapat dicapai dengan menggunakan campuran indicator yang sesuai. Ini umumnya dipilih sedemikian sehingga nilai pK`In mereka berada dekat satu sama lain  dan warna-warna yang bertindihan adalah komplementer pada suatu nilai pH pertengahan. Contihnya yiatu

a)      Suatu campuran fenolftalein dan 1-naftalein berubah dari merah muda pucat menjadi violet pada pH= 8,9. Indicator campuran sesuai untuk titrasi asam fosfat ke tahap ke tahap diprotiknya.

b)      Suatu campuran biru timol dan merah kresol berubah dari kuning menjadi violet pada pH= 8,3. Digunakan untuk menitrasi karbonat ketahap hydrogen karbonat.

• Indicator Universal

Dengan mencampur indikator-indikator tertentu yang sesuai, perubahan-perubahan warna dapat timbul pada sebagian besar daerah pH. Campuran-campuran demikian biasanya disebut indicator universal. Campuran ini tak sesuai untuk titrasi kuantitatif, tetapi dapat digunakan untuk penetapan pH dari larutan dengan metode kalorimetri. Salah satu cara untuk mempersiapkan indicator universal adalah sebagai berikut : larutan 0,1 g fenolftalein, 0,2 g metal merah, 0,3 g metal kuning, 0,4 g bromtimolbiru dan 0,5 g biru timol dalam 500cm³ etanol absolute, lalu tambahkan larutan natrium hidroksida hingga warna menjadi kuning. Perubahan-perubahan warna adalah sebagai berikut pH 2 : merah, pH 4 : jingga, pH 6 : kuning, pH 8 : hijau,  pH 10 : biru.

 

 

1. E. Titrasi Asam Kuat dan Basa Kuat

Pada reaksi antara asam dan basa di mana jumlah mol asam sama dengan jumlah mol garam akan dihasilkan garam dan air. Reaksi netralisasi asam-basa dapat digunakan untuk menentukan konsentrasi larutan asam atau larutan basa. Sejumlah tertentu larutan asam dititrasi dengan larutan basa sampai mencapai titik ekuivalen, jika salah satu larutan diketahui molaritasnya, maka molaritas larutan yang satu lagi dapat diketahui dengan rumus :

V₁M₁ = V₂M₂

Titik ekuivalen dapat diketahui dengan menambahkan suatu indicator. Titrasi dihentikan saat indicator mennjukkan perubahan warna, keadaan ini disebut titik akhir titrasi (titik ekuivalen). Perubahan pH pada proses titrasi digambarkan dengan grafik yang disebut kurva titrasi. Berikut ini macam-macam titrasi :

1. Titrasi Asam Kuat dan Basa Kuat

Reaksi antara asam kuat dan basa kuat misalnya antara HCl dan NaOH :

NaOH(aq)  +  HCl(aq) →  NaCl(aq) + H₂O(l)

Misalkan kita memasukkan larutan NaOH 0,01M ke dalam labu Erlenmeyer yang mengandung 25 ml HCl 0,100 M. Sebelum penambahan NaOH, pH asam adalah –log(0,100) atau 1,00. Ketika NaOH ditambahkan mula-mula meningkat perlahan. Mendekati  titik ekuivalen, pH mulai meningkat tajam dan pada titik ekuivalen kurva meningkat hampir vertical. Dalam titrasi asam kuat dan basa kuat, baik konsentrasi ion hydrogen maupun ion hidroksida sanat sedikit pada titik ekuivalen (sekitar 1 × 10^–7M), akibatnya penambahan setetes basa saja dapat menyebabkan peningkatan tajam dalam [OH–]  dan pH larutan. Sesudah titik ekuivalen , pH meningkat lagi perlahan-lahan dengan penambahan NaOH. Seperti yang terlihat pada gambar dibawah ini :

Volume NaOH(ml)	pH
0,0	1,00
5,0	1,18
10,0	1,37
15,0	1,60
20,0	1,95
22,0	2,20
24,0	2,69
25,0	7,00
26,0	11,29
28,0	11,75
30,0	11,96
35,0	12,22
40,0	12,36
45,0	12,46
50,0	12,52

Figure 1. kurva titrasi asam kuat dan basa kuat

 

Kita dapat menghitung pH larutan pada setiap tahap titrasi. Berikut ini adalah tiga contoh perhitungan :

1. Sesudah penambahan 10,0 ml NaOH 0,100 M pada 25,0 ml HCl 0,100 M. volume total larutan menjadi 35,0 ml. jumlah mol NaOH dalam 10,0 ml adalah     = 1,00 ×10^–3 mol

Jumlah mol HCl yang semula ada dalam 25,0 ml larutan adalah

= 2,50 × 10^–3 mol

Jadi jumlah HCl yang tersisa sesidah penetralan parsial ialah ( 2,50 × 10^–3 – 1,00 × 10^–3). Kemudian konsentrasi ion H+ dalam 35,0 ml larutan dapat dihitung sebagai berikut

1,50 × 10–3 mol HCl   ×  1000 ml  = 0,0429 M HCl

35,0 ml                     1L

Jadi, [H+] = 0,0429 M, dan pH larutan menjadi

pH = -log 0,0429 = 1,37

1. 2. Sesudah penambahan 25,0 ml NaOH 0,100 M pada 25,0 ml HCl 0,100 M.

Ini merupakan perhitungan yang sederhana, karena melibatkan reaksi penetralan sempurna dengan garam (NaCl) tidak engalami hidrolisis. Pada titik ekuivalen, [H⁺] = [OH^–] = 1,00 ×10^–7 M dan pH larutan adalah 7,00.

1. Sesudah penambahan 35,0 ml NaOH 0,100 M pada 25,0 ml HCl 0,100 M.

Volume total larutan sekarang menjadi 60,0 ml. Jumlah mol NaOH ang ditambahkan adalah

35,0 ml ×0,100 mol NaOH × 1L = 3,50

= 3,50 ×10^–3 mol

Jadi jumlah mol HCl dalam 25,0 ml larutan ialah 2,50 × 10^–3 mol. Sesudah penetralan sempurna HCl, jumlahmol NaOH yang tersisa adalah (3,50 × 10^–3 – 2,50 ×10^–3) mol. Konsentrasi NaOh dalam 60,0 ml larutan adalah

 

Jadi, [OH^–] = 0,0167 M dan pH = =log 0,00167 = 1,78. Dengan demikian, pH larutannya adalah

pH = 14,00 – pOH

= 14,00 – 1,78 = 12,22

 

 

1. F. Daftar Rujukan

Sudino, Sri dkk. 2006. Kimia Untuk Kelas XI. Yokyakarta : Intan Pariwara.

Chang, Raymond. 2003. Kimia Dasar Konsep-Konsep Inti. Jakarta : Erlangga.

Svehla, G. 1979. Analisis Anorganik Kualitatif Makro dan Semi Makro. London : Longman Group Limited.