Larutan Asam Basa – Media Masyarakat

Asam & basa merupakan dua golongan senyawa kimia yg banyak memiliki peranan penting dlm kehidupan sehari-hari. Tidak cuma terdapat dlm makanan, obat-obatan, produk-produk rumah tangga, & bahan baku industri, asam & basa pula merupakan komponen krusial dlm tubuh makhluk hidup. Contohnya, asam amino merupakan penyusun protein & asam nukleat merupakan biomolekul yg mengandung isu genetik.

Lihat pula materi Wargamasyarakat.org lainnya:
Senyawa Karbon
Rumus Empiris & Rumus Molekul
Tabel Periodik

Daftar Isi

Kekuatan Asam & Basa

Kekuatan asam & basa diputuskan oleh derajat ionisasi (α)-nya, banyak sedikitnya ion H⁺ & OH⁻ yg dilepaskan. Asam & basa dlm air akan mengalami reaksi peruraian menjadi ion yg merupakan reaksi kesetimbangan. Oleh alasannya adalah itu, kekuatan asam & basa mampu dinyatakan oleh tetapan kesetimbangannya yakni, tetapan ionisasi asam (K_a) & tetapan ionisasi basa (K_b).

Sebagai contoh, dlm air HCl hampir terurai sempurna menjadi ion H⁺ & ion Cl⁻, sedangkan HF hanya terurai sebagian menjadi ion H⁺ & ion F⁻. Oleh kesannya, HCl disebut selaku asam berpengaruh & HF disebut selaku asam lemah. Demikian juga, dlm air NaOH nyaris terurai sempurna menjadi ion Na⁺ & ion OH⁻, sedangkan NH₃ cuma terurai sebagian menjadi ion NH₄⁺ & ion OH⁻. NaOH disebut selaku basa kuat & NH₃ disebut selaku basa lemah.

A. Tetapan ionisasi asam (K_a)

Secara biasa , reaksi kesetimbangan larutan asam HA dlm air mampu ditulis sebagai berikut.

HA(aq) ⇌ H⁺(aq) + A⁻(aq)

Tetapan ionisasi asam K_a dapat dirumuskan mirip berikut.

$K_a = \frac [H^+][A^-] [HA]$

asam berpengaruh (contoh: HCl, HBr, HI, HNO₃, HClO₄, H₂SO₄)

Dalam air, hampir seluruh asam berpengaruh terurai menjadi ion-ionnya, sehingga derajat ionisasi α ≈ 1. Dengan demikian, nilai K_a dr asam kuat sangat besar. Untuk nilai K_a yg sangat besar, maka mampu dianggap bahwa asam terurai sempurna menjadi ion-ionnya & konsentrasi ion H⁺ mampu dihitung dr fokus asam ([HA]_setimbang ≈ [HA]_awal = M_a) & valensi asamnya. Valensi asam yaitu jumlah ion H⁺ yg dihasilkan per molekul asam.

$[H^+] = valensi_a \times M_a$

asam lemah (acuan: HF, HCN, HNO₂, CH₃COOH, H₂CO₃)

Dalam air, cuma sebagian asam lemah terurai menjadi ion-ionnya, sehingga derajat ionisasinya 0 < α < 1. Jika konsentrasi awal larutan asam lemah HA dinyatakan sebagai M_a, maka:

HA(aq) ⇌ H⁺(aq) + A⁻(aq)

Mula-mula : M_aReaksi : −αM_a + αM_a + αM_aSetimbang : (1 − α)M_a αM_a αM_a

$K_a = \frac (\alpha M_a)(\alpha M_a) ((1 - \alpha) M_a)$

$K_a = \frac \alpha^2 1 - \alpha M_a$

Jika nilai α sungguh kecil (α ≪ 1), maka mampu diasumsikan nilai (1 − α) ≈ 1, sehingga persamaan K_a untuk asam lemah mampu ditulis seperti berikut:

$K_a = \alpha^2 M_a$

$\alpha = \sqrt \frac K_a M_a$

Makara, untuk menghitung fokus ion H⁺ dapat digunakan nilai K_a ataupun nilai α.

$[H^+] = \sqrt K_a \times M_a$ atau $[H^+] = \alpha \times M_a$

B. Tetapan ionisasi basa (K_b)

Secara umum, reaksi kesetimbangan larutan basa LOH dlm air mampu ditulis sebagai berikut.

LOH(aq) ⇌ L⁺(aq) + OH⁻(aq)

Tetapan ionisasi basa K_b mampu dirumuskan mirip berikut.

$K_b = \frac [L^+][OH^-] [LOH]$

basa besar lengan berkuasa (contoh: NaOH, KOH, Ca(OH)₂, Sr(OH)₂, Ba(OH)₂)

Dalam air, hampir seluruh basa berpengaruh terurai menjadi ion-ionnya, sehingga derajat ionisasi α ≈ 1. Dengan demikian, nilai K_b dr basa berpengaruh sungguh besar. Untuk nilai K_b yg sungguh besar, maka dapat dianggap bahwa basa terurai sempurna menjadi ion-ionnya & konsentrasi ion OH⁻ mampu dihitung dr konsentrasi basa ([LOH]_setimbang ≈ [LOH]_awal = M_b) & valensi basanya. Valensi basa adalah jumlah ion OH⁻ yg dihasilkan per unit rumus basa.

$[OH^-] = valensi_b \times M_b$

basa lemah (teladan: NH₃, CH₃NH₂, C₆H₅NH₂)

Dalam air, hanya sebagian basa lemah terurai menjadi ion-ionnya, sehingga derajat ionisasinya 0 < α < 1. Jika fokus awal larutan basa lemah LOH dinyatakan sebagai M_b, maka:

LOH(aq) ⇌ L⁺(aq) + OH⁻(aq)

Mula-mula : M_bReaksi : −αM_b + αM_b + αM_bSetimbang : (1 − α)M_b αM_b αM_b

$K_a = \frac (\alpha M_b)(\alpha M_b) ((1 - \alpha) M_b)$

$K_a = \frac \alpha^2 1 - \alpha M_b$

Jika nilai α sangat kecil (α ≪ 1), maka mampu diasumsikan nilai (1 − α) ≈ 1, sehingga persamaan K_b untuk basa lemah mampu ditulis mirip berikut:

$K_b = \alpha^2 M_b$

$\alpha = \sqrt \frac K_b M_b$

Jadi, untuk mengkalkulasikan fokus ion OH⁻ mampu dipakai nilai K_b ataupun nilai α.

$[OH^-] = \sqrt K_b \times M_b$ atau $[OH^-] = \alpha \times M_b$

Tetapan ionisasi beberapa asam & basa mampu dilihat pada tabel berikut:

tetapan ionisasi larutan asam basa

pH (Derajat Keasaman)

Derajat atau tingkat keasaman larutan bergantung pada fokus ion H⁺ dlm larutan. Semakin besar fokus ion H⁺, kian asam larutan tersebut. Pada tahun 1909, Søren P. L. Sørensen menganjurkan sebuah desain pH yg menyatakan derajat keasaman larutan selaku fungsi konsentrasi ion H⁺ dlm larutan. Fungsi pH dinyatakannya selaku negatif logaritma dr konsentrasi ion H⁺ dlm sebuah larutan.

$pH = - log [H^+]$

Konsep pH ini memudahkan dlm menyatakan konsentrasi ion H⁺ & perubahannya yg kadangkala sangatlah kecil. Misalnya, konsentrasi ion H⁺ dlm larutan asam cuka 0,1 M adalah sekitar 0,001 M & fokus ion H⁺ dlm akuades yakni sekitar 1 × 10⁻⁷ M. Jika dinyatakan dgn pH, maka pH larutan asam cuka 0,1 M tersebut ialah 3 & pH akuades tersebut adalah 7.

Dari kedua teladan tersebut, tampakdr fokus ion H⁺ bahwa larutan asam cuka 0,1 M ([H⁺] = 0,001 M = 1 × 10⁻³ M) lebih asam dibanding akuades ([H⁺] = 1 × 10⁻⁷ M). Namun, pH larutan asam cuka 0,1 M (pH = 3) lebih kecil dibanding akuades (pH = 7). Kaprikornus, kian asam larutan, maka semakin kecil nilai pH-nya. Begitu pula sebaliknya, kian basa larutan, maka makin besar nilai pH-nya.

pH, pOH, & Tetapan Kesetimbangan Autoionisasi Air (K_w)

Konsentrasi ion OH⁻ pula dapat dinyatakan selaku fungsi pOH. Meskipun mampu dilihat dr konsentrasi ion OH⁻, tingkat kebasaan larutan lazimnya tetap dinyatakan dgn pH. Semakin basa larutan, makin besar fokus ion OH⁻, kian kecil nilai pOH, & semakin besar nilai pH.

$pOH = - log [OH^-]$

Molekul air (H₂O) mampu terionisasi menjadi ion H⁺ & ion OH⁻. Proses tersebut merupakan reaksi kesetimbangan yg disebut sebagai autoionisasi air.

H₂O(l) ⇌ H⁺(aq) + OH⁻(aq)

Namun, jumlah molekul H₂O yg terionisasi sangatlah sedikit & dapat dianggap bahwa fokus H₂O tak mengalami pergeseran & H₂O yakni cairan murni. Oleh sebab itu, tetapan kesetimbangannya, K_w, yakni:

$K_w = [H^+][OH^-]$

Jika persamaan ini dijumlah nilai negatif logaritmanya sebagaimana fungsi p, maka diperoleh:

$- \log K_w = - \log ([H^+][OH^-])$

$- \log K_w = (- \log [H^+]) + (- \log [OH^-])$

$pK_w = pH + pOH$

Untuk air murni, pada suhu 25°C, nilai K_w (tetapan kesetimbangan air) yakni 1,0 × 10⁻¹⁴. Makara, pK_w = 14, sehingga persamaan pK_w dapat ditulis selaku :

pH + pOH = 14

Pada air murni & larutan yg bersifat netral, fokus ion H⁺ sama dgn fokus ion OH⁻. Jika air ditambahkan suatu asam, konsentrasi ion H⁺ berkembangsehingga kesetimbangan bergeser ke kiri & konsentrasi ion OH⁻menurun. Jika air disertakan suatu basa, konsentrasi ion OH⁻ meningkat sehingga kesetimbangan pula bergeser ke kiri & konsentrasi ion H⁺menurun.

Jenis Larutan		pada suhu 25°C, K_w = 1,0 × 10⁻¹⁴
Jenis Larutan		[H⁺]	pH	[OH⁻]	pOH
asam	[H⁺] > [OH⁻]	>1,0 × 10⁻⁷ M	<7	<1,0 × 10⁻⁷ M	>7
netral	[H⁺] = [OH⁻]	1,0 × 10⁻⁷ M	7	1,0 × 10⁻⁷ M	7
basa	[H⁺] < [OH⁻]	<1,0 × 10⁻⁷ M	>7	>1,0 × 10⁻⁷ M	<7

hubungan h+ oh- ph poh & sifat larutan padah suhu 25 c

Contoh Soal Larutan Asam Basa & Pembahasan

Tentukan pH masing-masing larutan berikut.

a. HCl 0,007 M
b. HCOOH 0,05 M (K_a = 1,8 × 10⁻⁴)
c. Ca(OH)₂ 0,001 M
d. NH₃ 0,02 M (K_b = 1,8 × 10⁻⁵)

Jawab:

a. HCl termasuk asam berpengaruh

HCl(aq) → H⁺(aq) + Cl⁻(aq)

[H⁺] = 1 × [HCl]
= 0,007 M

pH = − log (0,007)
= − log (7 × 10⁻³)

Kaprikornus, pH = 3 − log 7

b. HCOOH termasuk asam lemah

HCOOH(aq) ⇌ H⁺(aq) + HCOO⁻(aq)

pH = − log (3 × 10⁻³)

Jadi, pH = 3 − log 3

c. Ca(OH)₂ tergolong basa berpengaruh

Ca(OH)₂(aq) → Ca²⁺(aq) + 2OH⁻(aq)

[OH⁻] = 2 × [Ca(OH)₂]
= 2 × 0,001 M
= 0,002 M

pOH = − log (0,002)
= − log (2 × 10⁻³)
= 3 – log 2

pH = 14 − pOH
= 14 – (3 – log 2)

Jadi, pH = 11 + log 2

d. NH₃ tergolong basa lemah

NH₃(aq) + H₂O(l) ⇌ NH₄⁺(aq) + OH⁻(aq)

pOH = − log (6 × 10⁻⁴)
= 4 – log 6

pH = 14 − pOH
= 14 – (4 – log 6)

Kaprikornus, pH = 10 + log 6

Referensi

Atkins, Peter & Jones, Loretta. 2010. Chemical Principles: The Quest for Insight (5^th edition). New York: W.H. Freeman & Company
Brown, Theodore L. et al. 2015. Chemistry: The Central Science (13^th edition). New Jersey: Pearson Education, Inc.
Chang, Raymond & Goldsby, Kenneth A. 2016. Chemistry (12^th edition). New York: McGraw-Hill Education
Earl, Bryan & Wilford, Doug. 2014. Cambridge IGCSE^® Chemistry (3^rd edition). London: Hodder Education
Petrucci, Ralph H. et al. 2017. General Chemistry: Principles and Modern Applications (11^th edition). Toronto: Pearson Canada Inc.
Purba, Michael. 2006. Kimia 2B untuk SMA Kelas XI. Jakarta: Erlangga
Silberberg, Martin S. & Amateis, Patricia. 2015. Chemistry: The Molecular Nature of Matter and Change (7^th edition). New York: McGraw-Hill Education