Asam dan Basa Arrhenius Bagian 2

 

Sebelumnya telah dibahas ciri-ciri asam dan basa pada bagian 1. Selanjutnya pada bagian ini akan dibahas mengenai:

1. Teori asam dan basa Arrhenius

2. Larutan asam dan basa dalam air

3. Derajat kekuatan asam dan basa

4. Dearajat keasaman (pH)

Teori Asam dan Basa Arrhenius

Pada pembahasan sebelumnya tentang Asam dan Basa Bagian 1 telah dibahas bahwa asam dan basa berada disekitar kehidupan manusia. Salah satu sifat asam selain rasanya asam juga dapat menyebabkan korosi pada logam kecuali emas serta menyebabkan kulit melepuh jika terkena asam kuat seperti asam sulfat dan asam klorida. Selain itu, basa memiliki sifat licin dan rasanya pahit. Basa juga bersifat korosif dan kaustik (merusak kulit).

Pada 1777, Lavoisier menyatakan bahwa oksigen adalah unsur utama Svante August Arrhenius (1859–1927) dalam senyawa asam. Pada 1808, Humphry Davy menemukan fenomena lain, yaitu HCl dalam air dapat bersifat asam, tetapi tidak mengandung oksigen. Fakta ini memicu Arrhenius untuk mengajukan teori asam basa. Menurut Arrhenius asam adalah zat yang dapat melepaskan ion H⁺ di dalam air sehingga konsentrasi ion H⁺ dalam air meningkat. Sedangkan basa adalah zat yang dapat melepaskan ion OH^- di dalam air sehingga konsentrasi ion OH^- dalam air meningkat. 

Berdasarkan teori Arrhenius maka senyawa yang tergolong asam dan basa adalah sebagai berikut:

Senyawa asam yang terdiri dari HNO₃, HCl dan H₂SO₄. Ketiga senyawa asam tersebut jika dilarutkan dalam air akan terbentuk ion H⁺ (ion hidrogen). Reaksinya sebagai berikut:

Senyawa basa yang terdiri dari NaOH, KOH, Al(OH)₃ dan Ca(OH)₂. Keempat senyawa tersebut jika dilarutkan dalam air akan memebentuk ion OH^- (ion hidroksida). Reaksinya sebagai berikut:

Menurut Arrhenius, produk akhir asam harus mengandung ion hidrogen (H⁺) dan produk akhir basa harus mengandung ion hidroksida (OH^-).

Larutan Asam dan Basa

Pada dasarnya air murni dapat terionisasi, namun dengan konsentrasi yang sangat kecil, yaitu sekitar 10^-7 M. Persamaan reaksi ionisasi air adalah sebagai berikut:

Maka tetapan kesetimbangan ionisasi air adalah:

Karena air merupakan zat murni, maka berdasarkan konsep kesetimbangan konsentrasi air tidak berubah atau sama dengan 1. Sehingga tetapannya menjadi:

Tetapan kesetimbangan air lambangnya berubah dari K_c menjadi K_w karena lambang w berasal dari kata water dan K artinya tetapan kesetimbangan, jadi K_w adalah tetapan kesetimbangan air.

Pada 25^oC, nilai K_w = 10^-14 dan pada 37^oC nilai K_w = 2,5 x 10^-14 artinya ionisasi air bersifat endoterm. Maka pada 25^oC konsentrasi H⁺ sama dengan konsentrasi OH^-, sehingga:

Misal [H⁺] = [OH^-] = C

K_W = [H⁺][OH^-]

10^-14 = C x C

10^-14 = C²

          C = 10^-7

Dengan demikian, [H⁺] = [OH^-] = 10^-7 pada 25^oC. Jika dalam larutan terdapat konsentrasi [H⁺] = [OH^-], maka larutan tersebut bersifat netral. Arrhenius menyimpulkan bahwa:

1. Jika dalam larutan terdapat [H⁺] >> [OH^-], maka larutan tersebut bersifat asam.
2. Jika dalam larutan terdapat [H⁺] << [OH^-], maka larutan tersebut bersifat basa.
3. Jika dalam larutan terdapat [H⁺] = [OH^-], maka larutan tersebut bersifat netral.

Untuk mengidentifikasi suatu larutan bersifat asam, basa maupun netral maka dapat diuji dengan menggunakan kertas lakmus. Kertas lakmus adalah suatu indikator (petunjuk) yang dapat membedakan suatu zat/larutan bersifat asam, basa atau netral. Hal ini disebabkan karena di dalam kertas lakmus terdapat senyawa organik yang dapat berubah warna pada keadaan asam atau basa. Kertas lakmus merah akan berubah menjadi biru jika dicelupkan ke dalam larutan basa. Sedangkan kertas lakmus biru akan berubah menjadi merah jika dicelupkan ke dalam larutan asam. Dan jika kertas lakmus (biru atau merah) dicelupkan ke dalam larutan warnanya tetap (tidak berubah warna), arrtinya larutan tersebut bersifat netral.

Tabel 1. Perubahan warna lakmus saat dicelupkan ke dalam suatu larutan

Jenis larutan	Lakmus merah	Lakmus biru
Asam	Merah	Merah
Basa	Biru	Biru
Netral	Merah	Biru

Derajat Kekuatan Asam dan Basa

Suatu larutan dapat digolongkan menjadi asam kuat, asam lemah, basa kuat dan basa lemah. Suatu larutan dapat digolongkan sebagai asam kuat jika memiliki dayahantar listrik kuat dan nilai pH rendah atau pH < 3 (konsentrasi H⁺ tinggi). Sedangkan, jika daya hantar listrik rendah dan nilai pH antara 3 – 6, maka larutan tersebut merupakan asam lemah.

Suatu larutan digolongkan menjadi basa kuat, jika suatu larutan memiliki daya hantar listrik tinggi dan pH tinggi atau pH > 11 (konsentrasi OH^- sangat tinggi). Sedangkan, larutan yang tergolong sebagai basa lemah jika larutan basa tersebut memiliki daya hantar listrik rendah dan nilai pH sekitar 8 – 11.

Kuat lemahnya suatu laturan asam dan basa salah satunya dipengaruhi oleh konsentrasi asam atau basa tersebut yang dapat terionisasi di dalam air (pelarut). Banyaknya zat yang terionisasi di dalam larutan disebut derajat ionisasi (α). Nilai α dapat ditentukan dengan persamaan berikut:

Derajat ionisasi menyatakan kekuatan relatif asam atau basa dalam suatu larutan dan dinyatakan dalam satuan persen (%). Jika nilai derajat ionisasi mendekati 100%, maka larutan tersebut merupakan larutan asam kuat atau basa kuat. Sedangkan jika nila derajat ionisasi < 20%, maka larutan tersebut disebut dengan larutan asam lemah atau basa lemah.

Hubungan asam kuat dan basa kuat dengan derajat ionisasi

Asam kuat dan basa kuat merupakan suatu zat yang dalam larutannya dapat terionisasi sempurna serta memiliki derajat ionisasi (α) mendekati 100%. Di dalam larutannya, suatu molekul asam kuat dan basa kuat masing-masing molekulnya akan terurai menjadi ion H⁺ (untuk asam kuat) dan ion OH^- (untuk basa kuat).

Contoh 1:

Tentukan konsentrasi ion-ion dalam larutan berikut:

a. HCl 0,1 M (asam kuat)

Jawab:

Jadi, karena HCl terionisasi sempurna (α = 100%) maka [H⁺] = [HCl] = [Cl^-] = 0,1M

b. Ca(OH)₂ 0,1 M (Basa kuat)

Jawab:

Karena Ca(OH)₂ adalah basa kuat, maka seluruh Ca(OH)₂ akan terurai sempurna menjadi ion-ionnya. Berdasarkan hasil perhitungan maka konsentrasi Ca(OH)₂ = 0 karena terionisasi 100%, konsentrasi Ca²⁺ = 0,1 M, dan konsentrasi OH^- = 0,2 M.

Hubungan asam lemah dan basa lemah dengan derajat ionisasi

Asam lemah dan basa lemah merupakan senyawa asam atau basa yang kelarutannya dalam air (pelarut) terionisasi sebagian atau sesuai dengan derajat ionisasinya. Asam lemah dan basa lemah di dalam larutannya dapat membentuk kesetimbangan antara molekul-molekul asam lemah dan basa lemah dengan ion-ionnya.

Kesetimbangan asam lemah

Jika asam lemah (HA) dilarutkan dalam air, maka larutan tersebut akan terionisasi membentuk ion-ion H+ dan A^-. Namun, pada waktu bersamaan ion-ion tersebut akan bereaksi kembali membentuk HA sampai terbentuk kesetimbangan. Berikut reaksi kesetimbangan dari asam lemah (HA):

Karena konsentrasi awal (HA) dianggap tidak berubah atau konsentrasi HA yang terionisasi relatif kecil, maka akan diperoleh nilai tetapan kesetimbangan ionisasi asam lemah (K_a) sebagai berikut:

Nilai tetapan kesetimbangan ionisasi asam lemah tidak bergantung pada konsentrasi awal asam lemah yang dilarutkan, tetapi sangat bergantung pada suhu sistem. Jika nilai tetapan ionisasi asam lemah adalah K_a, konsentrasi awal asam lemah (HA) adalah y M dan karena HA merupakan asam monoprotik, maka [H⁺] = [A^-], sehingga:

Contoh:

Tentukan konsentrasi H⁺ yang terdapat dalam CH₃COOH 0,1 M  (K_a CH₃COOH = 1,8 x 10^-5)!

Jawab:

Kesetimbangan basa lemah

Sama halnya dengan asam lemah, basa lemah juga terionisasi sebagian. Untuk menentukan [OH^-] dalam larutan basa lemah, maka kita dapat memisalkan basa lemah tersebut sebagai BOH, sehingga reaksi ionisasinya sebagai berikut:

Karena konsentrasi awal basa lemah (BOH) dianggap tidak berubah atau konsentrasi BOH yang terionisasi relatif kecil, maka akan diperoleh nilai tetapan kesetimbangan ionisasi basa lemah (K_b) sebagai berikut:

Jika nilai tetapan ionisasi basa lemah adalah K_b, konsentrasi awal basa lemah (BOH) adalah y M dan karena BOH merupakan basa monoprotik, maka [B⁺] = [OH^-], sehingga:

Contoh:

Tentukan konsentrasi OH^- yang terdapat dalam NH₃ 0,1 M (Kb NH₃ = 1,8 x 10^-5)!

Jawab:

Hubungan derajat ionisasi dan tetapan ionisasi

Untuk melihat hubungan derajat ionisasi dan tetapan ionisasi dapat dilihat dari persamaan berikut:Jika konsentrasi awal (HA) adalah C dan yang terionisasi sebanyak α, maka konsentrasi HA yang terionisasi sebanyak αC. Adapun konsentrasi HA sisa sebanyak C – Cα atau C(1–α). Oleh karena HA merupakan asam monoprotik maka konsentrasi H⁺ dan A^– sama dengan HA terionisasi, yakni αC. Dengan demikian, tetapan ionisasi asamnya sebagai berikut.

Dengan menggunakan perhitungan yang sama dengan asam lemah, maka hubungan tetapan ionisasi basa lemah dan dengan derajat ionisasinya adalah sebagai berikut:

Contoh:

Senyawa HF merupakan asam lemah. Jika 0,1 mol HF dilarutkan dalam 1 liter larutan dan diketahui konsentrasi H⁺ = 0,0084 M. Tentukan nilai K_a dan α?

Jawab:

Derajat Keasaman (pH)

Hal yang perlu dipahami adalah bahwa konsentrasi H⁺ dan OH^- hasil ionisasi air sangatlah kecil oleh karena itu kita bisa mendefinisikannya dengan menggunakan prinsip perhitungan logaritma. Untuk konsentrasi H⁺ digunakan notasi pH, sedangkan untuk konsentrasi OH^- digunakan notasi pOH.

pH merupakan derajat keasaman suatu larutan. pH dalam larutan dapat didefinisikan secara matematis sebagai negatif logaritma konsentrasi molar ion H⁺. Sedangkan, pOH didefinisikan sebagai negatif logritma konsentrasi molar ion OH^-. Jika dirumuskan pH dan pOH adalah sebagai berikut:

Berdasarkan definisi tersebut, pH dan pOH untuk air pada 25°C dapat dihitung sebagai berikut:

Prosedur yang sama juga diterapkan untuk menghitung tetapan ionisasi air, yaitu pK_w.

Sehingga hubungan pH dan pOH dapat dituliskan menjadi:

Untuk penentuan pH asam dan basa akan dibahas pada bagian 3. Terima kasih, semoga bermanfaat.