Kurikulum 2006/2013
KIMIa ASAM-BASA II Tujuan Pembelajaran Setelah mempelajari materi ini, kamu diharapkan memiliki kemampuan berikut. 1. Memahami kesetimbangan air. 2. Memahami pengaruh asam dan basa dalam kesetimbangan air. 3. Dapat menghitung derajat keasaman (pH) suatu larutan. 4. Dapat menentukan kekuatan asam dan basa melalui perhitungan pH.
A. Kesetimbangan Air Air adalah elektrolit lemah yang sebagian kecil dari molekulnya terionisasi berdasarkan reaksi berikut. H2O (l) H+ (aq) + OH– (aq) Reaksi ionisasi adalah reaksi kesetimbangan. Oleh karena itu, dalam reaksi ini berlaku hukum kesetimbangan. Berdasarkan hukum kesetimbangan, nilai konstanta kesetimbangan hanya dipengaruhi oleh zat-zat yang berwujud gas (g) dan larutan (aq). Dengan demikian, nilai konstanta kesetimbangan untuk reaksi ionisasi air dirumuskan sebagai berikut. K = [H+] [OH–] Nilai konstanta kesetimbangan K di atas disebut sebagai tetapan ionisasi air atau Kw. Pada suhu 25°C, nilai Kw adalah 10–14. Oleh karena reaksi ionisasi air adalah reaksi endoterm, maka nilai Kw akan semakin besar jika suhu meningkat.
K e l a s
XI
Berdasarkan reaksi ionisasi air, dapat disimpulkan bahwa saat setimbang, [H+] = [OH–]. Dengan demikian, nilai Kw dapat dirumuskan kembali sebagai berikut. Kw = [H+]2 = [OH–]2 Jika pada suhu 25°C nilai Kw = 10–14, pada suhu dan tekanan yang sama, nilai [H+] atau [OH–] adalah 10–7. Jika ke dalam air ditambahkan asam dan basa, kesetimbangan air ini akan berubah.
B. Pengaruh Asam dan Basa pada Kesetimbangan Air Ion H+ yang dihasilkan oleh suatu asam dan ion OH– yang dihasilkan oleh suatu basa dapat mengakibatkan pergeseran kesetimbangan air. Pada dasarnya, pergeseran kesetimbangan tersebut dikarenakan oleh meningkatnya konsentrasi ion H+ oleh asam atau ion OH– oleh basa.
1.
Asam Kuat Asam kuat adalah suatu asam yang terionisasi sempurna dalam larutannya (nilai α = 1). Contoh dari asam kuat antara lain HCl, HBr, HI, H2SO4, dan HNO3. Untuk memahami pengaruh asam kuat terhadap kesetimbangan air, perhatikan dahulu reaksi kesetimbangan air berikut. H2O (l) H+ (aq) + OH– (aq) 10–7 M
10–7 M
Selanjutnya, perhatikan reaksi ionisasi HCl 0,1 M dalam air berikut. HCl (aq) → H+ (aq) + Cl– (aq) 0,1 M
0,1 M
Sesuai asas Le Chatelier, adanya ion H+ sebanyak 0,1 M dari ionisasi HCl menyebabkan kesetimbangan air bergeser ke kiri. Akibatnya, konsentrasi H+ dan OH– dari air akan berkurang. Dengan adanya ion H+ dari ionisasi HCl sebanyak 0,1 M, konsentrasi H+ dari kesetimbangan air sebesar 10–7 M dapat diabaikan. Dengan demikian, konsentrasi ion H+ dalam larutan menjadi 0,1 M. Berdasarkan penjelasan tersebut, dapat disimpulkan bahwa adanya asam kuat menyebabkan konsentrasi ion H+ dalam air berubah menjadi konsentrasi ion H+ yang dihasilkan oleh asam kuat tersebut. Secara umum, suatu asam kuat HaX dengan konsentrasi sebesar M mol/L akan melepaskan ion H+ sebanyak (a × M) mol/L, dengan a adalah valensi asam dan M adalah konsentrasi asam kuat. [H+] asam kuat = molaritas asam × valensi asam [H+] asam kuat = Ma × a
2
2.
Basa Kuat Sama halnya dengan asam kuat, basa kuat adalah suatu basa yang terionisasi sempurna dalam air (nilai a = 1). Contoh dari basa kuat adalah basa-basa dari logam golongan IA seperti NaOH, KOH, dan LiOH, serta sebagian basa dari logam golongan IIA seperti Ca(OH)2. Untuk memahami pengaruh basa kuat terhadap kesetimbangan air, perhatikan dahulu reaksi kesetimbangan air berikut. H2O (l) H+ (aq) + OH– (aq) 10–7 M
10–7 M
Selanjutnya, perhatikan reaksi ionisasi NaOH 0,1 M dalam air berikut. NaOH (aq) → Na+ (aq) + OH– (aq) 0,1 M
0,1 M
Sesuai asas Le Chatelier, adanya ion OH– sebanyak 0,1 M dari ionisasi NaOH menyebabkan kesetimbangan air bergeser ke kiri. Akibatnya, konsentrasi H+ dan OH– dari air akan berkurang. Dengan adanya ion OH– dari ionisasi NaOH sebanyak 0,1 M, konsentrasi OH– dari kesetimbangan air sebesar 10–7 M dapat diabaikan. Dengan demikian, konsentrasi ion OH– dalam larutan menjadi 0,1 M. Berdasarkan penjelasan tersebut, dapat disimpulkan bahwa adanya basa kuat menyebabkan konsentrasi ion OH– dalam air berubah menjadi konsentrasi ion OH– yang dihasilkan oleh basa kuat tersebut. Secara umum, suatu basa kuat L(OH)b dengan konsentrasi sebesar M mol/L akan melepaskan ion OH– sebanyak (b × M) mol/L, dengan b adalah valensi basa dan M adalah konsentrasi basa kuat. [OH–] basa kuat = molaritas basa × valensi basa [OH–] basa kuat = Mb × b
3.
Asam Lemah Menurut Arrhenius, asam lemah adalah suatu asam yang dalam larutan tidak terionisasi sempurna, tetapi hanya sebagian (0 < a < 1). Contoh asam lemah antara lain asam-asam organik seperti CH3COOH dan HCOOH, H2S, H2CO3, serta HF. Reaksi ionisasi asam lemah berlangsung dalam kesetimbangan. Untuk asam lemah HA, reaksi ionisasi yang terjadi adalah sebagai berikut. HA (aq) H+ (aq) + A– (aq)
3
Tetapan kesetimbangan pada ionisasi asam lemah disebut Ka. Secara matematis, Ka dapat dirumuskan sebagai berikut. H+ A − Ka = [HA ] Berdasarkan reaksi ionisasi HA dalam kesetimbangan, [H+] dari ionisasi HA akan sama dengan [A–]. Dengan demikian, persamaan Ka dapat ditulis ulang sebagai berikut. Ka =
[H+ ][H+ ] [HA]
[H+]2 = Ka × [HA] [H+] =
K a × [HA ]
Meskipun relatif lemah dan sedikit terionisasi, nilai [H+] dari suatu asam lemah tetap lebih tinggi daripada nilai [H+] yang dihasilkan oleh air. Akibatnya, nilai [H+] dalam air oleh adanya asam lemah akan sama dengan nilai [H+] dari asam lemah tersebut.
4.
Basa Lemah Sama halnya dengan asam lemah, basa lemah menurut Arrhenius adalah suatu basa yang dalam larutan tidak terionisasi sempurna, tetapi hanya sebagian (0 < a < 1). Contoh basa lemah antara lain NH4OH dan basa-basa lain dari logam selain golongan IA dan sebagian golongan IIA. Reaksi ionisasi basa lemah berlangsung dalam kesetimbangan. Untuk basa lemah BOH, reaksi ionisasi yang terjadi adalah sebagai berikut. BOH (aq) B+ (aq) + OH– (aq) Tetapan kesetimbangan pada ionisasi basa lemah disebut Kb. Secara matematis, Kb dapat dirumuskan sebagai berikut.
B+ OH- Kb =
[BOH]
Berdasarkan reaksi ionisasi BOH dalam kesetimbangan, [OH–] dari ionisasi BOH akan sama dengan [B+]. Dengan demikian, persamaan Kb dapat ditulis ulang sebagai berikut.
4
Kb =
OH- OH-
[BOH]
[OH-]2 = Kb × [BOH] [OH-] =
K b × [BOH]
Meskipun relatif lemah dan sedikit terionisasi, nilai [OH–] dari suatu basa lemah tetap lebih tinggi daripada nilai [OH–] yang dihasilkan oleh air. Akibatnya, nilai [OH–] dalam air oleh adanya basa lemah akan sama dengan nilai [OH–] dari basa lemah tersebut.
5.
Asam Poliprotik Asam poliprotik adalah asam yang dalam larutan dapat melepaskan lebih dari satu ion H+. Contoh dari asam poliprotik adalah H2CO3, H3PO4, dan H2S. Asam poliprotik terionisasi secara bertahap dalam kesetimbangan, sehingga ada lebih dari satu nilai Ka. Sebagai contoh, perhatikan reaksi ionisasi H2S berikut. H2S (aq) H+ (aq) + HS– (aq) ... (1)
H+ HS- Ka1 =
[H2S]
HS– (aq) H+ (aq) + S2– (aq) ... (2) H+ S2 − Ka2 = HS− Jika persamaan (1) dan (2) digabung, diperoleh: (1) H2S (aq) H+ (aq) + HS– (aq) K = Ka1 (2) HS– (aq) H+ (aq) + S2– (aq) K = Ka2 (3) H2S (aq) 2H+ (aq) + S2– (aq) Nilai K untuk reaksi gabungan (3) sesuai dengan kaidah kesetimbangan, yaitu Ka3= Ka1 × Ka2, dengan Ka3 adalah Ka total untuk reaksi ionisasi sempurna.
5
C. Derajat Keasaman (pH) Kenaikan konsentrasi ion H+ dalam larutan seringkali relatif kecil, tetapi memiliki pengaruh yang besar terhadap sifat suatu larutan. Oleh karena itu, untuk menghindari penggunaan angka yang sangat kecil, Sorensen mengusulkan konsep pH (eksponen ion hidrogen). Konsep ini berguna untuk memudahkan perhitungan dalam perubahan konsentrasi ion H+. Derajat keasaman (pH) dihitung berdasarkan konsentrasi ion H+ dalam larutan, yaitu menggunakan rumus berikut. pH = –log [H+] Dengan analogi yang sama, untuk suatu larutan basa yang diketahui konsentrasi ion OH–, derajat kebasaan (pOH) dihitung dengan rumus berikut. pOH = –log [OH–] Hubungan antara pH dan pOH dapat diuraikan dari rumus kesetimbangan air atau Kw berikut. Kw = [H+] [OH–] ⇔ – log Kw = – log ([H+] [OH–]) ⇔ – log Kw = (– log [H+]) + (– log [OH–]) ⇔ pKw = pH + pOH Pada suhu 25°C, nilai Kw adalah 10–14, sehingga: pH + pOH = 14 Suatu larutan dengan nilai pH < 7 bersifat asam, sedangkan larutan dengan pH > 7 bersifat basa. Sementara itu, larutan dengan nilai pH = 7 bersifat netral.
6
