Kelarutan dan Hasil Kali Kelarutan

A. Kelarutan (Solubility)

Istilah kelarutan (solubility) digunakan untuk menyatakan jumlah maksimal zat yang dapat larut dalam sejumlah tertentu pelarut. Kelarutan (khususnya untuk zat yang sukar larut) dinyatakan dalam satuan mol.L^–1. Jadi, kelarutan (s) sama dengan molaritas (M).

 B. Tetapan Hasil Kali Kelarutan (Ksp)
Dalam suatu larutan jenuh dari suatu elektrolit yang sukar larut, terdapat kesetimbangan antara zat padat yang tidak larut dan ion-ion zat itu yang larut.

Karena zat padat tidak mempunyai molaritas, maka tetapan kesetimbangan reaksi di atas hanya melibatkan ion-ionnya saja, dan tetapan kesetimbangannya disebut tetapan hasil kali kelarutan (Ksp) (James E. Brady, 1990).

Contoh:

Tuliskan rumus tetapan hasil kali kelarutan untuk senyawa Mg(OH)₂!

Jawab:

Mg(OH)₂ dalam larutan akan terurai menjadi ion-ionnya,

C. Hubungan Kelarutan (s) dengan Tetapan Hasil Kali Kelarutan(Ksp)

Oleh karena s dan Ksp sama-sama dihitung pada larutan jenuh, maka antara s dan Ksp ada hubungan yang sangat erat. Jadi, nilai Ksp ada keterkaitannya dengan nilai s.

Secara umum hubungan antara kelarutan (s) dengan tetapan hasil kali kelarutan (Ksp) untuk larutan elektrolit AxBy dapat dinyatakan sebagai berikut.

Contoh:

Pada suhu tertentu, kelarutan AgIO₃ adalah 2 × 10^–6 mol/L, tentukan harga tetapan hasil kali kelarutannya!

Jawab:

D. Pengaruh Ion Senama terhadap Kelarutan

Dalam larutan jenuh Ag₂CrO₄ terdapat kesetimbangan antara Ag₂CrO₄ padat dengan ion Ag⁺ dan ion CrO₄^2–.

Apa yang terjadi jika ke dalam larutan jenuh tersebut ditambahkan larutan AgNO₃ atau larutan K₂CrO₄? Penambahan larutan AgNO₃ atau K₂CrO₄ akan memperbesar konsentrasi ion Ag⁺ atau ion CrO₄^2– dalam larutan.

Sesuai asas Le Chatelier tentang pergeseran kesetimbangan, penambahan konsentrasi ion Ag⁺ atau ion CrO₄^2– akan menggeser kesetimbangan ke kiri. Akibatnya jumlah Ag₂CrO₄ yang larut menjadi berkurang. Jadi dapat disimpulkan bahwa ion senama memperkecil kelarutan (Keenan, 1992).

Contoh

Kelarutan Ag₂CrO₄ dalam air adalah 10^–4 M. Hitunglah kelarutan Ag₂CrO₄ dalam larutan K₂CrO₄ 0,01 M!

Jawab:

E. Hubungan Ksp dengan pH

Harga pH sering digunakan untuk menghitung Ksp suatu basa yang sukar larut. Sebaliknya, harga Ksp suatu basa dapat digunakan untuk menentukan pH larutan (James E. Brady, 1990).

Contoh:

Jika larutan MgCl₂ 0,3 M ditetesi larutan NaOH, pada pH berapakah endapan Mg(OH)₂ mulai terbentuk? (Ksp Mg(OH)₂ = 3 × 10^–11)

Jawab:

F. Penggunaan Konsep Ksp dalam Pemisahan Zat

Harga Ksp suatu elektrolit dapat dipergunakan untuk memisahkan dua atau lebih larutan yang bercampur dengan cara pengendapan. Proses pemisahan ini dengan menambahkan suatu larutan elektrolit lain yang dapat berikatan dengan ion-ion dalam campuran larutan yang akan dipisahkan. Karena setiap larutan mempunyai kelarutan yang berbeda-beda, maka secara otomatis ada larutan yang mengendap lebih dulu dan ada yang mengendap kemudian, sehingga masing-masing larutan dapat dipisahkan dalam bentuk endapannya.

Misalnya pada larutan jenuh MA berlaku persamaan:

Ksp = [M⁺] [A^–]

Jika larutan itu belum jenuh (MA yang terlarut masih sedikit), sudah tentu harga [M⁺][A^–] lebih kecil daripada harga Ksp. Sebaliknya jika [M⁺][A^–] lebih besar daripada Ksp, hal ini berarti larutan itu lewat jenuh, sehingga MA akan mengendap.

• Jika [M+] [A^-] < Ksp, maka larutan belum jenuh (tidak terjadi endapan)
• Jika [M⁺] [A^–] = Ksp, maka larutan tepat jenuh (tidak terjadi endapan)
• Jika [M⁺] [A^–] > Ksp, maka larutan lewat jenuh (terjadi endapan)

Contoh:

Jika dalam suatu larutan terkandung Pb(NO₃)₂ 0,05 M dan HCl 0,05 M, dapatkah terjadi endapan PbCl₂? (Ksp PbCl₂ = 6,25 × 10^–5)

Jawab:

[Pb²⁺] = 0,05 M

[Cl^–] = 0,05 M

[Pb²⁺] [Cl^–]² = 0,05 × (0,05)²

= 1,25 × 10^–4

Oleh karena [Pb²⁺][Cl^–]² > Ksp PbCl₂, maka PbCl₂ dalam larutan itu akan mengendap.

Hidrolisis Garam

A. Pengertian Hidrolisis

Sebagaimana kita ketahui bahwa jika larutan asam direaksikan dengan larutan basa akan membentuk senyawa garam. Jika kita melarutkan suatu garam ke dalam air, maka akan ada dua kemungkinan yang terjadi, yaitu:

1. Ion-ion yang berasal dari asam lemah (misalnya CH₃COO^–, CN^–, dan S^2–) atau ion-ion yang berasal dari basa lemah (misalnya NH₄⁺, Fe²⁺, dan Al³⁺) akan bereaksi dengan air. Reaksi suatu ion dengan air inilah yang disebut hidrolisis. Berlangsungnya hidrolisis disebabkan adanya kecenderungan ion-ion tersebut untuk membentuk asam atau basa asalnya.

Contoh:

CH₃COO^– + H₂O → CH₃COOH + OH^–
NH₄⁺ + H₂O → NH₄OH + H⁺

2. Ion-ion yang berasal dari asam kuat (misalnya Cl^–, NO₃^–, dan SO₄^2–) atau ion-ion yang berasal dari basa kuat (misalnya Na⁺, K⁺, dan Ca²⁺) tidak bereaksi dengan air atau tidak terjadi hidrolisis. Hal ini dikarenakan ion-ion tersebut tidak mempunyai kecenderungan untuk membentuk asam atau basa asalnya. (Ingat kembali tentang kekuatan asam-basa!)

Na⁺ + H₂O → tidak terjadi reaksi

SO₄^2- + H₂O → tidak terjadi reaksi

Hidrolisis hanya dapat terjadi pada pelarutan senyawa garam yang terbentuk dari ion-ion asam lemah dan ion-ion basa lemah. Jadi, garam yang bersifat netral (dari asam kuat dan basa kuat) tidak terjadi hidrolisis.

 B. 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:

dengan:

K_w = tetapan kesetimbangan air

K_a = tetapan ionisasi asam lemah

pH larutan garam:

Contoh
Hitunglah pH larutan Na₂CO₃ 0,1 M (K_a H₂CO₃ = 4 × 10^–7)!
Jawab:

C. Hidrolisis Garam dari Asam Kuat dan Basa Lemah

Garam dari asam kuat dan basa lemah 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:

dengan:
K_w = tetapan kesetimbangan air
K_b = tetapan ionisasi basa lemah

Contoh:
Hitunglah pH larutan NH₄Cl 0,01 M (K_b NH₄OH = 2 × 10^–5).
Jawab:

D. Hidrolisis Garam dari Asam Lemah dan Basa Lemah

Berbeda dengan kedua jenis garam di atas, garam yang berasal dari asam lemah dan basa lemah jika dilarutkan dalam air akan mengalami hidrolisis total. Hal ini terjadi karena kation dari basa lemah maupun anion dari asam lemah dapat mengalami hidrolisis.

Contoh:
Hitunglah pH larutan (NH₄)₂CO₃ 0,1 M, jika K_a H₂CO₃ = 10^–4 dan K_b NH₄OH = 10^–6!
Jawab:
pK_a = 4
pK_b = 6
pH = ½ (14 + 4 – 6)
pH = 6
 E. Hidrolisis Garam dalam Kehidupan Sehari-hari

1. Tanaman dapat tumbuh pada suatu batasan pH tertentu. Oleh karena itu, pH tanah di daerah pertanian harus disesuaikan dengan pH tanamannya. Para petani menyebar pelet padat (NH₄)₂SO₄ untuk menurunkan pH tanah. Garam (NH₄)₂SO₄ dalam bentuk padatan akan larut dan terhidrolisis dalam air di tanah.

(NH₄)₂SO_4(aq)   —>        2NH₄⁺_(aq)          +                 SO₄^2-_(aq)
     Garam             asam konjugasi kuat           basa konjugasi lemah
NH₄⁺_(aq)        —>            NH_3(aq)    +     H⁺_(aq)
Asam konjugasi kuat                            bersifat asam

 2. Produk pemutih pakaian digunakan untuk menghilangkan noda pada pakaian. Produk ini mengandung larutan garam NaOCl yang sangat reaktif. NaOCl menghancurkan materi/ bahan pewarna sehingga pakaian menjadi putih kembali. NaOCl terbentuk dari asam lemah HOCl dan basa kuat NaOH.

Larutan Penyangga

Jika ke dalam air murni ditambahkan asam atau basa meskipun dalam jumlah yang sedikit, harga pH dapat berubah secara drastis. Sebagaimana kita ketahui bahwa air murni mempunyai pH = 7. Penambahan 0,001 mol HCl (1 mL HCl 1 M) ke dalam 1 liter air murni akan menghasilkan ion H⁺ sebanyak 10^–3 M, sehingga pH turun menjadi 3. Di lain pihak, penambahan 0,001 mol NaOH (40 mg NaOH) ke dalam 1 liter air murni akan menghasilkan ion OH^– sebanyak 10^–3 M, sehingga pH naik menjadi 11. Jadi, air murni tidak mampu menyangga atau mempertahankan pH terhadap penambahan asam maupun basa.

 Sekarang jika HCl yang sama (1 mL HCl 1 M) ditambahkan ke dalam 1 liter air laut, ternyata perubahan pH-nya jauh lebih kecil, yaitu dari 8,2 menjadi 7,6. Larutan seperti air laut ini, yaitu larutan yang mampu mempertahankan nilai pH tertentu disebut larutan penyangga atau larutan buffer atau dapar.

A. Komponen Larutan Penyangga

Larutan penyangga dibedakan atas larutan penyangga asam dan larutan penyangga basa.

• Larutan penyangga asam mengandung suatu asam lemah (HA) dengan basa konjugasinya (A^–). Contoh:

CH₃COOH + NaCH₃COO (komponen buffer: CH₃COOH dan CH3COO^–)

• Larutan penyangga basa mengandung basa lemah (B) dengan asam konjugasinya (BH⁺).      Contoh:

NH₃ + NH₄Cl (komponen bufer: NH₃ dan NH₄⁺)

Contoh:

Menentukan Larutan Penyangga

Periksalah apakah campuran larutan berikut bersifat penyangga atau tidak?

a. 50 mL larutan CH₃COOH 0,1 M + 50 mL larutan Ca(CH₃COO)₂ 0,1 M
b. 50 mL larutan CH₃COOH 0,1 M + 50 mL larutan NaOH 0,2 M
c. 50 mL larutan CH₃COOH 0,1 M + 50 mL larutan NaOH 0,1 M

Jawab:

a. Campuran dari 50 mL larutan CH₃COOH 0,1 M dengan 50 mL larutan Ca(CH₃COO)₂ 0,1M bersifat penyangga karena mengandung asam lemah (CH₃COOH) dan basa konjugasinya, yaitu ion CH₃COO^– yang berasal dari Ca(CH₃COO)₂.

 b. Campuran dari 50 mL larutan CH₃COOH 0,1 M dengan 50 mL larutan NaOH 0,2 M tidak bersifat penyangga karena CH₃COOH tidak bersisa.

c. 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).

B. Menghitung pH Larutan Penyangga

1. Larutan Penyangga Asam

Marilah kita tinjau larutan yang mengandung campuran asam lemah dengan basa konjugasinya, misalnya CH₃COOH dengan CH₃COO^–. Kita ketahui bahwa hampir semua ion CH₃COO^– dalam larutan berasal dari garam sebab CH₃COOH hanya sedikit sekali yang terionisasi (James E. Brady, 1990).

Karena dalam satu larutan mengandung CH₃COOH dan CH₃COO^–, maka rumus di atas dapat ditulis:

dengan:

K_a = tetapan ionisasi asam lemah

a  = jumlah mol asam lemah

g  = jumlah mol basa konjugasi

2. Larutan Penyangga Basa

Sekarang marilah kita tinjau larutan yang mengandung basa lemah dengan asam konjugasinya. Misalnya, NH₃ dan NH₄⁺ yang berasal dari garam (James E. Brady, 1990).

Karena dalam satu larutan mengandung NH₃ dan NH₄⁺, maka rumus di atas dapat ditulis:

dengan:
K_b = tetapan ionisasi basa lemah
b  = jumlah mol basa lemah
g  = jumlah mol asam konjugasi
 Contoh:

Sebanyak 50 mL larutan NH₃ 0,1 M (K_b = 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

C. Kegunaan Larutan Penyangga

Kebanyakan reaksi-reaksi biokimia dalam tubuh makhluk hidup hanya dapat berlangsung pada pH tertentu. Oleh karena itu, cairan tubuh harus merupakan larutan penyangga agar pH senantiasa konstan ketika metabolisme berlangsung. Dalam keadaan normal, pH dari cairan tubuh termasuk darah kita adalah 7,35 – 7,5. Walaupun sejumlah besar ion H+ selalu ada sebagai hasil metabolisme dari zat-zat, tetapi keadaan setimbang harus selalu dipertahankan dengan jalan membuang kelebihan asam tersebut. Hal ini disebabkan karena penurunan pH sedikit saja menunjukkan keadaan sakit. Untuk itu tubuh kita mempunyai hal-hal berikut.

1. Sistem buffer, untuk mempertahankan pH tubuh agar tetap normal

2. Sistem pernapasan

Di sini dipakai buffer H₂CO₃/HCO₃^–. Misalnya konsentrasi H₃O⁺ dalam darah naik, berarti pH-nya turun.

Bila pH turun maka pusat pernapasan kita akan dirangsang, akibatnya kita bernapas lebih dalam sehingga kelebihan CO₂ akan dikeluarkan melalui paru-paru. Sedangkan bila konsentrasi OH^– naik.

Karena kemampuan mengeluarkan CO₂ ini, maka buffer H₂CO₃ dan HCO₃^– paling baik untuk tubuh.

3. Ginjal

Ginjal kita juga menolong untuk mengatur konsentrasi H₃O⁺ dalam darah agar tetap konstan, dengan jalan mengeluarkan kelebihan asam melalui urine, sehingga pH urine dapat berada sekitar 4,8 – 7,0.

 Kegunaan larutan penyangga tidak hanya terbatas pada tubuh makhluk hidup. Reaksi-reaksi kimia di laboratorium dan di bidang industri juga banyak menggunakan larutan penyangga. Reaksi kimia tertentu ada yang harus berlangsung pada suasana asam atau suasana basa. Buah-buahan dalam kaleng perlu dibubuhi asam sitrat dan natrium sitrat untuk menjaga pH agar buah tidak mudah dirusak oleh bakteri.

Asam Basa dan Stoikiometri Larutan

Asam dan basa sudah dikenal sejak zaman dulu. Istilah asam (acid) berasal dari bahasa Latin acetum yang berarti cuka. Istilah basa (alkali) berasal dari bahasa Arab yang berarti abu. Basa digunakan dalam pembuatan sabun. Juga sudah lama diketahui bahwa asam dan basa saling menetralkan. Di alam, asam ditemukan dalam buah-buahan, misalnya asam sitrat dalam buah jeruk berfungsi untuk memberi rasa limun yang tajam. Cuka mengandung asam asetat dan asam tanak dari kulit pohon digunakan untuk menyamak kulit. Asam mineral yang lebih kuat telah dibuat sejak abad pertengahan, salah satunya adalah aqua forti (asam nitrat) yang digunakan oleh para peneliti untuk memisahkan emas dan perak.

Jeruk mengandung asam sitrat yang merupakan asa

A. Teori Asam dan Basa Arrhenius

Larutan asam dan basa merupakan contoh dari larutan elektrolit. Pada tahun 1884, Svante Arrhenius (1859-1897) seorang ilmuwan Swedia yang memenangkan hadiah nobel atas karyanya di bidang ionisasi, memperkenalkan pemikiran tentang senyawa yang terpisah atau terurai menjadi bagian ion-ion dalam larutan. Dia menjelaskan bagaimana kekuatan asam dalam larutan aqua (air) tergantung pada konsentrai ion-ion hidrogen di dalamnya.

Asam adalah zat yang menghasilkan ion hidrogen dalam larutan

Basa adalah zat yang menghasilkan ion hidroksida dalam larutan

Asam sulfat dan magnesium hidroksida dalam air mengion sebagai berikut.

Penetralan terjadi karena ion hidrogen dan ion hidroksida bereaksi untuk menghasilkan air.

Tabel 1. Berbagai Jenis Asam

Tabel 2. Berbagai Jenis Basa

Pembatasan Teori Arhenius

Asam hidroklorida (asam klorida) dinetralkan oleh kedua larutan natrium hidroksida dan larutan amonia. Pada kedua kasus tersebut, akan diperoleh larutan tak berwarna yang dapat dikristalisasi untuk mendapatkan garam berwarna putih, baik itu natrium klorida maupun amonium klorida.

Keduanya jelas merupakan reaksi yang sangat mirip. Persamaan lengkapnya adalah:

Pada kasus natrium hidroksida, ion hidrogen dari asam bereaksi dengan ion hidroksida dari natrium hidroksida, sejalan dengan teori Arrhenius. Akan tetapi, pada kasus amonia, tidak muncul ion hidroksida sedikit pun. Kita bisa memahami hal ini dengan mengatakan bahwa amonia bereaksi dengan air yang melarutkan amonia tersebut untuk menghasilkan ion amonium dan ion hidroksida:

Reaksi ini merupakan reaksi reversibel dan pada larutan amonia encer yang khas, sekitar 99% sisa amonia ada dalam bentuk molekul amonia. Meskipun demikian, pada reaksi tersebut terdapat ion hidroksida dan kita dapat menyelipkan ion hidroksida ini ke dalam teori Arrhenius. Akan tetapi, reaksi yang sama juga terjadi antara gas amonia dan gas hidrogen klorida.

Pada kasus ini, tidak terdapat ion hidrogen atau ion hidroksida dalam larutan karena bukan merupakan suatu larutan. Teori Arrhenius tidak menghitung reaksi ini sebagai reaksi asam dan basa, meskipun pada faktanya reaksi tersebut menghasilkan produk yang sama seperti ketika dua zat tersebut berada dalam larutan.

B. Tetapan Kesetimbangan Air (K_W)

Air murni hampir tidak menghantarkan arus listrik. Hanya alat pengukuran yang sangat peka yang dapat menunjukkan bahwa air murni memiliki daya hantar listrik yang sangat kecil. Artinya, hanya sebagian kecil molekul-molekul air dapat terionisasi menjadi ion H⁺ dan ion OH^–.

Persamaan ionisasi air dapat ditulis sebagai:

Pada suhu 25 °C, K_w yang didapat dari percobaan adalah 1,0 × 10^–14. Harga K_w ini tergantung pada suhu, tetapi untuk percobaan yang suhunya tidak terlalu menyimpang jauh dari 25 °C, harga K_w itu dapat dianggap tetap.

C. Kekuatan Asam dan Basa

Larutan asam dan larutan basa yang merupakan larutan elektrolit juga dibedakan atas asam-basa kuat dan asam-basa lemah. Perbedaan kekuatan larutan asam-basa ini dipengaruhi oleh banyak sedikitnya ion-ion pembawa sifat asam dan ion-ion pembawa sifat basa yang dihasilkan saat terionisasi.

Kekuatan Asam

Kekuatan asam dipengaruhi oleh banyaknya ion-ion H⁺ yang dihasilkan oleh senyawa asam dalam larutannya. Berdasarkan banyak sedikitnya ion H⁺ yang dihasilkan, larutan asam dibedakan menjadi dua macam sebagai berikut.

• Asam Kuat

Asam kuat yaitu senyawa asam yang dalam larutannya terion seluruhnya menjadi ion-ionnya. Reaksi ionisasi asam kuat merupakan reaksi berkesudahan. Secara umum, ionisasi asam kuat dirumuskan sebagai berikut.

• Asam Lemah

Asam lemah yaitu senyawa asam yang dalam larutannya hanya sedikit terionisasi menjadi ion-ionnya. Reaksi ionisasi asam lemah merupakan reaksi kesetimbangan. Secara umum, ionisasi asam lemah valensi satu dapat dirumuskan sebagai berikut.

dengan K_a = tetapan ionisasi asam

Konsentrasi ion H⁺ asam lemah juga dapat dihitung jika derajat ionisasinya (α) diketahui.

Kekuatan Basa

Kekuatan basa dipengaruhi oleh banyaknya ion-ion OH^– yang dihasilkan oleh senyawa basa dalam larutannya. Berdasarkan banyak sedikitnya ion OH^- yang dihasilkan, larutan basa juga dibedakan menjadi dua macam sebagai berikut.

• Basa Kuat

Basa kuat yaitu senyawa basa yang dalam larutannya terion seluruhnya menjadi ion-ionnya. Reaksi ionisasi basa kuat merupakan reaksi berkesudahan. Secara umum, ionisasi basa kuat dirumuskan sebagai berikut.

• Basa Lemah

Basa lemah yaitu senyawa basa yang dalam larutannya hanya sedikit terionisasi menjadi ion-ionnya. Reaksi ionisasi basa lemah juga merupakan reaksi kesetimbangan. Secara umum, ionisasi basa lemah valensi satu dapat dirumuskan sebagai berikut.

dengan K_b = tetapan ionisasi basa

Konsentrasi ion OH^– basa lemah juga dapat dihitung jika derajat ionisasinya (α) diketahui.

D. Derajat Keasaman (pH)

Konsep pH

Untuk menyatakan tingkat atau derajat keasaman suatu larutan, pada tahun 1910, seorang ahli dari Denmark, Soren Lautiz Sorensen memperkenalkan suatu bilangan yang sederhana. Bilangan ini diperoleh dari hasil logaritma konsentrasi H⁺. Bilangan ini kita kenal dengan skala pH. Harga pH berkisar antara 1 – 14 dan ditulis:

Sedangkan hubungan antara pH dan pOH adalah:
Kw = [H⁺] [OH^–]
– log Kw = –log [H⁺] + (–log [OH^–])

Pada suhu 25 ºC, pKw = pH + pOH = 14
Dari uraian di atas dapat kita simpulkan bahwa:
a. Larutan bersifat netral jika [H⁺] = [OH^–] atau pH = pOH = 7
b. Larutan bersifat asam jika [H⁺] > [OH^–] atau pH < 7
c. Larutan bersifat basa jika [H⁺] < [OH^–] atau pH > 7

Pengukuran pH

• Menggunakan Berbagai Indikator

Indikator adalah asam organik lemah atau basa organik lemah yang dapat berubah warna pada rentang harga pH tertentu (James E. Brady, 1990). Harga pH suatu larutan dapat diperkirakan dengan menggunakan trayek pH indikator. Indikator memiliki trayek perubahan warna yang berbeda-beda. Dengan demikian dari uji larutan dengan beberapa indikator akan diperoleh daerah irisan pH larutan. Contoh, suatu larutan dengan brom timol biru (6,0–7,6) berwarna biru dan dengan fenolftalein (8,3–10,0) tidak berwarna, maka pH larutan itu adalah 7,6–8,3. Hal ini disebabkan jika brom timol biru berwarna biru, berarti pH larutan lebih besar dari 7,6 dan jika dengan fenolftalein tidak berwarna, berarti pH larutan kurang dari 8,3.

• 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.

• Menggunakan pH-meter

pH–meter adalah alat pengukur pH dengan ketelitian yang sangat tinggi.

• Perhitungan pH larutan

Setelah kita dapat menghitung konsentrasi ion H+ dan ion OH–, maka kita dapat menghitung harga pH–nya.

Contoh:

Hitunglah pH larutan berikut.

a. H₂SO₄ 0,04 M

b. CH₃COOH 0,1 M (Ka = 10^–5)

Jawab:

E. Reaksi Penetralan

Reaksi Asam dengan Basa Menghasilkan Air dan Garam

Jika larutan asam dan basa dicampur, maka ion H+ dari asam dan ion OH– dari basa akan bergabung membentuk molekul air, sedangkan anion dari asam dan kation dari basa akan berikatan membentuk senyawa garam. Karena hasil reaksi antara asam dengan basa membentuk air yang bersifat netral, maka reaksi tersebut disebut reaksi penetralan. Tetapi karena reaksi tersebut juga menghasilkan garam, maka reaksi tersebut juga sering dikenal dengan sebutan reaksi penggaraman.

Walaupun reaksi asam-basa disebut reaksi penetralan, tetapi hasil reaksi itu (garam) tidak selalu bersifat netral, melainkan tergantung pada kekuatan asam–basa yang membentuknya. Jika larutan asam dan basa dicampur, maka sifat garam yang terbentuk ada tiga kemungkinan, yaitu:

1. Jika asam kuat + basa kuat à garam (netral)
2. Jika asam kuat + basa lemah à garam (asam)
3. Jika asam lemah + basa kuat à garam (basa)

 Titrasi Asam–Basa

Reaksi penetralan dapat digunakan untuk menetapkan kadar atau konsentrasi suatu larutan asam atau basa. Penetapan kadar suatu larutan ini disebut titrasi asam-basa. Titrasi adalah penambahan larutan baku (larutan yang telah diketahui dengan tepat konsentrasinya) ke dalam larutan lain dengan bantuan indikator sampai tercapai titik ekuivalen. Titrasi dihentikan tepat pada saat indikator menunjukkan perubahan warna. Saat perubahan warna indikator disebut titik akhir titrasi (James E. Brady, 1990).

 Perubahan pH pada Reaksi Asam–Basa

Suatu asam yang mempunyai pH kurang dari 7 jika ditambah basa yang pH–nya lebih dari 7, maka pH asam akan naik, sebaliknya suatu basa jika ditambah asam, maka pH basa akan turun. Apabila penambahan zat dilakukan tetes demi tetes kemudian dihitung pH–nya akan diperoleh kurva titrasi, yaitu grafik yang menyatakan pH dan jumlah larutan standar yang ditambah.

1. Titrasi Asam Kuat oleh Basa Kuat

Misalnya, 25 mL HCl 0,1 M (asam kuat) dititrasi oleh NaOH 0,1 M (basa kuat), kita dapat menghitung pH larutan pada bermacam-macam titik selama berlangsungnya titrasi. Pada grafik, diperlihatkan ciri penting dari kurva titrasi NaOH – HCl bahwa pH berubah secara lambat sampai dekat titik ekuivalen. Penambahan NaOH menyebabkan harga pH naik sedikit demi sedikit. Namun, pada titik ekuivalen, pH meningkat sangat tajam kira-kira 6 unit (dari pH 4 sampai pH 10) hanya dengan penambahan 0,1 mL (± 2 tetes). Setelah titik ekuivalen, pH berubah amat lambat jika ditambah NaOH. Indikator-indikator yang perubahan warnanya berada dalam bagian terjal kurva titrasi ini, yaitu indikator yang mempunyai trayek pH antara 4 sampai 10 cocok digunakan untuk titrasi tersebut. Indikator yang dapat digunakan pada titrasi ini adalah metil merah, brom timol biru, dan fenolftalein. Untuk titrasi asam kuat oleh basa kuat, besarnya pH saat titik ekuivalen adalah 7.

2. Titrasi Asam Lemah oleh Basa Kuat

Penetralan asam lemah oleh basa kuat agak berbeda dengan penetralan asam kuat oleh basa kuat. Contohnya, 25 mL CH₃COOH 0,1 M dititrasi oleh NaOH 0,1 M. Mula-mula sebagian besar asam lemah dalam larutan berbentuk molekul tak mengion CH₃COOH, bukan H⁺ dan CH₃COO^–. Dengan basa kuat, proton dialihkan langsung dari molekul CH₃COOH yang tak mengion ke OH^–. Untuk penetralan CH₃COOH oleh NaOH, persamaan ion bersihnya sebagai berikut (James E. Brady, 1990).

CH₃COOH_(aq) + OH^–_(aq) –>  H₂O_(l) + CH₃COO^–_(aq)

3.  Titrasi Basa Lemah oleh Asam Kuat

Jika 25 mL NH₄OH 0,1 M (basa lemah) dititrasi dengan HCl 0,1 M (asam kuat), maka besarnya pH semakin turun sedikit demi sedikit, kemudian mengalami penurunan drastis pada pH antara 4 sampai 7. Titik ekuivalen terjadi pada pH kurang 7. Oleh sebab itu, indikator yang paling cocok adalah indikator metil merah.

 F. Teori Asam dan Basa Bronsted-Lowry

Menanggapi kekurangan teori asam-basa Arrhenius tersebut, pada tahun 1923, seorang ahli dari Denmark bernama Johanes N. Bronsted dan Thomas M. Lowry dari Inggris yang bekerja sendiri-sendiri, tetapi dalam waktu yang bersamaan mengembangkan konsep asam-basa berdasarkan serah-terima proton (H⁺). Konsep asam-basa berdasarkan serah-terima proton ini dikenal dengan konsep asam-basa Bronsted-Lowry.

Asam adalah donor proton (ion hidrogen)

Basa adalah akseptor proton (ion hidrogen)

 Hubungan antara teori Bronsted-Lowry dan teori Arrhenius

Teori Bronsted-Lowry tidak berlawanan dengan teori Arrhenius. Teori Bronsted-Lowry merupakan perluasan teori Arrhenius. Ion hidroksida tetap berlaku sebagai basa karena ion hidroksida menerima ion hidrogen dari asam dan membentuk air. Asam menghasilkan ion hidrogen dalam larutan karena asam bereaksi dengan molekul air melalui pemberian sebuah proton pada molekul air.

Ketika gas hidrogen klorida dilarutkan dalam air untuk menghasilkan asam hidroklorida, molekul hidrogen klorida memberikan sebuah proton (sebuah ion hidrogen) ke molekul air. Ikatan koordinasi (kovalen dativ) terbentuk antara satu pasangan mandiri pada oksigen dan hidrogen dari HCl. Menghasilkan ion hidroksonium, H₃O⁺.

Ketika asam yang terdapat dalam larutan bereaksi dengan basa, yang berfungsi sebagai asam sebenarnya adalah ion hidroksonium. Sebagai contoh, proton ditransferkan dari ion hidroksonium ke ion hidroksida untuk mendapatkan air.

Tampilan elektron terluar, tetapi mengabaikan elektron pada bagian yang lebih dalam:

Adalah sesuatu hal yang penting untuk mengatakan bahwa meskipun kita berbicara tentang ion hidrogen dalam suatu larutan, H⁺_(aq), sebenarnya kita sedang membicarakan ion hidroksonium.

 Permasalahan Hidrogen Klorida / Amonia

Hal ini bukanlah suatu masalah yang berlarut-larut dengan menggunakan teori Bronsted-Lowry. Apakah kita sedang membicarakan mengenai reaksi pada keadaan larutan ataupun  ada keadaan gas, amonia adalah basa karena amonia menerima sebuah proton (sebuah ion hidrogen). Hidrogen menjadi tertarik ke pasangan mandiri pada nitrogen yang terdapat pada amonia melalui sebuah ikatan koordinasi.

Jika amonia berada dalam larutan, amonia menerima sebuah proton dari ion hidroksonium:

Jika reaksi terjadi pada keadaan gas, amonia menerima sebuah proton secara langsung dari hidrogen klorida:

Cara yang lain, amonia berlaku sebagai basa melalui penerimaan sebuah ion hidrogen dari asam.
 Beberapa contoh asam basa konjugasi

Pasangan Asam Basa konjugasi

Ketika hidrogen klorida dilarutkan dalam air, hampir 100% hidrogen klorida bereaksi dengan air menghasilkan ion hidroksonium dan ion klorida. Hidrogen klorida adalah asam kuat, dan kita cenderung menuliskannya dalam reaksi satu arah:

Pada faktanya, reaksi antara HCl dan air adalah reversibel, tetapi hanya sampai pada tingkatan yang sangat kecil. Supaya menjadi bentuk yang lebih umum, asam dituliskan dengan HA, dan reaksi berlangsung reversibel.

Perhatikan reaksi ke arah depan:

• HA adalah asam karena HA mendonasikan sebuah proton (ion hidrogen) ke air
• Air adalah basa karena air menerima sebuah proton dari HA

Akan tetapi ada juga reaksi kebalikan antara ion hidroksonium dan ion A^- :

• H₃O⁺ adalah asam karena H₃O⁺ mendonasikan sebuah proton (ion hidrogen) ke ion A^-
• Ion A^- adalah basa karena A^- menerima sebuah proton dari H₃O⁺

Reaksi reversibel mengandung dua asam dan dua basa. Kita dapat menganggapnya berpasangan, yang disebut pasangan konjugasi.

Ketika asam, HA, kehilangan sebuah proton asam tersebut membentuk sebuah basa A^-. Ketika sebuah basa, A^-, menerima kembali sebuah proton, basa tersebut kembali berubah bentuk menjadi asam, HA. Keduanya adalah pasangan konjugasi.

Anggota pasangan konjugasi berbeda antara satu dengan yang lain melalui kehadiran atau ketidakhadiran ion hidrogen yang dapat ditransferkan.

Jika kita berpikir mengenai HA sebagai asam, maka A^- adalah sebagai basa konjugasinya. Jika kita memperlakukan A^- sebagai basa, maka HA adalah sebagai asam konjugasinya. Air dan ion hidroksonium juga merupakan pasangan konjugasi. Memperlakukan air sebagai basa, ion hidroksonium adalah asam konjugasinya karena ion hidroksonium memiliki kelebihan ion hidrogen yang dapat diberikan lagi. Memperlakukan ion hidroksonium sebagai asam, maka air adalah sebagai basa konjugasinya. Air dapat menerima kembali ion hidrogen untuk membentuk kembali ion hidroksonium.

Zat amfoter

Suatu zat yang dapat berperilaku baik sebagai asam atau sebagai basa digambarkan sebagai amfoter.

G. Teori Asam dan Basa Lewis

Pada tahun 1938 seorang ilmuwan bernama G.N. Lewis menyatakan bahwa dalam transfer proton (H⁺) dari asam ke basa, proton akan bergabung dengan pasangan elektron bebas dari basa dan membentuk suatu ikatan kovalen.

Asam adalah akseptor pasangan elektron

Basa adalah donor pasangan elektron

Hubungan antara teori Lewis dan teori Bronsted-Lowry

Basa Lewis

Hal yang paling mudah untuk melihat hubungan tersebut adalah meninjau dengan tepat mengenai basa Bronsted-Lowry ketika basa Bronsted-Lowry menerima ion hidrogen. Tiga basa Bronsted-Lowry dapat kita lihat pada ion hidroksida, amonia dan air, dan ketiganya bersifat khas.

Teori Bronsted-Lowry mengatakan bahwa ketiganya berperilaku sebagai basa karena ketiganya bergabung dengan ion hidrogen. Alasan ketiganya bergabung dengan ion hidrogen adalah karena ketiganya memiliki pasangan elektron bebas seperti yang dikatakan oleh Teori Lewis. Keduanya konsisten.

Pada teori Lewis, tiap reaksi yang menggunakan amonia dan air menggunakan pasangan elektron bebasnya untuk membentuk ikatan koordinasi yang akan terhitung selama keduanya berperilaku sebagai basa.

Berikut ini reaksi yang berhubungan dengan ikatan koordinasi. Amonia bereaksi dengan BF₃ melalui penggunaan pasangan elektron bebas yang dimilikinya untuk membentuk ikatan koordinasi dengan orbital kosong pada boron.

Amonia menjadi sama persis seperti ketika amonia bereaksi dengan sebuah ion hidrogen. Amonia menggunakan pasangan elektron bebasnya untuk membentuk ikatan koordinasi. Jika kita memperlakukannya sebagai basa pada suatu kasus, hal ini akan berlaku juga pada kasus yang lain.

 Asam Lewis

Asam Lewis adalah akseptor pasangan elektron. Pada contoh sebelumnya, BF₃ berperilaku sebagai asam Lewis melalui penerimaan pasangan elektron bebas milik nitrogen. Pada teori Bronsted-Lowry, BF₃ tidak sedikitpun disinggung menganai keasamannya. Inilah tambahan mengenai istilah asam dari pengertian yang sudah biasa digunakan. Bagaimana dengan reaksi asam basa yang lebih pasti seperti, sebagai contoh, reaksi antara amonia dan gas hidrogen klorida.

Klor lebih elektronegatif dibandingkan dengan hidrogen, dan hal ini berarti bahwa hidrogen klorida akan menjadi molekul polar. Elektron pada ikatan hidrogen-klor akan tertarik ke sisi klor, menghasilkan hidrogen yang bersifat sedikit positif dan klor sedikit negatif.

Pasangan elektron bebas pada nitrogen yang terdapat pada molekul amonia tertarik ke arah atom hidrogen yang sedikit positif pada HCl. Setelah pasangan elektron bebas milik nitrogen mendekat pada atom hidrogen, elektron pada ikatan hidrogen-klor tetap akan menolak ke arah klor.

Akhirnya, ikatan koordinasi terbentuk antara nitrogen dan hidrogen dan klor terputus keluar sebagai ion klorida. Hal ini sangat baik ditunjukkan dengan notasi “panah melengkung” seperti yang sering digunakan dalam mekanisme reaksi organik.