Kimia Asam Basa
l Chemistry for Senior High School Students
Kimia Asam Basa
Dalam tulisan ini, kita akan mempelajari senyawa asam dan basa,
ciri-ciri senyawa asam dan basa, serta metode untuk membedakan asam dan
basa. Selain itu, kita akan mempelajari tingkat keasaman larutan (pH),
menghitung pH larutan asam dan basa, serta menghitung pH larutan hasil
reaksi asam dan basa. Selain menghitung pH larutan, kita juga akan
mempelajari beberapa konsep teori asam-basa serta berbagai jenis oksida
yang dapat menghasilkan senyawa asam dan basa saat dilarutkan di dalam
air.
Saat kita masuk ke dapur atau kamar mandi, kita dapat menemukan berbagai macam senyawa asam dan basa. Saat kita membuka lemari pendingin, kita dapat menemukan minuman ringan (soft drink) yang banyak mengandung asam karbonat. Cuka merupakan asam, sedangkan soda kue merupakan basa. Pada bak tempat cucian, kita menemukan amonia dan bahan pencuci lainnya, yang merupakan basa. Di dalam kotak obat, kita menemukan obat aspirin, suatu senyawa asam, dan berbagai jenis antasida yang merupakan senyawa basa. Kehidupan kita sehari-hari dipenuhi oleh asam dan basa.
Beberapa sifat asam yang dapat diamati di sekeliling kita, antara lain :
Saat kita melihat tabel di atas, kita menemukan fakta bahwa semua asam mengandung ion hidrogen (ion H+), sedangkan kebanyakan basa mengandung ion OH-. Dua teori dasar yang dapat digunakan untuk menjelaskan konsep asam-basa secara mikroskopis adalah sebagai berikut :
1. Teori Asam-Basa Arrhenius
Teori ini digunakan dalam larutan dengan air sebagai pelarut. Teori ini merupakan teori asam-basa modern yang pertama kali berkembang. Menurut teori ini, asam adalah suatu bahan yang apabila dilarutkan di dalam air, menghasilkan ion H+ (ion hidrogen). Sebaliknya, basa adalah suatu bahan yang apabila dilarutkan di dalam air, menghasilkan ion OH- (ion hidroksida).
HCl(g) merupakan asam Arrhenius, sebab pada saat larut di dalam air, gas tersebut akan terionisasi (membentuk ion) dengan melepaskan ion H+.
HCl(g) + H2O(l) → HCl(aq) → H+(aq) + Cl-(aq)
Menurut teori Arrhenius, natrium hidroksida diklasifikasikan ke dalam kelompok basa, sebab pada saat larut, akan dihasilkan ion hidroksida.
NaOH(s) + H2O(l) → NaOH(aq) → Na+(aq) + OH-(aq)
Arrhenius juga mengelompokkan reaksi antara asam dan basa sebagai reaksi netralisasi, sebab jika kita mencampurkan suatu larutan asam dengan suatu larutan basa, kita akan mendapatkan larutan netral yang terdiri atas air dan garam.
HCl(aq) + NaOH(aq) → H2O(l) + NaCl(aq)
H+(aq) + Cl-(aq) + Na+(aq) + OH-(aq) → H2O(l) + Na+(aq) + Cl-(aq)
(Air terbentuk dari penggabungan ion hidrogen dan ion hidroksida; Persamaan ion bersih sama untuk semua reaksi asam-basa Arrhenius, yaitu H+(aq) + OH-(aq) → H2O(l).
Teori ini tetap digunakan, walaupun jarang. Sama seperti teori-teori lain, teori ini memiliki beberapa keterbatasan. Sebagai contoh, reaksi fasa gas antara gas amonia dan gas hidrogen klorida dalam wadah tertutup, berlangsung melalui persamaan reaksi berikut :
NH3(g) + HCl(g) → NH4+ + Cl- → NH4Cl(s)
Dua gas yang tidak berwarna bercampur, dan kemudian menghasilkan padatan putih amonium klorida. Ion di dalam persamaan reaksi ini menunjukkan peristiwa yang sesungguhnya terjadi; HCl memberikan ion H+-nya kepada amonia. Pada dasarnya ini merupakan hal yang sama seperti yang terjadi pada reaksi HCl dengan NaOH. Sebaliknya, reaksi yang melibatkan amonia tidak dapat dikelompokkan ke dalam reaksi asam-basa, sebab reaksi tersebut tidak terjadi di dalam air dan tidak melibatkan ion hidroksida. Oleh karena itu, untuk menerangkan proses yang terjadi pada amonia, suatu teori asam-basa baru dikembangkan, yaitu teori asam-basa Bronsted-Lowry.
2.Teori Asam-Basa Bronsted-Lowry
Teori ini menggunakan konsep memberi dan menerima ion hidrogen. Teori Bronsted-Lowry berusaha mengatasi keterbatasan teori Arrhenius dengan mendefinisikan asam sebagai penyumbang (donor) proton (ion H+) dan basa sebagai penerima (akseptor) proton (ion H+). Basa menerima ion H+ dengan melengkapi satu pasang elektron bebas untuk membentuk ikatan kovalen koordinasi (datif) (lihat : Ikatan Kimia dan Tata Nama Senyawa Kimia).
Pada reaksi antara NH3 dengan HCl, spesi HCl bertindak sebagai pemberi proton, atau sebagai asam. Sedangkan amonia sebagai penerima proton atau sebagai basa. Amonia memiliki pasangan elektron bebas yang tidak berikatan yang dapat digunakan untuk membentuk ikatan kovalen koordinasi (datif).
Menurut teori asam-basa Arrhenius, reaksi asam-basa merupakan reaksi netralisasi. Namun, menurut teori asam-basa Bronsted-Lowry, reaksi asam-basa merupakan reaksi kompetisi untuk menangkap proton. Sebagai contoh, berikut adalah reaksi amonia dengan air :
HN3)g) + H2O(l) → NH4OH(aq) <—> NH4+(aq) + OH-(aq)
Amonia merupakan basa (menangkap proton), sedangkan air merupakan asam (memberikan proton) pada reaksi maju (dari kiri ke kanan). Tetapi, pada reaksi balik (dari kanan ke kiri), ion amonium (NH4+) adalah asam, dan ion hidroksida (OH-) adalah basa. Jika keasaman air lebih kuat dari ion amonium, maka konsentrasi ion amonium dan ion hidroksida relatif besar pada saat kesetimbangan. Namun, sebaliknya, jika ion amonium lebih asam dibandingkan air, maka jumlah amonia menjadi jauh lebih banyak dibandingkan ion amonium pada saat kesetimbangan.
Bronsted-Lowry mengatakan bahwa jika suatu asam bereaksi dengan suatu basa, pasangan asam-basa konyugasi dapat terbentuk. Pasangan asam-basa konyugasi dibedakan oleh satu buah ion H+. Pada contoh di atas, NH3 adalah suatu basa, dan NH4+ adalah asam konyugasinya. Di sisi lain, H2O adalah suatu asam, dan ion OH- adalah basa konyugasinya. Pada reaksi di atas, ion OH- merupakan basa kuat, dan amonia merupakan basa lemah. Akibatnya, kesetimbangan cenderung bergeser ke kiri. Dengan demikian, pada kesetimbangan tidak terdapat banyak ion hidroksida.
Selanjutnya kita akan mempelajari konsep asam-basa kuat-lemah. Namun demikian, yang penting untuk diingat, bahwa kekuatan asam-basa tidak sama dengan konsentrasi. Kekuatan merujuk pada jumlah ionisasi atau penguraian yang terjadi pada asam-basa. Konsentrasi merujuk pada jumlah asam-basa yang dimiliki di dalam larutan.
Asam Kuat
Pada saat kita melarutkan gas hidrogen klorida ke dalam air, HCl tersebut akan bereaksi dengan molekul air dan memberikan sebuah proton (ion H+) kepada molekul air.
HCl(g) + H2O(l) → H3O+(aq) + Cl-(aq)
Ion H3O+ disebut ion hidronium. Reaksi ini terjadi hingga kondisi sempurna, yang berarti bahwa reaktan tetap berubah menjadi produk sampai semua habis digunakan. Pada kasus ini, semua HCl terionisasi sempurna menjadi ion H3O+ dan ion Cl-, sehingga tidak ada lagi HCl-nya. Asam seperti HCl, yang terionisasi 100% di dalam air, disebut asam kuat. Sebagai catatan, bahwa air disini, bertindak sebagai basa, menerima proton dari hidrogen klorida.
Asam kuat terionisasi sempurna, maka mudah untuk menghitung konsentrasi ion hidronium dan ion klorida di dalam larutan jika kita mengetahui konsentrasi awal asam kuat tersebut. Sebagai contoh, misalkan kita melarutkan gas HCl 0,1 mol ke dalam satu liter air. Dengan demikian, konsentrasi HCl mula-mula adalah 0,1 mol/L (0,1 M). Kita dapat menuliskan konsentrasi HCl 0,1 M dengan lambang [HCl] = 0,1 M. Senyawa HCl terionisasi sempurna sesuai dengan persamaan reaksi berikut :
HCl(g) + H2O(l) → H3O+(aq) + Cl-(aq)
Berdasarkan persamaan reaksi di atas, terlihat bahwa setiap mol HCl yang terionisasi, akan menghasilkan satu mol ion H3O+ dan satu ion mol Cl-. Dengan demikian, konsentrasi ion dalam larutan HCl 0,1 M adalah :
[H3O+] = 0,1 M
[Cl-] = 0,1 M
Berikut adalah daftar asam kuat yang paling umum kita temukan dalam kehidupan sehari-hari :
Asam sulfat disebut pula sebagai asam diprotik, sebab
asam tersebut dapat memberikan dua proton, tetapi hanya pada ionisasi
pertama yang terjadi 100% secara sempurna. Asam-asam lain yang
ditampilkan dalam tabel merupakan asam monoprotik, sebab hanya memberikan satu proton.
Basa Kuat
Menghitung konsentrasi ion hidroksida sangat mudah. Sebagai contoh, kita memiliki 1,5 mol/L (1,5 M) larutan NaOH. Larutan natrium hidroksida tersebut akan terdisosiasi (pecah/terurai) sempurna menjadi ion-ion.
NaOH(aq) → Na+(aq) + OH-(aq)
Konsentrasi ion yang dihasilkan masing-masing 1,5 M.
Asam Lemah
Saat kita melarutkan asam asetat (CH3COOH) ke dalam air, yang akan terjadi adalah asam tersebut akan bereaksi dengan molekul-molekul air, memberikan sebuah proton dan membentuk ion hidronium (ion H3O+). Dalam hal ini, terjadi kesetimbangan, di mana kita masih tetap memiliki sejumlah asam asetat yang tidak terionisasi (pada reaksi sempurna, irreversible [lihat : Kesetimbangan Kimia], seluruh reaktan digunakan untuk membentuk produk). Pada sistem kesetimbangan asam lemah, ion-ion berkesetimbangan dengan molekul asam.
Reaksi yang terjadi antara asam asetat dengan air adalah sebagai berikut :
CH3COOH(aq) + H2O(l) <—> CH3COO-(aq) + H3O+(aq)
Asam asetat yang ditambahkan ke dalam air akan terionisasi sebagian. Pada reaksi kesetimbangan ini, hanya sekitar 5% asam asetat yang terionisasi. Sementara 95% lainnya masih dalam bentuk molekul. Jumlah ion hidronium (ion H3O+) yang diperoleh dalam larutan asam yang tidak terionisasi sempurna jauh lebih sedikit dibandingkan yang diperoleh dari asam kuat. Asam yang hanya terionisasi sebagian disebut asam lemah.
Menghitung konsentrasi ion hidronium pada asam lemah tidak sama dengan menghitung pada larutan asam kuat, sebab tidak semua asam lemah yang larut dapat terionisasi. Untuk menghitung konsentrasi ion hidronium, kita harus menggunakan konstanta kesetimbangan untuk asam lemahnya (lihat : Kesetimbangan Kimia). Untuk larutan asam lemah, kita menggunakan konstanta kesetimbangan asam lemah, Ka. Secara umum :
HA(aq) + H2O(l) <—> H3O+(aq) + A-(aq)
Nilai Ka untuk asam lemah tersebut adalah :
Ka = {[H3O+][A-]} / [HA]
Sebagai catatan, [HA] menunjukkan konsentrasi molar HA pada kesetimbangan, bukan konsentrasi awal. Konsentrasi air tidak ditunjukkan pada persamaan Ka, sebab konsentrasi air ([H2O]) merupakan konstanta yang akan tergabung dengan Ka.
Berikut ini adalah tabel beberapa contoh asam lemah yang sering dijumpai dalam kehidupan sehari-hari beserta nilai Ka masing-masing asam lemah :
Sekarang kita kembali ke kesetimbangan asam asetat. Nilai Ka untuk asam asetat adalah 1,8 x 10-5. Persamaan Ka ionisasi asam asetat adalah sebagai berikut :
Ka = 1,8 x 10-5 = {[H3O+][CH3COO-]} / [CH3COOH]
Kita dapat menggunakan nilai Ka ini untuk menghitung konsentrasi ion hidronium. Misalkan diberikan larutan asam asetat 2 M. Kita ketahui bahwa konsentrasi awal asam asetat tersebut adalah 2 M. Kita juga mengetahui bahwa sebagian kecil asam asetat tersebut telah terionisasi, menghasilkan sedikit ion hidronium dan ion asetat. Melalui persamaan reaksi kesetimbangan asam asetat, terlihat bahwa untuk setiap ion hidronium yang terbentuk, akan disertai pula pembentukan ion asetat. Akibatnya, konsentrasi kedua ion tersebut sama. Kita dapat memisalkan nilai [H3O+] dan [CH3COO-] masing-masing sebesar x M.
[H3O+] = [CH3COO-] = x M
Dengan demikian, untuk menghasilkan sebanyak x M ion hidronium dan ion asetat, dibutuhkan asam asetat yang terionisasi sebanyak x M pula. Sehingga, kita dapat menuliskan jumlah asam asetat yang tersisa pada saat kesetimbangan sebagai jumlah asam asetat mula-mula, 2 M, dikurangi dengan yang mengalami ionisasi, sebesar x M.
[CH3COOH] = (2 – x) M
Pada kondisi umum, kita dapat menganggap nilai x sangat kecil dibandingkan dengan konsentrasi asam lemah mula-mula. Jadi, kita dapat mengatakan bahwa nilai 2 – x mendekati 2. Ini berarti bahwa kita dapat sering menganggap konsentrasi asam lemah pada saat kesetimbangan sama dengan konsentrasi mula-mulanya. Persamaan konstanta kesetimbangan asam lemah sekarang dapat dituliskan sebagai berikut :
Ka = 1,8 x 10-5 = {(x)(x)} / (2 – x) = {(x)(x) / (2)}
1,8 x 10-5 = (x)2 / 2
Selanjutnya kita dapat menentukan nilai x, yang sama dengan nilai [H3O+].
x2 = 1,8 x 10-5 x 2
x = (1,8 x 10-5 x 2)1/2 = 6 x 10-3
[H3O+] = 6 x 10-3 M
Salah satu cara untuk membedakan antara asam kuat dengan asam lemah adalah dengan mencari nilai konstanta ionisasi asam (Ka). Jika asamnya memiliki nilai Ka, berarti asam lemah. Jika tidak, berarti asam kuat.
Basa Lemah
Basa lemah juga bereaksi dengan air untuk mencapai sistem kesetimbangan. Amonia merupakan salah satu basa lemah. Amonia dapat bereaksi dengan air untuk membentuk ion amonium dan ion hidroksida.
NH3(g) + H2O(l) <—> NH4+(aq) + OH-(aq)
Seperti halnya asam lemah, basa lemah hanya terionisasi sebagian. Konstanta kesetimbangan basa lemah adalah Kb. Kita menggunakannya sama persis seperti pada saat kita menggunakan Ka (lihat pembahasan Asam Lemah di atas). Yang dicari pada basa lemah adalah [OH-]-nya.
Berikut ini adalah tabel beberapa contoh basa lemah yang sering dijumpai dalam kehidupan sehari-hari beserta nilai Kb masing-masing basa lemah :
Ketika asam asetat bereaksi dengan air, air bertindak sebagai basa
(atau sebagai akseptor proton). Namun, pada saat air bereaksi dengan
amonia, air bertindak sebagai asam (atau sebagai donor proton).
Ternyata, air dapat bertindak sebagai asam maupun sebagai basa,
tergantung bereaksi dengan zat apa. Zat yang dapat bertindak sebagai
asam maupun sebagai basa disebut amfoterik. Jika kita
mencampurkan air dengan asam, air bertindak sebagai basa. Begitu pula
sebaliknya, saat mencampurkan air dengan basa, air bertindak sebagai
asam.
Namun, dapatkah air bereaksi dengan dirinya sendiri? Ternyata, ya. Air dapat bereaksi dengan dirinya sendiri. Dua molekul air dapat saling bereaksi, dengan cara yang satu mendonorkan satu proton dan yang lain menerimanya. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :
H2O(l) + H2O(l) <—> H3O+(aq) + OH-(aq)
Reaksi tersebut merupakan reaksi kesetimbangan (lihat : kesetimbangan Kimia). Konstanta kesetimbangan yang dimodifikasi disebut Kw (yang menunjukkan konstanta disosiasi air). W adalah water = air. Nilai Kw adalah 1,0 x 10-14 dan mengikuti persamaan berikut :
1,0 x 10-14 = Kw = [H3O+][OH-]
Pada air murni, persamaan reaksi ini menunjukkan bahwa nilai [H3O+] sama dengan [OH-]. Dengan demikian, nilai [H3O+] = [OH-] = 1 x 10-7 M. Nilai Kw selalu konstan (asalkan suhu tidak berubah). Dengan nilai ini, kita dapat mengubah [H3O+] menjadi [OH-], dan sebaliknya, pada berbagai macam larutan (dengan pelarut air), tidak hanya pada air murni. Pada larutan (dengan pelarut air), konsentrasi ion hidronium dan ion hidroksida jarang memiliki nilai yang sama. Namun, dengan mengetahui konsentrasi salah satu ion, dan dengan nilai Kw, kita dapat menentukan konsentrasi ion lainnya.
Kembali kita membahas larutan 2 M asam asetat di atas. Kita mendapatkan [H3O+] sama dengan 6 x 10-3 M. Dengan demikian, kita memiliki cara untuk menghitung [OH-] di dalam larutan tersebut dengan menggunakan rumus Kw.
Kw = 1,0 x 10-14 = [H3O+][OH-]
1,0 x 10-14 = (6 x 10-3) [OH-]
[OH-] = 1,0 x 10-14 / 6 x 10-3 = 1,7 x 10-12 M
Besarnya tingkat keasaman suatu larutan tergantung pada konsentrasi ion hidronium di dalam larutan. Semakin asam suatu larutan, semakin besar konsentrasi ion hidronium di dalam larutan tersebut. Dengan kata lain, larutan dengan [H3O+] sama dengan 1,0 x 10-2 M lebih asam daripada larutan dengan [H3O+] yang sama dengan 1,0 x 10-7 M. Oleh karena konsentrasi ion hidronium mupun ion hidroksida umumnya sangat kecil, Sores Sorensen, pada tahun 1909, mengajukan cara praktis untuk menentukan tingkat keasaman larutan, yaitu dengan skala pH. Skala pH adalah skala yang berdasarkan [H3O+], dikembangkan untuk mempermudah penentuan tingkat keasaman larutan. Singkat kata, pH menunjukkan tingkat keasaman relatif suatu larutan. pH didefinisikan sebagai minus logaritma (-log) [H3O+]. Secara matematis, rumus pH dapat dituliskan dalam persamaan berikut :
pH = – log [H3O+]
Berdasarkan konstanta disosiasi air (Kw), nilai [H3O+] pada air murni sama dengan 1,0 x 10-7 M. Dengan menggunakan persamaan matematika ini, kita dapat menghitung pH air.
pH = – log [H3O+]
pH = – log (1,0 x 10-7)
pH = – (-7)
pH = 7
Jadi, pH air sama dengan 7. Para kimiawan menyebut titik ini ( pH = 7) pada skala pH sebagai posisi netral. Suatu larutan disebut asam jika memiliki [H3O+] lebih besar dari air, sehingga pHnya lebih kecil dari 7. Sebaliknya, suatu larutan disebut basa jika memiliki [H3O+] lebih kecil dari air, sehingga pHnya lebih besar dari 7.
Larutan Asam : [H3O+] > 1,0 x 10-7 M ; pH < 7
Larutan Basa : [H3O+] <1,0 x 10-7 M ; pH > 7
Larutan Netral : [H3O+] = 1,0 x 10-7 M ; pH = 7
Skala pH pada dasarnya tidak ada batasnya. Kita dapat saja memiliki larutan dengan pH kurang dari nol (misal : larutan HCl 10 M, memiliki pH = -1). Namun demikian, menurut perjanjian, batas pH adalah dari nol (0) hingga 14, yang digunakan sebagai batas pH asam lemah dan basa lemah, dan juga untuk larutan encer asam kuat dan basa kuat.
Nilai [H3O+] dari larutan asam asetat 2 M (lihat pembahasan Asam Lemah di atas) adalah 6 x 10-3 M. Larutan tersebut termasuk asam. pH larutan tersebut dapat dihitung dengan cara sebagai berikut :
pH = – log [H3O+]
pH = – log (6 x 10-3)
pH = – (-2,22)
pH = 2,2
Persamaan lain, yang disebut pOH, dapat digunakan untuk menentukan pH suatu larutan. Nilai pOH sama dengan logaritma negatif dari [OH-]. Kita dapat menghitung nilai pOH suatu larutan sama seperti pada saat menghitung pH dengan menggunakan logaritma negatif dari konsentrasi ion hidroksida. Jika kita menggunakan Kw dan bila kedua sisi logaritma dinegatifkan, maka diperoleh :
Kw = 1,0 x 10-14 = [H3O+][OH-]
- log Kw = – log (1,0 x 10-14) = – log {[H3O+][OH-]}
pKw = 14 = pH + pOH
Persamaan pH + pOH = 14 mempermudah perhitungan pOH menjadi pH. Seperti halnya kita mengubah [H3O+] ke pH, kita juga dapat melakukan perhitungan pH ke [H3O+]. Untuk itu, kita menggunakan persamaan antilog, sebagai berikut :
[H3O+] = 10-pH
Misalkan, darah manusia memiliki pH sekitar 7,3. Hal ini berarti, konsentrasi ion hidronium dalam darah manusia adalah sekitar 10-7,3 = 5,01 x 10-8 M. Dengan cara yang sama, kita dapat menghitung [OH-] dari pOH.
Berikut ini adalah tabel pH beberapa zat yang kita jumpai dalam kehidupan sehari-hari :
Indikator adalah zat (pewarna organik) yang
mengalami perubahan warna karena keberadaan asam atau basa. Salah satu
contoh ekstrak tanaman yang dijadikan sebagai indikator asam-basa adalah
kembang bokor. Jika tanaman ini tumbuh di tanah masam, bunganya akan
berwarna merah muda. Sebaliknya, jika tanaman ini tumbuh di tanah
alkalin (basa), bunganya akan berwarna biru. Selain kembang bokor, bahan
lain yang telah lama dikenal sebagai indikator asam-basa yang baik
adalah kubis merah. Ekstrak kubis merah dapat digunakan untuk menguji
keasaman zat-zat. Saat dicampur dengan asam, cairan tersebut berubah
menjadi merah muda. Sedangkan, saat dicampur dengan basa, cairan
tersebut berubah menjadi hijau.
Di dalam ilmu kimia, indikator digunakan untuk menguji keberadaan asam atau basa. Para kimiawan memiliki banyak indikator yang akan berubah pada perubahan kecil pH. Dua indikator yang paling banyak digunakan adalah kertas lakmus dan fenolftalein.
Kertas Lakmus
Lakmus adalah suatu zat yang diekstrak dari sejenis lumut kerak dan diserap ke dalam kertas berpori. Lumut kerak adalah tanaman yang ditemukan di Belanda, yang terdiri atas ganggang dan jamur yang hidup bersama dan saling menguntungkan satu sama lainnya. Terdapat tiga jenis kertas lakmus, yaitu lakmus merah, lakmus biru, dan lakmus netral. Kertas lakmus merah digunakan untuk menguji basa, dan kertas lakmus biru digunakan untuk menguji asam. Sementara itu, kertas lakmus netral digunakan untuk menguji keduanya. Jika larutan bersifat asam, kertas lakmus netral dan biru akan berubah menjadi merah. Jika larutan bersifat basa, kertas lakmus merah dan netral berubah menjadi biru. Kertas lakmus adalah alat uji yang sangat bagus dan cepat untuk mendeteksi asam dan basa.
Fenolftalein
Fenolftalein merupakan indikator lain yang biasa digunakan. Hingga beberapa tahun yang lalu, fenolftalein digunakan sebagai zat aktif pada obat pencahar. Fenolftalein jernih dan tidak berwarna di dalam larutan asam dan akan berwarna merah muda di dalam larutan basa. Indikator ini biasanya digunakan dalam proses titrasi, yaitu proses penentuan konsentrasi asam atau basa yang tidak diketahui berdasarkan reaksi dengan basa atau asam yang telah diketahui konsentrasinya.
Sebagai contoh, misalkan kita ingin menentukan konsentrasi molar larutan HCl yang belum diketahui. Mula-mula, kita masukkan larutan HCl tersebut dengan volume yang telah diketahui (misalkan digunakan 25 mililiter yang diukur dengan tepat menggunakan pipet) ke dalam labu erlenmeyer dan kemudian tambahkan beberapa tetes indikator fenolftalein (disingkat pp). Oleh karena kita menambahkan indikator pp ke dalam larutan asam, larutan tersebut tetap jernih dan tidak berwarna. Selanjutnya, kita menambahkan sedikit demi sedikit larutan standar natrium hidroksida (NaOH) yang telah diketahui konsentrasinya (misalkan kita gunakan larutan NaOH 0,10 M) dengan buret. Larutan basa terus ditambahkan sehingga larutan yang dititrasi berubah menjadi merah muda. Kita menyebut kondisi ini sebagai titik akhir titrasi, titik saat asam secara tepat ternetralisasi oleh basa.
Dalam percobaan di atas, dimisalkan, diperlukan sebanyak 35,50 mililiter larutan NaOH 0,10 M untuk bereaksi hingga titik akhir titrasi dengan 25 mililiter larutan HCl tercapai. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :
HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H2O(l)
Dari persamaan reaksi setara di atas, kita dapat melihat bahwa perbandingan mol antara asam dan basa adalah 1 : 1. Hal ini berarti, jika mol basa yang dibutuhkan dapat dihitung, kita juga dapat mengetahui berapa mol HCl yang ada. Mengetahui volume larutan asam dapat membantu kita menghitung molaritas asam tersebut .
Mol NaOH = V x M = 0,0355 L x 0,10 M = 0,00335 mol
Mol HCl = mol NaOH = 0,00335 mol
Volume HCl = 0,025 L
Konsentrasi HCl = mol / volume = 0,00335 mol / 0,025 L = 0,142 M
Titrasi suatu basa dengan suatu larutan standar asam (larutan yang telah diketahui konsentrasinya) dapat dihitung dengan cara yang persis sama dengan cara di atas, kecuali pada titik akhir titrasi, warna merah muda menjadi hilang.
Saat kita pergi ke toko obat atau apotik, kita menemukan berbagai jenis obat antasida dari rak ke rak. Antasida adalah salah satu terapan dari ilmu kimia asam-basa.
Lambung memproduksi asam hidroklorat (HCl) untuk mengaktifkan enzim-enzim tertentu (biokatalisator) dalam proses pencernaan. Akan tetapi, kadang-kadang, lambung juga memproduksi terlalu banyak asam, atau asamnya naik sampai kerongkongan (menuju ke pembakaran jantung). Dengan demikian, kelebihan asam lambung tersebut perlu dinetralkan dengan suatu basa. Formulasi basa yang biasa dijual untuk menetralkan asam ini disebut antasida. Antasida mengandung senyawa-senyawa berikut sebagai bahan aktif :
Asam Diprotik dan Poliprotik
Pada reaksi ionisasi asam diprotik (melepaskan 2 ion hidronium) maupun asam poliprotik (melepaskan lebih dari 2 ion hidronium), terjadi pelepasan ion hidronium secara bertahap. Dengan demikian, asam tersebut memiliki beberapa nilai Ka yang berbeda. Sebagai contoh :
H2CO3(aq) <—> HCO3-(aq) + H+(aq)
Ka1 = {[H+][HCO3-]} / [H2CO3]
HCO3-(aq) <—> CO32-(aq) + H+(aq)
Ka2 = {[H+][CO32-]} / [HCO3-]
Secara umum, nilai Ka1 suatu asam poliprotik selalu lebih besar dibandingkan nilai Ka tahap-tahap berikutnya. Berikut ini adalah tabel beberapa contoh asam poliprotik yang sering dijumpai dalam kehidupan sehari-hari beserta nilai Ka masing-masing asam poliprotik :
Selain menggunakan konsep asam-basa Arrhenius maupun Bronsted-Lowry, sifat asam-basa suatu senyawa juga dapat diterangkan dengan konsep asam-basa Lewis. Pada tahun 1932, seorang kimiawan berkebangsaan Amerika, G. N. Lewis, mendefinisikan basa Lewis sebagai zat yang dapat mendonorkan pasangan elektron. Sedangkan asam Lewis didefinisikan sebagai zat yang dapat menerima pasangan elektron bebas. Lewis mendefinisikan asam-basa berdasarkan peristiwa donor-akseptor pasangan elektron.
Sebagai contoh, pada proses protonasi amonia, NH3 berperan sebagai basa Lewis (mendonorkan pasangan elektron). Sebaliknya ion H+ berperan sebagai asam Lewis (menerima pasangan elektron). Ikatan kimia yang terjadi adalah ikatan kovalen koordinasi (lihat : Ikatan Kimia dan Tata Nama Senyawa Kimia). Contoh lain adalah reaksi antara BF3 dengan NH3 membentuk senyawa NH3BF3. Dalam reaksi ini, NH3 bertindak sebagai basa Lewis, sedangkan BF3 sebagai asam Lewis. Teori asam-basa Lewis berlaku baik di sistem pelarut berair, pelarut bukan air, bahkan tanpa pelarut sekalipun (sistem gas).
Beberapa contoh reaksi asam-basa Lewis :
Ag+(aq) + 2 NH3(aq) <—> Ag(NH3)2+(aq)
Cd4+(aq) + 4 I-(aq) <—> CdI42-(aq)
Ni(s) + 4 CO(g) <—> Ni(CO)4(g)
Referensi:
Andy. 2009. Pre-College Chemistry.
Chang, Raymond. 2007. Chemistry Ninth Edition. New York: Mc Graw Hill.
Moore, John T. 2003. Kimia For Dummies. Indonesia: Pakar Raya.
Saat kita masuk ke dapur atau kamar mandi, kita dapat menemukan berbagai macam senyawa asam dan basa. Saat kita membuka lemari pendingin, kita dapat menemukan minuman ringan (soft drink) yang banyak mengandung asam karbonat. Cuka merupakan asam, sedangkan soda kue merupakan basa. Pada bak tempat cucian, kita menemukan amonia dan bahan pencuci lainnya, yang merupakan basa. Di dalam kotak obat, kita menemukan obat aspirin, suatu senyawa asam, dan berbagai jenis antasida yang merupakan senyawa basa. Kehidupan kita sehari-hari dipenuhi oleh asam dan basa.
Beberapa sifat asam yang dapat diamati di sekeliling kita, antara lain :
- Berasa masam (ingat, di laboratorium, kita mengujinya, bukan mencicipinya)
- Terasa sangat pedih bila terkena kulit (korosif)
- Bereaksi dengan logam-logam tertentu (lihat : Elektrokimia I : Penyetaraan Reaksi Redoks dan Sel Volta) menghasilkan gas hidrogen
- Bereaksi dengan batu kapur (CaCO3) dan soda kue (NaHCO3) menghasilkan gas karbon dioksida
- Bereaksi dengan kertas lakmus dan mengubah lakmus biru menjadi merah
- Berasa pahit (ingat, di laboratorium, kita mengujinya, bukan mencicipinya)
- Terasa licin di kulit
- Bereaksi dengan minyak dan lemak
- Bereaksi dengan kertas lakmus dan mengubah lakmus merah menjadi biru
- Bereaksi dengan asam menghasilkan garam dan air
| Asam yang Umum Kita Temukan di Rumah | ||
| Nama Kimia | Rumus Molekul | Nama Pasaran/Kegunaan |
| asam hidroklorat | HCl | asam murat |
| asam asetat | CH3COOH | cuka |
| asam sulfat | H2SO4 | larutan elektrolit pada aki |
| asam karbonat | H2CO3 | air terkarbonasi |
| asam borat | H3BO3 | antiseptik, obat tetes mata |
| asam asetilsalisilat | C16H12O6 | aspirin |
| Basa yang Umum Kita Temukan di Rumah | ||
| amonia | NH3 | pembersih |
| natrium hidroksida | NaOH | larutan alkali (lindi) kuat |
| natrium bikarbonat | NaHCO3 | soda kue |
| magnesium hidroksida | Mg(OH)2 | susu magnesia |
| kalsium karbonat | CaCO3 | antasida |
| aluminium hidroksida | Al(OH)3 | antasida |
1. Teori Asam-Basa Arrhenius
Teori ini digunakan dalam larutan dengan air sebagai pelarut. Teori ini merupakan teori asam-basa modern yang pertama kali berkembang. Menurut teori ini, asam adalah suatu bahan yang apabila dilarutkan di dalam air, menghasilkan ion H+ (ion hidrogen). Sebaliknya, basa adalah suatu bahan yang apabila dilarutkan di dalam air, menghasilkan ion OH- (ion hidroksida).
HCl(g) merupakan asam Arrhenius, sebab pada saat larut di dalam air, gas tersebut akan terionisasi (membentuk ion) dengan melepaskan ion H+.
HCl(g) + H2O(l) → HCl(aq) → H+(aq) + Cl-(aq)
Menurut teori Arrhenius, natrium hidroksida diklasifikasikan ke dalam kelompok basa, sebab pada saat larut, akan dihasilkan ion hidroksida.
NaOH(s) + H2O(l) → NaOH(aq) → Na+(aq) + OH-(aq)
Arrhenius juga mengelompokkan reaksi antara asam dan basa sebagai reaksi netralisasi, sebab jika kita mencampurkan suatu larutan asam dengan suatu larutan basa, kita akan mendapatkan larutan netral yang terdiri atas air dan garam.
HCl(aq) + NaOH(aq) → H2O(l) + NaCl(aq)
H+(aq) + Cl-(aq) + Na+(aq) + OH-(aq) → H2O(l) + Na+(aq) + Cl-(aq)
(Air terbentuk dari penggabungan ion hidrogen dan ion hidroksida; Persamaan ion bersih sama untuk semua reaksi asam-basa Arrhenius, yaitu H+(aq) + OH-(aq) → H2O(l).
Teori ini tetap digunakan, walaupun jarang. Sama seperti teori-teori lain, teori ini memiliki beberapa keterbatasan. Sebagai contoh, reaksi fasa gas antara gas amonia dan gas hidrogen klorida dalam wadah tertutup, berlangsung melalui persamaan reaksi berikut :
NH3(g) + HCl(g) → NH4+ + Cl- → NH4Cl(s)
Dua gas yang tidak berwarna bercampur, dan kemudian menghasilkan padatan putih amonium klorida. Ion di dalam persamaan reaksi ini menunjukkan peristiwa yang sesungguhnya terjadi; HCl memberikan ion H+-nya kepada amonia. Pada dasarnya ini merupakan hal yang sama seperti yang terjadi pada reaksi HCl dengan NaOH. Sebaliknya, reaksi yang melibatkan amonia tidak dapat dikelompokkan ke dalam reaksi asam-basa, sebab reaksi tersebut tidak terjadi di dalam air dan tidak melibatkan ion hidroksida. Oleh karena itu, untuk menerangkan proses yang terjadi pada amonia, suatu teori asam-basa baru dikembangkan, yaitu teori asam-basa Bronsted-Lowry.
2.Teori Asam-Basa Bronsted-Lowry
Teori ini menggunakan konsep memberi dan menerima ion hidrogen. Teori Bronsted-Lowry berusaha mengatasi keterbatasan teori Arrhenius dengan mendefinisikan asam sebagai penyumbang (donor) proton (ion H+) dan basa sebagai penerima (akseptor) proton (ion H+). Basa menerima ion H+ dengan melengkapi satu pasang elektron bebas untuk membentuk ikatan kovalen koordinasi (datif) (lihat : Ikatan Kimia dan Tata Nama Senyawa Kimia).
Pada reaksi antara NH3 dengan HCl, spesi HCl bertindak sebagai pemberi proton, atau sebagai asam. Sedangkan amonia sebagai penerima proton atau sebagai basa. Amonia memiliki pasangan elektron bebas yang tidak berikatan yang dapat digunakan untuk membentuk ikatan kovalen koordinasi (datif).
Menurut teori asam-basa Arrhenius, reaksi asam-basa merupakan reaksi netralisasi. Namun, menurut teori asam-basa Bronsted-Lowry, reaksi asam-basa merupakan reaksi kompetisi untuk menangkap proton. Sebagai contoh, berikut adalah reaksi amonia dengan air :
HN3)g) + H2O(l) → NH4OH(aq) <—> NH4+(aq) + OH-(aq)
Amonia merupakan basa (menangkap proton), sedangkan air merupakan asam (memberikan proton) pada reaksi maju (dari kiri ke kanan). Tetapi, pada reaksi balik (dari kanan ke kiri), ion amonium (NH4+) adalah asam, dan ion hidroksida (OH-) adalah basa. Jika keasaman air lebih kuat dari ion amonium, maka konsentrasi ion amonium dan ion hidroksida relatif besar pada saat kesetimbangan. Namun, sebaliknya, jika ion amonium lebih asam dibandingkan air, maka jumlah amonia menjadi jauh lebih banyak dibandingkan ion amonium pada saat kesetimbangan.
Bronsted-Lowry mengatakan bahwa jika suatu asam bereaksi dengan suatu basa, pasangan asam-basa konyugasi dapat terbentuk. Pasangan asam-basa konyugasi dibedakan oleh satu buah ion H+. Pada contoh di atas, NH3 adalah suatu basa, dan NH4+ adalah asam konyugasinya. Di sisi lain, H2O adalah suatu asam, dan ion OH- adalah basa konyugasinya. Pada reaksi di atas, ion OH- merupakan basa kuat, dan amonia merupakan basa lemah. Akibatnya, kesetimbangan cenderung bergeser ke kiri. Dengan demikian, pada kesetimbangan tidak terdapat banyak ion hidroksida.
Selanjutnya kita akan mempelajari konsep asam-basa kuat-lemah. Namun demikian, yang penting untuk diingat, bahwa kekuatan asam-basa tidak sama dengan konsentrasi. Kekuatan merujuk pada jumlah ionisasi atau penguraian yang terjadi pada asam-basa. Konsentrasi merujuk pada jumlah asam-basa yang dimiliki di dalam larutan.
Asam Kuat
Pada saat kita melarutkan gas hidrogen klorida ke dalam air, HCl tersebut akan bereaksi dengan molekul air dan memberikan sebuah proton (ion H+) kepada molekul air.
HCl(g) + H2O(l) → H3O+(aq) + Cl-(aq)
Ion H3O+ disebut ion hidronium. Reaksi ini terjadi hingga kondisi sempurna, yang berarti bahwa reaktan tetap berubah menjadi produk sampai semua habis digunakan. Pada kasus ini, semua HCl terionisasi sempurna menjadi ion H3O+ dan ion Cl-, sehingga tidak ada lagi HCl-nya. Asam seperti HCl, yang terionisasi 100% di dalam air, disebut asam kuat. Sebagai catatan, bahwa air disini, bertindak sebagai basa, menerima proton dari hidrogen klorida.
Asam kuat terionisasi sempurna, maka mudah untuk menghitung konsentrasi ion hidronium dan ion klorida di dalam larutan jika kita mengetahui konsentrasi awal asam kuat tersebut. Sebagai contoh, misalkan kita melarutkan gas HCl 0,1 mol ke dalam satu liter air. Dengan demikian, konsentrasi HCl mula-mula adalah 0,1 mol/L (0,1 M). Kita dapat menuliskan konsentrasi HCl 0,1 M dengan lambang [HCl] = 0,1 M. Senyawa HCl terionisasi sempurna sesuai dengan persamaan reaksi berikut :
HCl(g) + H2O(l) → H3O+(aq) + Cl-(aq)
Berdasarkan persamaan reaksi di atas, terlihat bahwa setiap mol HCl yang terionisasi, akan menghasilkan satu mol ion H3O+ dan satu ion mol Cl-. Dengan demikian, konsentrasi ion dalam larutan HCl 0,1 M adalah :
[H3O+] = 0,1 M
[Cl-] = 0,1 M
Berikut adalah daftar asam kuat yang paling umum kita temukan dalam kehidupan sehari-hari :
| Nama Kimia | Rumus Molekul |
| Asam Hidroklorat/Asam Klorida | HCl |
| Asam Hidrobromat/Asam Bromida | HBr |
| Asam Hidroiodat/Asam Iodida | HI |
| Asam Nitrat | HNO3 |
| Asam Perklorat | HClO4 |
| Asam Sulfat (hanya ionisasi pertama) | H2SO4 |
Basa Kuat
Menghitung konsentrasi ion hidroksida sangat mudah. Sebagai contoh, kita memiliki 1,5 mol/L (1,5 M) larutan NaOH. Larutan natrium hidroksida tersebut akan terdisosiasi (pecah/terurai) sempurna menjadi ion-ion.
NaOH(aq) → Na+(aq) + OH-(aq)
Konsentrasi ion yang dihasilkan masing-masing 1,5 M.
Asam Lemah
Saat kita melarutkan asam asetat (CH3COOH) ke dalam air, yang akan terjadi adalah asam tersebut akan bereaksi dengan molekul-molekul air, memberikan sebuah proton dan membentuk ion hidronium (ion H3O+). Dalam hal ini, terjadi kesetimbangan, di mana kita masih tetap memiliki sejumlah asam asetat yang tidak terionisasi (pada reaksi sempurna, irreversible [lihat : Kesetimbangan Kimia], seluruh reaktan digunakan untuk membentuk produk). Pada sistem kesetimbangan asam lemah, ion-ion berkesetimbangan dengan molekul asam.
Reaksi yang terjadi antara asam asetat dengan air adalah sebagai berikut :
CH3COOH(aq) + H2O(l) <—> CH3COO-(aq) + H3O+(aq)
Asam asetat yang ditambahkan ke dalam air akan terionisasi sebagian. Pada reaksi kesetimbangan ini, hanya sekitar 5% asam asetat yang terionisasi. Sementara 95% lainnya masih dalam bentuk molekul. Jumlah ion hidronium (ion H3O+) yang diperoleh dalam larutan asam yang tidak terionisasi sempurna jauh lebih sedikit dibandingkan yang diperoleh dari asam kuat. Asam yang hanya terionisasi sebagian disebut asam lemah.
Menghitung konsentrasi ion hidronium pada asam lemah tidak sama dengan menghitung pada larutan asam kuat, sebab tidak semua asam lemah yang larut dapat terionisasi. Untuk menghitung konsentrasi ion hidronium, kita harus menggunakan konstanta kesetimbangan untuk asam lemahnya (lihat : Kesetimbangan Kimia). Untuk larutan asam lemah, kita menggunakan konstanta kesetimbangan asam lemah, Ka. Secara umum :
HA(aq) + H2O(l) <—> H3O+(aq) + A-(aq)
Nilai Ka untuk asam lemah tersebut adalah :
Ka = {[H3O+][A-]} / [HA]
Sebagai catatan, [HA] menunjukkan konsentrasi molar HA pada kesetimbangan, bukan konsentrasi awal. Konsentrasi air tidak ditunjukkan pada persamaan Ka, sebab konsentrasi air ([H2O]) merupakan konstanta yang akan tergabung dengan Ka.
Berikut ini adalah tabel beberapa contoh asam lemah yang sering dijumpai dalam kehidupan sehari-hari beserta nilai Ka masing-masing asam lemah :
| Nama Asam | Rumus Kimia | Ka | Basa Konyugasi | Kb |
| Asam Fluorida | HF | 7,1 x 10-4 | F- | 1,4 x 10-11 |
| Asam Nitrit | HNO2 | 4,5 x 10-4 | NO2- | 2,2 x 10-11 |
| Asam Asetil Salisilat (Aspirin) | C9H8O4 | 3,0 x 10-4 | C9H7O4- | 3,3 x 10-11 |
| Asam Format | HCOOH | 1,7 x 10-4 | HCOO- | 5,9 x 10-11 |
| Asam Askorbat (Vitamin C) | C6H8O6 | 8,0 x 10-5 | C6H7O6- | 1,3 x 10-10 |
| Asam Benzoat | C6H5COOH | 6,5 x 10-5 | C6H5COO- | 1,5 x 10-10 |
| Asam Asetat | CH3COOH | 1,8 x 10-5 | CH3COO- | 5,6 x 10-10 |
| Asam Sianida | HCN | 4,9 x 10-10 | CN- | 2,0 x 10-5 |
| Fenol | C6H5OH | 1,3 x 10-10 | C6H5O- | 7,7 x 10-5 |
Ka = 1,8 x 10-5 = {[H3O+][CH3COO-]} / [CH3COOH]
Kita dapat menggunakan nilai Ka ini untuk menghitung konsentrasi ion hidronium. Misalkan diberikan larutan asam asetat 2 M. Kita ketahui bahwa konsentrasi awal asam asetat tersebut adalah 2 M. Kita juga mengetahui bahwa sebagian kecil asam asetat tersebut telah terionisasi, menghasilkan sedikit ion hidronium dan ion asetat. Melalui persamaan reaksi kesetimbangan asam asetat, terlihat bahwa untuk setiap ion hidronium yang terbentuk, akan disertai pula pembentukan ion asetat. Akibatnya, konsentrasi kedua ion tersebut sama. Kita dapat memisalkan nilai [H3O+] dan [CH3COO-] masing-masing sebesar x M.
[H3O+] = [CH3COO-] = x M
Dengan demikian, untuk menghasilkan sebanyak x M ion hidronium dan ion asetat, dibutuhkan asam asetat yang terionisasi sebanyak x M pula. Sehingga, kita dapat menuliskan jumlah asam asetat yang tersisa pada saat kesetimbangan sebagai jumlah asam asetat mula-mula, 2 M, dikurangi dengan yang mengalami ionisasi, sebesar x M.
[CH3COOH] = (2 – x) M
Pada kondisi umum, kita dapat menganggap nilai x sangat kecil dibandingkan dengan konsentrasi asam lemah mula-mula. Jadi, kita dapat mengatakan bahwa nilai 2 – x mendekati 2. Ini berarti bahwa kita dapat sering menganggap konsentrasi asam lemah pada saat kesetimbangan sama dengan konsentrasi mula-mulanya. Persamaan konstanta kesetimbangan asam lemah sekarang dapat dituliskan sebagai berikut :
Ka = 1,8 x 10-5 = {(x)(x)} / (2 – x) = {(x)(x) / (2)}
1,8 x 10-5 = (x)2 / 2
Selanjutnya kita dapat menentukan nilai x, yang sama dengan nilai [H3O+].
x2 = 1,8 x 10-5 x 2
x = (1,8 x 10-5 x 2)1/2 = 6 x 10-3
[H3O+] = 6 x 10-3 M
Salah satu cara untuk membedakan antara asam kuat dengan asam lemah adalah dengan mencari nilai konstanta ionisasi asam (Ka). Jika asamnya memiliki nilai Ka, berarti asam lemah. Jika tidak, berarti asam kuat.
Basa Lemah
Basa lemah juga bereaksi dengan air untuk mencapai sistem kesetimbangan. Amonia merupakan salah satu basa lemah. Amonia dapat bereaksi dengan air untuk membentuk ion amonium dan ion hidroksida.
NH3(g) + H2O(l) <—> NH4+(aq) + OH-(aq)
Seperti halnya asam lemah, basa lemah hanya terionisasi sebagian. Konstanta kesetimbangan basa lemah adalah Kb. Kita menggunakannya sama persis seperti pada saat kita menggunakan Ka (lihat pembahasan Asam Lemah di atas). Yang dicari pada basa lemah adalah [OH-]-nya.
Berikut ini adalah tabel beberapa contoh basa lemah yang sering dijumpai dalam kehidupan sehari-hari beserta nilai Kb masing-masing basa lemah :
| Nama Basa | Rumus Kimia | Kb | Asam Konyugasi | Ka |
| Etil Amina | C2H5NH2 | 5,6 x 10-4 | C2H5NH3+ | 1,8 x 10-11 |
| Metil Amina | CH3NH2 | 4,4 x 10-4 | CH3HN3+ | 2,3 x 10-11 |
| Amonia | NH3 | 1,8 x 10-5 | NH4+ | 5,6 x 10-10 |
| Piridina | C5H5N | 1,7 x 10-9 | C5H5NH+ | 5,9 x 10-6 |
| Anilina | C6H5NH2 | 3,8 x 10-10 | C6H5NH3+ | 2,6 x 10-5 |
| Kafeina | C8H10N4O2 | 5,3 x 10-14 | C8H11N4O2+ | 0,19 |
| Urea | CO(NH2)2 | 1,5 x 10-14 | H2NCONH3+ | 0,67 |
Namun, dapatkah air bereaksi dengan dirinya sendiri? Ternyata, ya. Air dapat bereaksi dengan dirinya sendiri. Dua molekul air dapat saling bereaksi, dengan cara yang satu mendonorkan satu proton dan yang lain menerimanya. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :
H2O(l) + H2O(l) <—> H3O+(aq) + OH-(aq)
Reaksi tersebut merupakan reaksi kesetimbangan (lihat : kesetimbangan Kimia). Konstanta kesetimbangan yang dimodifikasi disebut Kw (yang menunjukkan konstanta disosiasi air). W adalah water = air. Nilai Kw adalah 1,0 x 10-14 dan mengikuti persamaan berikut :
1,0 x 10-14 = Kw = [H3O+][OH-]
Pada air murni, persamaan reaksi ini menunjukkan bahwa nilai [H3O+] sama dengan [OH-]. Dengan demikian, nilai [H3O+] = [OH-] = 1 x 10-7 M. Nilai Kw selalu konstan (asalkan suhu tidak berubah). Dengan nilai ini, kita dapat mengubah [H3O+] menjadi [OH-], dan sebaliknya, pada berbagai macam larutan (dengan pelarut air), tidak hanya pada air murni. Pada larutan (dengan pelarut air), konsentrasi ion hidronium dan ion hidroksida jarang memiliki nilai yang sama. Namun, dengan mengetahui konsentrasi salah satu ion, dan dengan nilai Kw, kita dapat menentukan konsentrasi ion lainnya.
Kembali kita membahas larutan 2 M asam asetat di atas. Kita mendapatkan [H3O+] sama dengan 6 x 10-3 M. Dengan demikian, kita memiliki cara untuk menghitung [OH-] di dalam larutan tersebut dengan menggunakan rumus Kw.
Kw = 1,0 x 10-14 = [H3O+][OH-]
1,0 x 10-14 = (6 x 10-3) [OH-]
[OH-] = 1,0 x 10-14 / 6 x 10-3 = 1,7 x 10-12 M
Besarnya tingkat keasaman suatu larutan tergantung pada konsentrasi ion hidronium di dalam larutan. Semakin asam suatu larutan, semakin besar konsentrasi ion hidronium di dalam larutan tersebut. Dengan kata lain, larutan dengan [H3O+] sama dengan 1,0 x 10-2 M lebih asam daripada larutan dengan [H3O+] yang sama dengan 1,0 x 10-7 M. Oleh karena konsentrasi ion hidronium mupun ion hidroksida umumnya sangat kecil, Sores Sorensen, pada tahun 1909, mengajukan cara praktis untuk menentukan tingkat keasaman larutan, yaitu dengan skala pH. Skala pH adalah skala yang berdasarkan [H3O+], dikembangkan untuk mempermudah penentuan tingkat keasaman larutan. Singkat kata, pH menunjukkan tingkat keasaman relatif suatu larutan. pH didefinisikan sebagai minus logaritma (-log) [H3O+]. Secara matematis, rumus pH dapat dituliskan dalam persamaan berikut :
pH = – log [H3O+]
Berdasarkan konstanta disosiasi air (Kw), nilai [H3O+] pada air murni sama dengan 1,0 x 10-7 M. Dengan menggunakan persamaan matematika ini, kita dapat menghitung pH air.
pH = – log [H3O+]
pH = – log (1,0 x 10-7)
pH = – (-7)
pH = 7
Jadi, pH air sama dengan 7. Para kimiawan menyebut titik ini ( pH = 7) pada skala pH sebagai posisi netral. Suatu larutan disebut asam jika memiliki [H3O+] lebih besar dari air, sehingga pHnya lebih kecil dari 7. Sebaliknya, suatu larutan disebut basa jika memiliki [H3O+] lebih kecil dari air, sehingga pHnya lebih besar dari 7.
Larutan Asam : [H3O+] > 1,0 x 10-7 M ; pH < 7
Larutan Basa : [H3O+] <1,0 x 10-7 M ; pH > 7
Larutan Netral : [H3O+] = 1,0 x 10-7 M ; pH = 7
Skala pH pada dasarnya tidak ada batasnya. Kita dapat saja memiliki larutan dengan pH kurang dari nol (misal : larutan HCl 10 M, memiliki pH = -1). Namun demikian, menurut perjanjian, batas pH adalah dari nol (0) hingga 14, yang digunakan sebagai batas pH asam lemah dan basa lemah, dan juga untuk larutan encer asam kuat dan basa kuat.
Nilai [H3O+] dari larutan asam asetat 2 M (lihat pembahasan Asam Lemah di atas) adalah 6 x 10-3 M. Larutan tersebut termasuk asam. pH larutan tersebut dapat dihitung dengan cara sebagai berikut :
pH = – log [H3O+]
pH = – log (6 x 10-3)
pH = – (-2,22)
pH = 2,2
Persamaan lain, yang disebut pOH, dapat digunakan untuk menentukan pH suatu larutan. Nilai pOH sama dengan logaritma negatif dari [OH-]. Kita dapat menghitung nilai pOH suatu larutan sama seperti pada saat menghitung pH dengan menggunakan logaritma negatif dari konsentrasi ion hidroksida. Jika kita menggunakan Kw dan bila kedua sisi logaritma dinegatifkan, maka diperoleh :
Kw = 1,0 x 10-14 = [H3O+][OH-]
- log Kw = – log (1,0 x 10-14) = – log {[H3O+][OH-]}
pKw = 14 = pH + pOH
Persamaan pH + pOH = 14 mempermudah perhitungan pOH menjadi pH. Seperti halnya kita mengubah [H3O+] ke pH, kita juga dapat melakukan perhitungan pH ke [H3O+]. Untuk itu, kita menggunakan persamaan antilog, sebagai berikut :
[H3O+] = 10-pH
Misalkan, darah manusia memiliki pH sekitar 7,3. Hal ini berarti, konsentrasi ion hidronium dalam darah manusia adalah sekitar 10-7,3 = 5,01 x 10-8 M. Dengan cara yang sama, kita dapat menghitung [OH-] dari pOH.
Berikut ini adalah tabel pH beberapa zat yang kita jumpai dalam kehidupan sehari-hari :
| Zat | pH |
| Pembersih oven | 13,8 |
| Penghilang rambut | 12,8 |
| Amonia rumah tangga | 11,0 |
| Susu magnesia | 10,5 |
| Pemutih klor | 9,5 |
| Air laut | 8,0 |
| Darah manusia | 7,3 |
| Air murni | 7,0 |
| Susu | 6,5 |
| Kopi | 5,5 |
| Minuman ringan | 3,5 |
| Aspirin | 2,9 |
| Cuka | 2,8 |
| Jus jeruk | 2,3 |
| Asam aki mobil | 0,8 |
Di dalam ilmu kimia, indikator digunakan untuk menguji keberadaan asam atau basa. Para kimiawan memiliki banyak indikator yang akan berubah pada perubahan kecil pH. Dua indikator yang paling banyak digunakan adalah kertas lakmus dan fenolftalein.
Kertas Lakmus
Lakmus adalah suatu zat yang diekstrak dari sejenis lumut kerak dan diserap ke dalam kertas berpori. Lumut kerak adalah tanaman yang ditemukan di Belanda, yang terdiri atas ganggang dan jamur yang hidup bersama dan saling menguntungkan satu sama lainnya. Terdapat tiga jenis kertas lakmus, yaitu lakmus merah, lakmus biru, dan lakmus netral. Kertas lakmus merah digunakan untuk menguji basa, dan kertas lakmus biru digunakan untuk menguji asam. Sementara itu, kertas lakmus netral digunakan untuk menguji keduanya. Jika larutan bersifat asam, kertas lakmus netral dan biru akan berubah menjadi merah. Jika larutan bersifat basa, kertas lakmus merah dan netral berubah menjadi biru. Kertas lakmus adalah alat uji yang sangat bagus dan cepat untuk mendeteksi asam dan basa.
Fenolftalein
Fenolftalein merupakan indikator lain yang biasa digunakan. Hingga beberapa tahun yang lalu, fenolftalein digunakan sebagai zat aktif pada obat pencahar. Fenolftalein jernih dan tidak berwarna di dalam larutan asam dan akan berwarna merah muda di dalam larutan basa. Indikator ini biasanya digunakan dalam proses titrasi, yaitu proses penentuan konsentrasi asam atau basa yang tidak diketahui berdasarkan reaksi dengan basa atau asam yang telah diketahui konsentrasinya.
Sebagai contoh, misalkan kita ingin menentukan konsentrasi molar larutan HCl yang belum diketahui. Mula-mula, kita masukkan larutan HCl tersebut dengan volume yang telah diketahui (misalkan digunakan 25 mililiter yang diukur dengan tepat menggunakan pipet) ke dalam labu erlenmeyer dan kemudian tambahkan beberapa tetes indikator fenolftalein (disingkat pp). Oleh karena kita menambahkan indikator pp ke dalam larutan asam, larutan tersebut tetap jernih dan tidak berwarna. Selanjutnya, kita menambahkan sedikit demi sedikit larutan standar natrium hidroksida (NaOH) yang telah diketahui konsentrasinya (misalkan kita gunakan larutan NaOH 0,10 M) dengan buret. Larutan basa terus ditambahkan sehingga larutan yang dititrasi berubah menjadi merah muda. Kita menyebut kondisi ini sebagai titik akhir titrasi, titik saat asam secara tepat ternetralisasi oleh basa.
Dalam percobaan di atas, dimisalkan, diperlukan sebanyak 35,50 mililiter larutan NaOH 0,10 M untuk bereaksi hingga titik akhir titrasi dengan 25 mililiter larutan HCl tercapai. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :
HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H2O(l)
Dari persamaan reaksi setara di atas, kita dapat melihat bahwa perbandingan mol antara asam dan basa adalah 1 : 1. Hal ini berarti, jika mol basa yang dibutuhkan dapat dihitung, kita juga dapat mengetahui berapa mol HCl yang ada. Mengetahui volume larutan asam dapat membantu kita menghitung molaritas asam tersebut .
Mol NaOH = V x M = 0,0355 L x 0,10 M = 0,00335 mol
Mol HCl = mol NaOH = 0,00335 mol
Volume HCl = 0,025 L
Konsentrasi HCl = mol / volume = 0,00335 mol / 0,025 L = 0,142 M
Titrasi suatu basa dengan suatu larutan standar asam (larutan yang telah diketahui konsentrasinya) dapat dihitung dengan cara yang persis sama dengan cara di atas, kecuali pada titik akhir titrasi, warna merah muda menjadi hilang.
Saat kita pergi ke toko obat atau apotik, kita menemukan berbagai jenis obat antasida dari rak ke rak. Antasida adalah salah satu terapan dari ilmu kimia asam-basa.
Lambung memproduksi asam hidroklorat (HCl) untuk mengaktifkan enzim-enzim tertentu (biokatalisator) dalam proses pencernaan. Akan tetapi, kadang-kadang, lambung juga memproduksi terlalu banyak asam, atau asamnya naik sampai kerongkongan (menuju ke pembakaran jantung). Dengan demikian, kelebihan asam lambung tersebut perlu dinetralkan dengan suatu basa. Formulasi basa yang biasa dijual untuk menetralkan asam ini disebut antasida. Antasida mengandung senyawa-senyawa berikut sebagai bahan aktif :
- Bikarbonat (NaHCO3 dan KHCO3)
- Karbonat (CaCO3 dan MgCO3)
- Hidroksida (Al(OH)3 dan Mg(OH)2)
Asam Diprotik dan Poliprotik
Pada reaksi ionisasi asam diprotik (melepaskan 2 ion hidronium) maupun asam poliprotik (melepaskan lebih dari 2 ion hidronium), terjadi pelepasan ion hidronium secara bertahap. Dengan demikian, asam tersebut memiliki beberapa nilai Ka yang berbeda. Sebagai contoh :
H2CO3(aq) <—> HCO3-(aq) + H+(aq)
Ka1 = {[H+][HCO3-]} / [H2CO3]
HCO3-(aq) <—> CO32-(aq) + H+(aq)
Ka2 = {[H+][CO32-]} / [HCO3-]
Secara umum, nilai Ka1 suatu asam poliprotik selalu lebih besar dibandingkan nilai Ka tahap-tahap berikutnya. Berikut ini adalah tabel beberapa contoh asam poliprotik yang sering dijumpai dalam kehidupan sehari-hari beserta nilai Ka masing-masing asam poliprotik :
| Nama Asam | Rumus Kimia | Ka | Basa Konyugasi | Kb |
| Asam Sulfat | H2SO4 | sangat besar | HSO4- | sangat kecil |
| Ion Hidrogen Sulfat | HSO4- | 1,3 x 10-2 | SO42- | 7,7 x 10-13 |
| Asam Oksalat | H2C2O4 | 6,5 x 10-2 | HC2O4- | 1,5 x 10-13 |
| Ion Hidrogen Oksalat | HC2O4- | 6,1 x 10-5 | C2O42- | 1,6 x 10-10 |
| Asam Sulfit | H2SO3 | 1,3 x 10-2 | HSO3- | 7,7 x 10-13 |
| Ion Hidrogen Sulfit | HSO3- | 6,3 x 10-8 | SO32- | 1,6 x 10-7 |
| Asam Karbonat | H2CO3 | 4,2 x 10-7 | HCO3- | 2,4 x 10-8 |
| Ion Hidrogen Karbonat | HCO3- | 4,8 x 10-11 | CO32- | 2,1 x 10-4 |
| Asam Sulfida | H2S | 9,5 x 10-8 | HS‑ | 1,1 x 10-7 |
| Ion Hidrogen Sulfida | HS‑ | 1,0 x 10-19 | S2- | 1,0 x 105 |
| Asam Fosfat | H3PO4 | 7,5 x 10-3 | H2PO4- | 1,3 x 10-12 |
| Ion Dihidrogen Fosfat | H2PO4- | 6,2 x 10-8 | HPO42- | 1,6 x 10-7 |
| Ion Hidrogen Fosfat | HPO42- | 4,8 x 10-13 | PO43- | 2,1 x 10-2 |
Sebagai contoh, pada proses protonasi amonia, NH3 berperan sebagai basa Lewis (mendonorkan pasangan elektron). Sebaliknya ion H+ berperan sebagai asam Lewis (menerima pasangan elektron). Ikatan kimia yang terjadi adalah ikatan kovalen koordinasi (lihat : Ikatan Kimia dan Tata Nama Senyawa Kimia). Contoh lain adalah reaksi antara BF3 dengan NH3 membentuk senyawa NH3BF3. Dalam reaksi ini, NH3 bertindak sebagai basa Lewis, sedangkan BF3 sebagai asam Lewis. Teori asam-basa Lewis berlaku baik di sistem pelarut berair, pelarut bukan air, bahkan tanpa pelarut sekalipun (sistem gas).
Beberapa contoh reaksi asam-basa Lewis :
Ag+(aq) + 2 NH3(aq) <—> Ag(NH3)2+(aq)
Cd4+(aq) + 4 I-(aq) <—> CdI42-(aq)
Ni(s) + 4 CO(g) <—> Ni(CO)4(g)
Referensi:
Andy. 2009. Pre-College Chemistry.
Chang, Raymond. 2007. Chemistry Ninth Edition. New York: Mc Graw Hill.
Moore, John T. 2003. Kimia For Dummies. Indonesia: Pakar Raya.
Post a Comment