Pengertian Asam dan Basa Menurut Arrhenius, Bronsted-Lowry, Lewis, Contoh, Teori, Derajat Keasaman, Cara Menentukan pH, Contoh Soal, Pembahasan, Praktikum Kimia

Anda tentu sering mendengar larutan asam sulfat dan asam nitrat bukan? Kedua larutan tersebut dapat digunakan untuk menghilangkan lapisan oksida pada permukaan logam sebelum dilakukan pengecatan. Demikian pula, dengan susu magnesia (natrium bikarbonat) dan larutan amonia yang dapat dimanfaatkan dalam pembuatan fiber kertas. Menurut Anda, sifat apakah yang terkandung dalam senyawa tersebut? Selama Anda mempelajari kimia Anda tentu juga telah mengetahui tentang larutan yang bersifat asam dan larutan yang bersifat basa. Asam dan basa merupakan salah satu sifat zat (larutan maupun nonpelarut). Sifat asam dan basa memiliki peran penting dalam proses kimia di alam, makhluk hidup, maupun industri. Apakah sebenarnya sifat asam basa itu? Bagaimanakah menentukan sifat suatu zat berdasarkan asam basa? Bagaimanakah cara menghitung derajat keasaman (pH) suatu larutan? Semua pertanyaan di atas akan Anda temukan jawabannya setelah Anda mempelajari bab ini.

A. Asam Basa Menurut Arrhenius

Di Kelas X, Anda telah mempelajari larutan dan sifat-sifat listrik larutan, seperti larutan elektrolit dan larutan non elektrolit. Pada pelajaran kali ini, Anda akan dihantarkan untuk memahami lebih jauh tentang larutan dan sifat-sifat asam atau basa suatu larutan serta teori yang melandasinya.

1.1. Teori Asam Basa Menurut Arrhenius

Istilah asam dan basa sudah dikenal oleh masyarakat ilmiah sejak dulu. Istilah asam diberikan kepada zat yang rasanya asam, sedangkan basa untuk zat yang rasanya pahit.

Pada 1777, Lavoisier menyatakan bahwa oksigen adalah unsur utama 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. Basa adalah zat yang dapat melepaskan ion OH^– di dalam air sehingga konsentrasi ion OH^– dalam air meningkat.

Contoh senyawa yang tergolong asam dan basa menurut teori Arrhenius adalah sebagai berikut:

a. Asam : HCl, HNO₃, dan H₂SO₄. Senyawa ini jika dilarutkan dalam air akan terurai membentuk ion H⁺ dan ion negatif sisa asam.

HCI(g) → H⁺(aq) + CI^–(aq)

H₂SO₄(aq) → 2H⁺(aq) + SO₄ ^2–(aq)

b. Basa : NaOH, KOH, Ca(OH)₂, dan dan Al(OH)₃. Senyawa ini jika dilarutkan dalam air akan terurai membentuk ion OH^– dan ion positif sisa basa.

NaOH(aq) → Na⁺(aq) + OH^–(aq)

Ca(OH)₂(aq) → Ca²⁺(aq) + 2OH^–(aq)

Menurut teori Arrhenius, rumus kimia asam harus mengandung atom hidrogen (–H) dan rumus kimia basa harus mengandung gugus hidroksil (–OH).

1.2. Larutan Asam, Basa, dan Netral

Di Kelas X, Anda sudah mengetahui bahwa air murni tidak dapat menghantarkan listrik karena air tidak terurai menjadi ion-ionnya (senyawa kovalen). Sesungguhnya air murni itu dapat terionisasi, tetapi konsentrasinya sangat kecil, yaitu sekitar 1 × 10^–7 M. Berdasarkan penyelidikan, dapat diketahui bahwa ionisasi air bersifat endoterm dan berkesetimbangan. Persamaan reaksinya sebagai berikut.

H₂O(l) ↔ H⁺(aq) + OH^–(aq)

Tetapan kesetimbangan ionisasi air dapat ditulis sebagai berikut.

Karena air adalah zat murni, konsentrasi air tidak berubah dan dapat dipersatukan dengan tetapan kesetimbangan sehingga persamaan tetapannya menjadi:

K_w = [H⁺] [OH^–]

Tetapan kesetimbangan ini disebut tetapan ionisasi air, dilambangkan dengan Kw.

Pada 25 °C, nilai K_w = 1,0 × 10^–14 dan pada 37 °C nilai K_w = 2,5 × 10^–14.

Dengan kata lain, ionisasi air bersifat endoterm. Berdasarkan nilai Kw, konsentrasi ion H⁺ dan ion OH^– dalam air dapat dihitung. Misalnya:

[H⁺] = [OH^–] = x 

maka,

K_w = [x] [x] = 1,0 × 10^–14, atau x = 1,0 ×10^–7

Jadi, konsentrasi ion H⁺ dan OH^– hasil ionisasi air pada 25 °C masing-masing sebesar 1,0 × 10–7.

Jika dalam larutan terdapat konsentrasi molar ion H⁺ sama dengan konsentrasi molar ion OH^– , yakni [H+] = [OH^–], larutan tersebut dinyatakan bersifat netral (serupa dengan air murni).

Menurut Arrhenius, suatu larutan bersifat asam jika konsentrasi H⁺ dalam larutan meningkat. Artinya, jika dalam larutan terdapat [H⁺] > [OH^–], larutan bersifat asam. Sebaliknya, jika dalam larutan [H⁺] < [OH^–], larutan bersifat basa.

Untuk menentukan sifat asam atau basa suatu larutan secara kualitatif, Anda dapat melakukan kegiatan berikut.

Praktikum Kimia Sifat Asam dan Basa Larutan (1) :

Tujuan :

Menentukan sifat asam atau basa suatu larutan.

Alat :

1. Tabung reaksi atau pelat tetes
2. Kertas lakmus

Bahan :

1. Larutan NaCl 0,5 M 
2. Larutan CaCl₂ 0,5 M 
3. Larutan HCl 0,5 M 
4. Larutan CH₃COOH 0,5 M
5. Larutan NaOH 0,5 M
6. Larutan Mg(OH)₂ 0,5 M

Langkah Kerja :

1. Tuangkanlah 3 mL larutan yang akan diselidiki ke dalam tabung reaksi.
2. Celupkan kertas lakmus merah dan lakmus biru ke dalam tabung reaksi yang berisi 3 mL larutan yang akan diselidiki.
3. Amatilah perubahan warna pada kertas lakmus biru dan merah.

Pertanyaan :

1. Apakah terjadi perubahan warna pada larutan NaCl dan CaCl₂?
2. Apakah terjadi perubahan warna pada larutan HCl, CH₃COOH, NaOH, dan Mg(OH)₂?
3. Diskusikan hasil yang Anda peroleh dengan teman-teman Anda, dan tuliskan sifat-sifat larutannya asam, basa, atau netralkah?

Apakah kertas lakmus itu? Bagaimanakah kertas lakmus bekerja?

Kertas lakmus adalah suatu indikator (petunjuk) yang dapat membedakan sifat asam dan basa suatu larutan. Pada kertas lakmus terdapat senyawa organik yang dapat berubah warna pada kondisi asam atau basa. Kertas lakmus merah akan berubah menjadi warna biru jika dicelupkan ke dalam larutan basa. Kertas lakmus biru akan berubah menjadi merah jika dicelupkan ke dalam larutan asam, seperti ditunjukkan pada tabel berikut.

Tabel 1. Perubahan Warna Larutan dengan Menggunakan Lakmus Merah dan Lakmus Biru.

Larutan	Lakmus Merah	Lakmus Biru
Asam	Merah	Merah
Basa	Biru	Biru
Netral	Merah	Biru

B. Derajat Keasaman atau Kekuatan Asam Basa

Berdasarkan percobaan Kimia 1, Anda mengetahui bahwa larutan dapat digolongkan sebagai larutan asam, larutan basa, dan larutan netral. Derajat kekuatan asam atau basa dari suatu larutan dapat dihitung dari nilai pH atau pOH.

Di Kelas X, Anda telah mengetahui bahwa larutan ada yang bersifat elektrolit kuat, elektrolit lemah, dan non elektrolit. Demikian juga zat-zat yang bersifat asam atau basa memiliki derajat kekuatan asam basa yang berbeda. Untuk mengetahui derajat kekuatan asam atau basa suatu larutan, lakukanlah kegiatan berikut.

Praktikum Kimia Kekuatan Asam Basa (2) :

Tujuan :

Menentukan kekuatan asam atau basa suatu larutan.

Alat :

1. Indikator universal
2. Konduktometer atau amperemeter
3. Tabung reaksi

Bahan :

1. 50 mL Larutan HCl 0,5 M
2. 50 mL Larutan CH₃COOH 0,5 M
3. 50 mL Larutan NaOH 0,5 M
4. 50 mL Larutan NH₃ 0,5 M.

Langkah Kerja :

1. Masukkan masing-masing larutan HCl, CH₃COOH, NaOH, dan NH₃ ke dalam tabung reaksi. Celupkan indikator universal, lalu amati perubahan warna pada indikator universal dan bandingkan warnanya dengan data warna yang menunjukkan nilai pH.
2. Ukur masing-masing larutan dengan konduktometer hantaran listrik.

Pertanyaan :

1. Manakah larutan yang bersifat asam kuat, asam lemah, basa kuat, dan basa lemah?
2. Apakah yang menyebabkan suatu larutan bersifat asam kuat atau basa kuat?
3. Apakah yang dapat Anda simpulkan dari percobaan ini? Diskusikan dengan teman-teman Anda.

Suatu larutan digolongkan asam kuat jika memiliki daya hantar listrik kuat (larutan elektrolit kuat) dan nilai pH rendah (konsentrasi molar ion H⁺ tinggi). Sebaliknya, jika daya hantar listrik lemah dan nilai pH sedang (sekitar 3–6), larutan tersebut tergolong asam lemah.

Demikian juga larutan basa dapat digolongkan sebagai basa kuat jika memiliki daya hantar listrik kuat dan pH sangat tinggi. Jika daya hantar listrik lemah dan nilai pH sedang (sekitar 8–11), larutan tersebut tergolong sebagai basa lemah.

Mengapa larutan asam atau basa memiliki kekuatan berbeda untuk konsentrasi molar yang sama? Semua ini dapat dijelaskan berdasarkan pada konsentrasi molar asam atau basa yang dapat terionisasi di dalam pelarut air.

Banyaknya zat yang terionisasi di dalam larutan disebut derajat ionisasi (a). Nilai a dapat ditentukan dari persamaan berikut.

Derajat ionisasi menyatakan kekuatan relatif asam atau basa dalam satuan persen. Jika nilai α ≈ 100%, digolongkan asam atau basa kuat, sedangkan jika nilai a < 20%, digolongkan asam atau basa lemah.

2.1. Asam Kuat dan Basa Kuat

Asam kuat adalah zat yang di dalam pelarut air mengalami ionisasi sempurna (α ≈ 100%). Di dalam larutan, molekul asam kuat hampir semuanya terurai membentuk ion H⁺ dan ion negatif sisa asam. Contoh asam kuat adalah HCl, HNO₃, dan H₂SO₄.

Contoh Soal Menentukan Konsentrasi Ion dalam Larutan Asam Kuat (1) :

Berapakah konsentrasi H⁺, Cl^–, dan HCl dalam larutan HCl 0,1 M?

Pembahasan :

HCl tergolong asam kuat. Dalam air dianggap terionisasi sempurna (100%). Reaksi ionnya:

HCl(aq) → H⁺(aq) + Cl^–(aq)

Perhatikan konsentrasi molar masing-masing spesi dalam larutan HCl 0,1 M berikut.

Spesi	[HCl](M)	[H+](M)	[Cl–](M)
Konsentrasi awal	0,1	0	0
Teroinisasi	≈ 100%	–	–
Konsentrasi akhir	≈ 0	≈ 0,1 M	≈ 0,1 M

Jadi, setelah terionisasi, dalam larutan HCl 0,1 M terdapat [H⁺] = 0,1 M; [Cl^–] = 0,1 M; dan [HCl] dianggap tidak ada.

Sama halnya dengan asam, zat yang di dalam larutan bersifat basa dapat digolongkan sebagai basa kuat dan basa lemah berdasarkan kesempurnaan ionisasinya. Basa kuat adalah zat yang di dalam air terionisasi sempurna (α ≈ 100%), sedangkan basa lemah terionisasi sebagian.

Perhatikan Contoh soal 2 berikut.

Contoh Soal Menentukan Konsentrasi Ion dalam Larutan Basa Kuat (2) :

Hitunglah konsentrasi ion-ion dalam larutan Mg(OH)₂ 0,1 M?

Jawaban :

Mg(OH)₂ adalah basa kuat divalen, persamaan ionisasinya adalah :

Mg(OH)₂(aq) → Mg²⁺(aq) + 2OH^–(aq)

Karena Mg(OH)₂ basa kuat, seluruh Mg(OH)₂ akan terurai sempurna menjadi ionionnya.

Berdasarkan koefisien reaksi, konsentrasi masing-masing spesi di dalam larutan dapat dihitung sebagai berikut.

[Mg²⁺] = 0,1 M; [OH^–] = 0,2 M; [Mg(OH)₂] = 0

2.2. Asam dan Basa Lemah

Asam lemah adalah senyawa yang kelarutannya di dalam air terionisasi sebagian, sesuai derajat ionisasinya. Mengapa asam lemah terionisasi sebagian? Berdasarkan hasil penyelidikan diketahui bahwa zat-zat yang bersifat asam lemah, di dalam larutan membentuk kesetimbangan antara molekul-molekul asam lemah dengan ion-ionnya.

Contohnya, jika asam lemah HA dilarutkan dalam air, larutan tersebut akan terionisasi membentuk ion-ion H⁺ dan A^– . Akan tetapi pada waktu bersamaan ion-ion tersebut bereaksi kembali membentuk molekul HA sehingga tercapai keadaan kesetimbangan. Persamaan reaksinya:

HA(aq) ↔ H⁺(aq) + A^–(aq)

Karena HA membentuk keadaan kesetimbangan, pelarutan asam lemah dalam air memiliki nilai tetapan kesetimbangan. Tetapan kesetimbangan untuk asam lemah dinamakan tetapan ionisasi asam, dilambangkan dengan Ka. Rumusnya sebagai berikut.

Dalam larutan asam lemah, semua Hukum-Hukum Kesetimbangan yang sudah Anda pelajari, berlaku di sini. Nilai tetapan ionisasi asam tidak bergantung pada konsentrasi awal asam lemah yang dilarutkan, tetapi bergantung pada suhu sistem.

Jika nilai tetapan ionisasi asam diketahui, konsentrasi ion H⁺ dan ion sisa asam lemah dapat ditentukan. Perhatikan reaksi kesetimbangan asam lemah HA dengan konsentrasi awal misalnya, [C] M. Oleh karena HA adalah asam monoprotik, [H⁺] = [A^–] sehingga :

Pada rumus tersebut, konsentrasi awal HA dianggap tidak berubah atau konsentrasi HA yang terionisasi dapat diabaikan karena relatif sangat kecil dibandingkan dengan konsentrasi awal HA.

Contoh Soal Menghitung [H⁺]Asam Lemah (3) :

Tentukan [H⁺] yang terdapat dalam asam asetat 0,1 M. Diketahui K_a CH₃COOH = 1,8 × 10^–5.

Penyelesaian :

Asam asetat adalah asam lemah monoprotik. Persamaan ionisasinya :

CH₃COOH(aq) ↔ CH₃COO^– (aq) + H⁺(aq)

[H⁺] =  =  = 1,34 × 10^–3 M

Jadi, konsentrasi ion H⁺ dalam larutan CH₃COOH 0,1 M adalah 1,34 × 10^–3 M

Basa lemah adalah basa yang terionisasi sebagian. Sama seperti pada asam lemah, dalam larutan basa lemah terjadi kesetimbangan di antara molekul basa lemah dan ion-ionnya.

Keadaan kesetimbangan suatu basa lemah, misalnya BOH dapat dinyatakan sebagai berikut.

BOH ↔ B⁺ + OH^–

Tetapan kesetimbangan basa lemah atau tetapan ionisasi basa dilambangkan dengan K_b. Besarnya tetapan ionisasinya sebagai berikut.

Untuk basa monovalen berlaku hubungan seperti pada asam lemah. Rumusnya sebagai berikut.

Bunga Kembang Sepatu untuk Identifikasi Asam Basa

Larutan kembang sepatu dapat digunakan untuk menentukan sifat asam atau basa pada suatu larutan kimia. Larutan kembang sepatu memiliki warna merah keungu-unguan. Jika larutan kembang sepatu ditambahkan ke dalam larutan asam sitrat (asam), warna campuran berubah menjadi warna merah cerah. Adapun pada larutan soda kue (basa), warna campuran mula-mulanya hijau kemudian berubah menjadi ungu.

Contoh Soal Menghitung [OH^–] dari Basa Lemah (4) :

Hitunglah [OH^–] yang terdapat dalam NH₃ 0,1 M. Diketahui K_b NH₃ = 1,8 × 10^–5.

Pembahasan :

Amonia adalah basa lemah monovalen. Persamaan ionisasinya:

NH₃(aq) + H₂O(l) ↔ NH₄⁺(aq) + OH^–(aq)

[OH^–] =  =  = 1,34 × 10^–3 M

Jadi, konsentrasi OH^– dalam larutan NH₃ 0,1 M adalah 1,34 × 10^–3 M.

2.3. Hubungan Derajat Ionisasi dan Tetapan Ionisasi

Bagaimana hubungan antara tetapan ionisasi asam lemah (K_a) dan derajat ionisasi (a)? Hubungan ini dapat dinyatakan dengan diagram kesetimbangan berikut.

Jika konsentrasi HA mula-mula C dan terionisasi sebanyak a, konsentrasi HA yang terionisasi sebanyak aC. Adapun konsentrasi HA sisa sebanyak C(1–a).

Oleh karena HA merupakan asam monoprotik maka konsentrasi H⁺ dan A^– sama dengan HA terionisasi, yakni aC. Dengan demikian, tetapan ionisasi asamnya sebagai berikut.

Hubungan antara tetapan ionisasi basa lemah monovalen (K_b) dan derajat ionisasinya (a) sama seperti pada penjelasan asam lemah. Tetapan ionisasi basanya sebagai berikut.

Contoh Menghitung K_a dan a dari Asam Lemah (5) :

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

Jawaban :

Untuk menentukan K_a HF, berlaku hukum-hukum kesetimbangan kimia.

Tetapan ionisasi HF adalah :

Derajat ionisasi HF dapat dihitung dengan rumus :

7,7 × 10–4 = 0,1 

a² + 0,0077 a – 0,0077 = 0

a = 8,4%

C. Penentuan pH Asam Basa

Konsentrasi ion H⁺ dan ion OH^– hasil ionisasi air sangat kecil maka untuk memudahkan perhitungan digunakan notasi pH dan pOH. Notasi pH menyatakan derajat keasaman suatu larutan. pH didefinisikan sebagai negatif logaritma konsentrasi molar ion H⁺ dan pOH sebagai negatif logaritma konsentrasi molar ion OH^– . Dalam bentuk matematis ditulis sebagai :

pH = –log [H⁺] = log pH = 

pOH = –log [OH^–] = log pOH = 

3.1. Perhitungan pH Asam dan Basa Kuat Monoprotik

Jika Anda melarutkan HCl 0,1 mol ke dalam air sampai volume larutan 1 liter, dihasilkan larutan HCl 0,1M. Berapakah pH larutan tersebut? Derajat keasaman atau pH larutan ditentukan oleh konsentrasi ion H⁺ sesuai rumus pH = –log [H⁺]. Untuk mengetahui konsentrasi H⁺ dalam larutan perlu diketahui seberapa besar derajat ionisasi asam tersebut.

HCl tergolong asam kuat dan terionisasi sempurna membentuk ionionnya :

HCl(aq) → H⁺(aq) + Cl^–(aq)

sehingga dalam larutan HCl 0,1 M terdapat [H⁺] = [Cl^–] = 0,1 M.

Di samping itu, air juga memberikan sumbangan ion H⁺ dan OH– sebagai hasil ionisasi air, masing-masing sebesar 1,0 × 10^–7 M.

H₂O(l) ↔ H⁺(aq) + OH^–(aq)

Jika konsentrasi H⁺ hasil ionisasi air dibandingkan dengan konsentrasi H⁺ hasil ionisasi HCl, sumbangan H⁺ dari air sangat kecil sehingga dapat diabaikan. Apalagi jika ditinjau dari prinsip Le Chatelier, penambahan ion H⁺ (HCl) ke dalam air akan menggeser posisi kesetimbangan air ke arah pembentukan molekul air.

H₂O(l) ← H⁺(aq) + OH^–(aq)

Dengan demikian, pH larutan HCl 0,1M hanya ditentukan oleh konsentrasi ion H⁺ dari HCl.

pH (HCl 0,1M) = –log [H⁺] = – log (1 × 10^–1) = 1.

Contoh Soal Menghitung pH Larutan Asam Kuat (6) :

Hitunglah pH dari : 

(a) HNO₃ 0,5 M; 

(b) HCl 1,0 × 10^–10 M.

Pembahasan :

a. Oleh karena HNO₃ asam kuat maka HNO₃ terionisasi sempurna. Spesi yang ada dalam larutan adalah: H⁺, NO₃^– , OH^– dan H₂O. Ion H⁺ dan OH^– dari ionisasi air dapat diabaikan, sebab ion H⁺ dari HNO₃ akan menggeser posisi kesetimbangan ionisasi air. Jadi, dalam larutan HNO₃, konsentrasi H⁺ hanya ditentukan oleh hasil ionisasi HNO₃. pH (HNO₃ 0,5 M) = –log (0,5) = 0,3.

b. Dalam larutan HCl 1,0 × 10^–10 M, spesi yang ada dalam larutan adalah H⁺, Cl^–, OH^–, dan H₂O. Pada kasus ini, konsentrasi H⁺ dari HCl sangat kecil dibandingkan konsentrasi H⁺ dari hasil ionisasi air, yaitu 1,0 × 10^–7 sehingga H⁺ dari HCl dapat diabaikan. Dengan demikian, pH larutan hanya ditentukan oleh konsentrasi H⁺ dari hasil ionisasi air: pH (HCl 1,0 × 10^–10 M) = – log (1,0 × 10^–7) = 7. Sebenarnya, pH larutan lebih kecil dari 7 karena ada pergeseran kesetimbangan ionisasi air, akibat penambahan ion H⁺ dari HCl.

Basa kuat seperti NaOH dan KOH, jika dilarutkan dalam air akan terionisasi sempurna dan bersifat elektrolit kuat. Persamaan ionnya :

NaOH(aq) → Na⁺(aq) + OH^–(aq)

Berapakah pH larutan basa kuat NaOH 0,01 M? Untuk mengetahui hal ini, perlu ditinjau spesi apa saja yang terdapat dalam larutan NaOH 0,01M.

Oleh karena NaOH adalah basa kuat maka dalam larutan NaOH 0,01 M akan terdapat [Na⁺] = [OH^–] = 0,01 M. Disamping itu, ionisasi air juga memberikan sumbangan [H⁺] = [OH ] = 1,0 × 10^–7 M.

Penambahan ion OH^– (NaOH) ke dalam air akan menggeser posisi kesetimbangan ionisasi air sehingga sumbangan OH^– dan H⁺ dari air menjadi lebih kecil dan dapat diabaikan. Dengan demikian, perhitungan pH larutan hanya ditentukan oleh konsentrasi ion OH^– dari NaOH melalui hubungan pK_w = pH + pOH.

pH = pK_w – pOH = 14 + log (1 × 10^–2) = 12

Air Hujan Bersifat Asam

Penyebab utama hujan asam adalah pembuangan limbah dari industri dan asap knalpot kendaraan bermotor yang mengandung sulfur dioksida (SO₂). Gas ini teroksidasi di udara menjadi sulfur trioksida (SO₃), kemudian bereaksi dengan uap air menghasilkan H₂SO₄. Polutan lainnya adalah nitrogen dioksida (NO₂) yang dihasilkan dari reaksi antara N₂ dan O₂ pada pembakaran batubara. Senyawa NO₂ ini larut dalam air membentuk HNO₃. Selain itu, adanya CO₂ terlarut dalam air hujan menyebabkan air hujan pada saat normal bersifat asam dengan pH sekitar 5,6.

Hujan asam memberikan dampak negatif bagi tanaman, di antaranya dapat menghalangi perkecambahan dan reproduksi yang secara langsung akan meracuni tunas yang halus berikut akarnya. Adapun efek hujan asam pada hewan, contohnya pada sistem akuatik, hujan asam dapat menghambat pertumbuhan ikan karena mengganggu metabolismenya. (Sumber: Chemistry (Chang), 2004)

Contoh Menghitung pH Larutan Basa Kuat (7) :

Hitunglah pH larutan Mg(OH)₂ 0,01 M?

Penyelesaian :

Oleh karena Mg(OH)₂ basa kuat divalen maka dalam air akan terionisasi sempurna.

Mg(OH)₂(aq) → Mg²⁺(aq) + 2OH^– (aq)

Setiap mol Mg(OH)2 menghasilkan 2 mol ion OH^– maka OH^– hasil ionisasi air dari 0,01 Mg(OH)₂ terbentuk [OH^–] = 0,02 M. Karena sumbangan OH^– dari ionisasi air sangat kecil maka dapat diabaikan. Dengan demikian, pH larutan dapat ditentukan dari konsentrasi OH^– melalui persamaan pK_w.

pK_w = pH + pOH

14 = pH + log (2 × 10^–2)

pH = 14 – 1,7 = 12,3

3.2. Perhitungan pH Asam dan Basa Lemah Monoprotik

Seperti telah diuraikan sebelumnya, konsentrasi ion-ion dalam larutan asam lemah ditentukan oleh nilai tetapan ionisasi asam (K_a).

Untuk asam monoprotik, pH larutan asam lemah dapat ditentukan dari persamaan berikut.

pH = –log ()

Demikian juga untuk basa lemah, konsentrasi ion OH^– dalam larutan basa lemah ditentukan oleh tetapan ionisasi basa (K_b).

Untuk basa monovalen, pH larutan basa lemah dapat dihitung dari persamaan berikut.

pH = pK_w + log ()

Contoh Soal Menghitung pH Larutan Asam Lemah (8) :

Asam hipoklorit (HClO) adalah asam lemah yang dipakai untuk desinfektan dengan Ka = 3,5 × 10-–8. Berapakah pH larutan asam hipoklorit 0,1 M?

Penyelesaian :

Dalam air, HClO terionisasi sebagian membentuk kesetimbangan dengan ion-ionnya.

HClO(aq) ↔ H⁺(aq) + OCl^–(aq)             K_a = 3,5 × 10^–8

Demikian juga air akan terionisasi membentuk keadaan kesetimbangan.

H₂O(l) ↔ H⁺(aq) + OH^–(aq)                     K_w = 1,0 × 10^–14

Karena konsentrasi ion H⁺ dari HClO lebih tinggi maka ion H⁺ dari air dapat diabaikan.

Jadi, pH larutan ditentukan oleh konsentrasi ion H⁺ dari hasil ionisasi HClO. Karena HClO merupakan asam monoprotik maka dapat menerapkan persamaan untuk menentukan pH larutan.

pH = –log () = 4,23

Contoh Soal Menghitung pH Larutan Basa Lemah (9) :

Hitunglah pH larutan NH₃ 15 M (K_b = 1,8 × 10^–5).

Pembahasan :

NH₃ adalah basa lemah. NH₃ dalam larutan air akan membentuk kesetimbangan dengan ion-ionnya.

NH₃(aq) + H₂O(l) ↔ NH₄⁺(aq) + OH^–(aq)             K_b = 1,8 × 10^–5

H₂O(l) ↔ H⁺(aq) + OH^–(aq)                       K_w =  1,0 × 10^–14

Sumbangan OH^– dari air dapat diabaikan karena K_b >>K_w.

Perhatikan konsentrasi awal dan konsentrasi setelah tercapai kesetimbangan berikut.

Konsentrasi Awal (mol L–1)		Konsentrasi Kesetimbangan(mol L–1)
[NH3]0 = 15,0		[NH3] = 15,0 – x
[NH4+]0 = 0	X mol L-1 NH3 bereaksi	[NH4+] = x
	→
[OH–]0 = 0		[OH–] = x

Konsentrasi ion-ion dalam kesetimbangan dapat dihitung dari persamaan K_b.

Catatan: nilai x pada penyebut dapat diabaikan.

Dengan demikian, x = [OH^–] = 1,6 × 10^–2 M

Nilai pH dihitung berdasarkan hubungannya dengan Kw melalui pK_w = pH + pOH.

pH = 14 + log (1,6 × 10^–2) = 12,2

Karena NH₃ adalah basa monovalen maka nilai pH dapat juga dihitung dari persamaan berikut.

pH = pK_w + log (K_b × C) = 14 + log () = 12,2

Contoh Soal UNAS 2003 :

Suatu asam lemah LOH mempunyai pH = 10 + log 5, K_b LOH) = 2,5 × 10^–5, maka konsentrasi basa tersebut adalah ....

A. 0,01 M

B. 0,02 M

C. 0,03 M

D. 0,04 M

E. 0,05 M

Pembahasan :

Untuk basa berlaku :

pH = 14 – pOH

pOH = 14 – pH = 14 – (10 + log 5) = 4 – log 5 = – (log 5 – 4) = – (log 5 + log 10^–4)

pOH = – log 5 > 10^–14

karena pOH = – log [OH^–] maka :

– log[OH^–] = – log (5 × 10^–4)

[OH^–] = 5 × 10^–4

[OH^–] =  → K_b

[OH^–] = 2,5 × 10^–5

5 × 10^–4 = (2,5 × 10^–5) M_b

M_b =  = 10 × 10^–3 = 10^–2 = 0,01 M

Jadi, jawabannya (D).

3.3. Perhitungan pH Asam dan Basa Poliprotik

Apakah yang dimaksud dengan asam poliprotik? Asam-asam seperti H₂SO₄, H₂CO₃, H₂C₂O₄, dan H₃PO₄ tergolong asam poliprotik. Berdasarkan contoh tersebut, Anda dapat menyimpulkan bahwa asam poliprotik adalah asam yang dapat melepaskan lebih dari satu proton (ion H⁺).

Di dalam air, asam-asam tersebut melepaskan proton secara bertahap dan pada setiap tahap hanya satu proton yang dilepaskan. Jumlah proton yang dilepaskan bergantung pada kekuatan asamnya.

Untuk asam-asam kuat seperti H₂SO₄, pelepasan proton yang pertama sangat besar, sedangkan pelepasan proton kedua relatif kecil dan berkesetimbangan. Asam-asam lemah seperti H₂CO₃, pelepasan proton pertama dan kedua relatif kecil dan berkesetimbagan.

Tinjaulah asam lemah diprotik, misalnya H₂CO₃, Di dalam air, H₂CO₃ terionisasi membentuk kesetimbangan. Persamaannya :

Oleh karena ada dua tahap ionisasi maka ada dua harga tetapan kesetimbangan, ditandai dengan K_a1 dan K_a2, dimana K_a1 >> K_a2. Beberapa asam poliprotik dan tetapan ionisasinya ditunjukkan pada tabel berikut.

Tabel 2. Tetapan Ionisasi pada Beberapa Asam Poliprotik

Zat	Rumus	K a1	K a2	K a3
Asam fosfat	H3PO4	7,5 × 10–3	6,2 × 10–8	4,8 × 10–13
Asam arsenat	H3AsO4	5,0 × 10–3	8,0 × 10–8	6,0 × 10–10
Asam sulfat

border-top: none; height: 15.1pt; mso-border-alt: solid windowtext .5pt; mso-border-left-alt: solid windowtext .5pt; mso-border-top-alt: solid windowtext .5pt; padding: 0cm 5.4pt 0cm 5.4pt; width: 68.95pt;" width="92">

H₂SO₄

Besar

1,2 × 10^–2

Asam sulfit

H₂SO₃

1,5 × 10^–2

1,0 × 10^-7

Asam oksalat

H₂C₂O₄

6,5 × 10^–2

6,1 × 10^–7

Asam karbonat

H₂CO₃

4,3 × 10^–7

4,8 × 10^–11

Sumber : General Chemistry, 1990

a. Asam Fosfat (H₃PO₄)

Asam fosfat tergolong asam triprotik yang terionisasi dalam tiga tahap. Persamaan reaksi ionisasinya adalah sebagai berikut.

Berdasarkan nilai tetapan ionisasinya, dapat diprediksi bahwa ionisasi tahap pertama sangat besar dan ionisasi berikutnya sangat kecil, seperti ditunjukkan oleh nilai Ka, dimana K_a1 >> K_a2 >> K_a3.

Asam poliprotik dapat melepaskan lebih dari satu atom H.

Contoh Soal Menentukan pH Asam Fosfat (10) :

Berapakah pH larutan H₃PO₄ 5 M? Berapakah konsentrasi masing-masing spesi dalam larutan?

Jawaban :

Karena K_a2 dan K_a3 relatif sangat kecil maka spesi utama yang terdapat dalam larutan adalah hasil ionisasi tahap pertama.

H₃PO₄(aq) ↔ H⁺(aq) + H₂PO₄ ^–(aq)

dengan

K_a1 = 7,5 × 10^–3 = 

Dengan menerapkan Hukum-Hukum Kesetimbangan Kimia maka konsentrasi masing-masing spesi :

Konsentrasi Awal (mol L–1)	Konsentrasi Setimbang (mol L–1)
[H3PO4]0 = 5	[H3PO4] = 5 – x
[H2PO4]0 = 0	[H2PO4] = x
[H+]0 ≈ 0	[H+] = x

K_a1 = 7,5 × 10^–3 = 

Nilai x ≈ 0,19.

Karena nilai x relatif kecil dibandingkan nilai 5 maka dapat diabaikan.

[H⁺] = x = 0,19 M, dan pH = 0,72.

Dari persamaan Ka1, diketahui bahwa [H₂PO₄^–] = [H⁺] = 0,19 M sehingga,

[H₃PO₄] = 5 – x = 4,81 M.

Konsentrasi H₂PO₄ ^2- dapat ditentukan dari persamaan K_a2.

K_a2 = 6,2 × 10^–8 = 

dengan [H⁺] = [H₂PO₄^–] = 0,19 M.

Jadi, [HPO₄^2–] = Ka2 = 6,2 × 10–8 M.

Konsentrasi [PO₄^3–] dapat ditentukan dari persamaan K_a3, dengan nilai [H⁺] dan [HPO₄^2–] diperoleh dari perhitungan sebelumnya.

K_a3 = 4,8 x 10^–13 = 

[PO₄^3–] = 19 1,6 × 10^–19 M

Dengan demikian, dapat disimpulkan bahwa :

[H₃PO₄] = 4,8 M

[H₂PO₄^–] = [H⁺] = 0,19 M

[HPO₄^2–] = 6,2 × 10^–8 M

[PO₄^3–] = 1,6 × 10^–19 M.

Konsentrasi spesi asam fosfat dalam larutan: H₃PO₄ >> H₂PO₄^– >> HPO₄^2– . Artinya, hanya ionisasi tahap pertama yang memberikan sumbangan utama pada pembentukan [H⁺]. Hal ini dapat menyederhanakan perhitungan pH untuk larutan asam fosfat. Contoh Soal 10. memberikan petunjuk bahwa ionisasi tahap kedua dan ketiga tidak memberikan sumbangan [H⁺] yang bermakna. Hal ini disebabkan [HPO₄^2–] adalah 6,2 × 10^–8 M, artinya hanya 6,2 × 10^–8 mol per liter H₂PO₄ yang terbentuk, bahkan dapat lebih kecil dari itu. Walaupun demikian, Anda harus menggunakan ionisasi tahap kedua dan ketiga untuk menghitung [HPO₄^2–] dan [PO₄^3–] karena kedua tahap ionisasi ini merupakan sumber utama ion-ion tersebut.

Instalasi Pengolahan Air Gambut

Penduduk yang tinggal di daerah pasang surut dan daerah rawa di Sumatra dan Kalimantan menghadapi kesulitan memperoleh air bersih terutama untuk minum. Hal ini disebabkan karena sumber air yang terdapat di daerah tersebut adalah air gambut yang berwarna cokelat yang bersifat asam. Warna cokelat air gambut berasal dari zat-zat humus yang terdapat pada tanah dan gambut. Sifat asam air gambut disebabkan oleh adanya tanah lempung mengandung sulfida (S^2–). Sulfida ini akan teroksidasi menjadi asam sulfat (H₂SO₄).

Oleh karena kebutuhan air minum sangat penting maka diperlukan penelitian dan pengembangan teknologi pengolahan air gambut yang dapat dimanfaatkan oleh masyarakat. Dari hasil penelitian yang telah dilakukan, air gambut dapat diolah menjadi air minum dengan alat dan proses konvensional, yaitu koagulasi, filtrasi, dan desinfektan. (Sumber: www.pu.go.id)

b. Asam Sulfat (H₂SO₄)

Asam sulfat berbeda dari asam-asam poliprotik yang lain karena asam sulfat merupakan asam kuat pada ionisasi tahap pertama, tetapi merupakan asam lemah pada ionisasi tahap kedua:

H₂SO₄(aq) → H⁺(aq) + HSO₄^–(aq)         K_a1 sangat besar 

HSO₄^–(aq) ↔ H⁺(aq) + SO₄^2–(aq)             K_a2 = 1,2 × 10^–2

Sebagai gambaran, pada Contoh Soal 11. ditunjukkan cara menghitung pH larutan asam sulfat.

Contoh Soal Menentukan pH H₂SO₄ Encer (11)

Berapakah pH larutan H₂SO₄ 0,01 M?

Pembahasan :

Ionisasi tahap pertama:

H₂SO₄(aq) → H⁺(aq) + HSO₄^–(aq)

Tahap ionisasi ini dapat dianggap sempurna sehingga konsentrasi [H⁺] = [HSO₄^–] =0,01 M.

Ionisasi HSO₄^– membentuk kesetimbangan berikut.

HSO₄^–(aq) ↔ SO₄^2– (aq) + H⁺(aq)

Persamaan tetapan kesetimbangan K_a2 :

K_a2 = 

Pada persamaan tersebut, nilai x relatif besar sehingga tidak dapat diabaikan. Besar kecilnya nilai x dapat dilihat dari nilai tetapan ionisasi. Jika nilai K_a besar, nilai x juga besar.

Penataan persamaan tetapan ionisasi menghasilkan persamaan kuadrat berikut.

x² + (2,2 × 10^–2) x – (1,2 × 10^–4) = 0

Penyelesaian persamaan kuadrat dengan rumus abc diperoleh:

x = 4,5 × 10^–3

Nilai pH ditentukan oleh jumlah konsentrasi H⁺ dalam kedua tahap.

[H⁺] = 0,01 + x = 0,01 + 0,0045 = 0,0145 M

pH larutan H₂SO₄ 0,01M = –log [H⁺] = 1,84.

Dengan demikian, dalam larutan H₂SO₄ 0,01 M, nilai pH akan lebih rendah dari 2, ini disebabkan H₂SO₄ tidak terionisasi sempurna.

D. Teori Asam Basa Bronsted-Lowry dan Lewis

Teori asam basa Arrhenius berhasil menjelaskan beberapa senyawa asam atau basa, tetapi teori tersebut masih memiliki keterbatasan, di antaranya senyawa asam dan basa hanya berlaku di dalam pelarut air, pembentukan ion H⁺ atau OH^– adalah ciri khas asam basa. Jika dalam suatu reaksi tidak membentuk ion H⁺ atau OH^–, reaksi tersebut tidak dapat dikatakan sebagai reaksi asam atau basa.

4.1. Teori Asam Basa Bronsted-Lowry

Fakta menunjukkan, banyak reaksi asam basa yang tidak melalui pembentukan ion H⁺ atau OH^–, misalnya reaksi antara HCl(g) dan NH₃(g). Persamaannya :

HCl(g) + NH₃(g) → NH₄Cl(s)

Menurut Arrhenius, reaksi HCl dan NH₃ dalam fasa gas tidak dapat dikategorikan sebagai reaksi asam basa karena tidak membentuk ion H⁺ dan OH^–, padahal kedua senyawa itu adalah asam dan basa. Akibat keterbatasan teori Arrhenius, pada 1923, Johanes Bronsted dan Thomas Lowry mengemukakan teori asam basa berdasarkan transfer proton (ion H⁺).

Menurut Bronsted-Lowry, dalam reaksi yang melibatkan transfer proton, asam adalah spesi yang bertindak sebagai donor proton, sedangkan basa adalah spesi yang bertindak sebagai akseptor proton. Proton (ion H⁺) dalam air tidak berdiri sendiri melainkan terikat pada molekul air karena atom O pada molekul H₂O  memiliki pasangan elektron bebas yang dapat digunakan untuk berikatan kovalen koordinasi dengan proton membentuk ion hidronium, H₃O⁺. Persamaan reaksinya :

H₂O(l) + H⁺(aq) → H₃O⁺(aq)

Teori asam-basa Bronsted-Lowry dapat diterapkan terhadap reaksi HCl dan NH₃. Dalam fasa gas, HCl dan NH₃ tidak terionisasi karena keduanya molekul kovalen yang tergolong reaksi asam basa.

HCl(g)	+	NH3(g)	→	NH4Cl(s)
Asam		Basa		Garam

Pada reaksi tersebut, molekul HCl bertindak sebagai donor proton (asam), dan molekul NH₃ bertindak sebagai akseptor proton (basa). Menurut Bronsted-Lowry, reaksi asam basa yang melibatkan transfer proton membentuk keadaan kesetimbangan. Contoh reaksi antara NH₃ dan H₂O , arah panah menunjukkan bahwa proton menerima pasangan elektron bebas dari NH₃ , dan ikatan N–H terbentuk. persamaan reaksinya sebagai berikut.

NH₃(aq) + H₂O(l) ↔ NH₄⁺(aq) + OH^–(aq)

Reaksi ke kanan, NH₃ menerima proton dari H₂O. Jadi, NH₃ adalah basa dan H₂O adalah asam. Pada reaksi kebalikannya, NH₄⁺ donor proton terhadap OH–. Oleh sebab itu, ion NH₄⁺ adalah asam dan ion OH^– adalah basa. Spesi NH₃ dan NH₄⁺ berbeda dalam hal jumlah protonnya. NH₃ menjadi ion NH₄⁺ melalui pengikatan proton, sedangkan ion NH₄⁺ menjadi NH₃ melalui pelepasan proton. Spesi NH₄⁺ dan NH₃ seperti ini dinamakan pasangan konjugat asam basa.

Pasangan konjugat asam basa terdiri atas dua spesi yang terlibat dalam reaksi asam basa, satu asam dan satu basa yang dibedakan oleh penerimaan dan pelepasan proton. Asam pada pasangan itu dinamakan asam konjugat dari basa, sedangkan basa adalah basa konjugat dari asam. Jadi, NH₄⁺ adalah asam konjugat dari NH₃ dan NH₃ adalah basa konjugat dari NH₄⁺.

Gambar 1. Atom O memiliki pasangan elektron besar sehingga dapat membentuk ion hidronium.

Menurut Bronsted-Lowry, kekuatan asam basa konjugat adalah kebalikannya. Jika suatu senyawa merupakan asam kuat, basa konjugatnya adalah basa lemah. Kekuatan asam basa konjugat dapat digunakan untuk meramalkan arah reaksi asam basa. Suatu reaksi asam basa akan terjadi jika hasil reaksinya merupakan asam lebih lemah atau basa lebih lemah. Dengan kata lain, reaksi akan terjadi ke arah pembentukan spesi yang lebih lemah.

Gambar 2. Pasangan konjugat asam basa: NH₄ ⁺ dan NH₃; H₂O dan OH^–.

Tabel 3. Kekuatan Asam dan Basa Konjugat

Asam		Basa Konjugat
Asam paling kuat	HClO4	ClO4–	Basa paling lemah
	HI	I–
	HBr	Br–
	HCl	Cl–
	H2SO4	HSO4–
	HNO3	NO3–
	H3O+	H2O
	HSO4–	SO4–
	H3PO4	H2PO4–
	HF	F–
	HNO2	NO2–
	HCOOH	HCOO–
	CH3COOH	CH3COO–
	H2CO3	HCO3–
	H2S	HS–
	NH4+	NH3
	HCN	CN–
	HS–	S2–
	H2O	OH–
Asam paling lemah	NH3	NH2–	Basa paling kuat
Sumber : General Chemistry, 1990

Contoh Soal Kekuatan Asam Basa Konjugat (12) :

Perhatikan reaksi berikut.

SO₄^2–(aq) + HCN(aq) ↔ HSO₄^– (aq) + CN^–(aq)

Ke arah manakah reaksi akan terjadi?

Pembahasan :

Jika kekuatan asam HCN dan HSO₄^– dibandingkan, terlihat bahwa HCN adalah asam yang lebih lemah. Selain itu, kekuatan basa antara SO₄^2– dan CN^– terlihat bahwa SO₄^2– lebih lemah.

Oleh karena itu, reaksi akan terjadi dari arah kanan ke arah kiri persamaan kimia.

HSO₄^– (aq) + CN^–(aq) → SO₄^2– (aq) + HCN(aq)

Contoh Soal UNAS 2003 :

Pasangan asam basa konjugasi dari reaksi :

HSO₄^–(aq) + H₂O(l) → H₃O⁺(aq) + SO₄^2–(aq)

adalah ....

A. HSO₄^–(aq) dengan H₂O(l)

B. H₃O⁺(aq) dengan SO₄^2–(aq)

C. HSO₄^–(aq) dengan H₃O⁺(aq)

D. H₂O(l) dengan SO₄^2–(aq)

E. HSO₄^–(aq) dengan SO₄^2–(aq)

Pembahasan :

Pasangan asam basa konjugasinya :

HSO₄^–(aq) dengan SO₄^2–(aq) dan H₂O(l) dengan H₃O⁺(aq).

Jadi, jawabannya (E).

Berdasarkan kekuatan asam basa konjugat, suatu spesi dapat berperan sebagai asam maupun sebagai basa bergantung pada jenis pereaksinya. Spesi seperti ini disebut ampiprotik.

Contoh :

Reaksi antara ion HCO₃^– dan HF serta reaksi antara ion HCO3– dan ion OH–, persamaan kimianya:

1. HCO₃^–(aq) + HF(aq) ↔ H₂CO₃(aq) + F^–(aq)

2. HCO₃^–(aq) + OH^–(aq) ↔ CO₃^2–(aq) + H₂O(aq)

Pada reaksi (1), ion HCO₃^– menerima proton dari HF maka ion HCO₃^– bertindak sebagai basa. Pada reaksi (2), HCO₃^– memberikan proton kepada ion OH^– maka ion HCO₃^– bertindak sebagai asam. Jadi, ion HCO₃^– dapat bertindak sebagai asam dan juga bertindak sebagai basa. Spesi seperti ini dinamakan ampiprotik.

Contoh Soal Asam Basa Menurut Bronsted-Lowry (13) :

Pada persamaan reaksi berikut, tentukan spesi manakah yang bertindak sebagai asam atau basa. Tunjukkan pasangan asam basa konjugatnya?

(a) HCO₃^–(aq) + HF(aq) ↔ H₂CO₃(aq) + F^–(aq)

(b) HCO₃^–(aq) + OH^–(aq) ↔ CO₃^2–(aq) + H₂O(l)

Jawaban :

(a) Ruas kiri persamaan, HF adalah donor proton, di ruas kanan, H₂CO₃ sebagaidonor proton. Jadi, akseptor proton adalah HCO₃^– (kiri) dan F^– (kanan).

Dengan diketahuinya donor dan akseptor proton, asam dan basa dapat ditentukan.

HCO3– (aq)	+	HF(aq)	↔	H2CO3(aq)	+	F–(aq)
Basa		Asam		Basa		Asam

Pada reaksi ini, H₂CO₃ dan HCO₃^– adalah pasangan konjugat asam basa. Demikian juga, pasangan HF dan F^–.

(b) Dengan cara yang sama, asam dan basa dapat ditentukan.

HCO3– (aq)	+	OH–(aq)	↔	CO32–(aq)	+	H2O(l)
Asam		Basa		Asam		Basa

Pada reaksi ini, HCO₃^– dan CO₃^2– adalah pasangan konjugat asam-basa. Demikian juga, H₂O dan OH^– . Walaupun HCO₃^– berfungsi sebagai suatu asam dalam reaksi (b), tetapi pada reaksi (a) berfungsi sebagai basa. Jadi, HCO₃^– tergolong ampiprotik.

4.2. Teori Asam Basa Lewis

Beberapa reaksi tertentu mempunyai sifat reaksi asam-basa, tetapi tidak cocok dengan teori Bronsted-Lowry maupun teori Arrhenius. Misalnya, reaksi antara oksida basa Na₂O dan oksida asam SO₃ membentuk garam Na₂SO₄. Persamaannya:

Na₂O(s) + SO₃(g) → Na₂SO₄(s)

Menurut Lewis, konsep asam dan basa secara umum mencakup reaksi oksida asam dan oksida basa, termasuk reaksi transfer proton. Menurut Lewis, asam adalah spesi yang bertindak sebagai akseptor pasangan elektron bebas dari spesi lain membentuk ikatan kovalen koordinasi. Basa adalah spesi yang bertindak sebagai donor pasangan elektron bebas kepada spesi lain membentuk ikatan kovalen koordinat.

Reaksi Na₂O dan SO₃ melibatkan reaksi ion oksida, yaitu O^2– dari padatan ionik Na₂O dan gas SO₃. Reaksinya sebagai berikut.

Na₂⁺ O^2–(s) + SO₃(g) → 2Na⁺ + SO₄^2–(s)

Pada reaksi di atas, Na₂O bertindak sebagai donor pasangan elektron bebas (basa) dan SO₃ sebagai akseptor pasangan elektron bebas (asam).

Tinjau reaksi antara NH₃ dan BF₃. Reaksi ini merupakan reaksi asam basa menurut Lewis. Persamaan reaksinya:

NH₃(g) + BF₃(g) → H₃N^–BF₃(s)

Dalam reaksi tersebut, BF₃ bertindak sebagai akspetor pasangan elektron bebas (asam) dan NH₃ sebagai donor pasangan elektron bebas (basa).

Contoh Soal Asam Basa Lewis (14) :

Pada reaksi berikut, tentukan asam dan basa menurut Lewis.

B(OH)₃(s) + H₂O(l) ↔ B(OH)₄^–(aq) + H⁺(aq)

Jawaban :

Tuliskan setiap spesi ke dalam bentuk rumus Lewis, kemudian tentukan akseptor dan donor pasangan elektron bebasnya.

Reaksinya adalah :

Rangkuman :

1. Menurut teori Arrhenius, asam adalah zat yang di dalam larutan air dapat melepaskan ion H⁺, sedangkan basa adalah zat yang di dalam larutan air dapat melepaskan ion OH^–.

2. Konsentrasi H⁺ dan OH^– dalam larutan dinyatakan dengan pH dan pOH, dengan rumus :

pH = –log [H⁺] dan pOH = –log [OH^–].

3. Hubungan pH dan pOH dinyatakan melalui tetapan ionisasi air, yaitu:

pKw = pH + pOH = 14.

4. Asam dan basa kuat adalah asam basa yang terionisasi sempurna di dalam air: Konsentrasi H⁺ atau OH^– dalam larutan asam-basa kuat sama dengan konsentrasi asam dan basa semula :

[H⁺] = [HX] dan [OH^–] = [MOH]

5. Asam dan basa lemah terionisasi sebagian di dalam air dan membentuk kesetimbangan. Tetapan kesetimbangan ionisasinya sebagai berikut.

 dan 

6. Konsentrasi H⁺ dan OH^– dalam larutan asam dan basa lemah sesuai rumus berikut.

 dan 

7. Kekuatan ionisasi asam basa dinyatakan dengan derajat ionisasi (a), dirumuskan sebagai berikut.



8. Hubungan derajat ionisasi dan tetapan ionisasi asam dan basa lemah dinyatakan dengan persamaan :

 dan 

9. Asam poliprotik adalah asam yang dapat melepaskan lebih dari satu proton dan terionisasi secara bertahap.

10. Menurut Bronsted-Lowry, asam adalah zat yang bertindak sebagai donor proton, sedangkan basa adalah sebagai akseptor proton.

11. Bronsted-Lowry juga menyatakan bahwa pasangan asam basa yang terlibat dalam transfer proton dinamakan pasangan konjugat asam basa.

12. Menurut Lewis, asam adalah spesi yang bertindak selaku akseptor pasangan elektron bebas, sedangkan basa selaku donor pasangan elektron bebas membentuk ikatan kovalen koordinasi.

Anda sekarang sudah mengetahui Asam dan Basa. Terima kasih anda sudah berkunjung
Referensi :

Sunarya, Y. dan A. Setiabudi. 2009. Mudah dan Aktif Belajar Kimia 2 : Untuk Kelas XI Sekolah Menengah Atas/Madrasah Aliyah Program Ilmu Pengetahuan Alam. Pusat Perbukuan, Departemen Pendidikan Nasional, Jakarta. p. 250.