Kekuatan Asam dan Basa

Kekuatan asam dan basa ditentukan oleh derajat ionisasi (α)-nya, banyak sedikitnya ion H+ dan OH− yang dilepaskan. Asam dan basa dalam air akan mengalami reaksi peruraian menjadi ion yang merupakan reaksi kesetimbangan. Oleh karena itu, kekuatan asam dan basa dapat dinyatakan oleh tetapan kesetimbangannya yaitu, tetapan ionisasi asam (Ka) dan tetapan ionisasi basa (Kb).

Sebagai contoh, dalam air HCl hampir terurai sempurna menjadi ion H+ dan ion Cl−, sedangkan HF hanya terurai sebagian menjadi ion H+ dan ion F−. Oleh karenanya, HCl disebut sebagai asam kuat dan HF disebut sebagai asam lemah. Demikian juga, dalam air NaOH hampir terurai sempurna menjadi ion Na+ dan ion OH−, sedangkan NH3 hanya terurai sebagian menjadi ion NH4+ dan ion OH−. NaOH disebut sebagai basa kuat dan NH3 disebut sebagai basa lemah.

A. Tetapan ionisasi asam (Ka)

Secara umum, reaksi kesetimbangan larutan asam HA dalam air dapat ditulis sebagai berikut.

HA(aq) ⇌ H+(aq) + A−(aq)

Tetapan ionisasi asam Ka dapat dirumuskan seperti berikut.

$K_a = \frac{[H^+][A^-]}{[HA]}$

asam kuat (contoh: HCl, HBr, HI, HNO3, HClO4, H2SO4)

Dalam air, hampir seluruh asam kuat terurai menjadi ion-ionnya, sehingga derajat ionisasi α ≈ 1. Dengan demikian, nilai Ka dari asam kuat sangat besar. Untuk nilai Ka yang sangat besar, maka dapat dianggap bahwa asam terurai sempurna menjadi ion-ionnya dan konsentrasi ion H+ dapat dihitung dari konsentrasi asam ([HA]setimbang ≈ [HA]awal = Ma) dan valensi asamnya. Valensi asam adalah jumlah ion H+ yang dihasilkan per molekul asam.

$[H^+] = valensi_a \times M_a$

asam lemah (contoh: HF, HCN, HNO2, CH3COOH, H2CO3)

Dalam air, hanya sebagian asam lemah terurai menjadi ion-ionnya, sehingga derajat ionisasinya 0 < α < 1. Jika konsentrasi awal larutan asam lemah HA dinyatakan sebagai Ma, maka:

HA(aq) ⇌ H+(aq) + A−(aq)

Mula-mula : MaReaksi : −αMa + αMa + αMaSetimbang : (1 − α)Ma αMa αMa

$K_a = \frac{(\alpha M_a)(\alpha M_a)}{((1 - \alpha) M_a)}$

$K_a = \frac{\alpha^2}{1 - \alpha} M_a$

Jika nilai α sangat kecil (α ≪ 1), maka dapat diasumsikan nilai (1 − α) ≈ 1, sehingga persamaan Ka untuk asam lemah dapat ditulis seperti berikut:

$K_a = \alpha^2 M_a$

$\alpha = \sqrt{\frac{K_a}{M_a}}$

Jadi, untuk menghitung konsentrasi ion H+ dapat digunakan nilai Ka ataupun nilai α.

$[H^+] = \sqrt{K_a \times M_a}$ atau $[H^+] = \alpha \times M_a$

B. Tetapan ionisasi basa (Kb)

Secara umum, reaksi kesetimbangan larutan basa LOH dalam air dapat ditulis sebagai berikut.

LOH(aq) ⇌ L+(aq) + OH−(aq)

Tetapan ionisasi basa Kb dapat dirumuskan seperti berikut.

$K_b = \frac{[L^+][OH^-]}{[LOH]}$

basa kuat (contoh: NaOH, KOH, Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2)

Dalam air, hampir seluruh basa kuat terurai menjadi ion-ionnya, sehingga derajat ionisasi α ≈ 1. Dengan demikian, nilai Kb dari basa kuat sangat besar. Untuk nilai Kb yang sangat besar, maka dapat dianggap bahwa basa terurai sempurna menjadi ion-ionnya dan konsentrasi ion OH− dapat dihitung dari konsentrasi basa ([LOH]setimbang ≈ [LOH]awal = Mb) dan valensi basanya. Valensi basa adalah jumlah ion OH− yang dihasilkan per unit rumus basa.

$[OH^-] = valensi_b \times M_b$

basa lemah (contoh: NH3, CH3NH2, C6H5NH2)

Dalam air, hanya sebagian basa lemah terurai menjadi ion-ionnya, sehingga derajat ionisasinya 0 < α < 1. Jika konsentrasi awal larutan basa lemah LOH dinyatakan sebagai Mb, maka:

LOH(aq) ⇌ L+(aq) + OH−(aq)

Mula-mula : MbReaksi : −αMb + αMb + αMbSetimbang : (1 − α)Mb αMb αMb

$K_a = \frac{(\alpha M_b)(\alpha M_b)}{((1 - \alpha) M_b)}$

$K_a = \frac{\alpha^2}{1 - \alpha} M_b$

Jika nilai α sangat kecil (α ≪ 1), maka dapat diasumsikan nilai (1 − α) ≈ 1, sehingga persamaan Kb untuk basa lemah dapat ditulis seperti berikut:

$K_b = \alpha^2 M_b$

$\alpha = \sqrt{\frac{K_b}{M_b}}$

Jadi, untuk menghitung konsentrasi ion OH− dapat digunakan nilai Kb ataupun nilai α.

$[OH^-] = \sqrt{K_b \times M_b}$ atau $[OH^-] = \alpha \times M_b$

Tetapan ionisasi beberapa asam dan basa dapat dilihat pada tabel berikut:

pH (Derajat Keasaman)

Derajat atau tingkat keasaman larutan bergantung pada konsentrasi ion H+ dalam larutan. Semakin besar konsentrasi ion H+, semakin asam larutan tersebut. Pada tahun 1909, Søren P. L. Sørensen mengusulkan suatu konsep pH yang menyatakan derajat keasaman larutan sebagai fungsi konsentrasi ion H+ dalam larutan. Fungsi pH dinyatakannya sebagai negatif logaritma dari konsentrasi ion H+ dalam suatu larutan.

$pH = - log [H^+]$

Konsep pH ini memudahkan dalam menyatakan konsentrasi ion H+ dan perubahannya yang kadangkala sangatlah kecil. Misalnya, konsentrasi ion H+ dalam larutan asam cuka 0,1 M adalah sekitar 0,001 M dan konsentrasi ion H+ dalam akuades adalah sekitar 1 × 10−7 M. Jika dinyatakan dengan pH, maka pH larutan asam cuka 0,1 M tersebut adalah 3 dan pH akuades tersebut adalah 7.

Dari kedua contoh tersebut, terlihat dari konsentrasi ion H+ bahwa larutan asam cuka 0,1 M ([H+] = 0,001 M = 1 × 10−3 M) lebih asam dibanding akuades ([H+] = 1 × 10−7 M). Namun, pH larutan asam cuka 0,1 M (pH = 3) lebih kecil dibanding akuades (pH = 7). Jadi, semakin asam larutan, maka semakin kecil nilai pH-nya. Begitu pula sebaliknya, semakin basa larutan, maka semakin besar nilai pH-nya.

pH, pOH, dan Tetapan Kesetimbangan Autoionisasi Air (Kw)

Konsentrasi ion OH− juga dapat dinyatakan sebagai fungsi pOH. Meskipun dapat dilihat dari konsentrasi ion OH−, tingkat kebasaan larutan umumnya tetap dinyatakan dengan pH. Semakin basa larutan, semakin besar konsentrasi ion OH−, semakin kecil nilai pOH, dan semakin besar nilai pH.

$pOH = - log [OH^-]$

Molekul air (H2O) dapat terionisasi menjadi ion H+ dan ion OH−. Proses tersebut merupakan reaksi kesetimbangan yang disebut sebagai autoionisasi air.

H2O(l) ⇌ H+(aq) + OH−(aq)

Namun, jumlah molekul H2O yang terionisasi sangatlah sedikit dan dapat dianggap bahwa konsentrasi H2O tidak mengalami perubahan dan H2O adalah cairan murni. Oleh karena itu, tetapan kesetimbangannya, Kw, yaitu:

$K_w = [H^+][OH^-]$

Jika persamaan ini dihitung nilai negatif logaritmanya sebagaimana fungsi p, maka diperoleh:

$- \log K_w = - \log ([H^+][OH^-])$

$- \log K_w = (- \log [H^+]) + (- \log [OH^-])$

$pK_w = pH + pOH$

Untuk air murni, pada suhu 25°C, nilai Kw (tetapan kesetimbangan air) adalah 1,0 × 10−14. Jadi, pKw = 14, sehingga persamaan pKw dapat ditulis sebagai:

pH + pOH = 14

Pada air murni dan larutan yang bersifat netral, konsentrasi ion H+ sama dengan konsentrasi ion OH−. Jika air ditambahkan suatu asam, konsentrasi ion H+ meningkat sehingga kesetimbangan bergeser ke kiri dan konsentrasi ion OH− menurun. Jika air ditambahkan suatu basa, konsentrasi ion OH− meningkat sehingga kesetimbangan juga bergeser ke kiri dan konsentrasi ion H+ menurun.

Jenis Larutan		pada suhu 25°C, Kw = 1,0 × 10−14
Jenis Larutan		[H+]	pH	[OH−]	pOH
asam	[H+] > [OH−]	>1,0 × 10−7 M	<7	<1,0 × 10−7 M	>7
netral	[H+] = [OH−]	1,0 × 10−7 M	7	1,0 × 10−7 M	7
basa	[H+] < [OH−]	<1,0 × 10−7 M	>7	>1,0 × 10−7 M	<7

hubungan h+ oh- ph poh dan sifat larutan padah suhu 25 c

Contoh Soal Larutan Asam Basa dan Pembahasan

Tentukan pH masing-masing larutan berikut.

a. HCl 0,007 M
b. HCOOH 0,05 M (Ka = 1,8 × 10−4)
c. Ca(OH)2 0,001 M
d. NH3 0,02 M (Kb = 1,8 × 10−5)

Jawab:

a. HCl termasuk asam kuat

HCl(aq) → H+(aq) + Cl−(aq)

[H+] = 1 × [HCl]
= 0,007 M

pH = − log (0,007)
= − log (7 × 10−3)

Jadi, pH = 3 − log 7

b. HCOOH termasuk asam lemah

HCOOH(aq) ⇌ H+(aq) + HCOO−(aq)

pH = − log (3 × 10−3)

Jadi, pH = 3 − log 3

c. Ca(OH)2 termasuk basa kuat

Ca(OH)2(aq) → Ca2+(aq) + 2OH−(aq)

[OH−] = 2 × [Ca(OH)2]
= 2 × 0,001 M
= 0,002 M

pOH = − log (0,002)
= − log (2 × 10−3)
= 3 – log 2

pH = 14 − pOH
= 14 – (3 – log 2)

Jadi, pH = 11 + log 2

d. NH3 termasuk basa lemah

NH3(aq) + H2O(l) ⇌ NH4+(aq) + OH−(aq)

OH = − log (6 × 10−4)
= 4 – log 6

pH = 14 − pOH
= 14 – (4 – log 6)

Jadi, pH = 10 + log 6

Belajar Adalah Kunci Kesuksesan

Senin, 30 Desember 2019

Kekuatan Asam dan Basa

B. Tetapan ionisasi basa (Kb)

pH (Derajat Keasaman)

pH, pOH, dan Tetapan Kesetimbangan Autoionisasi Air (Kw)

Contoh Soal Larutan Asam Basa dan Pembahasan

Tidak ada komentar:

Posting Komentar