38

2. 5 Teori Asam Basa i. Konsep asam-basa Arrhenius. Asam adalah suatu zat yang dapat menghasilkan H+ di dalam air dan basa adalah zat

yang dapat menghasilkan OH- di dalam air.

Misalnya;

HCl adalah suatu asam, karena bila dilarutkan di dalam air akan menghasilkan H+:

HCl + H2O H3O+ + Cl-

atau bisa dituliskan sebagai:

HCl (g) H+ (aq) + Cl- (aq)

KOH adalah suatu basa, karena bila dilarutkan di dalam air akan menghasilkan OH-.

KOH (s) K+ (aq) + OH- (aq)

Sedangkan reaksi netralisai, yang merupakan reaksi antara asam dengan basa dapat

dituliskan menurut reaksi ion:

H+(aq) + OH- (aq) H2O (l)

ii. Defenisi Asam-Basa Brnsted-Lowry.

Pada konsep asam-basa Arrhenius hanya berlaku di dalam sistem larutan air. Defenisi

asam basa Brnsted-Lowry merupakan konsep yang lebih luas, menyakatan bahwa: Asam

adalah zat yang dapat memberikan proton (H+) kepada zat lain dan basa adalah zat yang

dapat menerima proton.

Salah satu contoh asam basa Brnsted-Lowry adalah reaksi antara HCl dengan air:

HCl + H2O H3O+ + Cl-

asam basa asam basa

Pada rekasi ke kanan, HCl berfungsi sebagai asam, karena memberikan H+ kepada H2O

dan H2O berfungsi sebagai basa. Pada reaksi sebaliknya Cl- merupakan basa, karena

menerima H+ dari asam H3O+. Pasangan HCl dengan Cl- disebut dengan pasanagan asam

basa konjugat. Cl- adalah basa konjugat dari asam HCl.

Contoh lain dari sistem asam basa Brnsted-Lowry:

39

NH3 + H2O NH4+ + OH- ,

pada sistem ini, H2O berfungsi sebagai asam, sedangkan NH3 sebagai basa.

Di dalam konsep asam basa Brnsted-Lowry dapat dilihat adanya kompetisi kemudahan

memberikan proton, yang lebih mudah memberikan proton akan berfungsi sebagai asam.

Jika dua zat, misalnya HCl dan HF dilarutkan di dalam air dengan konsentrasi yang sama,

dengan mengukur penurunan titik bekunya, maka akan dapat diukur zat mana yang lebih

mudah memberikan proton. Dalam hal ini HCl jauh lebih mudah memberikan proton dari

pada HF, sehingga dikatakan HCl merupakan asam yang lebih kuat dari pada HF.

Demikian juga basa kuat adalah basa yang lebih mudah menerima proton.

iii. Asam Basa Lewis

Meski definisi asam basa Brnsted-Lowry merupakan konsep yang lebih luas dari pada

konsep Arrhenius, namun masih terbatas pada sistem trasfer proton. Konsep asam basa

yang lebih luas adalah asam basa Lewis, yang memberikan perhatian pada basa. Yaitu,

basa adalah zat yang dapat memberikan sepasang elektron untuk pembentukan satu ikatan

kovalen koordinasi, sedangkan asam adalah zat yang dapat menerima sepasang elektron

untuk membentuk ikatan.

Misalnya:

: Cl :..

..+

+

HH : O :..

..HH

..

..H : O :+ ..

..H : Cl :

asam basa

2. 6 Ionisasi air

Air murni dapat mengalami autoionisasi membentuk sistem kesetimbangan yang dapat

dituliskan sbb:

H2O + H2O H3O+ + OH- ,

K = [H3O

+] [ OH-][H2O] [H2O]

40

Karena air yang mengion sangat sedikit, maka konsentrasi air dianggap tetap, yaitu 55,6

M, karena itu tetapan kesetimbangan ionisasi air di atas bisa ditulis:

K [H2O]2 = [H3O+] [ OH-]

harga di sebelah kiri adalah tetap, maka persamaan di atas dapat ditulis:

Kw = [H3O+] [ OH-]

Kw di sebut dengan tetapan ionisasi air yang harganya pada suhu 25C adalah 10-14.

Persamaan tetapan ionisasi air sering disederhanakan dengan menghilangkan molekul

airnya, sehingga menjadi:

Kw = [H+] [OH-]

Persamaan ionisasi air di atas berlaku umum untuk semua larutan dalam air, harga Kw

pada suhu itu tidak dipengaruhi oleh kesetimbangan lain yang ada di dalam larutan.

Misalnya karena adanya asam, maka [H+] bertambah dan [OH-] kerkurang, sehingga Kw

tetap.

Dalam kesetimbangan ionisasi air murni, [H+] = [OH-], maka:

Kw = [H+] [H+] = 10-14

[H+] = 10-7 M

Jadi pada suhu 25C besarnya [H+] = [OH-] = 10-7 M.

Contoh 18. Berapakah besarnya [H+] dan [OH-] larutan HCl 0,1 M ?

Jawab:

Di dalam larutan ada dua kesetimbangan ionisasi yang menghasilkan H+, yaitu ionisasi

HCl dan ionisasi [H2O].

[H+] dari ionisasi air adalah 10-7 M,

41

[H+] dari ionisasi HCl 0,1 M adalah 0,1 M, kerena HCl asam kuat maka akan mengion

sempurna:

HCl (g) H+ (aq) + Cl- (aq)

Jadi [H+] di dalam larutan = (0,1 + 10-7 ) M 0,1 M = 10-1 M

Kw = [H+] [OH-]

10-14 = 10-1 [OH-]

Jadi [OH-] di dalam larutan = 10-13 M

dari perhitungan di atas terlihat bahwa pengaruh [H+(aq)] dari ionisasi air terabaikan.

2. 7 Konsep pH Konsentrasi H+ merupakan faktor penting dalam berbagai reaksi di dalam larutan,

terutama reaksi-reaksi di dalam mahluk hidup. Perubahan kecil konsentrasi H+ dapat

mengakibatkan gangguan reaksi-reaksi lain dalam tubuh. Misalnya perubahan konsentrasi

H+dalam air ludah dari 10-7 M menjadi 10-5 M akan menyebabkan kerusakan gigi yang

lebih cepat. Untuk menyederhanakan perhitungan konsentasi H+ yang bervariasi sangat

besar, misalnya dari 10 M sampai 10-14 M, digunakan konsep pH.

pH = - log [H+]

hal yang sama, pOH = - log [OH-]

dan pKw = - log Kw,

sehingga: pKw = pH + pOH

Jika Kw pada 25C adalah 10-14, maka pKw = 14.

Di dalam larutan netral [H+] = [OH-] = 10-7 M maka pH = pOH = 7.

Di dalam larutan asam, [H+] > [OH-] ; maka pH < 7

Di dalam larutan basa, [H+] < [OH-] ; maka pH > 7

Contoh 19.

Berapakah pH dan pOH larutan HCl 0,1 pada contoh 12 di atas?

42

Jawab: [H+] = 0,1 M ; maka pH = - log 10-1 = 1 [OH-] = 10-13 M ; maka pOH = - log [OH-] = 13

2. 8 Perhitungan pH asam basa

Perhitungan pH larutan asam kuat dan basa kuat dapat dilakukan dengan mudah, karena

asam kuat dan basa kuat di dalam air hampir mengion secara sempurna, kesetimbangan

ionisasinya jauh ke arah hasil.

Contoh 20.

Berapa pH dan pOH larutan (a) KOH 0,05 M (b) H2SO4 0,01 M Jawab:

(a) KOH (s) K+ (aq) + OH- (aq) Jika dilarutkan KOH 0,05 M maka [OH-] yang dihasilkan juga 0,05 M.

pOH = - log [OH-]

pOH = - log 0,05 = 1,3

pKw = pH + pOH

pH = pKw - pOH

pH = 14 - 1,3 = 12,7

Jadi pH larutan = 12,7

(b) H2SO4 2 H+ (aq) + SO42- (aq)

Dari persamaan ionisasi di atas, setiap satu mol H2SO4 akan mengion mengahasilkan 2

mol H+ . Karena itu dalam larutan H2SO4 0,01 M akan mengion menghasilkan [H+]

sebesar 2 x 0,01 M atau sama dengan 0,02 M. Maka

pH = - log 0,02

pH = 1,7

pOH = 14 - 1,7

pOH = 12,3

2. 9 Ionisasi Elektrolit Lemah

i. pH dan Kesetimbangan Ionisasi Asam Lemah

43

Kekuatan suatu asam ditunjukkan oleh posisi kesetimbangan ionisasinya. Seperti diuraikan

dalam teori asam basa Bronsted-Lowry, semakin kuat suatu asam semakin mudah

memberikan proton (kepada basa). Artinya, semakin kuat suatu asam akan memiliki posisi

kesetimbangan ionisasi ke arah hasil ionisasi yang lebih besar. Sebaliknya, posisi

kesetimbangan ionisasi asam lemah hanya sedikit ke arah hasil ionisasinya. Misalnya

lautan asam cuka, adalah suatu asam lemah, maka di dalam larutan akan mengion

membentuk sistem kesetimbangan ionissi asam lemah sbb:

CH3COOH (aq) CH3COO- (aq) + H+ (aq) Tetapan kesetimbangan ionisasinya disebut tetapan ionisasi asam Ka dapat dituliskan:

Ka = [CH3COO- (aq)] [H+ (aq)]

[CH3COOH (aq)]

[CH3COOH (aq)] adalah konsentrasi asam asetat di dalam kesetimbangan, yaitu

konsentrasi yang tersisa setelah sebagian asam asetat mengurai (mengion). Karena hanya

sebagian kecil dari asam asetat yang mengion, konsentrasi ion-ion yang dihasilkan sangat

kecil dibandingkan dengan konsentrasi asam yang dilarutkan. Sehingga dalam perhitungan

tetapan ionisasi asam sering disederhanakan, yaitu konsentrasi asam asetat dalam

kesetimbangan dianggap sama dengan konsentrasi asam asetat semula. Semakin banyak

asam lemah mengion, semakin banyak ion H+ dan ion negatip sisa asam yang dihasilkan,

dikatakan semakin kuat asam tersebut. Sehingga semakin besar harga Ka suatu asam

semakin kuat asm tersebut. Harga Ka beberapa asam lemah pada suhu 25oC di berikan

dalam table 3.

Secara umum, untuk asam lemah berbasa satu HA, kesetimbangan ionisasinya dituliskan sbb:

HA (aq) H+ (aq) + A- (aq),

tetapan ionisasi asam Ka adalah:

Ka = [H+] [A-]

[HA]

Sesuai dengan persamaan kesetimbangan ionisasinya, [H+] = [A-], maka

Ka = [H+]2[HA]

44

atau

[H+]2 = Ka [HA] atau [H+] = Ka . [HA]

Tabel 3; Harga Ka beberapa asam lemah pada suhu 25C

No. ASAM KESETIMBANGAN IONISASI Ka

1 Asam florida HF H+ + F- 6,5 x10

-4

2 Asam bensoat C6H5COOH C6H5COO - + H+

6,5 x 10-5

3 Asam nitrit HNO2 NO2- + H+

4,5 x 10-4

4 Asam format HCOOH HCOO- + H+ 1,8 x 10

-4

5 Asam asetat CH3COOH CH3COO- + H+

1,8 x 10-5

6 Asam hipoklorid HOCl OCl - + H+ 3,1 x 10-

8

7 Asam sianida HCN CN - + H+ 4,9 x 10

-10

8 Asam butirat C3H7COOH C3H7COO - + H+

1,5 x 10-5

Contoh 20:

Cuka yang dijual untuk kebutuhan dapur mengandung 15% asam asetat (CH3COOH). Jika

massa jenis cuka = 1 g/ml dan Ka = 1,8 x 10-5, berapakah pH cuka tersebut ?

Jawab:

massa 1 liter cuka = 1000 g

1 liter cuka mengandung 15100 x 1000 g = 150 g asam asetat.

150 g asam asetat = 150 g

60 g/mol = 2,5 mol

konsentrasi cuka = 2,5 M

CH3COOH (aq) CH3COO - (aq) + H+ (aq)

Ka = [CH3COO - (aq)] [H+ (aq)]

[CH3COOH (aq)]

Dari ionisasi asam asetat diketahui bahwa [CH3COO - (aq)] = [H+ (aq)]

45

maka: 1,8 x 10-5 =[H+]2

2.5

[H+]2 = 2,5 x 1,8 x 10-5

[H+] = 6,7 x 10-3 M

pH = - log 6,7 x 10-3 = 2,17

Jadi pH cuka tersebut adalah 2,17.

ii. pH dan Kesetimbangan Ionisasi Basa Lemah

Dengan pendekatan yang sama seperti pada kesetimbangan ionisasi asam lemah,

kesetimbangan ionisasi basa lemah, misalnya NH3 dapat dituliskan:

NH3 + H2O NH4+ + OH-

Dengan tidak memasukkan konsentrasi pelarut, tetapan ionisasi basa lemah Kb adalah:

Kb = [NH4

+] [OH-][NH3]

Kb suatu basa menggambarkan posisi kesetimbangan ionisasi basa. Semakin besar harga

Kb suatu basa, posisi kesetimbangan ionisasi basa semakin ke arah hasil ionisasi dan

dikatakan semakin kuat basa tersebut. Harga Kb untuk beberapa basa dapat dilihat dalam

table 4.

Tabel 4 - Harga Kb untuk beberapa basa lemah

No. NAMA BASA KESETIMBANGAN IONISASI Kb

1 ammonia NH3 + H2O NH4

+ + OH- 1,8 x 10-5

2 metilamina CH3NH2+ H2O CH3NH3

+ + OH- 3,7 x 10-4

3 piridin C5H5N+ H2O C5H5NH

+ + OH- 1,7 x 10-9

4 anilin C5H6NH2+ H2O C5H6NH3

+ + OH- 3,8 x 10-10

Secara umum, untuk basa lemah B kesetimbangan ionisasinya adalah:

B + H2O BH+ + OH-

tetapan ionisasi basa Kb adalah:

Kb = [BH+] [OH-]

[B]

46

Karena : [BH+] = [OH-]

maka [OH-]2 = Kb [B]

Contoh 22.

Berapa prosen NH3 mengion di dalam air, jika larutan NH3 0,01 M mempunyai pH =10,6

dan Kb = 1,8 x 10-5.

Jawab:

NH3 + H2O NH4+ + OH-

Diketahui pH = 10,6 , maka pOH = 14 - 10,6 = 3,4

sehingga [OH-] = 3,98 x 10-4 M

diketahui konsentrasi NH3 = 0,01 M ,

sedangkan yang mengurai 3,98 x 10-4M

Jadi % NH3 yang mengion = 3.98 x 10-4

0.01 x 100% = 3,98 %

Prosentase NH3 yang mengion = 3,98 %

iii. Pengaruh ion senama/sejenis.

Untuk menghitung pH larutan yang terdiri lebih dari satu macam asam atau basa maka

terlebih dahulu harus dihitung konsentrasi H+ total. Misalnya larutan yang terdiri dari asam

kuat dan asam lemah, maka yang berasal dari ionisasi asam kuat akan mempengaruhi

kesetimbangan pengionan asam lemahnya, ingat prisip Le Chatelier yang diurakan dalam

kesetimbangan kimia.

Contoh 23.

Berapakah pH larutan yang mengandung campuran 0,1 M HCl dengan 0,2 M CH3COOH?

Ka asam asetat = 1,8 x 10-5.

Jawab:

HCl adalah asam kuat, maka dianggap mengion secara sempurna, sehingga

[H+] yang berasal dari HCl = 0,1 M

47

Asam asetat merupakan asam lemah, kesetimbangan ionisasinya :

CH3COOH (aq) CH3COO- (aq) + H+ (aq)

dan tetapan kesetimbangan ionisasi asam Ka dapat dituliskan:

Ka = [CH3COO-] [H+]

[CH3COOH]

Misalnya asam asetat yang mengurai adalah X M, maka [H+] larutan = (X + 0,1) M.

Masukkan di dalam tetapan kesetimbangan:

1,8 x 10-5 = X.(X+0.1)(0.2 - X)

di dalam persamaa di atas, X sangat kecil di bandingkan dengan 0,1 dan 0,2 sehingga (X

+0,1) 0,1 dan (0,2 -X) 0,2 maka:

1,8 x 10-5 = 0.1 X0.2 ;

X = 3,6 x 10-5 M

[H+] total = (0,1 + 3,6 x 10-5) M 0,1 M

Jadi larutan pH 1.

Dalam contoh di atas terlihat bahwa kontribusi asam lemah terhadap [H+] adalah sangat

kecil, sehingga pH larutan hanya ditentukan oleh [H+] yang berasal dari asam kuat.

iv. Kesetimbangan ionisasi asam poliprotik.

Beberapa asam yang dijumpai dan peiting dalam kehidupan adalah asam yang dapat

melepaskan lebih dari satu mol H+ untuk setiap mol asamnya. Asam yang mengandung

lebih dari satu proton yang dapat dilepaskan ke dalam larutan disebut asam poliprotik atau

asam berbasa banyak. Misalnya asam yang mengandung dua atom H (asam berbasa dua)

adalah H2SO4, H2CO3, H2S, dll. dan asam berbasa tiga misalnya H3PO4, H3BO3, dll.

Semua asam berbasa banyak akan melepaskan ion hidrogen di dalam larutan secara

bertahap, satu demi satu dan tidak sekaligus. Masing-masing tahap kesetimbangan

ionisasinya mempunyai harga Ka nya sendiri-sendiri. Misalnya:

I. H2CO3 H+ + HCO3- ; Ka1 = [H+] [HCO3-]

[H2CO3] = 3,4 x 10-7.

II. HCO3- H+ + CO32- ; Ka2 = [H+] [CO32-]

[HCO3-] = 5,6 x 10-11

48

H2CO3 2 H+ + CO32- ; Ka1,2 = Ka1 x Ka2 = 1,9 x 10-17

Untuk menghitung pH larutan asam lemah berbasa banyak umumnya hanya diperhatikan

ionisasi tahap pertama, karena ionisasi tahap ke dua atau ke tiga sangat kecil dibandingkan

dengan ionisasi tahap perama. (ingat pH larutan yang mengandung campuran asam kuat

dengan asam lemah!).

Di samping itu tetapan kesetimbangan ionisasi total tidak dapat digunakan untuk

menghitung pH larutan secara langsung, karena berapa besarnya konsentrasi kation

(seperti CO32- pada contoh di atas) tidak diketahui secara pasti.

Namun demikian, tetapan kesetimbangan ionisasi total merupakan persamaan yang

bermanfaat untuk mengitung besarnya konsentrasi salah satu spesies jika konsentrasi

ketiga spesies yang lain diketahui (contoh 25)

Contoh 24.

Berapakah pH larutan H2S 0,1 M? Ka1 = 1,1 x 10-7 dan Ka2 = 1 x 10-14

Jawab:

Perhitungan pH hanya didasarkan pada ionisasi tahap pertama;

H2S H+ + HS-

Ka [H2S] = [H+]2

[H+] = 0.1 x 1.1 x 10-7 M

[H+] = 1,05 x 10-4

pH = - log 1,05 x 10-4

pH = 3,98

Jadi pH larutan 3,98

49

Contoh 25.

Berapakan konsentrasi S2- di dalam larutan H2S 0,02 M yang pH nya dibuat sama dengan

3 dengan penambahan HCl. Ka1,2 = 1,1 x 10-21.

Jawab:

Kesetimbangan ionisasi stotal H2S di dalam larutan:

H2S (aq) 2 H+ (aq) + S2- (aq)

Ka1,2 = [H+]2 [S2-]

[H2S]

pH = 3 ; maka [H+] di dalam larutan = 10-3 M

masukkan harga-harga konsentrasi dan Ka yang sudah diketahui;

1,1 x 10-21 = [10-3]2 [S2-]

0.02

[S2-] = 2,2 x 10-17 M

Jadi konsentrasi ion sulfida di dalam larutan = 2,2 x 10-17 M

2. 10 Larutan Buffer

Larutan buffer adalah larutan yang mengandung asam lemah dan basa lemah yang

mempunyai kemampuan menyerap basa kuat atau asam kuat sehingga dapat menahan

perubahan pH larutan. Hal itu karena asam yang ditambahkan akan dinetralisir oleh basa

dan basa yang ditambahkan akan dinetralisir oleh asam yang ada di dalam larutan.

Larutan buffer yang pH nya kurang dari 7 disebut buffer asam, dan dapat dibuat dengan

mencampur suatu asam lemah dengan garam dari asam lemah tersebut. Sedangkan yang

pH nya lebih dari 7 disebut buffer basa dan dapat dibuat dengan mencampur basa lemah

dengan garam dari basa lemah tersebut.

Salah satu contoh buffer asam adalah larutan yang terdiri dari asam asetat dan natrium

asetat;

CH3COOH (aq) CH3COO- (aq) + H+ (aq)

CH3COONa CH3COO- (aq) + Na+ (aq)

50

Asam asetat adalah asam lemah dan ion asetat merupakan basa kuat konjugat. Basa kuat

konjugat yang berasal dari ionisasi garam jumlahnya jauh lebih besar dari pada yang

berasal dari asam asetat, sehingga kontribusi basa yang berasal dari ionisasi asam sering

diabaikan. Oleh karena itu tetapan kesetimbangan ionisasi asam Ka dapat dituliskan:

Ka = [CH3COO-] [H+]

[CH3COOH]

maka:

[H+] = Ka ([CH3COOH][CH3COO-]

)

Karena [CH3COO-] = [garam] dan [CH3COOH] = [asam], maka untuk bufer asam secara

umum dapat dituliskan:

[H+] = Ka ( [asam][garam])

Jika asam (H+) atau basa (OH-) ditambahkan ke dalam buffer asetat tersebut, maka akan

terjadi reaksi penetralan sbb:

Penambahan asam : H+ + CH3COO- CH3COOH

Penambahan basa : OH- + CH3COOH CH3COO- + H2O

Salah satu contoh buffer basa adalah larutan yang teridri dari NH3 dan NH4Cl.

Dengan cara penurunan yang sama seperti pada buffer asam, maka besarnya [OH-] dari

buffer basa dapat dituliskan:

[OH-] = Kb ( [basa][garam]) Bagaimana rekasi penambahan asam atau basa kuat kepada buffer basa di atas ?

Dari uraian di atas terlihat bahwa pH buffer asam dan pH beffer basa ditentukan oleh

perbandingan konsentrasi asam lemah atau basa lemah dengan konsentrasi garamnya.

Sehingga untuk mendapatkan larutan buffer dengan pH tertentu dapat dilakukan dengan

mengatur perbandingan konsentrasi asam lemah atau basa lemah dengan konsentrasi

garamnya.

51

Contoh 26.

Bagaimanakah perbandingan konsentrasi asam asetat dan natrium asetat agar diperoleh

larutan buffer yang pH nya 4,97 ? Ka = 1,8 x 10-5.

Jawab:

[H+] = Ka ( [asam][garam] )

( [asam][garam] ) = [H+]Ka

pH = 4,97 , maka [H+] = 1,08 x10-5 M

( [asam][garam] ) = 1.08 x10-5

1.8 x 10-5 = 0,6

Jadi agar diperoleh buffer dengan pH 4,97 maka [asam] : [garam] = 6 : 10

2.11 Hidrolisis, sifat asam-basa dan pH larutan garam

Garam merupakan senyawa ion yang akan melepaskan ion-ionnya (selain H+ dan OH-)

secara sempurna di dalam larutan (terutama larutan encer). Ion-ion tersebut dapat bersifat

sebagai asam atau basa (ingat definisi asam-basa Brnsted Lowry). Dalam ionisasi asam

kuat seperti HCl dan HNO3 dihasilkan H+ dan ion negatip (anion) yang merupakan basa

lemah conjugate yang mempunyai kemampuan berikatan dengan H+ sangat kecil. Basa

kuat seperti NaOH dan KOH akan menghasilkan ion positip (kation) yang tidak

mempunyai kemampuan untuk mengikat H+ atau OH-. Karena itu jika ke dalam air murni

ditambahkan garam yang berasal dari asam kuat dan basa kuat, misalnya NaCl, KBr,

KNO3, dll. maka tidak akan mempengaruhi pH larutan, karena kation-kation seperti Na+,

K+ dan anion-anion Cl-, Br- , NO3- tidak akan bereaksi dengan H+ atau OH- dari ionisasi

air.

Jika ke dalam air dilarutkan garam-garam yang berasal dari asam atau basa lemah, maka

ion-ion hasil ionisasi garam tersebut akan bereaksi dengan molekul air atau disebut dengan

hidrolisis. Yaitu, ion dari garam tersebut mengikat H+ atau OH- dari air dan membebaskan

ion yang lian. Misalnya, reaksi antara Natrium asetat, suatu garam yang berasal dari asam

lemah dan basa kuat di dalam air:

CH3COONa CH3COO- + Na+

52

ion Na+ tidak bereaksi dengan air, sedangkan ion CH3COO- akan berekasi dengan air

karena merupakan basa (konjugat) kuat.

CH3COO- + H2O CH3COOH + OH-

Karena H+ dari molekul air diikat oleh ion CH3COO- maka di dalam larutan terdapat

kelebihan OH-, sehingga lautan bersifat basa (pH > 7).

Tetapan kesetimbangan untuk reaksi hidrolisis di atas adalah:

K = [CH3COOH] [OH][CH3COO-] [H2O]

[H2O] di dalam kesetimbangan di atas harganya tetap, maka

Kh = [CH3COOH] [OH-]

[CH3COO-]

Kh disebut tetapan hidrolisis, harganya dengan mudah dapat dihitung menggunakan Ka

dari asam lemah, perhatikan uraian berikut:

Kh = [CH3COOH] [OH-]

[CH3COO-] x

[H+][H+]

Penyusunan persamaan di atas menghasilkan:

Kh = [CH3COOH]

[CH3COO-] [H+] x [OH-] [H+]

di mana

[CH3COOH]

[CH3COO-] [H+] =

1Ka

; dan [OH-] [H+] = Kw

maka:

Kh = KwKa

Dengan melihat harga Ka pada tabel 3(halaman ...), maka Kh dengan mudah dapat

dihitung.

Garam yang berasal dari asam lemah dan basa kuat, misalnya NH4Cl dan NH4NO3, atau

secara umum dituliskan sebagai LA akan mengalami reaksi hidrolisis sbb:

53

A- + H2O HA + OH-

Kh = [HA] [OH-]

[A-]

Di dalam larutan garam LA di atas, besarnya [HA] = [OH-] dan [A-] = konsentrasi garam

yang dilarutkan [garam], maka:

[OH-]2 = Kh [garam] atau [OH-] = Kh [garam]

Hal yang sama, bila di dalam air dilarutkan NH4Cl, suatu garam yang berasal dari asam

kuat dan basa lemah, maka akan terjadi rekasi hidrolisis:

NH4+ + H2O NH4OH + H+

OH- dari air diikat oleh NH4+, sehingga di dalam larutan terdapat kelebihan H+ dan

larutan bersifat asam (pH < 7).

Dengan penurunan yang mirip hidrolisis larutan garam yang berasal dari asam lemah dan

basa kuat, maka pada hidrolisis garam yang berasal dari asam kuat dengan basa lemah

(NH4Cl) akan diperoleh hubungan-hubungan:

Kh = KwKb

dan [H+]2 = Kh [garam] atau [H+] = Kh [garam]

Sedangkan untuk garam yang berasal dari asam lemah dan basa lemah, misalnya NH4CN

akan mengalami hidrolisis total, artinya semua ion-ion hasil ionisasinya akan bereaksi

dengan air. Sifat larutannya tergantung dari kekuatan asam dan kekuatan basanya. Jika

asam lebih kuat, maka larutan akan bersifat asam dan sebaliknya, jika basa lebih kuat,

maka larutan akan bersifat basa.

Misalnya untuk garam NH4CN, akan bersifat basa, karena sifat basa lebih kuat. Tetapan

hidrolisa untuk garam jenis ini adalah:

Kh = Kw

Ka Kb

54

pH larutan garam asam

Beberapa asam berbasa banyak dapat membentuk garam asam, yaitu jika terjadi netralisasi

parsial. Misalnya KHSO4, KH2PO4, NaHCO3, KHCO3, dll.

Apakah larutan garam asam akan bersifat asam (pH < 7) atau bersifat basa (ph >7) adalah

tergantung pada apakah sisa asam akan berfungsi sebagai asam yang akan mengion lebih

lanjut atau apakah sisa asam tersebut mengalami hidrolisa. Untuk menilai reaksi yang

mana yang akan terjadi dengan mudah (disederhanakan) dapat dilihat dari perbandingan

antara Ka dengan Kh.

Jika Ka > Kh, maka akan terjadi pengionan yang menghasilkan H+,reaksi hidrolisa

diabaikan, sehingga larutan akan bersifat asam.

Jika Kh > Ka, maka akan terjadi hidrolisa, reaksi pengionan diabaikan, sehingga larutan

bersifat basa. Untuk jelasnya perhatikan contoh berikut:

Contoh 27 :

Berapakah pH larutan 0,1 M KHCO3 ?

H2CO3 HCO3- + H+ ; Ka1 = 4,3 x 10-7

HCO3- CO32- + H+ ; Ka2 = 5,6 x 10-11

Jawab:

Jika garam asam KHCO3 dilarutkan di dalam air, maka akan dihasilkan HCO3- yang

konsentrasinya sama dengan konsentrasi garam asam tersebut. Ada dua reaksi yang terjadi

terhadap HCO3-, yaitu

ionisasi : HCO3- CO32- + H+ ; Ka2 = 5,6 x 10-11

hidrolisis: HCO3- + H2O H2CO3 + OH-

Kh = KwKa1

= 10-14

4.3 x 10-7 = 2,33 x 10-8

Karena Kh > Ka, maka rekasi hidrolisis yang lebih dominan, maka di dalam larutan ada

kelebihan OH- dan larutan bersifat basa.

[OH-] = Kh [garam]

[OH-] = 2.33 x 10-8 x 0.1

55

[OH-] = 4,83 x 10-5

pOH = 4,32

pH = 14 - 4,32

pH = 9,68

Jadi pH larutan 9,68, larutan bersifat basa

2.12 Indikator Asam Basa

Indikator asam basa adalah asam lemah atau basa lemah yang bentuk asamnya mempunyai

warna yang berbeda tajam dengan warna bentuk basanya. Secara umum indikator asam

basa HIn akan mebentuk kesetimbangan ionisasi sbb:

HIn In- + H+ bentuk asam bentuk basa warna 1 warna 2

Di dalam larutan asam, [H+] besar, kesetimbangan ionisasi asam basa di atas bergeser ke

kiri, maka warna dari bentuk asam (warna 1) dominan. Sebaliknya di dalam larutan basa,

kesetimbangan akan bergeser ke kanan dan warna bentuk basa (warna 2) menjadi dominan.

Pada kondisi [In-] = [HIn], maka akan tampak warna campuran ke duanya, pada kondisi ini

warna indikator akan berubah dengan tajam dengan sedikit perubahan [H+] yang disebut

dengan daerah kerja indikator. Sehingga perubahan warna indikator bisa digunakan seba-

gai petunjuk besarnya [H+] atau pH di dalam larutan. Daerah kerja pH beberapa indicator

diberikan dalam table 5.

Tabel 5 - Daerah perubahan warna beberapa indikator

No. INDIKATOR PERUBAHAN WARNA DAERAH pH

1 Timol biru merah ke kuning 1,2 - 2,8

2 Bromofenol biru kuning ke biru 3,0 - 4,6

3 Metil Orange merah ke kuning 3,2 - 4,4

4 Metil merah merah ke kuning 4,8 - 6,0

5 Bromotimol biru kuning ke biru 6,0 - 7,6

6 Fenolftalin tak berwana ke merah 8,2 - 10,0

Contoh 28:

56

Berapa kira-kira pH larutan jika dengan:

fenolftalein = tak berwarna

metil orange = kuning

bromotimol biru = kuning

metil merah = oranye

Jawab:

pH larutan adalah sekitar 5.

2.13 Titrasi Asam Basa

Larutan kimia sering dilibatkan dalam reaksi-reaksi yang digunakan untuk membuat

senyawa kimia tertentu atau digunakan untuk melakukan analisa kimia. Di dalam

penggunaannya untuk analisa kimia sebenarnya didasarkan pada perhitungan stokiometri,

oleh karena itu pengetahuan tentang konsentrasi dan volume larutan sangat diperlukan.

Contoh 29

Cu(NO3)2 dibuat dengan mereaksikan logam Cu dengan larutan HNO3

6 M. Berapakah volume HNO3 6 M diperlukan untuk membuat 10 g Cu(NO3)2 . ?

Reaksi pembuatan Cu(NO3)2 :

3Cu (s) + 8HNO3 (aq) 3Cu(NO3)2 (aq) + 2NO (g) + 4H2O (l)

Jawab:

10 g Cu(NO3)2 = 10 g

187.5 g/mol = 0,053 mol Cu(NO3)2

Sesuai dengan persamaan reaksinya maka:

mol Cu(NO3)2 : mol HNO3 = 3 : 8

0,053 : mol HNO3 = 38

mol HNO3 = 8 x 0.053

3 = 0,141

HNO3 yang diperlukan adalah 0,141 mol, sehingga volume HNO3 yang diperlukan

adalah:

57

molartitas = mol terlarut

volume larutan

atau: Volume HNO3 = mol HNO3molaritas

Volume HNO3 =0.141 mol6 mol/ltier

Volume HNO3 = 0,0235 liter

Jadi Volume HNO3 6 M yang diperlukan adalah 23,5 ml.

Proses penentuan konsentrasi suatu sampel dalam larutan dengan penambahan sejumlah

(volume) larutan standar sampai terjadi reaksi secara sempurna, umumnya ditujukkan

dengan perubahan warna suatu indikator, disebut dengan titrasi. Larutan standar biasanya

ditambahkan dari buret ke dalam sejumlah volume tertentu larutan sampel sampai jumlah

ke duanya ekivalen.

Ekivalen asam basa

Berat ekivalen asam basa adalah berat suatu zat (dalam gram) yang akan menghasilkan,

bereaksi dengan, atau ekivalen dengan satu mol H+.

berat ekivalen = berat molar

jumlah mol H+ yang dihasilkan atau diperlukan

Misalnya, satu mol H2SO4 (Mr = 98 g/mol) akan menghasilkan dua mol H+, sehingga

berat ekivalen asam basa H2SO4 = 49 g/ekivalen. Namun demikian, untuk menentukan

berat ekivalen suatu zat harus diperhatikan reaksi asam basanya. Misalnya dua reaksi yang

dapat terjadi antara K2CO3 dengan HCl:

1. 2 HCl + K2CO3 2KCl + CO2 + H2O

2. HCl + K2CO3 KHCO3 + KCl

pada reaksi 1, K2CO3 akan menghasilkan 2 ekivalen /mol

pada reaksi 2, K2CO3 akan menghasilkan 1 ekivalen/mol.

58

ekivalen asam basa = berat zat

berat ekivalen

Larutan yang mengandung 1 ekivalen zat terlarut per liter larutan disebut dengan larutan

satu normal.

Normalitas; N = ekivalen

liter

Di dalam titrasi asam basa, jika suatu asam atau basa dititrasi, pada setiap penambahan

larutan penitrasi akan terjadi perubahan pH. Plot dari pH lawan volume penitrasi yang

ditambahkan disebut dengan kurva titrasi. Perubahan pH selama titrasi dapat dihitung

menggunakan cara-cara penghitungan pH larutan seperti sudah dijelaskan di muka. Secara

umum dalam pembuatan kurva titrasi melibatkan empat cara penghitungan pH, misalnya

titrasi antara CH3COOH, suatu asam lemah dengan KOH, suatu basa kuat, yaitu :

1. Titik awal, yaitu sebelum basa ditambahkan. Larutan hanya berisi CH3COOH, pH

dihitung berdasarkan kesetimbangan ionisasi asam lemah.

2. Daerah perubahan, yaitu setelah basa ditambahkan tetapi belum mencapai titik

ekivalen, sehingga jumlah asam lebih banyak dari basa. pH larutan dihitung

menggunakan pH buffer

3. Titik ekivalen, yaitu pada saat jumlah ekivalen asam sama dengan jumlah

ekivalen basa. Titrasi asam basa bekerja berdasarkan reaksi netralisasi, reaksi

antara asam dengan basa, maka titik ekivalen tercapai jika jumlah ekivalen asam

sama dengan jumlah ekivalen basa.

Pada titik ekivalen, Ekivalen asam = ekivelen basa

Na ekivalen

liter . (Va liter) = Nb ekivalen

liter . (Vb liter)

di mana : Na dan Nb = normalitas asam dan normalitas basa

Va dan Vb = molume asam dan volume basa

pH larutan pada titik ekivalen dihitung berdasarkan pH hidrolisa / larutan garam.

4. Setelah titik ekivalen, yaitu terdapat kelebihan basa, maka pH larutan dihitung

berdasarkan pH larutan basa.

Meskipun pembuatan kurva titrasi didasarkan pada empat daerah pH seperti di atas, namun

cara penghitungan pHnya tergantung pada:

59

1. Larutan standar mana yang ditambahkan dari buret, apakah asamnya atau basanya

2. asam atau basa yang ditambahkan, termasuk asam/basa kuat atau lemah.

504540353025201510500

1

2

3

4

5

6

7

8

9

10

11

12

1314

Volume NaOH yang ditambahkan, ml

titik ekivalen

Gambar 2. Grafik titrasi antara basa kuat dengan asam lemah

Jenis kurva titrasi antara asam lemah dengan asam kuat, misalnya 25 ml CH3COOH 0,1M

dititrasi dengan NaOH 0,1 M adalah seperti pada gambar 2.

Pengetahuan tentang grafik titrasi diperlukan pada pemilihan indikator asam basa yang

sebaiknya digunakan di dalam suatu titrasi asam basa. Indikator yang digunakan

hendaknya mengalami perubahan warna tepat pada titik ekivalen, sehingga titik akhir

(titrasi dihentikan) sama dengan titik ekivalen.

Misalnya pada grafik titrasi seperti pada contoh di atas, titik ekivalen berada pada pH 8,73,

yaitu pada saat volume NaOH yang ditambahkan = 25 ml. Bila dalam titrasi tersebut

digunakan fenolftalin, yang mana warnanya berubah pada pH 8,2 (merah muda), dan titrasi

dihentikan pada titik itu (pH 8,2) berarti NaOH yang ditambahkan sebanyak 24,99 ml,

suatu volume yang sangat dekat dengan 25 ml. Sehingga fenolftalin dapat digunakan

dalam titrasi tersebut.

Contoh 30.

60

Untuk menentukan konsentrasi larutan HCl, dilakukan pembakuan dengan cara mentitrasi

larutan HCl dengan Na2CO3 murni. Jika 40 ml HCl memerlukan 0,21 g Na2CO3 .

Berapakah konsentreasi larutan HCl tersebut?

Jawab:

Titrasi HCl dengan Na2CO3 di dasarkan reaksi:

2 HCl + Na2CO3 2NaCl + CO2 + H2O

sehingga satu mol Na2CO3 setara dengan dua ekivalen Na2CO3 :

Berat ekivalen = (106 g

mol ) (1 mol

2 ekivalen ) = 53 g

ekivalen

Jumlah ekivalen Na2CO3 yang diperlukan dalam titrasi = 0.21 g

53 g/ekivalen

= 3,96 X 10-3 ekivalen

Pada titik ekivalen,

ekivalen HCl = ekivalen Na2CO3

NHCl ekivalen

liter . (Va liter) = 3,96 X 10-3 ekivalen

NHCl. 40 ml (10-3 liter

ml ) = 3,96 X 10-3 ekivalen

NHCl = 0,099 ekivalen

liter

Jadi normalitas larutan HCl = 0,099 N

Soal-soal latihan

1. Tentukan tetapan kesetimbangan ionisasi larutan-larutan yang pH nya telah diukur

dengan pH meter seperti berikut:

a. larutan CH3COOH 0,1 M mempunyai pH 3,39

b. larutan HCN 0,05 M mempunyai pH 5,25

c. larutan NH3 0,04 M mempunyai pH 10,92

d. larutan HCNO 0,20 M mempunyai pH 2,70

e. larutan CH3NH2 0,03 M mempunyai pH 11,28

61

2. Suatu larutan dibuat dengan melarutkan 5 g asam asetat di dalam 500 mL larutan. Ka =

1,8 x 10-5

a. Berapakah pH larutan?

b. Jika ke dalam larutan tersebut ditambahkan 5 g Na-asetat, berapa pH larutan?

3. 50 ml larutan NH3 0,1 M dititrasi dengan HCl 0,1 M dengan menggunakan indikator

metil merah. Kb NH3 = 1,8 x 10-5

a. Berapa pH larutan pada saat penambahan 25 ml, 45 ml, 49,8 ml, 50,1 ml, 55 ml dan

75 ml larutan HCl 0,1 M.

b. Berapa pH pada titik ekivalen

c. Berapa ml HCl 0,1 M diperlukan untuk mencapai titik akhir titrasi?

4. Berapakah konsentrasi HCO3- di dalam lerutan H2CO3 0,1 M yang pH nya 3 dan

berapakah konsentrasi CO32- di dalam lrutan tersebut?

Ka1 = 4,3 x 10-7 dan Ka2 = 5,6 x 10-11.

5. Hitunglah pH larutan-larutan:

a. Mg(CO3)2 0,02 M, Ka H2CO3 = 4,3 x 10-7 dan Ka HCO3- = 5,6 x 10-11

b. H2S 0,1 M, Ka H2S = 10-7; KaHS- = 10-13

c. NH3 0,05 M, Kb NH3 = 1,8 x 10-5

d. NH4NO3 0,02 M, Kb NH3 = 1,8 x 10-5

e. Ca(CH3COO)2 0,5 M, Ka CH3COOH = 1,8 x 10-5

f. KHSO4 0,05 M, Ka HSO4- = 1,1 x 10-2

6. Untuk mentitrasi secara sempurna 40 ml H2SO4 0,1 N diperlukan berapa:

a. ml larutan KOH 0,15 N

b. mg KOH

c. mg Zn

d. ml larutan Na2CO3 0,05 N

7. Tunjukkan mana zat-zat yang berperan sebagai asam, basa serta asam-basa konjugatnya:

a. H2S + NH3 HS- + NH4+

62

b. H2PO4- + H2O H3PO4 + OH-

c. HCN + H2O CN- + H3O+

d. H2PO4- + H2PO4- H3PO4 + HPO4=

e. CH3COOH + HCN CH3COOH2+ + CN-

8. Bakteri di dalam air dapat dibunuh menggunakan natrium azida (NaN3) yang dilarutkan

di dalamnya dengan konsentrasi kecil. Berapa pH larutan natrium azida 0,001 M jika

Ka asam hidrazoat (HN3) = 1,9 x 10-5.