documentph

pH DAN KEKUATAN KEASAMAN

Sifat Asam-Basa Air

Air merupakan pelarut yang unik. Salah satu sifat khas air ialah kemampuannya berfungsi sebagai asam atau basa. Fungsi air sebagai basa dalam reaksi dengan asam seperti HCl dan CH3COOH, dan fungsinya sebagai asam dalam reaksi dengan basa seperti NH3. Air adalah elektrolit yang sangat lemah sehingga merupakan konduktor listrik yang buruk, tetapi air mengalami ionisasi dalam tingkat rendah:

H2O (l) H+ (aq) + OH– (aq)

Reaksi ini kadang-kadang disebut ionisasi-diri (autoionization) air. Dalam kerangka Brønsted-Lowry, sifat asam-basa air digambarkan sebagai berikut:

atau

H2O + H2O H3O+ + OH– asam basa asam basa

Pasangan asam-basa konjugasinya adalah (1) H2O (asam) dan OH– (basa) dan (2) H3O+ (asam) dan H2O (basa)

Hasil Kali Ion (Kw) Air

Dalam mempelajari reaksi asam-basa, kuncinya adalah konsentrasi ion hidrogen; nilainya menunjukkan keasaman atau kebasaan suatu larutan. Karena hanya sedikit fraksi molekeul air yang terion, konsentrasi air [H2O] benar-benar tetap tidak berubah (55,55 M). Oleh karena itu, konstanta kesetimbangan otoionisasi air adalah

Kc = [H3O+] [OH–]

Karena kita menggunakan H+ (aq) dan H3O+ (aq) dapat saling menggantikan untuk mewakili proton terhidrat, konstanta kesetimbangannya dapat juga ditulis sebagai

Kc = [H+] [OH–]

Untuk menunjukkan bahwa konstanta kesetimbangan merujuk pada otoionisasi air, kita mengganti Kc dengan Kw, sehingga

Kw = [H3O+] [OH–] = [H+] [OH–]

di mana Kw disebut konstanta hasil kali ion air, yaitu hasil kali konsentrasi molar ion H+ dan ion OH– pada suhu tertentu.

Dalam air murni pada 25°C, konsentrasi ion H+ dan ion OH– adalah sama dan diketahui [H+] = 1,0 x 10–7 M dan [OH–] = 1,0 x 10–7 M. sehingga

Kw = (1,0 x 10–7)( 1,0 x 10–7) = 1.0 x 10–14

Baik untuk air murni atau larutan spesies tertentu dalam air, hubungan berikut tetap berlaku pada 25°C:

pH – Visit the student website at college.hmco.com/pic/ebbing9e Halaman 1

Kw = [H+][OH–] = 1.0 x 10–14

Jika [H+] = [OH–] larutan dikatakan netral. Dalam larutan bersifat asam, terdapat kelebihan ion H+ dan [H+] > [OH–]. Dalam larutan basa, terdapat kelebihan ion hidroksida, sehingga[H+] < [OH–]. Dalam praktiknya, kita dapat mengubah baik konsentrasi ion H+ atau ion OH– dalam larutan, tetapi kita tidak dapat mengubah keduanya secara bebas. Jika kita mengatur suatu larutan sehingga [H+] = 1,0 x 10–6 M, konsentrasi ion OH–

harus berubah menjadi

pH – Ukuran Keasaman

Karena konsentrasi ion H+ dan ion OH– dalam larutan berair seringkali sangat kecil dan karenanya tidak nyaman menggunakannya, maka ahli kimia Denmark S.P.L. Sorensen pada tahun1909 mengajukan ukuran yang lebih praktis yang disebut pH. (Dalam beberapa literatur disebut-sebut singkatan dari Potenz Hydrogen). pH suatu larutan didefinisikan sebagai nilai negatif logaritma dari konsentrasi ion hidrogen (dalam mol/L):

pH = – log [H3O+] or pH = – log [H+]

ingatlah bahwa persamaan di atas merupakan definisi sederhana yang dirancang untuk membuat kita nyamaan menggunakannya. Logaritma negatif menghasilkan bilangan pH positif. Istilah [H+] dalam persamaan tersebut menyangkut hanya bagian numerik dari ungkapan konsentrasi ion hidrogen, sehingga tidak memiliki dimensi dan satuan.

Karena pH adalah cara sederhana mengungkapkan konsentrasi ion hidrogen, larutan asam atau basa pada suhhu 25oC dapat dibedakan dengan nilai pH-nya sebagai berikut:

Larutan Asam : [H+] > 1.0 x 10–7 M, pH < 7.00

Larutan Basa : [H+] < 1.0 x 10–7 M, pH > 7.00

Larutan Netral : [H+] = 1.0 x 10–7 M, pH = 7.00

Gambar 1 Skala pH. Larutan yang memiliki pH kurang dari 7 bersifat asam; pH lebih dari 7 bersifat basa.

Perhatikan bahwa pH meningkat jika [H+] berkurang. Kadang-kadang kita diberi nilai pH suatu larutan dan diminta menghitung konsentrasi ion H+. Dalam kasus begini, kita perlu mencari nilai antilog dari persamaan pH di atas sebagai berikut:

[H+] = 10–pH

Di laboratoriium, nilai pH larutan diukur dengan menggunakan pH meter.


Sampel Nilai pHAsam (getah) lambung 1,0 – 2,0Cuka 3,0Jus anggur 3,2Jus jeruk (orange) 3,5Urin 4,8 – 7,5Air terbuka 5,5Susu 6,5Air mata 7,4Darah 7,35 – 7,45

Gambar 2 Salah satu contoh pH meter Tabel 1 Nilai pH beberapa fluida penting

Perlu diingat, bahwa nilai pH larutan yang didapat melalui pengukuran biasanya berbeda dengan hasil perhitungan, karena konsentrasi molar ion H+ secara numerik tidak sama dengan nilai aktivitasnya. Meskipun kita akan terus gunakan nilai konsentrasi dalam pelajaran kita, penting difahami bahwa cara ini hanya memberikan nilai pendekatan terhadap proses kimia sebenarnya yang berlangsung dalam fase larutan.

Tabel 1 memuat nilai-nilai pH beberapa cairan umum. Seperti terlihat, pH beberapa cairan tubuh berbeda-beda, tergantung lokasi dan fungsinya. pH rendah (keasaman tinggi) asam lambung memudahkan percernaan sedangkan pH tinggi darah diperlukan untuk mengangkut oksigen.

Skala pOH analog dengan skala pH dapat ditemukan dengan menggunakan negatif logaritma konsentrasi ion hidroksida dalam larutan. Maka kita definisikan pOH sebagai

pOH = – log [OH–]

Jika kita diberi nilai pOH larutan dan diminta menghitung konsentrasi ion OH– , kita dapat gunakan persamaan antilog sebagai berikut

[OH–] = 10–pOH

Ingat lagi konstanta hasil kali ion air pada 25°C:

[H+][OH–] = Kw = 1.0 x 10–14

Dengan mengambil nilai negatif logaritma kedua sisi, kita dapatkan

– (log [H+] + log [OH–]) = – log (1.0 x 10–14)

– log [H+] – log [OH–] = 14.00

Dari definisi pH dan pOH kita dapatkan

pH + pOH = 14.00

Persamaan ini memberi kita cara lain mengungkapkan hubungan antara konsentrasi ion H+ dan ion OH–.

Contoh soal Konsentrasi ion H+ dalam sebotol cuka meja adalah 4,1 x 10–4 M begitu dibuka tutupnya. Setengahnya dipakai dan setengahnya dibiarkan terbuka. Setelah sebulan diketahui konsentrasi ion hidrogen sama dengan 2,3 x 10–3 M. Hitunglah pH cuka dalam dua keadaan ini!

Strategi Kita mengetahui konsentrasi ion H+ dan diminta menghitung pH larutan. Apakah definisi pH?

Penyelesaian Berdasarkan persamaan pH = – log [H+], pada kondisi awal dimana [H+] = 4,1 x 10–4 M, maka

pH = – log [H+] = – log [ 4,1 x 10–4] = – log (4,1) + – log 10–4

= – 0,61 3.39 + 4,00 = 3,39pH – Visit the student website at college.hmco.com/pic/ebbing9e Halaman 3

Pada kondisi kedua, [H+] = 2,3 x 10–3 M, maka

pH = – log (2,3 x 10–3) = – log (2,3) – log 10–3

= – 0,36 + 3 = 2,64

Latihan Soal

1. Asam nitrat (HNO3) digunakan dalam pembuatan pupuk, pewarna, obat, dan bahan peledak. Hitung pH larutan HNO3 yang memiliki konsnetrasi ion hidrogen 0.76 M.

2. Manakah yang lebih asam: larutan dengan [H+] = 2.5 x 10–3 M ataukah larutan dengan pOH = 11.6?

Kekuatan Asam dan Basa

Asam kuat merupakan elektrolit kuat yang, untuk tujuan praktis, diasumsikan mengion sempurna dalam air (Gambar 3). Kebanyakan asam kuat adalah asam anorganik: asam klorida (HCl), asam nitrat (HNO3), asam perklorat (HClO4) dan asam sulfat (H2SO4):

HCl (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + Cl2 (aq)

HNO3(aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + NO3– (aq)

HClO4 (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + ClO4– (aq)

H2SO4(aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + HSO4– (aq)

Perhatikan bahwa H2SO4 merupakan asam diprotik; di sini hanya ditunjukkan ionisasi tahap pertama. Pada kesetimbangan, larutan asam kuat tidak akan mengandung molekul yang tidak terion.

Kebanyakan asam merupakan asam lemah, yang mengion dalam air secara terbatas. Pada kesetimbanga, larutan air asam lemah mengandung campuran molekul-molekul asam yang tidak mengion, ion H3O+, dan basa kunjugasi. Contoh asam lemah di antaranya asam fluorida (HF), asam asetat (CH3COOH), dan ion amonium (NH4

+).ionisasi asam lemah yang terbatas terkait dengan konstanta kesetimbangan ionisasinya, yang akan kita bahas pada bagian berikutnya.

Gambar 3 Tingkat ionisasi asam kuat seperti HCl (kiri) dan asam lemah semisal HF (kanan). Mulanya, terdapat 6 molekul HCl dan 6 molekul HF. Asam kuat dianggap mengion sempurna dalam larutan. Proton yang terdapat dalam larutan sebagai ion hidronium (H3O+).


Seperti asam kuat, basa kuat semuanya elektrolit kuat yang mengion sempurna dalam air. Hidroksida logam alkali dan alkali tanah tertentu adalah basa kuat. (Semua hidroksida logam alkali larut dalam air. Dari hidroksida alkali tanah, Be(OH)2 dan Mg(OH)2 tidak larut; Ca(OH)2 dan Sr(OH)2 sedikit larut; dan Ba(OH)2

terlarut dalam air). Beberapa contoh basa kuat adalah

NaOH (s) H2O Na+ (aq) + OH– (aq)

KOH (s) H2O K+(aq) + OH– (aq)

Ba(OH)2 (s) H2O Ba2+ (aq) + 2 OH– (aq)

Dengan tegas dapat dikatakan, hidroksida-hidroksida logam ini bukanlah basa Brønsted-Lowry karena tidak dapat menerima proton. Tetapi, ion hidroksida (OH–) yang terbentuk dari ionisasinya adalah basa Brønsted-Lowry karena dapat menerima proton:

H3O+ (aq) + OH– (aq) 2 H2O (l)

Jadi, saat kita menyebut NaOH atau hidroksida logam lainnya sebagai basa, kita sebenarnya merujuk pada spesies OH– yang diturunkan dari hidroksidanya.

Basa lemah, seperti juga asam lemah, adalah elektrolit lemah. Amonia mengion dalam air sebagai berikut:

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

Dalam reaksi ini NH3 berfungsi sebagai basa dengan menerima proton dari air membentuk ion NH4+ dan OH –. NH3 merupakan basa lemah karena hanya sebagian kecil molekulnya yang bereaksi.

Tabel 2 Kekuatan Relatif Pasangan Asam-Basa KonjugasiHClO4 (asam perklorat) ClO4

– (ion perklorat)HI (asam iodida) I– (ion iodida)HBr (asam bromida) Br– (ion bromida)HCl (asam klorida) Cl– (ion klorida)H2SO4 (asam sulfat) HSO4

– (ion hidrogen sulfat)HNO3 (asam nitrat) NO3- (ion nitrat)H3O+ (ion hidronium) H2O (air)HSO4

– (ion hidrogen sulfat) SO42– (ion sulfat)

HF (asam fluorida) F– (ion fluorida)HNO2 (asam nitrit) NO2

– (ion nitrit)HCOOH (asam format) HCOO– (ion format)CH3COOH (asam asetat) CH3COO– (ion asetat)NH4

+ (ion amonium) NH3 (amonia)HCN (asam sianida) CN– (ion sianida)H2O (air) OH– (ion hidroksida)NH3 (amonia) NH2

– (ion amida)

Tabel 2 memuat pasangan asam-basa konjugasi penting dalam urutan kekuatan relatifnya. Pasangan asam-basa konjugatifnya memiliki sifat-sifat berikut:

1. Jika asamnya kuat, maka basa konjugasinya tidak memiliki kekuatan yang terukur. Jadi, ion Cl- yang merupakan basa konjugasi asam kuat HCl, adalah basa yang sangat lemah.


Asam kuat

Asam lemah

Kekuatan Asam Meningkat

Kekuatan Basa Meningkat

2. H3O+ adalah asam yang paling kuat yang dapat eksis dalam larutan berair. Asam-asam yang lebih kuat dari H3O+ bereaksi dengan air menghasilkan H3O+ dan basa konjugasinya. Jadi, HCl yang lebih kuat dari H3O+ dan Cl-:

HCl (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + Cl– (aq)

Asam yang lebih lemah daripada H3O+ bereaksi dengan air dengan jumlah yang sangat kecil, menghasilkan H3O+ dan basa konjugasinya. Misalkan kesetimbangan berikut lebih cenderung ke arah kiri

HF (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + F– (aq)

3. Ion OH– merupakan basa terkuat yang dapat eksis dalam larutan berair. Basa-basa yang lebih kuat daripada OH– bereaksi dengan air menghasilkan OH– dan asam konjugasinya. Contoh, ion oksida (O2–) lebih basa daripada OH– sehingga bereaksi sempurna dengan air sebagai berikut:

O2– (aq) + H2O (l) 2 OH– (aq)

Untuk alasan ini ion oksida tidak eksis dalam larutan berair.

Asam Lemah dan Konstanta Ionisasi Asam

Sebagaimana kita ketahui, ada beberapa asam yang relatif kuat. Mayoritas sangat banyak asam adalah asam lemah. Ambil pemisalan asam lemah monoprotik HA. Ionisasinya dalam air ditunjukkan oleh

HA (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + A– (aq)

atau

HA (aq) H+ (aq) + A– (aq)

Konstanta kesetimbangan ionisasi ini ialah

Ka=¿¿ atau Ka=¿¿

Di mana Ka (konstanta ionisasi asam) ialah konstanta kesetimbangan untuk ionisasi suatu asam. Pada suhu tertentu, kekuatan asam HA diukur secara kualitatif dengan besarnya Ka. Makin besar nilai Ka, makin kuat keasamannya, artinya makin besar konsentrasi ion H+ pada kesetimbangan yang dihasilkan ionisasinya. Ingatlah bahwa hanya asam lemah yang memiliki nilai Ka.

Tabel 3 memuat sejumlah asam lemah dan nilai Ka pada suhu 25oC dalam urutan kekuatan asam berkurang. Meskipun semuanya merupakan asam lemah, di dalamnya kekuatannya sangat bervariasi. Misalkan Ka HF (nilainya 7,1 x 10–4) kira-kira 1,5 juta kali Ka HCN (4,9 x 10–10).

Tabel 3 Konstanta Ionisasi Beberapa Asam Lemah dan Basa Konjugasinya pada suhu 25oC

Nama Asam Rumus Nilai Ka Basa Konjugasi 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 (Vit 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

Basa Lemah dan Konstanta Ionisasi Basa

Ionisasi basa lemah berlangsung dengan cara yang sama pada ionisasi asam lemah. Jika amonia terlarut dalam air, akan mengalami reaksi

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

Konstanta kesetimbangannya

Pembentukan ion hidroksida dalam reaksi ionisasi basa ini berarti bahwa [OH–] > [H+], maka pH > 7.

Dibandingkan dengan konsentrasi total air, sangat sedikit molekul air yang berubah dalam reaksi ini, sehingga kita bisa menjada [H2O] konstan. Jadi, kita dapat menuliskan konstanta ionisasi basa (Kb),

Tabel 4 memuat sejumlah basa lemah yang umum dan konstanta ionisasi. Perhatikan bahwa kebasaan semua zat ini dapat diterapkan pada pasangan bebas elektron dalam atom nitrogen. Kemampuan pasangan elektron bebas untuk menerima satu ion H+ meneyebabkan senyawa ini adalah basa Brønsted-Lowry.

Tabel 4 Konstanta Ionisasi Beberapa Basa Lemah dan Asam Konjugasinya pada suhu 25oC

Nama Basa Rumus Nilai Kb Asam Konjugasi Ka

Etilamin C2H5NH2 5,6 x 10–4 C2H5NH3+ 1,8 x 10–11

Metilamin CH3NH2 4,4 x 10–4 CH3NHO3+ 2,3 x 10–11

Amonia NH3 1,8 x 10–5 NH4+ 5,6 x 10–10

Piridin C5H5N 1,7 x 10–9 C5H5NH+ 5,9 x 10–6

anilin C6H5NH2 3,8 x 10–10 C6H5NH3+ 2,6 x 10–5

Kafein C8H10N4O2 5,3 x 10–14 C8H11N4O2+ 0,19

Urea H2NCONH2 1,5 x 10–14 H2NCONH3+ 5,6 x 10–10

Hubungan antara Konstanta Asam-Basa Konjugasi

Suatu hubungan pentin antara konstanta ionisasi asam dan konstanta ionisasi basa konjugasinya dapat diturunkan sebagai berikut (menggunakanasam asetat sebagai contoh):

CH3COOH (aq) H+ (aq) + CH3COO– (aq)

Ka=¿¿

Basa konjugasinya, CH3COO– , bereaksi dengan air menurut persamaan

CH3COO– (aq) + H2O (l) CH3COOH (aq) + OH– (aq)

Dan konstanta ionisasi basanyapH – Visit the student website at college.hmco.com/pic/ebbing9e Halaman 7

Kb=[CH 3COOH ]¿¿

Hasil kali kedua konstanta ionisasi ini ditunjukkan oleh

Ka Kb=¿¿ = [CH 3COOH ]¿¿

Ka Kb=¿

Ka Kb=K w

Hasil ini mungkin terlihat aneh pada mulanya, tetapi dapat difahami dengan menyadari bahwa jumlah reaksi (1) dan (2) adalah reaksi otoionisasi air.

(1) CH3COOH (aq) H+ (aq) + CH3COO– (aq) Ka

(2) CH3COO– (aq) + H2O (l) CH3COOH (aq) + OH– (aq) Kb

(3) H2O (l) H+ (aq) + OH– (aq) Kw

Contoh ini mengilustrasikan aturan kesetimbangan kimia: Jika dua reaksi dijumlahkan dan menghasilkan reaksi ketiga, konstanta kesetimbangan reaksi ketiga merupakan hasil kali konstanta kesetimbangan kedua reaksi yang dijumlahkan. Jadi untuk sembarang pasangan asam-basa konjugasi selalu berlaku

Ka . Kb = Kw atau Ka=K wK b

;Kb=K wK a

Indikator Asam – Basa

Walaupun kurang akurat, indikator asam-basa sering digunakan untuk mengukur pH, karena indikator mengubah warna dalam rentang pH yang sempit. Perubahan warna indikator melibatkan pencapaian kesetimbangan antara suatu kondisi asam dan kondisi basa yang memiliki warna berbeda. Jika kita misalkan kondisi asamnya sebagai Hin, maka kondisi basanya adalah In– dan kesetimbangannya

Hin (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + In– (aq)

Gambar 4 Perubahan warna beberapa indikator asam-basa. Indikator asam-basa merupakan zat warna dimana pada kondisi asam memiliki warna tertentu dan pada kondisi basa memiliki warna lain (berbeda). Timol biru merupakan asam diprotik dan memiliki dua perubahan warna (dalam gambar ditunjukkan dalam rentang asam dan dalam rentang basa).


Gambar 5 Beberapa indikator asam-basa dalam larutan dengan konsentrasi H3O+ berlainan

Titrasi Asam–Basa

Titrasi asam-basa merupakan suatu studi kuantitatif dari reaksi netralisasi asam-basa dengan suatu cara tertentu. Dalam titrasi, suatu larutan yang konsentrasinya diketahui secara tepat (disebut larutan standar) ditambahkan secara gradual ke dalam larutan lain yang tidak diketahui konsentrasinya, sampai reaksi di antara keduanya sempurna (disebut titik ekivalen). Jika kita mengetahui volum larutan standar dan larutan yang akan ditentukan konsentrasinya, maka berdasarkan konsentrasi larutan standar, kita dapat menghitung konsentrasi larutan lainnya.

Titrasi Asam Kuat – Basa Kuat

Reaksi antara asam kuat (misal, HCl) dan basa kuat (misal, NaOH) dapat diungkapkan dengan persamaan

atau

Gambar 6 Gambaran pH titrasi asam kuat – basa kuat. Larutan NaOH 0.100 M ditambahkan dari buret ke dalam 25,0 mL larutan HCl 0.100 M dalam labu Erlenmeyer. Kurva ini kadang-kadang merujuk sebagai kurva titrasi.

Titrasi Asam Lemah – Basa Kuat

Reaksi netralisasiantara asam asetat (asam lemah) dan natrium hidroksida (basa kuat):


atau

Gambar 7 Gambaran pH titrasi asam lemah – basa kuat. Lartan NaOH 0.100 M ditambahkan dari buret ke dalam 25,0 mL CH3COOH 0.100 M dalam labu Erlenmeyer. Karena terjadi hidrolisis oleh garam yang terbentuk, pH pada titik ekivalen lebih besar daripada 7.

Titrasi Asam Kuat – Basa Lemah

Kita kaji titrasi HCl, suatu asam kuat, dengan NH3, suatu basa lemah :

atau

Gambar 8 Gambaran pH titrasi asam kuat–basa lemah. Larutan HCl 0.100 M ditambahkan dari buret ke dalam 25,0 mL larutan NH3 0.100 M dalam labu Erlenmeyer. Karena terjadi hidrolisis, pH pada titik ekivalen kurang daripada 7.

Pada titrasi berlaku

Vasam x Masam = Vbasa x Mbasa


documentph

Documents