Larutan Asam Basa (Konsentrasi Ion H+ dan Ion OH-, Derajat Ionisasi Dan pH)

Asam adalah zat yang larutannya berasa asam, sedangkan basa adalah zat yang larutannya berasa pahit.

Teori Asam Basa Svante Arrhenius

Svante Arrhenius menyatakan bahwa asam adalah senyawa yang dapat menghasilkan ion hidrogen (H⁺) dan ion hidronium (H₃O⁺) apabila dilarutkan ke dalam air, sedangkan basa adalah senyawa yang dapat menghasilkan ion hidroksida (OH^-) apabila dilarutkan ke dalam air.

Contoh asam :

- Asam asetat atau asam cuka yang digunakan untuk memasak.

- Asam karbonat yang digunakan untuk memberi rasa segar pada minuman.

- Asam sitrat terdapat pada sari jeruk.

- Asam sulfat yang digunakan untuk aki.

Contoh basa :

- Soda api yang digunakan pada industri sabun, kertas dan tekstil.

- Magnesium hidroksida dan aluminium hidroksida yang digunakan untuk obat nyeri lambung.

- Kalsium hidroksida yang digunakan sebagai air kapur.

Teori Asam Basa Bronsted Dan Lowry

Bronsted dan Lowry mempunyai pandangan yang berbeda dengan Svante Arrhenius mengenai asam dan basa. Menurut keduanya, asam adalah molekul yang menyerahkan proton (pendonor proton), sedangkan basa adalah molekul yang menerima proton (akseptor proton).

Reaksi serah terima proton disebut reaksi kesetimbangan. Pasangan asam basa setelah terjadi reaksi kesetimbangan disebut asam basa konjugasi. Hasil reaksi kesetimbangan berupa asam disebut asam konjugasi, sedangkan hasil reaksi kesetimbangan berupa basa disebut basa konjugasi.

Pemindahan proton dari satu partikel ke partikel lain disebut proses protolisis. Apabila proses protolisis berlangsung antara molekul-molekul air sendiri disebut proses autoprotolisis.

Pada dasarnya, air dapat bertindak sebagai asam dan basa. Karena itu, air disebut bersifat amfiprotik.

Kertas Lakmus

Untuk mengetahui larutan yang bersifat asam atau basa dapat menggunakan kertas lakmus sebagai indikator. Dalam kertas lakmus terkandung senyawa kimia yang dapat menunjukkan perbedaan warna ketika dimasukkan ke dalam sebuah larutan.

Kertas lakmus memiliki beberapa jenis warna. Namun, kertas lakmus yang biasa digunakan dalam percobaan kimia adalah kertas lakmus yang berwarna merah dan biru.

Kertas lakmus merah yang dimasukkan ke dalam larutan asam akan menjadi merah, sedangkan jika dimasukkan ke dalam larutan basa akan menjadi biru.

Kertas lakmus biru yang dimasukkan ke dalam larutan asam akan menjadi merah, sedangkan jika dimasukkan ke dalam larutan basa akan menjadi biru.

Apabila larutan bersifat netral, baik kertas lakmus merah maupun biru tidak akan mengalami perubahan warna.

Larutan non elektrolit adalah larutan yang bersifat netral, sehingga tidak bereaksi terhadap kertas lakmus.

Asam

Senyawa asam adalah senyawa yang terdiri dari unsur hidrogen, oksigen dan unsur non logam. Senyawa asam dapat bersifat korosif.

Contoh senyawa asam bersifat korosif :

Jika sebuah paku dimasukkan ke dalam Asam klorida yang berlebihan akan terjadi gelembung-gelembung pada larutan dan paku menjadi bersih. Jika dibiarkan terus-menerus, paku akan menjadi semakin kecil.

Asam dibedakan menjadi tiga jenis berdasarkan jumlah ion H⁺ yang dapat dilepas oleh molekul asam jika dilarutkan ke dalam air, yaitu :

- Asam monoprotik adalah molekul asam yang melepaskan satu ion H⁺ dalam air.

Contoh : HNO_{3 (aq)} → H⁺_(aq) + NO₃^- _(aq)

- Asam diprotik adalah molekul asam yang melepaskan dua ion H⁺ dalam  air.

Contoh : H₂SO_{4 (aq)} → 2H⁺_(aq)  + SO₄^2-_(aq)

- Asam triprotik adalah molekul asam yang melepaskan tiga ion H⁺ dalam air.

Contoh : H₃PO_{4 (aq)} → 3H⁺_(aq) + PO₄^3- _(aq)

Asam dibedakan menjadi dua jenis berdasarkan besar derajat ionisasi jika dilarutkan ke dalam air, yaitu :

- Asam kuat adalah asam yang memiliki derajat ionisasi = 1 atau asam yang terionisasi secara sempurna dan tidak mengalami reaksi kesetimbangan. Contoh HCl, HNO₃, H₂SO₄ dan HCIO₄.

- Asam lemah adalah asam yang memiliki derajat ionisasi (0< α <1) atau asam yang terionisasi sebagian dan mengalami reaksi kesetimbangan. Contoh CH₃COOH,  H₂CO₃ dan H₂S.

Kekuatan senyawa asam juga dapat ditentukan dengan derajat keasaman (pH). Jika derajat keasaman semakin mendekati 1, maka asam bersifat kuat.

Asam karboksilat termasuk asam lemah. Tentang asam karboksilat terdapat dalam artikel Asam Karboksilat Dan Turunan Asam Karboksilat Alifatik dan Asam Dikarboksilat Dan Asam Trikarboksilat.

Tata Nama Senyawa Asam

- Selalu diawali dengan kata asam

- Apabila berupa senyawa biner, penamaan untuk nama keduanya diberi akhiran –ida.

Contoh :

HBr = Asam Bromida

Hl = Asam Iodida

H₂S = Asam Sulfida

- Apabila bereaksi dengan oksigen, penamaan untuk nama keduanya adalah sesuai dengan nama anionnya.

Contoh :

H₂CO₃ = Asam Karbonat

H₂CrO₄ = Asam Kromat

H₃PO₄ = Asam Fosfat

- Apabila bereaksi dengan oksida asam berupa unsur halogen, penamaan untuk nama keduanya adalah

• ·         Jika mengikuti aturan IUPAC diberi akhiran –at dan angka romawi di dalam kurung untuk jumlah biloksnya.

Contoh :

HBrO = Asam Bromat (I)

HClO₂ = Asam Klorat (III)

HClO₃ = Asam Klorat (V)

HBrO₄ = Asam Bromat (VII)

• ·         Jika mengikuti aturan Trivial, untuk biloks +1 diberi awalan hipo- dan diberi akhiran –it, untuk biloks +3 diberi akhiran –it setelah nama unsur halogennya, untuk biloks +5 diberi akhiran –at dan untuk biloks +7 diberi awalan per- dan akhiran –at.

Contoh :

HClO = Asam Hipoklorit

HClO₂ = Asam Klorit

HIO₃ = Asam Iodat

HClO₄ = Asam Perklorat

Berikut ini contoh persamaan reaksi asam jika senyawa oksida non logam bereaksi dengan air :

N₂O₃ + H2O → 2HNO₂ (Asam Nitrit)

N₂O₅ + H2O → 2HNO₃ (Asam Nitrat)

SO₃ + H2O → H₂SO₄ (Asam Sulfat)

Basa

Senyawa basa dapat menetralkan asam jika menerima ion hidrogen. Selain rasanya yang pahit, senyawa basa juga bersifat licin, menyebabkan pelapukan dan kaustik. Umumnya, senyawa basa berupa unsur logam dan ion OH^-.

Contoh senyawa basa bersifat kaustik :

Soda api dapat melepuhkan kulit dan membuat mata menjadi buta.

Senyawa basa dapat memberikan ion OH^- melalui dua cara, yaitu :

- Jika senyawa basa berada dalam pelarut air

Contoh : NaOH → Na⁺ + OH^-

- Jika senyawa basa bereaksi dengan air

Contoh : NH₃ + H₂O → NH₄⁺ + OH^-

Untuk memperlihatkan sifat basanya, larutan amonia ditulis sebagai NH₄OH.

Basa dibedakan menjadi dua jenis berdasarkan kemampuannya melepaskan ion OH^-, yaitu :

- Basa kuat adalah basa yang memiliki derajat ionisasi = 1 atau basa yang terionisasi secara sempurna dan tidak mengalami reaksi kesetimbangan.  

Umumnya, basa kuat memiliki unsur logam yang berasal dari golongan alkali dan golongan alkali tanah.

Contoh : NaOH, KOH, Ca(OH)₂ dan Ba(OH)₂

- Basa lemah adalah basa yang memiliki derajat ionisasi (0< α <1) atau basa yang terionisasi sebagian dan mengalami reaksi kesetimbangan. Basa lemah tidak dapat berubah seluruhnya menjadi ion hidroksida jika berada dalam larutan. 

Umumnya, basa lemah sulit larut dalam air, kecuali NH₄OH.

Contoh : NH₄OH dan Ni(OH)₂

Kekuatan basa juga ditentukan dengan derajat keasaman (pH). Jika derajat keasaman semakin mendekati 14, maka basa bersifat kuat.

Tata Nama Senyawa Basa

- Selalu diawali dengan nama kation/ion logamnya.

- Selalu diakhiri kata hidroksida.

- Jika jumlah biloks lebih dari 1, maka dituliskan jumlah biloksnya dalam angka romawi di dalam kurung setelah nama kationnya.

Contoh :

NaOH   = Natrium Hidroksida          Ba(OH)₂  = Barium Hidroksida

KOH     = Kalium Hidroksida             Al(OH)₃   = Aluminium Hidroksida

Mg(OH)₂ = Magnesium Hidroksida   Fe(OH)₃  = Besi(III) Hidroksida

Ca(OH)₂ = Kalsium Hidroksida           NH₄OH    = Amonium Hidroksida

Sr(OH)₂ = Stronsium Hidroksida       Zn(OH)₂  = Seng (II) Hidroksida

Berikut ini contoh persamaan reaksi basa jika senyawa oksida logam bereaksi dengan air :

Na₂O + H₂O → 2NaOH

K₂O + H₂O → 2KOH

CaO + H₂O → Ca(OH)₂

MgO + H₂O → Mg(OH)₂

Senyawa Amfoter

Unsur yang merupakan senyawa amfoter adalah aluminium. Jika berada dalam lingkungan basa yang kuat, unsur aluminium akan menjadi asam. Jika berada dalam lingkungan asam yang kuat, unsur aluminium akan menjadi basa.

Contoh :

Al(OH)₃ = Aluminium Hidroksida

Jika berada dalam lingkungan basa yang kuat

Al(OH)₃ + OH^-  → Al(OH)₄^-

Jika berada dalam lingkungan asam yang kuat

Al(OH)₃ + 3H⁺  → Al³⁺  + H₂O

Untuk mengetahui cara menghitung biloks dapat dipelajari pada artikel Reaksi Redoks, Reaksi Autoredoks Dan Bilangan Oksidasi

Tetapan Kesetimbangan Air (K_w)

Air murni hampir tidak menghantarkan listrik, sehingga hanya sebagian kecil molekul-molekul yang dapat terionisasi menjadi ion H⁺ dan ion OH^-. Oleh karena itu, konsentrasi H₂O yang terionisasi lebih kecil dibandingkan H₂O mula-mula, sehingga konsentrasi H₂O dianggap tetap dan harga tetapan kesetimbangannya juga tetap.

Harga tetapan air adalah

K_w = [H⁺][OH^-]  

           [H₂O]

Besar konsentrasi air adalah 10^-14 atau pK_w (konsentrasi kesetimbangan air) = 14. Umumnya, besar konsentrasi air selalu tetap, meskipun dalalam larutan ditambahkan zat asam maupun basa.

Tetapan kesetimbangan air (K_w) dapat dipengaruhi oleh tetapan kesetimbangan ionisasi air (K_c), sehingga berlaku rumus :

K_c = K_w = [H⁺] x [OH^-]

Konsentrasi Ion H⁺ Dan Ion OH^- Pada Asam Basa

Jumlah ion H⁺ dan ion OH^- ditentukan dari derajat ionisasi. Ionisasi adalah proses ketika atom atau molekul kehilangan satu elektronnya, sehingga menghasilkan kation dan anion. Derajat ionisasi adalah jumlah partikel netral yang terdapat dalam gas atau larutan cair yang dapat terionisasi untuk menjadi partikel bermuatan. Derajat ionisasi disebut juga derajat disosiasi.

Derajat disosiasi digunakan hanya untuk menentukan kekuatan suatu asam. Apabila derajat disosiasi lebih dari 30 %, maka asam bersifat kuat. Apabila derajat disosiasi kurang dari 30 %, maka asam bersifat lemah.

Reaksi ionisasi asam lemah dan basa lemah merupakan reaksi kesetimbangan.

Dalam larutan asam, [H⁺] lebih besar daripada [OH^-]. Sebaliknya, jika dalam larutan basa, [OH^-] lebih besar daripada [H⁺]

Rumus Konsentrasi H+ 

Jika asam kuat adalah [H+] = M x valensi asam

Valensi asam ditentukan dari koefisien/angka di depan ion H⁺. Pada dasarnya, valensi asam merupakan jumlah ion H⁺ yang dihasilkan suatu molekul asam.

Jika asam lemah dapat dihitung dengan tiga cara, yaitu :

Cara 1

jika kesetimbangan asam lemah diketahui digunakan rumus sebagai berikut :

[H+] = √K_a.M 

Keterangan :

K_a = Kesetimbangan asam lemah

K_a dapat dihitung dengan rumus

K_a = [H+]² / Konsentrasi asam lemah (M)

Jika harga K_a semakin besar, maka semakin banyak zat yang terionisasi    dan asam menjadi semakin kuat. Asam sulfat (H₂SO₄) dapat terionisasi secara sempurna pada konsentrasi yang sangat encer.

Cara 2

Jika derajat ionisasi diketahui digunakan rumus sebagai berikut :

 [H⁺] = M(HA) x α

Keterangan :

α = Derajat ionisasi

M (HA) = Molaritas asam

Cara 3

Jika derajat keasaman (pH) diketahui digunakan rumus sebagai berikut :

pH = -log[H⁺]

Rumus Konsentrasi OH^-

Jika basa kuat adalah [OH^-] = M x valensi basa

Valensi basa ditentukan dari koefisien/angka di depan ion OH^-

Jika basa lemah dapat dihitung dengan tiga cara, yaitu :

Cara 1

jika kesetimbangan basa lemah diketahui digunakan rumus sebagai berikut :

[OH^-] = √K_b. M

Keterangan :

K_b = Kesetimbangan basa lemah

K_b dapat dihitung dengan rumus

K_b = [OH^-]² / Konsentrasi basa lemah (M)

Jika harga K_b semakin besar, maka semakin banyak zat yang terionisasi    dan basa menjadi semakin kuat.

Cara 2

Jika derajat ionisasi diketahui digunakan rumus sebagai berikut :

 [OH^-] = M(OH) x α

Keterangan :

α = Derajat ionisasi

M (OH) = Molaritas basa

Cara 3

Jika derajat keasaman (pH) diketahui digunakan rumus sebagai berikut :

pOH = - log[OH^-]

Derajat Keasaman (pH)

Jika terjadi kenaikan pada pH, maka larutan akan mengalami pengenceran 10 kali lipat dari pengenceran awal. Derajat keasaman merupakan bilangan positif yang dapat diperoleh dengan rumus :

pH = -log[H+]   atau  [H+] = 10^-pH

pOH = -log [OH-] atau  [OH-] = 10^-pOH

Jika dalam air pH dan pOH dapat dihitung menggunakan rumus

pH = pKw – pOH  atau  pH = 14 – pOH

Rumus ini berlaku untuk mencari sifat senyawa basa yang paling basa. Jika pH paling mendekati 14, maka senyawa tersebut yang paling basa.

Rumus tersebut didapat dari

 [H⁺] [OH^-] = K_w

-log[H⁺] – (-log [OH^-]) = -log K_w = -log 10^-14

-pH + pOH = 14

Maka, disimpulkan bahwa

Larutan bersifat netral jika [H⁺] = [OH^-] atau pH = 7

Larutan bersifat asam jika [H⁺] > [OH^-] atau pH < 7

Larutan bersifat basa jika [H⁺] < [OH^-] atau pH > 7

Catatan :

Berikut ini beberapa rumus logaritma

Log a^b = b log a -> rumus ini juga bisa digunakan untuk menjabarkan angka kuadrat.

Log 10 = 1
Log 100 = 2

Logaritma yang dijadikan dasar
Log 2 = 0,301
Log 3 = 0,477
Log 5 = 0,699
Log 7 = 0,845

-[log a – b] = b-log a

a – log b = - log a.10^b

^a log 1 = 0

^a log a = 1

^a log b = n → aⁿ = b

^a log ab = b

^a log b + ^a log c = a log bc

^a log b – ^a log c = a log (b.c)

Log a.b = log a + log b

a^a log b = b
Log angka desimal = log n/100
Contoh : 
log 0,24 = log 24/100
               = log 6 + log 4 - log 100
              =(log 2 + log 3) + (2 log 2) - 2
              = (0,301+0,477)+(2 . 0,301)-2
              =0,778 + 0,602-2
              = -0,62
                 

Jika pada soal diketahui derajat ionisasi dalam persentase, maka dibagi 100 untuk mencari konsentrasi ion H⁺. Misalnya, NH₄OH  terionisasi sebanyak 5 %. Jumlah NH₄OH yang terionisasi menjadi 0,05. Begitu pun dengan derajat ionisasi untuk basa lemah.

     

Berikut ini contoh untuk asam kuat dan asam lemah. Cara penghitungan basa kuat dan basa lemah sama seperti pada asam kuat dan asam lemah karena rumusnya sama.

Contoh asam kuat :

Hitunglah konsentrasi ion H⁺ pada HNO₃ jika mol HNO₃ adalah 0,5 M!

Jawab :

Karena HNO₃ adalah asam kuat, maka digunakan untuk rumus asam kuat. Untuk itu, harus diketahui valensinya terlebih dahulu. Maka, dibuat persamaan reaksinya agar valensi dapat diketahui

HNO₃ → H⁺  +  NO₃^-

Atau dengan mencari jumlah ion H⁺

[H⁺] = M x valensi asam = 0,5 x 1 = 0,5 M

Contoh asam lemah :

Hitunglah konsentrasi ion H⁺ pada H₂CO₃ jika jumlah molnya adalah 0,0005 M dan K_a adalah 1 x 10^-6!

Jawab :

Karena pada soal diketahui kesetimbangan asam lemah, maka sebaiknya digunakan rumus

[H⁺] = √K_a. M

[H⁺] = √1 x 10^-6 . 0,0005

[H⁺] = √ 10^-6 . 10^-4

[H⁺] = √ 10^-2

[H⁺] = 10 M

Contoh menghitung pH :

Dalam 5 L larutan mengandung 0,3 mol H₂SO₄, berapa besar pH-nya!

Jawab :

Untuk mengetahui besar pH, maka konsentrasi ion H⁺ harus diketahui terlebih dahulu. Karena H₂SO₄ adalah asam kuat, maka untuk mencari konsentrasi ion H⁺ digunakan rumus untuk asam kuat.

Berhubung dalam soal besar molaritas juga belum diketahui, maka cari terlebih dahulu besar molaritasnya. Satuan molaritas adalah M, bukan mol.

M = mol / V

    = 0,3 / 5

    = 0,06 M

[H⁺] = M x valensi asam

        = 0,06 x 2 = 0,12 atau 12 x 10^-2

Tetapi, karena pH berhubungan dengan logaritma, maka menggunakan 12 x 10^-2

Valensi asam = 2 karena jumlah ion H⁺ adalah 2.

pH = - log [H+]

      = - log [12 x 10^-2]

      = - [log 12 + (-2) log 10]  →  karena pada rumus logaritma log a^b = b log a

      = - [log 12 + (-2) 1] → karena log 10 = 1

      = - [log 12 – 2]

      = 2- log 12
      = 2 - log 3 + log 4
      = 2 - log 3 + (2. log 2)
      = 2 - 0,477 + 0,602
      = 2,125

Contoh menghitung [H⁺] :

Dalam larutan HCl memiliki pH = 4, berapa konsentrasi ion H⁺!

Jawab :

pH = - log [H⁺]

4   = - log [H⁺]

- log 10^-4 = - log [H⁺]

[H⁺] = 10^-4

Contoh menghitung [OH^-] :

Jika diketahui pH KOH adalah 12 + log 2, berapa konsentrasi OH^-!

Jawab :

pH             = 14 – pOH

12 + log 3 = 14 – pOH

pOH          = 14 – 12 - log 3

pOH          = 2 – log 3

pOH          = - log [OH^-]

2 - log 3    = - log [OH^-]

-log 2 x 10^-3 = - log [OH^-]

 [OH^-]        = 2 x 10^-3

Derajat Ionisasi

Derajat Ionisasi (α) dapat dihitung menggunakan tiga rumus, yaitu :

Rumus 1

α = jumlah mol terionisasi (terurai)

           jumlah mol mula-mula

Rumus yang pertama ini lebih tepatnya disebut rumus untuk menghitung derajat disosiasi. Derajat disosiasi adalah perbandingan antara jumlah mol yang terurai dengan jumlah mol mula-mula apabila zat berupa gas.

- Jika derajat disosiasi = 0, maka tidak terjadi penguraian pada molekul.

- Jika derajat disosiasi = 1, maka terjadi penguraian secara sempurna pada molekul.

- Jika derajat disosiasi < 1, maka terjadi penguraian sebagian pada molekul.

Contoh :

Hitunglah derajat disosiasi N₂O₄ jika jumlah mol zat adalah 4 mol!.

Jawab :

Telah dikatakan bahwa derajat disosiasi berhubungan dengan jumlah mol yang terurai dan jumlah mol mula-mula, maka terlebih dahulu dicari penguraiannya agar bisa mengetahui koefisiennya. Penguraian dari N₂O₄ (reaktan) adalah  2NO₂ (produk).

Karena reaksi kimia berupa reaksi kesetimbangan, maka jumlah mol N₂O₄ sama dengan jumlah mol NO₂. Mol dalam keadaan setimbang sama dengan mol sisa.

Cari jumlah mol yang terionisasi terlebih dahulu dengan rumus

Koefisien reaktan  x jumlah mol

Koefisien produk

Mol N₂O₄ yang terionisasi = ½  x 4 = 2 mol

Lalu, cari jumlah mol mula-mula dengan rumus

Mol sisa = mol mula-mula – mol terionisasi

          4   = x -  2

    4 + 2   = x
           6   = x

Maka, α = 2/ 6 = 0,33

Rumus 2

α = Konsentrasi H⁺/Molaritas asam (Ma)

α = Konsentrasi OH^-/Molaritas basa (Mb)

Rumus 3

α = √Ka / Ma

α = √Kb / Mb

Untuk rumus ketiga ini derajat ionisasi dapat menentukan nilai pH.

Contoh :

Suatu asam memiliki ka = 1 x 10^-6. Berapa persen asam tersebut terionisasi dalam larutan dengan konsentrasi 0,02 M!

Jawab :

α = √Ka / Ma

   = √1 x 10^-6/ 0,02

   =√1 x 10^-6/ 2 x 10^-2

   = √ 0,5 x 10^-4 → didapat dari 10^-6 – 10^-2 = 10^-4

   = 0,5 x 10^-2 → didapat dari 10^-4 dibagi akar pangkat 2 = 10^-2

   = 0,005 x 100 % = 0,5 %

Artikel Terkait :  

• Konsep Mol Dan Konsentrasi Larutan 
• Macam-MacamReaksi Kimia, Cara Menentukan Pereaksi Pembatas Dan pH Larutan Garam