LARUTAN ASAM BASA

 LARUTAN ASAM DAN BASA

Kompetensi Dasar

3.10  Menjelaskan konsep asam dan basa serta kekuatannya dan kesetimbangan  pengionannya dalam             larutan       

4.10  Menganalisis trayek perubahan pH beberapa indikator yang diekstrak dari bahan alam melalui                 percobaan        

Indikator Pencapaian Kompetensi Dasar 

1. Menjelaskan sifat asam basa senyawa menurut teori asam basa.

2. Menghitung konsentrasi ion H⁺ dan OH^– dalam larutan berdasarkan kesetimbangan ion dalam                  larutan.

3. Menghitung derajat keasaman pH larutan asam atau basa 

4. Memprediksi pH larutan asam atau basa bardasarkan indikator asam basa

Materi Pembelajaran

PETA KONSEP

        a. Teori asam basa menurut Arheniuss

            Asam adalah suatu zat yang bila dilarutkan ke dalam air akan menghasilkan ion hidrogen (H⁺).               Asam umumnya merupakan senyawa kovalen polar yang terlarut dalam air.

    Jika HaX adalah asam, maka reaksi ionisasi senyawa HaX dalam air adalah sebagai berikut:

    HaX (aq)  → aH⁺ (aq) + X^a- (aq)

    Keterangan:

    a : valensi asam atau jumlah ion H⁺ yang dihasilkan jika 1 molekul senyawa asam mengalami                     reaksi ionisasi.

    Berikut adalah contoh senyawa yang termasuk asam dan reaksi ionisasinya dalam air.

    Tabel 1.1 Beberapa contoh asam dan reaksi ionisasinya

            Basa adalah suatu senyawa yang jika dilarutkan ke dalam air akan menghasilkan ion OH^–.

            Jika L(OH)b adalah asam, maka reaksi ionisasi senyawa L(OH)b dalam air adalah sebagai                      berikut:

            L(OH)b (aq)  → L_b⁺ (aq) + bOH^– (aq)

            Berikut adalah contoh senyawa yang termasuk basa dan reaksi ionisasinya dalam air.

    Tabel 1.2. Beberapa contoh basa dan reaksi ionisasinya

      b.  Teori asam basa menurut Bronsted – Lowry

           Teori asam basa Arrhenius tidak bisa menjelaskan sifat asam basa pada larutan yang tidak                       mengandung air. Kelemahan ini diatasi menggunakan teori asam basa bronsted-lowry. Teori ini               bisa menjelaskan sifat asam basa larutan dengan jenis pelarut yang bermacam-macam.

           Bronsted-lowry menjelaskan asam adalah spesi (ion atau molekul) yang dapat memberikan ion               H⁺ (donor proton), sedangkan basa adalah spsesi yang dapat menerima ion H⁺(akseptor proton)

           Berikut adalah contoh teori ini dalam menjelaskan sifat asam dan basa suatu larutan.

           Dari peristiwa transfer proton tersebut maka masing-masing larutan dapat dijelaskan sifat asam               dan basanya sebagai berikut:

HCl (aq) + H₂O (aq) ⇌ H₃O⁺ (aq)  + Cl^–(aq)

asam 1     basa 2 asam 2        basa 1

           HCl bersifat asam karena memberikan ion H⁺ pada molekul H₂O, kemudian H₂O bersifat basa                 karena menerima ion H⁺ dari HCl.

           Cl- adalah basa konjugasi dari HCl, berikut reaksi penjelasannya:

HCl ⇌    H⁺ +  Cl^–

asam                 basa konjugasi

H₃O⁺ adalah asam konjugasi dari H₂O, berikut reaksi penjelasannya:

        H₂O +  H⁺   ⇌ H₃O⁺

                    basa                  asam konjugasi

            Asam dan basa konjugasi atau basa dan asam konjugasi disebut sebagai pasangan asam basa                    konjugasi. Garis hubung berikut menunjukkan pasangan asam basa konjugasi

     c.   Teori asam basa menurut Lewis

           G. N. Lewis mengemukakan teori asam basa yang lebih luas dibanding kedua teori sebelumnya              dengan menekankan pada pasangan elektron yang berkaitan dengan struktur dan ikatan. Menurut            definisi asam basa Lewis, asam adalah senyawa yang dapat menerima pasangan elektron                        (akseptor pasangan elektron), sedangkan basa adalah suatu senyawa yang dapat memberikan                   pasangan elektron kepada senyawa lain (donor pasangan elektron ).

           Sebagai contoh, reaksi antara BF₃ dan NH₃ merupakan reaksi asam–basa. Menurut teori ini                     NH₃ sebagai basa dan BF₃ sebagai asam BF₃ sebagai asam Lewis dan NH₃ sebagai basa                           Lewis.  NH₃ memberikan pasangan elektron bebasnya kepada BF₃ sehingga membentuk ikatan               kovalen koordinasi antara keduanya.

           Kelebihan definisi asam basa Lewis adalah dapat menjelaskan reaksi-reaksi asam–basa lain                     dalam fase padat, gas, dan medium pelarut selain air yang tidak melibatkan transfer proton.

2.  Kesetimbangan Ion dalam Larutan

     1. Tetapan Kesetimbangan air

          Air merupakan elektrolit lemah, karena sebagian molekul air dapat terionisasi sebagai berikut:                H₂O(l)  ⇌ H⁺(aq) + OH^–.(aq)

          Dari reaksi tersebut harga tetapan kesetimbangan air dirumuskan sebagai berikut:    

         Karena konsentrasi H₂O yang terionisasi menjadi H⁺ dan OH^– sangat kecil dibandingkan dengan             [H₂O] mula-mula, sehingga [H₂O] dapat dianggap tetap, maka harga K[H₂O] juga tetap, yang                 disebut konstanta kesetimbangan ionisasi air   atau ditulis Kw.

         Berdasarkan reaksi ionisasi air, kita tahu bahwa perbandingan ion H⁺ dan OH^–dalam air murni               (larutan netral) : [H⁺] = [OH^–] Sehingga rumusan Kw dapat ditulis sebagai berikut:

         Kw = [H⁺] [OH^–]

         Kw = [H⁺] [H⁺]

         Kw = [H⁺]²

         Berikut ini merupakan harga tetapan kesetimbangan air pada suhu tertentu:

         Tabel 2.1. Tabel nilai Kw pada beberapa suhu tertentu.

         Berdasarkan data, air murni pada suhu 25^oC mempunyai nilai Kw = 1×10^–14 Dari nilai tersebut             didapat nilai

               10^–14 = [H⁺]²

               [H⁺] = 10^–7 mol/L

               [OH^–] = 10^–7 mol/L

     2.  Pengaruh asam dan basa terhadap kesetimbangan air

          Adanya ion H+ atau OH– yang dihasilkan oleh suatu asam atau basa akan mengakibatkan                        terjadinya pergeseran kesetimbangan air.

          H₂O(l)  ⇌ H⁺(aq) + OH^–.(aq)

          Sehingga dapat mempengaruhi konsentrasi ion H⁺ dan OH^– dalam larutan tersebut.

          a. Pengaruh asam

                Penambahan ion H⁺ dari suatu asam, akan menyebabkan [H⁺] dalam larutan bertambah,hal                      ini  menyebabkan kesetimbangan bergeser ke kiri dan [OH^–] mengecil sehingga                                        perbandingan  ion H⁺ dan OH dalam larutan asam : [H⁺] > [OH^–]

         b. Pengaruh basa

Penambahan ion OH- dari suatu basa, akan menyebabkan [OH^–] dalam larutan bertambah,                      hal   ini menyebabkan kesetimbangan bergeser ke kiri dan [H⁺] mengecil. Hal ini                                   menyebabkan perbandingan ion H⁺ dan OH^– dalam larutan basa sebagai berikut: [H⁺] < [OH^–]

    3.  Kekuatan asam basa

         Asam dan basa merupakan zat elektrolit, sehingga asam dan basa dapat dibedakan menjadi asam             kuat dan asam lemah serta basa kuat dan basa lemah

         a.   Kekuatan Asam

               Kekuatan asam dipengaruhi oleh banyaknya ion – ion H⁺ yang dihasilkan oleh senyawa asam                 dalam larutannya. Berdasarkan banyak sedikitnya ion H⁺ yang dihasilkan, larutan asam                           dibedakan menjadi dua macam sebagai berikut.

                Asam kuat 

                Dalam larutan asam kuat dapat menggunakan rumus sebagai berikut:

               Dengan:

               [H⁺] = konsentrasi ion H⁺  (mol/L atau Molar)

               Ma = Molaritas asam kuat (mol/L atau Molar)

               a = valensi asam kuat.

               Contoh:

               Berapa konsentrasi ion H⁺ dan ion OH^– dalam larutan HCl 0,1M pada suhu 25^oC?

               Jawab:

               [H⁺]  = Ma × a

                        = 0,1×1

                        = 0,1 mol/L

                Kw    = [H⁺][OH^–]

                10^–14 = 0,1 x [OH^–]

                 [OH^–] =   10^–14  = 10^–13 mol/L

                                0,1

              Asam lemah 

              Asam lemah yaitu senyawa asam yang dalam larutannya hanya sedikit terionisasi menjadi ion-                ionnya. Reaksi ionisasi asam lemah merupakan reaksi kesetimbangan.

HA(aq)      ⇌  H⁺(aq)  +  A^–(aq)

              Mula-mula :   Ma                 –               –

              Terionisasi :      -Maα              +Maα       +Maα

              Setimbang :     (Ma – Maα )    Maα             Maα

                                     (1 – α )Ma       Maα             Maα

              Jika nilai α sangat kecil (α ≪ 1), maka dapat diasumsikan nilai (1 − α) ≈ 1, 

              sehingga persamaan Ka untuk asam lemah dapat ditulis seperti berikut:

                                 

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

                                                 

                    Dengan :

                                             Ka = tetapan ionisasi asam lemah.

                                             Ma = molaritas asam lemah

                                             α = derajat ionisasi asam lemah

               Contoh

               Tentukan konsentrasi ion H⁺ dan ion OH^– dalam larutan CH3COOH 0,1 M dengan                                   Ka CH3COOH = 10^-5?

               Jawab:

         

        b.   Kekuatan Basa

              Kekuatan basa dipengaruhi oleh banyaknya ion – ion OH^– yang dihasilkan olehsenyawa basa                  dalam larutannya. Berdasarkan banyak sedikitnya ion OH^––yang dihasilkan, larutan basa juga                dibedakan menjadi dua macam sebagai berikut:

              Basa Kuat

              Dalam larutan basa dapat menggunakan rumus sebagai berikut:

                              Dengan:

                                         [OH^–] = konsentrasi ion OH^– (mol/L atau Molar)

                                         Mb = Molaritas basa kuat (mol/L)

                                         b = valensi basa kuat

                  Contoh: 

                  Berapa konsentrasi ion H+ dan ion OH^– larutan Ca(OH)2 0,02M pada suhu 250C?

                  Jawab:

          

              Basa Lemah 

              Basa lemah yaitu senyawa basa yang dalam larutannya hanya sedikit terionisasi menjadi ion-                  ionnya. Reaksi ionisasi basa lemah juga merupakan reaksi kesetimbangan.

                                      LOH(aq)
⇌   L⁺(aq) + OH⁻(aq)

              Mula-mula  :     Mb               −              −

              Reaksi         :    −αMb         + αMb     + αMb

              Setimbang  :   (a − α Mb)     αMb        αMb

                                       (1 − α)Mb       αMb        αMb

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

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

Dengan :

Kb = tetapan ionisasi basa lemah.

Mb = molaritas basa lemah

α = derajat ionisasi basa lemah

Contoh:

Tentukan konsentrasi ion H⁺ dan ion OH⁻– dalam larutan NH₃ 0,1 M dengan Kb NH₃ = 10^-5?

Jawab :

     4.    Derajat Keasaman

            Derajat atau tingkat keasaman larutan bergantung pada konsentrasi ion H⁺ dalam larutan.                        Semakin besar konsentrasi ion H⁺, semakin asam larutan tersebut.Untuk memudahkan                            pengukuran, maka konsentrasi ion hidrogen dinyatakan dalam pH (pangkat hidrogen). Konsep                pH pertama kali diajukan oleh seorang ahli biokimia dari Denmark yaitu S.P. Sorensen pada                    tahun 1909. Menu rut Sorensen pH merupakan logaritma negatif dari konsentrasi ion hidrogen                dan dirumuskan sebagai berikut:

           Skala pH diberikan gambar berikut: 

              Berdasarkan Gambar 3.1 di atas, larutan asam merupakan larutan dengan pH di bawah 7.                        Semakin ke kiri trayek pH semakin kecil yang artinya sifat keasaman akan semakin kuat.                        Sedangkan, larutan netral memiliki nilai pH sama dengan 7. Larutan basa memilki nilai pH di                atas 7. Semakin ke kanan trayek pH semakin besar yang artinya sifat kebasaan akan semakin                  kuat. Untuk mengukur derajat kebasaan dari suatu larutan basa dinyatakan dengan pOH yang                  dirumuskan sebagai berikut:

               Sedangkan hubungan antara pH dan pOH adalah:

                          Kw = [H⁺] [OH^–]

                          pKw = pH + pOH 

               Pada suhu 25 ºC, pKw = pH + pOH = 14.

               Contoh:

                1. Tentukan pH dari larutan H₂SO₄ 0,005 M

                    Jawab:

            [H⁺] = Ma x a

                            = 0,005 × 2 = 0,01 mol/L

                    pH = – log [H⁺] 

                          = – log 0,01 

                          = – log 10^-2

                           = 2

            2. Hitunglah pH larutan NH₃ 0,2 M jika harga Kb NH₃ = 2 ⋅ 10^-5

                 Jawab:

    5.   Indikator Asam Basa

          Indikator asam basa adalah senyawa khusus yang ditambahkan pada larutan dengan tujuan                      mengetahui kisaran pH dari larutan tersebut. Indikator adalah asam organik lemah atau basa                    organik lemah. Indikator asam basa akan memberikan warna tertentu apabila direaksikan dengan            larutan asam atau basa.

          Beberapa indikator terbuat dari bahan alami, akan tetapi ada juga beberapa indikator yang dibuat            secara sintesis di laboratorium.

          a. Indikator alami

                Indikator alami adalah indikator yang berasal dari tanaman. Ada beberapa jenis tanaman                          yang  dapat menunjukkan sebagai indikator alami, seperti kulit manggis, bunga sepatu, pacar                  air, kol ungu, kunyit dan bunga baogenvile Bisa atau tidaknya tanaman menjadi indikator                        alami tergantung adanya perubahan warna bilamana ekstrak tumbuhan diteteskan pada                            larutan basa atau asam.

                Berikut adalah tabel yang menunjukkan perubahan warna beberapa indikator alami.

                                       Tabel 4.1. Perubahan warna indikator alami

         b. Indikator sintetis

              1. Kertas Lakmus

                  Kertas lakmus merupakan idikator yang paling sering dan praktis digunakan dalam                                  mentukan  asam dan basa.

                Tabel 4.2 Perubahan warna kertas lakmus

            2. Indikator universal

                Indikator universal merupakan indikator yang mempunyai nilai tingkat kepercayaan yang                        tinggi. Indikator ini terdiri dari berbagai macam indikator dengan mengetahui warna yang                        berbeda pada setiap nilai pH antara 1 sampai 14. Indikator universal bisa berupa sebuah                          larutan dan ada yang berupa kertas. Terdapat warna standar dalam penentuan ukuran pH                          antara 1-14 pada indikator universal.

                Berikut adalah gambar dari indikator universal kertas 

      Gambar 4.1 Indikator universal

                 Berikut ini adalah indikator universal larutan

                                        Tabel 4.3 Perubahan warna indikator pada pH tertentu

            3.  pH meter

         pH meter merupakan alat pengukur pH pada suatu larutan dengan cepat dan lebih akurat.                         Alat ini  dilengkapi  elektroda yang bisa dicelupkan  kedalam larutan asam basa yang akan                      diukur nilai pH-nya. Nilai pH tersebut bisa dengan mudah di lihat secara langsung melalui                      angka yang ada pada layar digital alat tersebut

                                                              Gambar 4.2 pH meter

                Latihan 

        Diketahui trayek perubahan warna indikator 

       Suatu larutan akan memberikan warna kuning dengan indikator metal jingga dan metal                           merah,  serta memberikan warna biru dengan indikator BTB. Sementara itu, dengan indikator                 PP tidak bewarna. Perkirakan nilai pH larutan tersebut.

      Jawab :

 

DAFTAR PUSTAKA

Sudarmo, Unggul. 2014, Kimia untuk SMA /MA kelas XI, Surakarta, Erlangga

Wiyati, Arni, S.Pd.2020, Modul Pembelajaran SMA Kimia Kelas XI,Kemendikbud

Permana Irvan, 2009. Kimia SMA/MA 2 Untuk Kelas XI Semester 1 dan 2 Program  Ilmu Pengetahuan Alam, Pusat Perbukuan Departemen Pendidikan Nasional, 

https://www.studiobelajar.com/larutan-asam-basa/ (diakses 12 Juni 2021)

https://www.seputarpengetahuan.co.id/2020/03/indikator-asam-basa.html  (diakses 12 Juni 2021)

https://www.e-sbmptn.com/2014/01/soal-cara-menghitung-ph-dan-poh-larutan.html (diakses 12 Juni 2021)