12. ASAM BASA

9.1 Pembentukan konsep asam dan basa

Kimia asam basa menjadi inti kimia sejak dari zaman kuno sampai zaman modern kini, dan memang sebagian besar kimia yang dilakukan di laboratorium di zaman dulu adalah kimia asam basa. Ketika kimia mulai menguat di bidang studi teoritisnya di akhir abad ke-19, topik pertama yang ditangani adalah kimia asam basa. Akibat dari serangan teoritis ini, kimia menjadi studi yang sangat kuantitatif. Jadi, bab ini sangat kuantitatif dibanding bab lain. Dalam bab, konsep penting seperti konsentrasi ion hidrogen, konstanta ionisasi, hidrolisis, kurva titrasi, larutan buffer, dan indikator akan didiskusikan. Konsep ini sangat mendasar dalam kimia, dan sukar bagi Anda mempelajari kimia kimia tanpa konsep ini.

Sebagian besar bahan kimia yang umum kita jumpai adalah asam dan basa. Namun, hanya belakangan ini saja kimiawan dapat menyimpan dan menggunakan dengan bebas berbagai asam basa dalam raknya di laboratorium.

Satu-satunya asam yang diketahui alkimia di zaman dulu adalah asam asetat yang tak murni, dan basa yang dapat mereka gunakan adalah kalium karbonat kasar yang didapatkan dari abu tanaman. Di abad pertengahan, kimiawan Arab mengembangkan metoda untuk menghasilkan asam mineral semacam asam hidrokhloratatau asam nitrat dan menggunakannya. Demikia juga basa-basa. Bahkan, kata “alkali”, nama umum untuk basa kuat, berasal dari bahasa Arab.

Di zaman modern, peningkatan populasi dan dengan perlahan naiknya standar mengakibatkan kebutuhan berbagai bahan juga meningkat. Misalnya, sabun, awalnya merupakan barang mewah dan mahal, kini menjadi tersedia luas. Akibatnya, kebutuhan natrium karbonat, bahan baku sapun, emingkat dengan tajam. Kebutuhan pakaian juga meningkat, yang menyebabkan peningkatan berbagai bahan kimia untuk pewarna dan sejenisnya. Untuk memenuhi kebutuhan ini, kini menghasilkan sejumlah cukup asam dan basa bukan masalah yang sederhana. Inilah awal munculnya industri kimia.

Di pertengahan abad ke-17, kimiawan Jerman Johann Rudolf Glauber (1604-1670), yang tinggal di Belanda, menghasilkan dan menjual tidak hanya berbagai asam dan basa, tetapi juga banyak alat kimia. Dalam hal ini ia dapat disebut insinyur kimia pertama. Ia juga menjual natrium sulfat sebagai obat mujarab dan mendapat keuntungan besar dari usaha ini.

Studi mendasar tentang asam basa dimulai di zaman yang sama. Boylem rekan sezaman dengan Glauber, menemukan metoda penggunaan pewarna yang didapatkan dari berbagai tumbuhan semacam Roccella sebagai indikator reaksi asam basa.13 Di saat-saat itu, telah diketahui bahwa asam dan basa mempunyai sifat berlawanan dan dapat meniadakan satu sama lain. Sebelum perkembangan kimia, asam didefinisikan sebagai sesuatu yang masam, dan alkali sebagai sesuatu yang akan menghilangkan, atau menetralkan efek asam.

Awalnya ada kebingungan tentang sifat dasar asam. Oksigen awalnya dianggap sebagai komponen penting asam. Bahkan nama “oksigen” berasal dari bahasa Yunani, yang berarti “membuat sesuatu masam”. Di pertengahan abad ke-19, Davy menemukan bahwa hidrogen khlorida (larutan dalam airnya adalah asam hidrokhlorida) tidak mengandung oksigen, dan dengan demikian membantah teori bahwa oksigen adalah komponen penting dalam asam. Ia, sebagai gantinya, mengusulkan bahwa hidrogen adalah komponen penting asam.

Sifat asam pertama diketahui dengan kuantitatof pada akhir abad ke-19. Di tahun 1884, kimiawan Swedia Svante August Arrhenius (1859-1927) mengusulkan teori disosiasi elektrolit yang menyatakan bahwa elektrolit semacam asam, basa dan garam terdisosiasi menjadi ion-ion komponennya dalam air. Ia lebih lanjut menyatakan bahwa beberapa elektrolit terdisosiasi sempurna (elektrolit kuat) tetapi beberapa hanya terdisosiasi sebagian (elektrolit lemah). Teori asam basa berkembang dengan cepat belandaskan teori ini.
Gunakan fasilitas pencarian kata dibawah ini untuk mencari kata di chem-is-try.org

9.2 Teori asam basa

a. Kesetimbangan kimia

Bila zat A, B dan C berubah menjadi X, Y dan Z dan secara simultan X, Y dan Z berubah menjadi A, B dan C, proses gabungan ini disebut reaksi reversibel dan diungkapkan dengan persamaan bertanda panah ganda di bawah ini.

A + B + C + . . . X + Y + Z + . . . (9.1)

Zat di sebelah kiri tanda panah disebut dengan reaktan, dan zat di sebelah kanan disebut produk.

Anda harus ingat bahwa kita berhutang budi pada Boyle dalam penggunaan kertas lakmus.

Di tahap awal reaksi, konsentrasi produk rendah, dan akibatnya laju reaksi balik juga rendah. Dengan berjalannya reaksi, laju reaksi balik akan meningkat, dan sebaliknya laju reaksi maju semakin rendah. Ketika akhirnya laju dua reaksi sama, nampaknya seolah tidak ada reaksi lagi. Keadaan semacam ini disebut dengan kesetimbangan kimia. Pada kesetimbangan, konsentrasi komponen bervariasi bergantung pada suhu.

Konsentrasi tiap komponen (biasanya dalam mol dm^-3) misalnya komponen A, disimbolkan dengan [A]. Maka konstanta kesetimbangan K didefinisikan sebagai

K = ([X][Y][Z] … )/([A][B][C] … ) (9.2)

b. Kesetimbangan disosiasi elektrolit

Reaksi disosiasi, yakni ketika elektrolit AB melarut di air dan terdisosiasi menjadi komponennya A^– dan B⁺ disebut dengan disosiasi elektrolit atau ionisasi.Reaksi ini juga merupakan reaksi reversibel.

AB A^– + B⁺ (9.3)

Kesetimbangan disosiasi elektrolit disebut dengan kesetimbangan disosiasi elektrolit. Konstanta kesetimbangannya disebut dengan konstanta disosiasi elektrolit. Konstanta ini didefinisikan sebagai berikut.

K = [A^–][B⁺]/[AB] (9.4)

[AB], [A^–] dan [B⁺] adalah konsentrasi kesetimbangan AB， A^– dan B⁺.

Pada derajat tertentu air juga terdisosiasi. Konstanta disosiasi air didefinisikan sebagai berikut.

H₂O H⁺ + OH^–; K = [H⁺][OH^–]/[H₂O] … (9.5)

Konstata hasil kali ion air K_w didefinisikan sebagai:

K_w = [H⁺][OH^–] = 1,00 x 10^-14 mol² dm^-6 (298,15 K) …. (9.6)

Persamaan ini berlaku tidak hanya untuk air murni tetapi juga bagi larutan dalam air.

Jadi, dalam larutan asam, [H⁺] lebih besar dari [OH^–]. Konsentrasi ion hidrogen [H⁺] dalam HCl 1 molar adalah [H⁺] = 1,0 mol dm^-3 (elektrolit kuat) dan konsentrasi [H⁺] dalam 1 molar NaOH adalah [H⁺] = 10^-14/[OH^–] = 10^-14 mol dm^-3.

Hal ini menyatakan bahwa [H⁺] larutan berubah sebesar 10¹⁴ dari HCl 1 M ke NaOH 1M. Lebih lanjut, [H⁺] larutan dalam air biasanya cukup kecil. Jadi, akan lebih mudah bila digunakan skala pH, yakni skala logaritma berbasis 10

pH = -log [H⁺] (9.7)

c. Teori disosiasi elektrolit Arrhenius

Di tahun 1886, Arrhenius mengusulkan teori disosiasi elektrolit, dengan teori ini ia mendefinisikan asam basa sebagai berikut:

Teori asam basa Arrhenius asam: zat yang melarut dan mengion dalam air menghasilkan proton (H+) basa: zat yang melarut dan mengion dalam air menghasilkan ion hidroksida (OH–)

Dengan demikian, keasaman asam khlorida dan kebasaan natrium hidroksida dijelaskan denga persamaan berikut:

HCl + aq –> H⁺(aq) + Cl^–(aq) … (9.8)

NaOH + aq –> Na⁺(aq) + OH^–(aq) …. (9.9)

(aq) menandai larutan dalam air.

Walaupun teori Arrhenius baru dan persuasif, teori ini gagal menjelaskan fakta bahwa senyawa semacam gas amonia, yang tidak memiliki gugus hidroksida dan dengan demikian tidak dapat menghasilkan ion hidroksida menunjukkan sifat basa.

Proton, H⁺ , adalah inti atom hidrogen dan tidak memiliki sebuah elektron pun. Jadi dapat diharapkan proton jauh lebih kecil dari atom, ion atau molekul apapun. Karena H₂O memiliki kepolaran yang besar, proton dikelilingi dan ditarik oleh banyak molekul air, yakni terhidrasi (keadaan ini disebut hidrasi). Dengan kata lain, proton tidak akan bebas dalam air. Bila proton diikat dengan satu molekul H₂O membentuk ion hidronium H₃O⁺, persamaan disosiasi elektrolit asam khlorida adalah:

HCl + H₂O –> H₃O⁺ + Cl^– … (9.10)

Karena telah diterima bahwa struktur nyata dari ion hidronium sedikit lebih rumit, maka proton sering hanya dinyatakan sebagai H⁺ bukan sebagai H₃O⁺.

d. Teori Bronsted dan Lowry

Di tahun 1923, kimiawan Denmark Johannes Nicolaus Bronsted (1879-1947) dan kimiawan Inggris Thomas Martin Lowry (1874-1936) secara independen mengusulkan teori asam basa baru, yang ternyata lebih umum.

Teori Bronsted dan Lowry asam: zat yang menghasilkan dan mendonorkan proton (H⁺) pada zat lain basa: zat yang dapat menerima proton (H⁺) dari zat lain.

Berdasarkan teori ini, reaksi antara gas HCl dan NH₃ dapat dijelaskan sebagai reaksi asam basa, yakni

HCl(g) + NH₃(g) –>NH₄Cl(s) … (9.11)

simbol (g) dan (s) menyatakan zat berwujud gas dan padat. Hidrogen khlorida mendonorkan proton pada amonia dan berperan sebagai asam.

Menurut teori Bronsted dan Lowry, zat dapat berperan baik sebagai asam maupun basa. Bila zat tertentu lebih mudah melepas proton, zat ini akan berperan sebagai asam dan lawannya sebagai basa. Sebaliknya, bila zuatu zat lebih mudah menerima proton, zat ini akan berperan sebagai basa. Dalam suatu larutan asam dalam air, air berperan sebagai basa.

HCl	+	H2O	–>	Cl–	+	H3O+	…	(9.12)
asam1		basa2		basa konjugat 1		asam konjugat 2

Dalam reaksi di atas, perbedaan antara HCl dan Cl^– adalah sebuah proton, dan perubahan antar keduanya adalah reversibel. Hubungan seperti ini disebut hubungan konjugat, dan pasangan HCl dan Cl^– juga disebut sebagai pasangan asam-basa konjugat.

Larutan dalam air ion CO₃^2- bersifat basa. Dalam reaksi antara ion CO₃^2- dan H₂O, yang pertama berperan sebagai basa dan yang kedua sebagai asam dan keduanya membentuk pasangan asam basa konjugat.

H2O	+	CO32-	–>	OH–	+	HCO3–	…	(9.12)
asam1		basa2		basa konjugat 1		asam konjugat 2

Zat disebut sebagai amfoter bila zat ini dapat berperan sebagao asam atau basa. Air adalah zat amfoter yang khas. Reaksi antara dua molekul air menghasilkan ion hidronium dan ion hidroksida adalah contoh khas reaksi zat amfoter

H2O	+	H2O	–>	OH–	+	H3O+	…	(9.12)
asam1		basa2		basa konjugat 1		asam konjugat 2

Contoh soal 9.1 pasangan asam basa konjugat

Tandai pasangan asam basa konjugat dalam reaksi berikut

HCO₂H + PO₄^3––> HCO₂^– + HPO₄^2-

Jawab

HCO₂H dan HCO₂^– membentuk satu pasangan, dan PO₄^3- dan HPO₄^2- membentuk pasangan lain.

e. Disosiasi asam dan basa

Interaksi yang membentuk kristal natrium khlorida sangat kuat sebagaimana dapat disimpulkan dari titik lelehnya yang sangat tinggi (>1400 °C). Hal ini berarti bahwa dibutuhkan energi yang cukup besar untuk mendisosiasi kristal menjadi ion-ionnya. Namun natrium khlorida melarut dalam air. Hal ini berarti bahwa didapatkan stabilisasi akibat hidrasi ion, yakni interaksi antara ion dan molekul air polar.

NaCl –> Na⁺(aq) + Cl^–(aq) (9.15)

Sistem akan mengeluarkan energi yang besar (energi hidrasi) dan mendapatkan stabilisasi.

Selain itu, dengan disosiasi, derajat keacakan (atau entropi) sistem meningkat. Efek gabungannya, stabilisasi hidrasi dan meningkatnya entropi, cukup besar sebab kristal terdisosiasi sempurna. Tanpa stabilisqsi semacam ini, pelarutan natrium khlorida dalam air merupakan proses yang sukar seperti proses penguapannya.

Disoasiasi elektrolit asam dan basa kuat adalah proses yang mirip. Dengan adanya stabilisasi ion yang terdisosiasi oleh hidrasi, asam dan basa kuat akan terdisosiasi sempurna. Dalam persamaan berikut, tanda (aq) dihilangkan walaupun hidrasi jelas terjadi.

HCl –> H⁺ + Cl^– … (9.16)

HNO₃ –> H⁺ + NO₃^– … (9.17)

H₂SO₄ –> H⁺ + HSO₄^– … (9.18)

Demikian juga dalam hal basa kuat.

NaOH –> Na⁺ + OH^– (9.19)

KOH –> K⁺ + OH^– (9.20)

Contoh soal 9.2 Konsentrasi proton dalam asam kuat dan basa kuat.

Hitung [H+] dan pH larutan NaOH 1,00 x 10^-3 mol dm^-3, asumsikan NaOH mengalami disosiasi sempurna.

Jawab

[OH^–] = 10^–3 ∴ [H⁺] = 10^–14/10^–3 = 10^–11pH = -log10^-11 = 11 Asam dan basa lemah berperilaku berbeda. Dalam larutan dalam air, disosiasi elektrolit tidak lengkap, dan sebagian atau hampir semua asam atau basa tadi tetap sebagai spesi netral. Jadi, dalam kasus asam asetat,

CH₃COOH H⁺ + CH₃COO^– (9.21)

Konstanta kesetimbangan disosiasi ini, K_a, disebut dengan konstanta disosiasi elektrolit atau konstanta disosiasi asam. Mengambil analogi dengan pH, pKa, didefinisikan sebagai:

pKa = -logK_a (9.22)

K_a = ([H⁺][CH₃COO^–])/[CH₃COOH] = 1,75 x 10^-5 mol dm^-3,
pK_a = 4,56 (25°C) (9.23)

Dengan menggunakan pKa, nilai K_a yang sangat kecil diubah menjadi nilai yang mudah ditangani.

Jadi, menggunakan pKa sama dengan menggunakan pH. Kekuatan asam didefinisikan oleh konstanta disosiasi asamnya. Semakin besar konstanta disosiasi asamnya atau semakin kecil pKa-nya semakin kuat asam tersebut. Di Tabel 9.1 diberikan nilai konstanta disosiasi asam beberapa asam lemah.

Tabel 9.1 Konstanta disosiasi asam dan pKa beberapa asam lemah

Asam		Ka	pKa
Asam format HCOOH		1,77 x 10-4	3,55
Asam asetat CH3COOH		1,75 x 10-5	4,56
Asam khloroasetat		1,40 x 10-3	2,68
ClCH2COOH
Asam benzoat C6H5COOH		6,30 x 10-5	4,20
Asam karbonat H2CO3		K1= 4,3 x 10-7	6,35
		K2=5,6 x 10-11	10,33
hidrogen sulfida H2S		K1= 5,7 x 10-8 K2= 1,2 x 10-15	7,02 13,9
Asam fosfat H3PO4		K1= 7,5 x 10-3	2,15
		K2= 6,2 x 10-8	7,20
		K3= 4,8 x 10-13	12,35

Contoh soal 9.3 Konsentrasi ion hidrogen ion dalam asam lemah

K_a asam butirat CH₃CH₂CH₂COOH adalah 1,51 x 10^-5 mol dm^-3. Hitung pH larutan asam butirat 1,00 x 10^-2 mol dm^-3.

Jawab

K_a = [H⁺][C₃H₇COO^–]/[C₃H₇COOH] = 1,51 x 10^-5 mol dm^-3 dan [H⁺] = [C₃H₇COO^–].

[C₃H₇COOH] dapat didekati dengan konsentrasi asam butirat awal (besarnya yang terionisasi sangat kecil). Maka ([H⁺])² = 1,51 x 10^-5 x 1,00 x 10^-2. Jadi, [H⁺] = 3,89 x 10^-4 mol dm^-3. pH = 3,42.

Amonia adalah basa lemah, dan bila dilarutkan dalam air, sebagian akan bereaksi dengan air menghasilkan ion hidroksida OH^–.

NH₃ + H₂O NH₄⁺ + OH^– (9.24)

Dalam reaksi ini air berperan sebagai pelarut dan pada saat yang sama sebagai reagen. Konstanta kesetimbangan reaksi ini didefinisikan dalam persamaan:

K = [NH₄⁺] [OH^–]/[NH₃] [H₂O] (9.25)

Konsentrasi air, [H₂O], daat dianggap hampir tetap (55,5 mol dm^-3) pada temperatur dan tekanan kamar, dan konstanta disosiasi basanya didefinisikan sebagai:

K_b = [NH₄⁺] [OH^–]/[NH₃] = 1,76 x 10^-5 mol dm^-3 (9.26)

Di larutan dalam air, K_b dapat diubah menjadi K_a dengan bantuan K_w. Jadi,

K_b = K_a/K_w (9.27)

Jadi kita dapat mengungkapkan kekuatan basa dengan kekuatan (dalam hal ini kelemahan) asam konjugatnya. Dengan prosedur ini, asam dan basa dibandingkan dengan standar yang sama.

ASAM POLIPROTIK

Asam sulfat H₂SO₄ adalah asam diprotik karena dapat melepas dua proton dalam dua tahap. Untuk asam poliprotik, didefinisikan lebih dari satu konstanta disosiasi. Konstanta disosiasi untuk tahap pertama dinyatakan sebagai K₁, dan tahap kedua dengan K₂.

Bila dibandingkan dengan tahap ionisasi pertamanya yang mengeluarkan proton pertama, ionisasi kedua, yakni pelepasan proton dari HSO₄^–, kurang ekstensif. Kecenderungan ini lebih nampak lagi pada asam fosfat, yang lebih lemah dari asam sulfat. Asam fosfat adalah asam trivalen dan terdisosiasi dalam tiga tahap berikut:

H₃PO₄ H⁺ + H₂PO₄^–, K₁ = 7,5 x 10^-3 mol dm^-3 (9.28)

H₂PO₄^– H⁺ + HPO₄^2-, K₂ = 6,2 x 10^-8 mol dm^-3 (9.29)

HPO₄^2- H⁺ + PO₄^3-, K₃ = 4,8 x 10^-13 mol dm^-3 (9.30)

Data ini menunjukkan bahwa asam yang terlibat dalam tahap yang berturutan semakin lemah. Mirip dengan ini, kalsium hidroksida Ca(OH)₂ adalah basa divalen karena dapat melepas dua ion hidroksida.

f. Teori asam basa Lewis

Di tahun 1923 ketika Bronsted dan Lowry mengusulkan teori asam-basanya, Lewis juga mengusulkan teori asam basa baru juga. Lewis, yang juga mengusulkan teori oktet, memikirkan bahwa teori asam basa sebagai masalah dasar yang harus diselesaikan berlandaskan teori struktur atom, bukan berdasarkan hasil percobaan.

Teori asam basa Lewis Asam: zat yang dapat menerima pasangan elektron. Basa: zat yang dapat mendonorkan pasangan elektron.

Semua zat yang didefinisikan sebagai asam dalam teori Arrhenius juga merupakan asam dalam kerangka teori Lewis karena proton adalah akseptor pasangan elektron . Dalam reaksi netralisasi proton membentuk ikatan koordinat dengan ion hidroksida.

H⁺ + OH^– H₂O (9.30)

Situasi ini sama dengan reaksi fasa gas yang pertama diterima sebagai reaksi asam basa dalam kerangka teori Bronsted dan Lowry.

HCl(g) + NH₃(g) NH₄Cl(s) (9.31)

Dalam reaksi ini, proton dari HCl membentuk ikatan koordinat dengan pasangan elektron bebas atom nitrogen.

Keuntungan utama teori asam basa Lewis terletak pada fakta bahwa beberapa reaksi yang tidak dianggap sebagai reaksi asam basa dalam kerangka teori Arrhenius dan Bronsted Lowry terbukti sebagai reaksi asam basa dalam teori Lewis. Sebagai contoh reakasi antara boron trifluorida BF₃ dan ion fluorida F^–.

BF₃ + F^––> BF₄^– … (9.32)

Reaksi ini melibatkan koordinasi boron trifluorida pada pasangan elektron bebas ion fluorida. Menurut teori asam basa Lewis, BF₃ adalah asam. Untuk membedakan asam semacam BF₃ dari asam protik (yang melepas proton, dengan kata lain, asam dalam kerangka teori Arrhenius dan Bronsted Lowry), asam ini disebut dengan asam Lewis. Boron membentuk senyawa yang tidak memenuhi aturan oktet, dan dengan demikian adalah contoh khas unsur yang membentuk asam Lewis.

Karena semua basa Bonsted Lowry mendonasikan pasangan elektronnya pada proton, basa ini juga merupakan basa Lewis. Namun, tidak semua asam Lewis adalah asam Bronsted Lowry sebagaimana dinyatakan dalam contoh di atas.

Dari ketiga definisi asam basa di atas, definisi Arrhenius yang paling terbatas. Teori Lewis meliputi asam basa yang paling luas. Sepanjang yang dibahas adalah reaksi di larutan dalam air, teori Bronsted Lowry paling mudah digunakan, tetapi teori Lewis lah yang paling tepat bila reaksi asam basa melibatkan senyawa tanpa proton.
Gunakan fasilitas pencarian kata dibawah ini untuk mencari kata di chem-is-try.org

9.3 Netralisasi

Konsep paling mendasar dan praktis dalam kimia asam basa tidak diragukan lagi adalah netralisasi. Fakta bahwa asam dan basa dapat saling meniadakan satu sama lain telah dikenal baik sebagai sifat dasar asam basa sebelum perkembangan kimia modern.

a. Netralisasi

Neutralisasi dapat didefinisikan sebagai reaksi antara proton (atau ion hidronium) dan ion hidroksida membentuk air. Dalam bab ini kita hanya mendiskusikan netralisasi di larutan dalam air.

H⁺ + OH^––> H₂O (9.33)

H₃O⁺ + OH^––> 2H₂O (9.34)

Jumlah mol asam (proton) sama dengan jumlah mol basa (ion hidroksida).

Stoikiometri netralisasi nAMAVA = nBMBVB jumlah mol proton jumlah mol ion hidroksida subskrip A dan B menyatakan asam dan basa, n valensi, M konsentrasi molar asam atau basa, dan V volume asam atau basa.

Dengan bantuan persamaan di atas, mungkin untuk menentukan konsentrasi basa (atau asam) yang konsentrasinya belum diketahui dengan netralisasi larutan asam (atau basa) yang konsentrasinya telah diketahui. Prosedur ini disebut dengan titrasi netralisasi.

Contoh soal

9.5 titrasi netralisasi

0,500 g NH₄Cl tidak murni dipanasakan dengan NaOH berlebih menghasilkan amonia NH₃ yang diserap dalam 25,0 cm³ 0,200 mol dm^-3 asam sulfat. Diperlukan 5,64 cm³ NaOH 0,200 mol.dm^-3 untuk menetralkan asam sulfat berlebih. Hitung kemurnian NH₄Cl.

Jawab

Ingat asam sulfat adalah asam diprotik. Dengan mengaasumsikan jumlah mol amonia yang dihasilkan x m mol, jumlah mol amonia dan natrium hidroksida dua kali lebih besar dari jumlah mol asam sulfat. Jadi,

x (mmol) + 0,200 (mol dm^-3) x 5,64 x 10^-3 (dm³)= 2 x 0,200 (mol dm^-3) x 25,0 x 10^-3(dm³)

x + 1,128 = 10,0

∴ x = 8,872 (mmol)

Karena massa molar amonium khlorida adalah 52,5, 8,872 mmol ekivalen dengan 0,466 g amonium khlorida.

Jadi kemurnian sampel adalah (0,466 g/0,500 g) x 100 = 93 %.

b. Garam

Setiap asam atau h=garam memiliki ion lawannya, dan reaksi asam basa melibatkan ion-ion ini. Dalam reaksi netralisasi khas seperti antara HCl dan NaOH,

HCl	+	NaOH	–>	NaCl	+	H2O	(9.35)
asam		basa		garam		air

Selain air, terbentuk NaCl dari ion khlorida, ion lawan dari proton, dan ion natrium, ion lawan basa. Zat yang terbentuk dalam netralisasi semacam ini disebut dengan garam. Asalkan reaksi netralisasinya berlangsung dalam air, baik ion natrium dan ion khlorida berada secara independen sebagai ion, bukan sebagai garam NaCl. Bila air diuapkan, natrium khlorida akan tinggal. Kita cenderung percaya bahwa garam bersifat netral karena garam terbentuk dalam netralisasi. Memang NaCl bersifat netral. Namun, larutan dalam air beberapa garam kadang asam atau basa. Misalnya, natrium asetat, CH₃COONa, garam yang dihasilkan dari reaksi antara asam asetat dan natrium hidroksida, bersifat asam lemah.

Sebaliknya, amonium khlorida NH₄Cl, garam yang terbentuk dari asam kuat HCl dan basa lemah amonia, bersifat asam lemah. Fenomena ini disebut hidrolisis garam.

Diagram skematik hidrolisis ditunjukkan di Gambar 9.1. Di larutan dalam air, garam AB ada dalam kesetimbangan dengan sejumlah kecil H⁺ dan OH^– yang dihasilkan dari elektrolisis air menghasilkan asam HA dan basa BOH (kesetimbangan dalam arah vertikal). Karena HA adalah asam lemah, kesetimbangan berat ke arah sisi asam, dan akibatnya [H⁺] menurun. Sebaliknya, BOH adalah basa kuat dan terdisosiasi sempurna, dan dengan demikian todak akan ada penurunan konsentrasi OH^–. Dengan adanya disosiasi air, sejumlah H⁺ dan OH^– yang sama akan terbentuk.

Dalam kesetimbangan vertikal di Gambar 9.1, kesetimbangan asam ke arah bawah, dan kesetimbangan basa ke arah atas. Akibatnya [OH^–] larutan dalam air meningkat untuk membuat larutannya basa. Penjelasan ini juga berlaku untuk semua garam dari asam lemah dan basa kuat.

Gambar 9.1Hidrolisis garam.

Sebagai rangkuman, dalam hidrolisis garam dari asam lemah dan basa kuat, bagian anion dari garam bereaksi dengan air menghasilkan ion hidroksida.

A^– + H₂O –> HA + OH^– (9.36)

Dengan menuliskan reaksi ini sebagai kesetimbangan, hidrolisis garam dapat diungkapkan dengan cara kuantitatif

A^– + H₂O HA + OH^– (9.37)

Bila h adalah derajat hidrolisis yang menyatakan rasio garam yang terhidrolisis saat kesetimbangan. Tetapan kesetimbangan hidrolisis K_h adalah:

K_h = [HA][OH^–]/[A^–] = (c_sh)²/c_s(1 – h) = c_sh²/(1 – h) (9.38)

K_h disebut tetapan hidrolisis, dan c_s adalah konsentrasi awal garam. A^– adalah basa konjugat dari asam lemah HA dan K_h berhubungan dengan konstanta disosiasi basanya. Akibatnya, hubungan berikut akan berlaku bila konstanta disosiasi asam HA adalah Ka: jadi,

K_aK_h = K_w (9.39)

Bila h ≪ 1, K_a ≒c_sh; h ≒√(K_h/c_s). Maka konsentrasi [OH^–] dan [H⁺] diberikan oleh ungkapan:

[OH^–] = c_sh ≒√(c_sK_w/K_a) (9.40)

[H⁺] = K_w/[OH^–] ≒√(K_wK_a/c_s) (9.41)

Karena terlibat asam lemah,

K_a/c_s < 1,

∴ [H⁺] < √K_w = 10^–7 (9.42)

Jadi, garam dari asam lemah bersifat basa. Dengan cara yang sama, [H⁺] garam asam lemah dan basa kuta dinyatakan dengan:

[H⁺] = c_sh ≒√(c_sK_w/K_b) (9.43)

Karena melibatkan basa lemah,

c_s/K_b > 1,

∴ [H⁺] > √K_w = 10^–7 (9.44)

Jadi, garamnya bersifat asam.

c. Kurva titrasi

Dalam reaksi netralisasi asam dan basa, atau basa dengan asam, bagaimana konsentrasi [H⁺], atau pH, larutan bervariasi? Perhitungan [H⁺] dalam titrasi asam kuat dengan basa kuat atau sebaliknya basa kuat dengan asam kuat tidak sukar sama sekali. Perhitungan ini dapat dilakukan dengan membagi jumlah mol asam (atau basa) yang tinggal dengan volume larutannya.

Perhitungannya akan lebih rumit bila kombinasi asam lemah dan basa kuat, atau yang melibatkan asam kuat dan basa lemah. [H⁺] akan bergantung tidak hanya pada asam atau basa yang tinggal, tetapi juga hidrolisis garam yang terbentuk.

Plot [H+] atau pH vs. jumlah asam atau basa yang ditambahkan disebut kurva titrasi (Gambar 9.2). Mari kita menggambarkan kurva titrasi bila volume awal asam V_A, konsentrasi asam M_A, dan volume basa yang ditambahkan v_B dan konsentrasinya adalah M_B.

(1) TITRASI ASAM KUAT DAN BASA KUAT.

[1] sebelum titik ekivalen:

Karena disosiasi air dapat diabaikna, jumlah mol H⁺ sama dengan jumlah sisa asam yang tinggal

[H⁺] = (M_AV_A – M_Bv_B)/(V_A + v_B) (9.45)

[2] Pada titik ekivalen:

Disosiasi air tidak dapat diabaikan di sini.

[H⁺] = √K_w = 10^–7 (9.46)

[3] setelah titik ekivalen:

Jumlah mol basa berlebih sama dengan jumlah mol ion hidroksida. [OH^–] dapat diperoleh dengan membagi jumlah mol dengan volume larutan. [OH^–] yang diperoleh diubah menjadi [H⁺].

[OH^–] = (M_Bv_B – M_AV_A)/(V_A + v_B) (9.47)

[H⁺] = K_w/[OH^–] = (V_A + v_B)K_w/(M_Bv_B – M_AV_A) (9.48)

Kurvanya simetrik dekat titik ekivalen karena v_B ≒ V_A.

Titrasi 10 x 10^-3 dm³ asam kuat misalnya HCl 0,1 mol dm^-3 dengan basa kuat misalnya NaOH 0,1 mol dm^-3 menghasilkan kurva titrasi khas seperti yang ditunjukkan dalam Gambar 9.2(a). Pada tahap awal, perubahan pHnya lambat. Perubahan pH sangat cepat dekat titik ekivalen (v_B = 10 x10^-3 dm³). Dekat titik ekivalen, pH berubah beberapa satuan hanya dengan penambahan beberapa tetes basa.

Gambar 9.2 Kurva titrasi: (a) Titrasi HCl dengan NaOH. Perubahan pH yang cepat di titik ekivalen bersifat khas.
(b) Titrasi CH3COOH dengan NaOH. Perubahan pH di titik ekivalen tidak begitu cepat.

Gambar 9.3 Kurva titrasi: titrasi NH3 dengan HCl.

2. TITRASI ASAM LEMAH DENGAN BASA KUAT

Hasilnya akan berbeda bila asam lemah dititrasi dengan basa kuat. Titrasi 10 x 10^-3 dm³ asam asetat 0,1 mol dm^-3 dengan NaOH 0,1 mol dm^-3 merupakan contoh khas (Gambar 9.2(b)).

[1] Titik awal: vB = 0. pH di tahap awal lebih besar dari di kasus sebelumnya.

[H⁺] = M_Aα (9.49)

α adalah tetapan disosiasi asam asetat.

[2] sebelum titik ekivalen: sampai titik ekivalen, perubahan pH agak lambat.

[3] pada titik ekivalen (v_B = 10 x 10^-3 dm³): pada titik ini hanya natrium asetat CH₃COONa yang ada. [H⁺] dapat diperoleh dengan cara yang sama dengan pada saat kita membahas hidrolisis garam.

[4] setelah titik ekivalen. [H⁺] larutan ditentukan oleh konsentrasi NaOH, bukan oleh CH₃COONa.

Perubahan pH yang perlahan sebelum titik ekivalen adalah akibat bekerjanya buffer (bagian 9.3 (d)). Sebelum titik ekivalen, terdapat larutan natrium asetat (garam dari asam lemah dan bas kuat) dan asam asetat (asam lemah). Karena keberadaan natrium asetat, kesetimbangan disosiasi natrium asetat

CH₃COOH H⁺ + CH₃COO^– (9.50)

bergeser ke arah kiri, dan [H⁺] akan menurun. Sebagai pendekatan [CH₃COO^–] = c_S [HA] ≒ c₀.

c_S adalah konsentrasi garam, maka

[H⁺]c_S/ c₀= K_a,

∴ [H⁺] = (c₀/c_S)K_a (9.51)

Bila asam ditambahkan pada larutan ini, kesetimbangan akan bergeser ke kiri karena terdapat banyak ion asetat maa asam yang ditambahkan akan dinetralisasi.

CH₃COOH H⁺ + CH₃COO^– (9.52)

Sebaliknya, bila basa ditambahkan, asam asetat dalam larutan akan menetralkannnya. Jadi,

CH₃COOH + OH^– H₂O + CH₃COO^– (9.53) Jadi [H⁺] hampir tidak berubah.

(3) TITRASI BASA LEMAH DENGAN ASAM KUAT

Titrasi 10 x 10^-3 dm³ basa lemah misalnya larutan NH₃ 0,1 mol dm^-3 dengan asam kuat misalnya HCl 0,1 mol dm^-3 (Gambar 9.3). Dalam kasus ini, nilai pH pada kesetimbangan agak lebih kecil daripada di kasus titrasi asam kuat dengan basa kuat. Kurvanya curam, namun, perubahannya cepat di dekat titik kesetimbangan. Akibatnya titrasi masih mungkin asalkan indikator yang tepat dipilih, yakni indikator dengan rentang indikator yang sempit.

(4) TITRASI BASA LEMAH (ASAM LEMAH) DENGAN ASAM LEMAH (BASA LEMAH).

Dalam titrasi jenis ini, kurva titrasinya tidak akan curam pada titik kesetimbangan, dan perubahan pHnya lambat. Jadi tidak ada indikator yang dapat menunjukkan perubahan warna yang jelas. Hal ini berarti titrasi semacam ini tidak mungkin dilakukan.

d. Kerja bufer

Kerja bufer didefinisikan sebagai kerja yang membuat pH larutan hampir tidak berubah dengan penambahan asam atau basa. Larutan yang memiliki kerja bufer disebut larutan bufer. Sebagian besar larutan bufer terbentuk dari kombinasi garam (dari asam lemah dan basa kuat) dan aam lemahnya. Cairan tubuh organisme adalah larutan bufer, yang akan menekan perubahan pH yang cepat, yang berbahaya bagi makhluk hidup.

Nilai pH larutan bufer yang terbuat dari asam lemah dan garamnya dapat dihitung dengan menggunakan persamaan berikut.

pH = pK_a + log([garam]/[asam]) (9.54)

Tabel 9.2 memberikan beberapa larutan bufer.

Tabel 9.2 Beberapa larutan bufer.

Contoh soal 9.5 pH larutan bufer

Tiga larutan (a), (b) dan (c) mengandung 0,10 mol dm^-3 asam propanoat (Ka = 1,80 x 10^-5 mol dm^-3) dan (a) 0,10 mol dm^-3, (b) 0,20 mol dm^-3 and (c) 0,50 mol dm^-3 natrium propanoat. Hitung pH larutan.

Jawab

Substitusikan nilai yang tepat pada persamaan (9.54)

1. pH = pK_a + log([garam]/[asam]) = pK_a + log([0,1]/[0,1]) = pK_a + log1 = 4,75
2. pH = pK_a + log([0,2]/[0,1])= pK_a + log 2 = 5,05
3. pH = pK_a + log([0,5]/[0,1]) = pK_a + log5 = 5,45

Lihat bahwa nilai ([garam]/[asam]) berubah dari 1 ke 5, tetapi pH hanya berubah sebesar 0,7.

e. Indikator

Pigmen semacam fenolftalein dan metil merah yang digunakan sebagai indikator titrasi adalah asam lemah (disimbolkan dengan HIn) dan warnanya ditentukan oleh [H⁺] larutan. Jadi,

HIn H⁺ + In^– …. (9.55)

Rasio konsentrasi indikator dan konjgatnya menentukan warna larutan diberikan sebagai:

K_In = [H⁺][In^–]/[HIn], ∴ [In^–]/[HIn] = K_In/[H⁺] … (9.56)

K_In adalah konstanta disosiasi indikator.

Rentang pH yang menimbulkan perubahan besar warna indikator disebut dengan interval transisi. Alasan mengapa ada sedemikian banyak indikator adalah fakta bahwa nilai pH titik ekivalen bergantung pada kombinasi asam dan basa. Kunci pemilihan indikator bergantung pada apakah perubahan warna yang besar akan terjadi di dekat titik ekivalen. Di Tabel 9.3 didaftarkan beberapa indikator penting.

Tabel 9.3 Indikator penting dan interval transisinya.

Indikator	interval transisi	perubahan warna(asam–>basa)
Biru timol	1,2-2,8	merah –> kuning
Metil oranye	3,1-4,4	merah –> kuning
Metil merah	4,2-6,3	merah –> kuning
bromotimol biru	6,0-7,6	kuning–> biru
merah kresol	7,2-8,8	kuning –> merah
fenolftalein	8,3-10,0	tak berwarna–> merah
alizarin kuning	10,2-12,0	kuning–> merah

Contoh soal 9.6 Titrasi netralisasi campuran, bagaimana menggunakan indikator.

25 dm³ larutan mengandung NaOH dan Na₂CO₃ dititrasi dengan 0,100 mol.dm^-3 HCl dengan indikator fenolftalein. Warna indikator hilang ketika 30,0 dm³ HCl ditambahkan. Metil oranye kemudian ditambahkan dan titrasi dilanjutkan. 12,5 dm³ HCl diperlukan agar warna metil oranye berubah. Hitung konsentrasi NaOH dan Na₂CO₃ dalam larutan.

Jawab

Asam karbonat adalah asam diprotik, dan netralisasi berlangsung dalam reaksi dua tahap

CO₃^2– + H⁺ –> HCO₃^– ;

HCO₃ ^– + H⁺ –> H₂O + CO₂

Tahap pertama netralisasi campuran NaOH-Na₂CO₃ tercapai saat fenolftalein berubah warna.

Perubahan warna metil oranye menandakan akhir tahap kedua netralisasi natrium karbonat.

Jadi, jumlah NaOH-Na₂CO₃ adalah 0,100 mol dm^-3 x 30,0 x 10^-3 dm³ = 3,0 x 10^-3 mol

sebagaimana dinyatakan dalam tahap pertama netralisasi. Jumlah Na₂CO₃ adalah 0,100 mol.dm^-3 x 12,5 x 10^-3 dm³ = 1,25 x 10^-3 mol sebagaimana dinyatakan dalam tahap kedua netralisasi. Jumlah NaOH adalah selisih antara kedua bilangan tersebut, 1,75 x 10^-3 mol. Jadi

[Na₂CO₃] = 1,25 x 10^-3 mol/25,0 x 10^-3 dm³ = 0,050 mol dm^-3

[NaOH] = 1,75 x 10^-3 mol/25,0 x 10^-3 dm³ = 0,070 mol dm^-3

Latihan

9.1 Asam basa konjugat

Tuliskan reaksi disosiasi senyawa berikut, termasuk air yang terlibat, dan tandai pasangan asam basa konjugasinya. (a) asam format HCOOH, (b) asam perkhlorat HClO₄

9.1 Jawab

(a) HCOOH + H₂O H₃O⁺ + HCOO^–

asam1 basa2 asam konjugat2 basa konjugat 1

(b) HClO₄ + H₂O H₃O⁺ + ClO₄^–

asam1 basa2 asam konjugat2 basa konjugat 1

9.2 Asam basa konjugat

Tetapan disosiasi pasangan asam basa konjugat adalah K_a dan K_b. Buktikan bahwa K_a x K_b = K_w K_w adalah tetapan hasil kali ion air.

9.2 Jawab

Lihat halaman yang relevan di teks.

9.3 Asam basa Lewis

Nyatakan manakah asam dan basa Lewis dalam reaksi-reaksi berikut.

(a) Cu²⁺ + 4NH₃ Cu(NH₃)₄²⁺

(b) I^– + I₂ I₃^–

(c ) Fe²⁺ + 6H₂O Fe(H₂O)₆³⁺

9.3 Jawab

(a) Cu²⁺ + 4NH₃ Cu(NH₃)₄²⁺, Cu²⁺ : asam Lewis, NH₃: basa Lewis.

(b) I^– + I₂ I₃^–, I^– : asam Lewis, I₂: basa Lewis.

(c ) Fe²⁺ + 6H₂O Fe(H₂O)₆³⁺ Fe²⁺: asam Lewis, H₂O: basa Lewis.

9.4 Konsentrasi ion hidrogen dan pH asam kuat

Asam perkhlorat adalah asam kuat, dan disosiasinya dapat dianggap lengkap. Hitung konsentrasi ion hidrogen [H⁺] dan pH 5,0 mol dm^-3 asam ini.

9.4 Jawab

[H⁺] = 5,0×10^-3mol dm^-3; pH = -log[H⁺] = 2,30

9.5 Konsentrasi ion hidrogen dan pH asam lemah

Hitung konsentrasi ion hidrogen dan pH asam asetat 0,001 mol dm^-3, 0,01 mol dm^-3 dan 0,1 mol dm^-3. K_a asam asetat pada 25°C adalah 1,75 x 10^-3 mol dm^-3.

9.5 Jawab

Kira-kira [H⁺] = √(c_sK_a). Maka [H⁺] dan pH dinyatakan sebagai berikut.

Asam asetat 0,001 mol dm^-3; [H⁺] = 1,32 x 10^-4 mol dm^-3, pH = 3,91. Asam asetat 0,01 mol dm^-3; [H⁺] = 4,18 x 10^-4 mol dm^-3, pH = 3,39. Asam asetat 0,1 mol dm^-3; [H⁺] = 1,32 x 10^-3 mol dm^-3, pH = 2,28.

9.6 Perhitungan tetapan disosiasi

Dalam larutan 0,5 mol dm^-3, disosiasi asam urat C₅H₄N₄O₃ sebesar 1,6 %. Tentukan K_a asam urat.

9.6 Jawab

1,6 x 10^-2 = [C₅H₃N₄O₃^–]/0,5 mol dm^-3,

[C₅H₃N₄O₃^–]= [H⁺] = 8,0 x 10^-3 mol dm^-3. Jadi,

K_a = (8,0 x 10^-3)²/0,50 = 1,28 x 10^-4 mol dm^-3.

9.7 Titrasi Netralisasi

Suatu detergen mengandung amonia. 25,37 g detergen dilarutkan dalam air untuk menghasilkan 250 cm³ larutan. Diperlukan 37,3 cm³ asam sulfat 0,360 mol dm^-3 ketika 25,0 cm³ larutan ini dititrasi. Hitung persen massa amonia dalam detergen.

9.7 Jawab

18,0 %.

9.8 Larutan Bufer

(1) Hitung pH bufer yang konsentrasi asam formatnya HCOOH (K_a = 1,8 x10^-4 mol dm^-3) 0,250 mol dm^-3, dan konsentrasi natrium format HCOONa-nya 0,100 mol dm^-3.
(2) Anggap 10 cm³ NaOH 6,00 x 10^-3 mol dm^-3 ditambahkan ke 500 cm³ larutan bufer ini. Hitung pH larutan setelah penambahan NaOH.

9.8 Jawab

(1) [H⁺] = 4,5 x 10^-4 mol dm^-3, pH = 3,35. (2) Jumlah mol HCOOH, OH^– dan HCOO^– sebelum dan sesudah penambahan NaOH ditunjukkan dalam tabel berikut.

m mol	HCOOH	OH-	HCOO
Sebelum	125	60	50
sesudah	65	0	110

Perhatikan setelah penambahan volume larutan menjadi 510 cm³. 1,8 x 10^-4 mol dm^-3 = ([H⁺] x 0,216)/(0,128), [H⁺] = 1,06 x 10^-4 mol dm^-3, pH = 3,97 Perubahan pH agak kecil walaupun sejumlah cukup besar basa kuat ditambahkan.
Gunakan fasilitas pencarian kata dibawah ini untuk mencari kata di chem-is-try.org