Besarnya konsentrasi ion H+ larutan disebut derajat keasaman. Untuk menyatakan derajat keasaman suatu larutan dipakai pengertian pH. pH = - log [H+] Untuk air murni (2500C): [H+] = [OH-] = 10-7 mol/l pH = - log 10-7 = 7
Jika nilai pH = pOH = 7, maka larutan bersifat netral Jika nilai pH > 7, maka larutan bersifat basa Pada suhu kamar: pKw = pH + pOH = 14 Untuk menyatakan nilai pH suatu larutan asam, maka yang paling awal harus ditentukan (dibedakan) antara asam kuat dengan asam lemah.
a. PH Asam Kuat Bagi asam-asam kuat ( ∂ = 1), maka menyatakan nilai pH larutannya dapat dihitung langsung dari konsentrasi asamnya (dengan melihat valensinya). Contoh: 1. Hitunglah pH dari 100 ml larutan 0.01 M HCl ! Jawab: HCl(aq) → H+(aq) + Cl-(aq) [H+] = x. Ca = 1. 0.01 = 10-2 M pH = - log 10-2 = 2 2. Hitunglah pH dari 2 liter larutan 0.1 mol asam sulfat ! Jawab: H2SO4(aq) → 2 H+(aq) + SO42-(aq) [H+] = x . Ca = 2 x 0.1 mol/2.0 liter = 2 x 0.05 = 10-1 M pH = - log 10-1 = 1
b. PH Asam Lemah Bagi asam-asam lemah, karena harga derajat ionisasinya (0 < ∂<1)> dimana: Ca = konsentrasi asam lemah Ka = tetapan ionisasi asam lemah Semakin kuat suatu larutan, harga Ka semakin besar Contoh: Hitunglah pH dari 0.025 mol CH3COOH dalam 250 ml larutannya, jika diketahui Ka = 10-5 Jawab: Ca = 0.025 mol/0.025 liter = 0.1 M = 10-1M
[H+] = √10-1 . 10-5 = 10-3 M pH = -log 10-3 = 3
Prinsip penentuan pH suatu larutan basa sama dengan penentuan pH larutam asam, yaitu dibedakan untuk basa kuat dan basa lemah
c. PH Basa Kuat Untuk menentukan pH basa-basa kuat (∂= 1), maka terlebih dahulu dihitung nilai pOH larutan dari konsentrasi basanya. Contoh: a. Tentukan pH dari 100 ml larutan KOH 0.1 M ! b. Hitunglah pH dari 500 ml larutan Ca(OH)2 0.01 M ! Jawab: a. KOH(aq) → K+(aq) + OH-(aq) [OH-] = x . Cb = 1. 0.1 = 10-1 M pOH = - log 10-1 = 1 pH = 14 - pOH = 14 - 1 = 13 b. Ca(OH)2(aq) → Ca2+(aq) + 2 OH-(aq) [OH-] = x. Cb = 2 x 0.01 = 2.10-2 M pOH = - log 2.10-2 = 2 - log 2 pH = 14 - pOH = 14 - (2 - log 2) = 12 + log 2
d. PH Basa Lemah d. pH Basa Lemah Bagi basa-basa lemah, karena harga derajat ionisasinya < style=""> dimana: Cb = konsentrasi basa lemah Kb = tetapan ionisasi basa lemah Contoh: Hitunglah pH dari 100 ml 0.001 M larutan NH4OH, jika diketahui tetapan ionisasinya = 10-5 !
Asam-basa merupakan salah satu sifat zat baik yang berbentuk larutan maupun non pelarut. Asam dan basa penting dalam proses kimia yang terjadi disekitar kita, mulai dari proses industry sampai proses biologi dalam tubuh makhluk hidup, mulai reaksi yang terjadi di laboratorium hingga reaksi yang terjadi di lingkungan sekitar.
Dalam industry besar ataupun home industry, banyak proses-proses produksinya atau kualitas produksinya sangat bergantung pada tingkat keasaman atau kebasaan mediumnya. Misalnya pada pembuatan tahu, kualitas pembentukan tahu (proses pengendapan) ditentukan keasaman larutan medianya.
Di dalam tubuh kita terdapat system yang sangat rumit yang secara ketat dikendalikan oleh keasaman darah. Ada deviasi sedikit saja tingkat keasaman darah dapat mengakibatkan fatal bahkan kematian, sebab darah menjadi malfungsi akibat tidak dapat mengikat oksigen hasil pernafasan.
Dengan demikian, kimia asam basa penting dipelajari disebabkan aplikasinya yang sangat dalam kehidupan sehari-hari.
Teori Asam Basa Arrhenius
Menurut Arrhenius, asam adalah zat yang bila dilarutkan di dalam air meningkatkan konsentrasi ion H+(aq). Basa adalah zat yang bila dilarutkan di dalam air dapat meningkatkan konsentrasi ion OH-(aq). ion H+(aq) tidak berupa proton bebas tetapi terikat secara kimia pada molekul air, membentuk H3O+(aq). Spesi ini dinamakan ion hidronium yang terasosiasi dengan sendirinya melalui ikatan hidrogen dengan sejumlah molekul air. Adanya ion hidronium dan ion hidroksida dalam larutan air akibat swa-ionisasi air
Dengan demikian, pelarutan asam atau basa ke dalam air akan menggeser reaksi swaionisasi air.
Contoh asam menurut teori Arrhenius adalah HCl. HCl bila dilarutkan kedalam air akan menghasilkan H+ dan Cl- sesuai reaksi
contoh basa menurut adalah KOH. KOH bila dilarutkan ke dalam air akan menghasikan K+
dan OH- sesuai reaksi:
Walaupun teori Arrhenius berhasil mengungkapkan beberapa kasus, tetapi memiliki keterbatasan. Selain hanya memandang aspek reaksi asam-basa di dalam pelarut air, juga pembentukan ion H+ atau ion OH merupakan kekhasan teori asam-basa Arrhenius. Artinya jika suatu reaksi tidak membentuk ion H+ atau ion OH tidak dapat dikatakan sebagai asam atau basa.
Teori Asam Basa Bronsted Lowry
Pada tahun 1923, Johanes Bronsted dan Thomas Lowry mengemukakan bahwa reaksi asam dan basa dapat dipandang sebagai reaksi transfer proton, dan asam-basa dapat didefinisikan dalam bentuk transfer proton.
Menurut teori asam-basa Bronsted-Lowry, suatu asam adalah spesi yang memberikan (donor) proton, sedangkan basa adalah yang bertindak sebagai penerima (akseptor) proton dalam suatu reaksi transfer proton.
Pada reaksi asam Basa Bronsted-Lowry, terdapat dua pasangan asam basa. Pasangan pertama merupakan pasangan antara asam dengan basa konjugasi (yang menyerap proton); dalam hal ini ditandai dengan Asam 1 dan Basa 1. Pasangan kedua adalah pasangan antara basa dengan asam konjugasi (yang memberi proton); dalam hal ini ditandai dengan Basa 2 dan Asam 2. Rumusan kimia pasangan asam-basa konjugasi hanya berbeda satu proton (H+).
Perhatikan contoh-contoh berikut.
Asam 1
+
Basa 2
→
Basa 1
+
Asam 2
HCl
+
NH3
→
Cl-
+
NH4+
H2O
+
CO32-
→
OH-
+
HCO3-
CH3COOH
+
H2O
→
CH3COO-
+
H3O+
HNO2
+
CH3COOH
→
NO2-
+
CH3COOH2+
Teori tersebut bertentangan dengan yang dikemukakan Arrhenius, yakni bahwa jika ada senyawa yang bersifat asam (menghasilkan ion H+) tidak memiliki hubungan dengan senyawa lain yang bersifat basa (menghasilkan OH-).
Sekarang dapat diungkapkan beberapa cara yang menunjukkan bahwa model asam-basa menurut Bronsted-Lowry lebih luas cakupannya dibandingkan model dari Arrhenius. Menurut model Bronsted-Lowry :
• Basa adalah spesi akseptor proton, misalnya ion OH-.
• Asam dan basa dapat berupa ion atau molekul.
• Reaksi asam-basa tidak terbatas pada larutan air.
• Beberapa spesi dapat bereaksi sebagai asam atau basa tergantung pada pereaksi lain.
Teori Asam Basa Lewis
G.N. Lewis menyatakan bahwa konsep asam dan basa dapat berlaku umum untuk mencakup reaksi reaksi oksida asam dan oksida basa dan sejumlah reaksi lainnya, termasuk reaksi transfer proton.
Menurut konsep ini, suatu asam lewis adalah spesi yang dapat membentuk ikatan kovalen dengan menerima pasangan elektron bebas dari spesi yang lain (asam sebagai akseptor pasangan elektron bebas). Suatu basa Lewis adalah spesi yang dapat membentuk ikatan kovalen dengan memberikan pasangan elektron kepada spesi lain. Konsep asam-basa Lewis dan Bronsted-Lowry berbeda menurut cara pandangnya terhadap reaksi kimia tertentu.
Contoh reaksi netralisasi antara NH3 dan HCl dalam bentuk cairan. Pada reaksi tersebut terjadi transfer proton dari H3O+. Transfer proton ini dapat dinyatakan sebagai berikut:
Proton adalah suatu akseptor (penerima) pasangan elektron bebas, yang menurut Lewis adalah asam. Ammonia yang memiliki pasangan elektron bebas merupakan donatur pasangan elektron bebas, karena itu amonia adalah basa Lewis.
