Teori Asam Basa

Derajat  keasaman  (pH)

A. Larutan  asam  dan  larutan  basa

1. Ionisasi  Air

Sebagai  pelarut,  air murni   dapat  berfungsi  sebagai  elektrolit  lemah  karena  bisa  terionisasi  menjadi  ion-ionnya  menurut  reaksi  kesetimbangan :

H₂O H⁺ (aq) + OH^- (aq)

Harga  konstanta  (tetapan)  kesetimbangan  untuk  reaksi  ionisasi  air  diatas,  yaitu:

Kw = [H+][OH-] = 10-14

Keterangan :

K_w = tetapan  kesetimbangan  air

2. Ionisasi  Asam

Berdasarkan  kekuatannya,  asam  dibedakan  atas  asam  kuat  dan  asam  lemah.  Asam  kuat  misalnya  HCl, HNO_3, dan  H₂SO₄.  Asam  lemah  misalnya  HCN,  HNO_2,  dan  CH₃COOH.

a. Asam  Kuat

· Asam  kuat  dapat  terionisasi  sempurna  dalam  air (α = 1)

· Rumus :

pH = -log [H+]

b. Asam  Lemah

· Asam  lemah  hanya  dapat  terionisasi  sebagian  didalam  air  sehingga  mempunyai  harga  Ka  dan  memiliki  α  kecil.

· Rumus :

[H+] = [H+] = α [asam]

Keterangan :

K_a = tetapan  asam

[asam] = konsentrasi  asam  lemah

α = derajat  ionisasi (disosiasi)

3. Ionisasi  Basa

Berdasarkan  kekuatannya,  basa  dibedakan  atas  basa  kuat  dan  basa  lemah.  Basa  kuat  misalnya  NaOH,  KOH,  dan  Ca(OH)₂.  Basa  lemah  misalnya  NH₄OH,  CH₃COONa,  dan  (CH₃)₂NH.

a. Basa  kuat

· Basa  kuat  terionisasi  sempurna  dalam  air (α =1)

· Rumus:

pOH = -log [OH-]

b. Basa  lemah

· Basa  lemah  hanya  dapat  terionisasi  sebagian  didalam  air  sehingga  mempunyai  harga  K_b  dan  memiliki  α  kecil.

· Rumus :

[OH-] = [OH-] = α [basa]

B. Hidrolisis  Garam

Hidrolisis  garam  adalah  penguraian  garam  oleh  air.  Garam  yang  bisa  mengalami  hidrolisis  adalah  garam  yang  terbentuk  dari :

1. Asam  lemah  dan  basa  kuat

· Habis  bereaksi  (pH > 7)

· Rumus :

[OH-] = x [garam] [OH-] =

Keterangan :

K_w = 10^-14

K_h = tetapan  hidrolisis

2. Basa  lemah dan  basa  kuat

· Habis  bereaksi (pH < 7)

· Rumus :

[H+] = X [garam] =

3. Asam  lemah  dan  Basa  lemah (hidrolisis  total)

· Rumus:

[H+] = =  x Ka

C. Larutan  Buffer (Larutan  Penyangga)

1. Pengertian

Larutan  buffer  adalah  larutan  yang  dapat  mempertahankan  perubahan  pada  kisarannya  saat  ditambahkan  sedikit  asam,  sedikit  basa  dan  sedikit  air.

2. Sifat-sifat  larutan  buffer

a. Bila  diencerkan  pH-nya  tetap  

b. Bila  ditambah  asam  atau  basa  dalam  jumlah  sedikit,  pH-nya  juga  tetap.

3. Pengelompokkan  larutan  buffer

a. Buffer  asam  (pH < 7)

§ Terdiri  atas  asam  lemah  dengan  basa  kuat  (yang  sisa  adalah  asam  lemahnya).

§ Terdiri  atas  asam  lemah  dan  garamnya.

§ Rumus :

[H+] = Ka  .

Keterangan :

K_a = tetapan  kesetimbangan  asam

N_b =mol  asam

N_ak = mol  basa  konjugasi

b. Buffer  basa  (pH  7)

§ Terdiri  atas  basa  lemah  dengan  basa  kuat  (yang  sisa  adalah  basa  lemahnya).

§ Terdiri  atas  basa  lemah  dan  garamnya.

§ Rumus :

[OH-] = Kb .

 Keterangan :

K_a = tetapan  kesetimbangan  asam

N_b =mol  basa

N_ak = mol  asam  konjugasi

D.  Teori  Asam  Basa

1. Teori  Arrhenius

§ Asam  adalah zat  yang  bila  dilarutkan  dalam  air  menghasilkan  ion H⁺. Contohnya : HCl, HBr, HNO₃, dan  H₃PO₄.

§ Basa  adalah  zat  yang  bila  dilarutkan  dalam  air  menghasilkan ion  OH^-. Contohnya :  KOH, NaOH, dan  Ca(OH^-)_2.

2. Teori  Bronsted-Lowry

§ Asam  adalah  zat  yang  dapat  melepaskan  proton (donor  proton).

§ Basa  adalah  zat  yang  dapat  menerima  proton (akseptor  proton).

3. Teori  Lewis

§ Asam  adalah  zat  yang  dapat  menerima  pasangan  elektron  bebas.

§ Basa  adalah  zat  yang  dapat  melepas  pasangan  elektron  bebas.

§ Berlaku  umum  pada  pembentukan  kompleks  koordinasi.

§ Contoh : NH₃ + BF₃  menghasilkan  NH₃Bf₃.

E. Kelarutan  dan  Hasil  Kali  Kelarutan

1. Kelarutan  (s)  dan  Hasil  Kali  Kelarutan (Ksp)

Kelarutan  adalah  jumlah  maksimum  zat  yang  dapat  larut  dalam  sejumlah  pelarut  atau  larutan  pada  suhu  tertentu.  Sedangkan  hasil  kali kelarutan  adalah hasil  kali  kelarutan  ion-ion  zat  tersebut  dipangkatkan  dengan  koefisiennya  masing-masing.  Sebagai  contoh,  perhatikan  reaksi :

A_mB_n                 mAⁿ⁺ +nB^m-

Ksp = [An+]m[Bm-]n = (ms)m(ns)n

2. Hubungan  Antara  Kelarutan  dan  Hasil  Kali  Kelarutan

§ Jika  hasil  kali  kelarutan  ion-ion > Ksp  maka  terjadi  endapan.

§ Jika  hasil  kali  kelarutan  ion-ion = Ksp  maka  ion-ion  tepat  jenuh.

§ Jika  hasil  kali  kelarutan  ion-ion < Ksp  maka  tidak  terjadi  endapan (ion-ion  masih  larut).

3. Pergeseran  Kesetimbangan  Larutan

Hal-hal  yang  dapat  menggeser  kesetimbangan   kelarutan, yaitu:

· Efek  ion  sejenis.  Adanya  ion  sejenis  akan  menurunkan  kelarutan  karena  jumlah  zat  yang  terlarut  semakin  sedikit.

· Efek  pH.  Penambahan  asam  atau  basa  dapat  mengganggu  kesetimbangan  kelarutan  karena  keduanya  dapat  berperan  sebagai  ion  sejenis.  Asam  dapat  bereaksi  dengan  endapan  membentuk  garam  asam  atau  garam  yang  larut,  sedangkan  basa  bereaksi  dengan  larutan  membentuk  basa  yang  sukar  mengendap.

· Efek  suhu.  Umumnya  kenaikan  suhu  membuat  kelarutan  semakin  tinggi,  meskipun  tidak  selalu  demikian.

· Efek  pengompleks.  Pengompleks  dapat  bereaksi  dengan  endapat  membentuk  garam kompleks  yang  larut.

Referensi :

Badan  Standar  Nasional  Pendidikan. 2006. Kurikulum  Mata  Pelajaran  Kimia  untuk  SMA.  Jakarta: BSNP

Fardiaz, Srikandi.  1992.  Polusi  air  dan  udara. Yogyakarta: Penerbit  kanisius.

Santosa, Sri  Juari, dkk. 2006. Kimia. Klaten:PT  Intan  Pariwara.