Larutan Asam Basa

Pernahkah kamu mendengar istilah asam dan basa? Apa itu asam dan apa itu basa? Di sekitar kita terdapat banyak zat yang bersifat asam dan juga basa. Cuka dan lemon merupakan contoh asam, sedangkan sabun dan baking soda merupakan contoh zat basa.

Kali ini akan dibahas mengenai asam basa, dimulai dari sifat larutan asam basa, konsep asam basa, kekuatan asam basa, pH dan pOH, indikator asam basa, serta contoh soalnya. Untuk lebih jelasnya kamu dapat membaca pembahasan berikut ini.

Pendahuluan

Asam dan basa sudah dikenal sejak dulu. Banyak pengertian asam dan basa yang sudah dikemukakan oleh para ilmuan, seperti Arrhenius, Bronsted-Lowry, dan Lewis. Dalam pengertian Arrhenius, asam dan basa melibatkan pelepasan ion H⁺ dan OH^–. Dalam pengertian Bronsted Lowry melibatkan transfer proton (H⁺), sedangkan dalam pengertian Lewis melibatkan serah terima pasangan elektron bebas.

Asam dan basa banyak di dalam kehidupan sehari – hari dan memiliki banyak manfaat. Misalnya cairan lambung yang memiliki 0,1 mol HCl per liter. Darah manusia dan larutan dari komponen sel yang sedikit basa. Baterai mobil yang mengandung 40% H₂SO_4. NaOH yang digunakan dalam pembuatan sabun dan kertas.

Baca juga: Senyawa Hidrokarbon Alkuna

Sifat Larutan Asam Basa

Asam

• Asam memiliki rasa yang masam seperti cuka yang merupakan asam asetat, lemon dan buah – buahan asam lainnya yang mengandung asam sitrat.
• Warna kertas lakmus yang tadinya biru menjadi warna merah karena adanya asam.
• Asam bereaksi dengan logam, seperti zinc, magnesium, dan besi menghasilkan gas hidrogen. Contoh reaksi antara larutan asam klorida dengan logam magnesium:

2HCl(aq) + Mg(s) → MgCl₂(aq) + H₂(s)

• Larutan asam dapat menghantarkan listrik.

Basa

• Basa memiliki rasa pahit.
• Basa terasa licin, contohnya sabun yang mengandung basa.
• Basa dapat mengubah warna kertas lakmus dari merah menjadi biru.
• Larutan basa dapat menghantarkan listrik.

Konsep Asam Basa

1. Asam Basa Arrhenius

Menurut Arrhenius, asam adalah zat yang dapat melepaskan ion H⁺ ketika dilarutkan dalam air, sedangkan basa adalah zat yang dapat melepaskan ion OH^– ketika dilarutkan dalam air. Contoh:

Asam: HCl(aq) → H⁺(aq) + Cl^–(aq)

Basa: NaOH(aq) → Na⁺(aq) + OH^–(aq)

2. Asam Basa Bronsted-Lowry

Menurut Bronsted-Lowry, asam adalah spesi yang dapat mendonorkan proton (H⁺), sedangkan basa adalah spesi yang mendapatkan donor proton (H⁺).  Contoh:

HCl + H₂O → H₃O⁺  + Cl^– (HCl merupakan asam karena dapat mendonorkan ion H⁺ pada H₂O)

NH₃ + H₂O ⇌ NH₄⁺ + OH^– (NH₃ merupakan basa karena mendapatkan donor H⁺ dari H₂O)

Pada asam basa Bronsted Lowry, terdapat konsep pasangan asam basa konjugasi. Setiap asam memiliki basa konjugasi, begitupun dengan setiap basa yang memiliki asam konjugasi. Pasangan asam basa konjugasi ini memiliki selisih satu ion H⁺. Dalam suatu reaksi asam basa, terdapat dua pasangan asam basa konjugasi yang dapat diidentifikasi. Contoh:

Pasangan asam basa konjugasi: HNO₂ dengan NO₂^– dan H₂O dengan H₃O⁺.

Pasangan asam basa konjugasi: NH₃ dengan NH₄⁺ dan H₂O dengan H₃O⁺.

3. Asam Basa Lewis

Menurut Lewis, asam adalah spesi yang mendapatkan donor pasangan elektron bebas, sedangkan basa adalah spesi yang mendonorkan pasangan elektron bebas. Sebagai contoh dalam protonasi ammonia (reaksi pembentukan NH₄⁺), NH₃ bertindak sebagai basa Lewis karena mendonorkan pasangan elektron bebasnya pada ion H⁺yang bertindak sebagai asam Lewis melalui penerimaan pasangan elektron bebas.

Contoh lain yaitu reaksi antara BF₃ dengan NH₃. BF₃ bertindak sebagai asam yang akan menerima pasangan elektron bebas dari NH₃ yang bersifat basa.

Kekuatan Asam Basa

Berdasarkan jumlah ion H⁺ yang dihasilkan dalam larutannya, asam terbagi menjadi dua yaitu asam kuat dan asam lemah, begitupun dengan basa yaitu basa kuat dan basa lemah. Asam kuat dan basa kuat merupakan elektrolit kuat, dimana ketika dilarutkan dalam air akan terionisasi secara sempurna. Sebagian besar dari asam kuat merupakan asam anorganik seperti asam klorida (HCl), asam nitrat (HNO₃), asam perklorat (HClO₄), dan asam sulfat (H₂SO₄).

HCl(aq) + H₂O(l) → H₃O⁺(aq) + Cl^–(aq)

HNO₃(aq) + H₂O(l) → H₃O⁺(aq) + NO₃^–(aq)

HClO₄(aq) + H₂O(l) → H₃O⁺(aq) + ClO₄^–(aq)

H₂SO₄(aq) + H₂O(l) → H₃O⁺(aq) + HSO₄^–(aq)

Untuk basa kuat biasanya merupakan hidroksi dari logam alkali dan logam alkali tanah tertentu, seperti NaOH, KOH, dan Ba(OH)₂.

NaOH(s) + H₂O(l) → Na⁺(aq) + OH^–(aq)

KOH(s) + H₂O(l) → K⁺(aq) + OH^–(aq)

Ba(OH)₂(s) + H₂O(l) → Ba²⁺(aq) + 2OH^–(aq)

Sedangkan asam lemah dan basa lemah merupakan elektrolit lemah, dimana ketika dilarutkan dalam air tidak terionisasi secara sempurna dan membentuk reaksi kesetimbangan. Contoh asam lemah adalah asam asetat (CH₃COOH), dan contoh basa lemah adalah ammonia (NH₃).

CH₃COOH(aq) + H₂O(l) ⇌ CH₃COO^–(aq) + H₃O⁺(aq)

NH₃(aq) + H₂O(l) ⇌ NH₄⁺(aq)  + OH^–(aq)

pH dan pOH

Derajat keasaman dapat ditentukan melalui pH. pH dari suatu larutan didefinisikan sebagai negatif logaritma dari konsentrasi ion H⁺  atau H₃O⁺.

pH = -log [H⁺] atau pH = -log [H₃O⁺]

Sedangkan derajar kebasaan dapat ditentukan melalui pOH, yang merupakan negatif logaritma dari konsentrasi OH^-.

pOH = -log [OH^–]

Keasaman atau kebasaan suatu larutan dapat dibedakan melalui nilai pH dimana larutan asam memiliki nilai pH < 7, sedangkan larutan basa memiliki nilai pH > 7. Nilai pH dapat ditentukan melalui beberapa cara yaitu dengan menggunakan indicator universal dan pH meter.

Baca juga: Materi Kesetimbangan Kimia

Hubungan pH dan pOH

Reaksi kesetimbangan ionisasi air pada suhu 25 ℃:

H₂O(l) ⇌ H⁺(aq) + OH^–(aq)

Tetapan kesetimbangan: [H⁺] [OH^–] = K_w = 1 x 10^-14

Dengan menambahkan negatif logaritma pada kedua sisi maka diperoleh:

-log ([H⁺] [OH^–]) = -log (1 x 10^-14)

-log [H⁺] + (-log [OH^–]) = -log (1 x 10^-14)

pH + pOH = 14

• Menghitung pH asam lemah:

HA(aq) ⇌ H⁺(aq) + A^–(aq)

Karena [H⁺] = [A^–], maka K_a dapat dituliskan:

Sehingga [H⁺] dapat dihitung:

• Menghitung pOH basa lemah

M(OH)(aq) ⇌ M⁺(aq) + OH^–(aq)

Karena [M⁺] = [OH^–], maka K_b dapat dituliskan:

Sehingga [OH^–] dapat dihitung:

Indikator Asam Basa

Indikator merupakan senyawa organik yang akan memberikan warna berbeda pada pH larutan yang berbeda pula. Perbedaan warna ini akan menunjukkan keasaman atau kebasaan dari suatu larutan. Berikut beberapa contoh indikator asam basa.

1. Metil Merah

Indikator metil merah berwarna merah pada pH 4 dan dibawahnya, serta berwarna kuning pada pH 7 dan di atasnya. Pada pH 4 sampai 7 terdapat perubahan warna dari merah ke jingga, lalu ke kuning.

2. Bromtimol Biru

Indikator bromtimol biru berwarna kuning pada pH 6 dan di bawahnya, serta berwarna biru pada pH 8 dan di atasnya. Pada rentang pH 6 sampai 8 terdapat perubahan warna dari kuning ke hijau, lalu biru.

3. Fenolftalein

Indikator fenolftalein tidak berwarna pada pH di bawah 8 dan berwarna merah muda pada pH di atas 10. Pada rentang pH 8 sampai 10 terdapat perubahan warna dari merah muda seulas menuju merah muda cerah.

Contoh soal

1. Berapakah pH dari larutan HCl 0,01 M?

Jawaban:

Karena HCl merupakan asam kuat, maka [H⁺] dalam larutan akan sama dengan [HCl], sehingga:

pH = -log [H⁺] = -log (0,01) = 2

2. Berapakah pH dari larutan NaOH 0,025 M?

Jawaban:

• Karena NaOH merupakan basa kuat, maka [OH^–] dalam larutan akan sama dengan [NaOH], sehingga:

pOH = -log [OH^–] = -log (0,025) = 1,6

• Hubungan pH dengan pOH:

pH + pOH = 14

pH = 14 – pOH

pH = 14 – 1,6 = 12,4

3. Tentukan pH dari larutan CH₃COOH 0,1 M (K_a CH₃COOH = 1,8 x 10^-5)

Jawaban:

CH₃COOH merupakan asam lemah sehingga ketika dilarutkan dalam air tidak terionisasi secara sempurna, dan membentuk reaksi kesetimbangan:

CH₃COOH(aq) ⇌ CH₃COO^–(aq) + H⁺(aq)     K_a = 1,8 x 10^-5

Konsentrasi ion H⁺

pH = -log [H⁺]

pH = -log (1,34 x 10^-3)

pH = 2,87

Baca juga: Materi Laju Reaksi

Pemahaman Akhir

Asam dan basa adalah dua jenis zat kimia yang memiliki sifat khas dan penting dalam kimia dan kehidupan sehari-hari. Asam memiliki sifat masam, seperti cuka dan lemon, sedangkan basa memiliki sifat pahit dan licin, seperti sabun dan baking soda. Asam dan basa dapat diidentifikasi melalui berbagai konsep, termasuk konsep Arrhenius, Bronsted-Lowry, dan Lewis.

Menurut konsep Arrhenius, asam adalah zat yang melepaskan ion H+ ketika dilarutkan dalam air, sementara basa melepaskan ion OH-. Konsep Bronsted-Lowry menyatakan bahwa asam adalah spesi yang dapat mendonorkan proton (H+), sedangkan basa adalah spesi yang mendapatkan donor proton (H+). Sedangkan menurut konsep Lewis, asam adalah spesi yang mendapatkan donor pasangan elektron bebas, sedangkan basa adalah spesi yang mendonorkan pasangan elektron bebas.

Asam dan basa dapat dibedakan menjadi kuat dan lemah berdasarkan jumlah ion H+ atau OH- yang dihasilkan dalam larutan. Asam kuat dan basa kuat adalah elektrolit kuat yang terionisasi secara sempurna dalam air, sedangkan asam lemah dan basa lemah adalah elektrolit lemah yang membentuk reaksi kesetimbangan dalam larutan.

Untuk mengetahui derajat keasaman atau kebasaan suatu larutan, dapat digunakan nilai pH atau pOH. pH adalah negatif logaritma dari konsentrasi ion H+, sedangkan pOH adalah negatif logaritma dari konsentrasi ion OH-. Larutan asam memiliki pH kurang dari 7, sedangkan larutan basa memiliki pH lebih dari 7. Hubungan antara pH dan pOH adalah pH + pOH = 14.

Indikator asam-basa adalah senyawa organik yang memberikan perubahan warna berdasarkan pH larutan. Beberapa contoh indikator asam-basa antara lain metil merah, bromtimol biru, dan fenolftalein.

Dalam menghitung pH larutan asam atau basa, perlu memperhatikan jenis asam atau basa yang digunakan, apakah kuat atau lemah. Untuk asam kuat atau basa kuat, konsentrasi ion H+ atau OH- langsung dapat digunakan untuk menghitung pH atau pOH. Namun, untuk asam lemah atau basa lemah, perlu memperhitungkan konstanta disosiasi (Ka atau Kb) serta reaksi kesetimbangan yang terjadi dalam larutan.

Pemahaman tentang sifat, konsep, dan perhitungan asam dan basa sangat penting dalam dunia kimia, karena banyak aplikasinya dalam industri, kesehatan, dan lingkungan.

Demikian pembahasan mengenai larutan asam basa. Semoga pembahasannya dapat bermanfaat dan menambah pengetahuanmu.

Referensi:

Brown, Theodore L. (2011). Chemistry the Central of Science 12^th Edition.Pearson Prentince Hall.

Chang, Raymond. (2010). Chemistry 10^th Edition. New York: McGraw-Hill.

Whitten. (2013). Chemistry 12^th Edition. Brooks Cole.