Bab V membahas tentang kesetimbangan asam basa. Terdapat beberapa teori yang menjelaskan sifat asam dan basa, yaitu teori Arrhenius, Brønsted-Lowry, dan Lewis. Teori-teori tersebut mendefinisikan asam dan basa berdasarkan ion hidrogen yang dilepaskan/diterima, atau kemampuan untuk menerima/melepaskan elektron. Dokumen juga membahas tentang konsep pH, larutan penyangga, hasil kali kelarutan

1. BAB V
KESETIMBANGAN ASAM BASA
Asam sering dikenali sebagai zat berbahaya dan korosif. Hal ini benar untuk beberapa
jenis asam yang digunakan di laboratorium, seperti asam sulfat dan asam klorida. Tetapi
asam yang tidak berbahaya juga banyak ditemui dalam kehidupan sehari – hari.
Misalnya pada cuka dan buah – buahan. Seperti halnya asam, basa juga sering
digunakan dalam kehidupan sehari – hari. Misalnya dalam pasta gigi, deterjen, atau
cairan pembersih. Secara umum, asam dapat dikenali dari bau dan rasanya yang tajam /
asam. Sedangkan basa bersifat licin dan rasanya pahit. Bila diteteskan pada kertas
litmus, asam akan memberikan warna merah dan basa akan memberikan warna biru.
5.1. Teori – teori Asam Basa
5.1.1. Teori Arrhenius
Menurut Arrhenius (1884), asam adalah zat yang melepaskan ion H+
atau H3O+
dalam
air. Sedangkan basa adalah senyawa yang melepas ion OH-
dalam air.
HA + aq  H+
(aq) + A-
(aq)
BOH + aq  B+
(aq) + OH-
(aq)
Di dalam air, ion H+
tidak berdiri sendiri, melainkan membentuk ion dengan H2O.
H+
+ H2O  H3O+
(ion hidronium)
Berdasarkan jumlah ion H+
yang dapat dilepaskan, asam dapat terbagi menjadi
1. Asam monoprotik  melepaskan 1 ion H+
Contoh : asam klorida (HCl)
HCl  H+
(aq) + Cl-
(aq)
2. Asam diprotik  melepaskan 2 ion H+
Contoh : asam sulfat (H2SO4)
H2SO4  H+
(aq) + HSO4
-
(aq)
HSO4
-
 H+
(aq) + SO4
2-
(aq)
3. Asam triprotik  melepaskan 3 ion H+
Contoh : asam fosfat (H3PO4)
Modul Kimia Dasar – Program Matrikulasi Fakultas Teknik 2008

2. H3PO4  H+
(aq) + H2PO4
-
(aq)
H2PO4
-
 H+
(aq) + HPO4
2-
(aq)
HPO4
2-
 H+
(aq) + PO4
3-
(aq)
Bila asam dan basa direaksikan, maka produk yang akan terbentuk adalah senyawa
netral (yang disebut garam) dan air. Reaksi ini disebut sebagai reaksi pembentukan
garam atau reaksi penetralan, yang akan mengurangi ion H+
dan OH-
serta
menghilangkan sifat asam dan basa dalam larutan secara bersamaan. Jika asam yang
bereaksi dengan basa adalah asam poliprotik, maka akan dihasilkan lebih dari satu jenis
garam. Misalnya pada rekasi antara NaOH dengan H2SO4.
NaOH + H2SO4  NaHSO4 + H2O
NaHSO4 + NaOH  Na2SO4 + H2O
Senyawa NaHSO4 disebut sebagai garam asam, yaitu garam yang tebentuk dari
penetralan parsial asam poliprotik. Garam asam bersifat asam, sehingga dapat bereaksi
dengan basa membentuk produk garam lain yang netral dan air.
5.1.2. Teori Brönsted – Lowry
Teori Arrhenius ternyata hanya berlaku pada larutan dalam air. Teori ini tidak dapat
menjelaskan fenoena pada reaksi tenpa pelarut atau dengan pelarut bukan air. Pada
tahun 1923, Brönsted – Lowry mengungkapkan bahwa sifat asam – basa ditentukan oleh
kemempuan senyawa untuk melepas / menerima proton (H+
). Menurut Brönsted –
Lowry, asam adalah senyawa yang memberi proton (H+
) kepada senyawa lain.
Contoh : HCl + H2O  H3O+
+ Cl-
Sedangkan basa adalah senyawa yang menerima proton (H+) dari senyawa lain.
Contoh : NH3 + H2O  NH4
+
+ OH-
Dalam larutan, asam / basa lemah akan membentuk kesetimbangan dengan pelarutnya.
Misalnya HF dalam pelarut air dan NH3 dalam air.
HF + H2O  H3O+
+ F-
Modul Kimia Dasar – Program Matrikulasi Fakultas Teknik 2008
a1
b1 a2
b2

3. NH3 + H2O  NH4
+
+ OH-
Pasangan a1 – b2 dan a2 – b1 merupakan pasangan asam – basa konjugasi.
 Asam konjugasi : asam yang terbentuk dari basa yang menerima proton
 Basa konjugasi : basa yang terbentuk dari asam yang melepas proton
Teori Brönsted – Lowry memperkenalkan adanya zat yang dapat bersifat asam maupun
basa, yang disebut sebagai zat amfoter. Contohnya adalah air. Di dalam larutan basa, air
akan bersifat asam dan mengeluarkan ion positif (H3O+
). Sedangkan dalam larutan asam,
air akan bersifat basa dan mengeluarkan ion negatif (OH-
).
5.1.3. Teori Lewis
Lewis mengelompokkan senaywa sebagai asam dan basa menurut kemampuannya
melepaskan / menerima elektron. Menurut Lewis,
 Asam : - senyawa yang menerima pasangan elektron
- senyawa dengan elektron valensi < 8
 Basa : - senyawa yang mendonorkan pasangan elektron
- mempunyai pasangan elektron bebas
Contoh : Reaksi antara NH3 dan BF3
H3N : + BF3  H3NBF3
Nitrogen mendonorkan pasangan elektron bebas kepada boron. Pasangan elektron
bebas yang didonorkan ditandai dengan tanda panah antara atom nitrogen dan boron.
Kelebihan teori Lewis ini adalah dapat menjelaskan reaksi penetralan yang dilakukan
tanpa air. Misalnya pada reaksi antara Na2O dan SO3. Menurut Arrhenius, reaksi
penetralan ini harus dilakukan dalam air.
Na2O + H2O  2 NaOH
SO3 + H2O  H2SO4
2 NaOH + H2SO4  2 H2O + Na2SO4
Modul Kimia Dasar – Program Matrikulasi Fakultas Teknik 2008
a1
b1 a2
b2

4. Teori Lewis memberikan penjelasan lain untuk menjelaskan reaksi ini.
Na2O(s) + SO3(g)  Na2SO4(s)
2 Na+
+ O2-
 2 Na+
+ [ OSO3 ]2-
5.2. Konsep pH
Air memiliki sedikit sifat elektrolit. Bila terurai, air akan membentuk ion H+
dan OH-
.
Kehadiran asam atau basa dalam air akan mengubah konsentrasi ion – ion tersebut.
Untuk suatu larutan dalam air, didefinisikan pH dan pOH larutan untuk menunjukkan
tingkat keasaman.
5.2.1 Derajat keasaman (pH) Asam / Basa Kuat
Penentuan pH asam / basa kuat dihitung dengan persamaan
pH = - log [H+
]
pOH = - log [OH-
]
Dalam satu liter air murni, terdapat ion H+
dan OH-
dengan konsentrasi masing – masing
10-7
M. Sehingga, pH air murni adalah
pH = - log [10-7
]
pH = 7
Hasil kali ion [H+
] dan [OH-
] dalam air selalu konstan, dan disebut tetapan air (Kw).
Kw = [H+
] [OH-
] = 10-14
pH + pOH = 14
5.2.2 Derajat keasaman (pH) Asam / Basa Lemah
Asam dan basa lemah hanya terurai sebagian dalam air.
Bila asam lemah terurai dalam air :
HA + H2O = H3O+
+ A-
Tetapan kesetimbangan untuk asam lemah (Ka) dinyatakan sebagai :
Ka =
][
]].[[ 3
HA
AOH −+
Nilai pH asam lemah dinyatakan sebagai:
pH = MKa.
Modul Kimia Dasar – Program Matrikulasi Fakultas Teknik 2008

5. M adalah nilai konsentrasi larutan yang akan ditentukan derajat keasamannya.
Basa lemah terurai dalam air dengan reaksi
NH3 + H2O = NH4
+
+ OH-
Tetapan kesetimbangan untuk asam lemah (Ka) dinyatakan sebagai :
Kb =
][
]].[[
3
4
NH
OHNH −+
Nilai pOH basa lemah dinyatakan sebagai :
pOH = MKb.
5.3. Larutan Penyangga (Buffer)
Bila suatu larutan mengandung asam dan basa lemah, larutan tersebut dapat menyerap
penambahan sedikit asam / basa kuat. Penambahan asam kuat akan dinetralkan oleh
basa lemah, sedangkan penambahan basa kuat akan dinetralkan oleh asam lemah.
Larutan seperti ini disebut sebagai larutan penyangga atau larutan buffer. Pada
umumnya, larutan penyangga merupakan pasangan asam – basa konjugasi yang dibuat
dari asam / basa lemah dan garamnya. Contohnya asam asetat (CH3COOH) dan natrium
asetat (CH3COONa). Ion asetat (CH3COO-
) merupakan basa konjugat dari asam asetat.
Untuk larutan penyangga, nilai pH dan pOH dinyatakan sebagai
pH = pKa + log
][
][
asam
garam
pOH = pKb + log
][
][
basa
garam
Contoh soal :
Suatu larutan penyangga dibuat dengan mencampurkan tepat 200mL 0,6M NH3 dan
300mL 0,3M NH4Cl. Jika volume diasumsikan tepat 500mL, berapa pH larutan tersebut ?
Jawab :
Jumlah mol NH3 dalam campuran = 0,6 mol/L x 0,2 L = 0,12 mol
Jumlah mol NH4
+
dalam campuran = 0,3 mol/L x 0,3 L = 0,09 mol
Konsentrasi asam dan garam dalam larutan
Modul Kimia Dasar – Program Matrikulasi Fakultas Teknik 2008

6. [NH3] =
5,0
12,0
M = 0,24 M
[NH4
+
] =
5,0
09,0
M = 0,18 M
Karena larutan penyangga dibuat dari basa lemah dan garamnya, maka
pOH = pKb + log
][
][
basa
garam
pOH = 4,74 + log
[ ]
[ ]3
4
NH
NH +
pOH = 4,74 + log
[ ]
[ ]18,0
24,0
pOH = 4,61
pH = 14 – 4,61 = 9,39
Larutan penyangga mempunyai peran yang besar dalam kehidupan. Salah satu contoh
larutan penyangga adalah H2CO3 / HCO3
-
dalam darah, yang bertugas menjaga agar pH
darah tetap netral.
5.4. Hasil Kali Kelarutan
Pada umumnya, sebagian besar garam, yang terbentuk dari reaksi penetralan asam –
basa, larut dalam air. Dalam larutan jenuh, berlaku asumsi adanya kestimbangan antara
garam yang tidak terlarut dengan ion – ion garam yang terlarut.
Contoh : AgCl(s) = Ag+
(aq) + Cl-
(aq)
K =
][
]].[[
AgCl
ClAg −+
K . [AgCl] = [Ag+
] [Cl-
]
Ksp = [Ag+
] [Cl-
]
Besaran Ksp disebut sebagai konstanta hasil kali kelarutan, yang nilainya tertentu untuk
tiap jenis garam. Karena nilai Ksp diketahui, maka kelarutan Ag+
dan Cl-
dalam air murni
dapat dihitung.
Ksp = [Ag+
] [Cl-
]
1,7.10-10
= x.x
x = √1,7.10-10
= 1,3.10-5
M
Modul Kimia Dasar – Program Matrikulasi Fakultas Teknik 2008

7. Jika garam dilarutkan dalam pelarut yang mengandung salah satu ion pembentuk garam
tersebut, maka kelarutannya akan lebih kecil. Hal ini disebut sebagai pengaruh ion
sejenis.
Contoh : AgCl yang dilarutkan dalam larutan NaCl 0,01M.
Diketahui : Ksp = 1,7.10-10
[Ag+
] [Cl-
]
m - 0,01
b x x
s x 0,01 – x ≈ 0,01
Ksp = [Ag+
] [Cl-
]
1,7.10-10
= x . 0,01
x = 1,7.10-8
5.5. Hidrolisa
Bila garam bereaksi dengan air, maka akan terurai dan melepaskan asam atau basa
bebas.
BA + H2O = BOH + HA
Proses ini disebut sebagai hidrolisa. Salah satu produk reaksi ini (HA atau BOH) akan
terurai kembali bila asam atau basa tersebut merupakan elektrolit kuat. Tetapan
kesetimbangan reaksi hidrolisa (Kh) dinyatakan sebagai
Kh =
Ka
Kw
( bila garam terbentuk dari basa kuat dan asam lemah )
atau Kh =
Kb
Kw
( bila garam terbentuk dari asam kuat dan basa lemah )
Perbandingan antara bagian yang terhidrolisa dengan kadar garam semula disebut
derajat hidrolisa (γ).
Modul Kimia Dasar – Program Matrikulasi Fakultas Teknik 2008