Kesetimbangan Asam Basa

KESETIMBANGAN ASAM-BASA
6.1. Pendahuluan
Teori asam basa termasuk pengatahuan yang sangat penting di dalam kimia analitik,
bukan hanya dalam larutan berair tapi juga untuk larutan bebas air. Mengetahui konsep
kesetimbangan asam-basa sangat penting dalam kimia analitik karena peranan kesetimbangan
asam-basa di dalam ilmu pengetahuan sangat luas, khususnya untuk bidang pertanian, biologi,
kedokteran, farmasi, dan bidang ilmu lain. Sangat sulit untuk mendapatkan penjelasan tentang
proses kimia yang terjadi di dalam kehidupan sehari-hari apabila prinsip kimia asam basa
belum dimengerti. Konsep kesetimbangan asam basa sebagai dasar yang dipergunakan di
dalam prinsip analisis secara volumetri karena melibatkan reaksi asam dan basa. Teori yang
diperkenalkan oleh Arhenius tentang ionisasi sudah membantu di dalam menjelaskan tentang
asam-basa dan dilengkapi lagi oleh konsep yang dijelaskan oleh Bronsted-Lowry. Dalam
materi ini akan dibahas konsep dasar kesetimbangan asam-basa yang akan dipergunakan dalam
kimia analitik, khususnya pada pembahasan berikutnya seperti titrasi volumetri. Berikut ini
akan dibahas tentang teori asam-basa dan hubungannya dengan kekuatan asam dan basa
6.2. Definisi Asam-Basa
Berdasarkan sifat-sifat khusus yang dimiliki oleh asam dan basa maka asam atau basa
dapat dikategorikan sebagai kelompok senyawa. Ahli kimia pada mulanya mendefinisikan
asam sebagai yang berasa asam atau senyawa yang dapat mengubah lakmus biru menjadi
merah Sedangkan basa adalah senyawa yang memberikan rasa pahit, atau yang mengubah
lakmus merah menjadi biru. Definisi ini sangat jauh dan ideal karena tidak semua senyawa
asam menujukkan sifat asam atau sebaliknya basa menujukkan sifat basa. Setelah teori ionisasi
diterima tahun 1880'an, asam didefinisikan sebagai senyawa yang dapat berdisosiasi menjadi
ion hidrogen dan anion bila dilarutkan di dalam air. Karena basa diketahui dapat bereaksi
dengan asam membentuk garam dan air, maka basa didefinisikan sebagai senyawa yang
berdisosiasi menjadi ion hidroksida dan kation bila dilarutkan di dalam air. Air yang dihasilkan
dalam reaksi asam-basa dianggap sebagai hasil dari perpaduan antara ion hidrogen dan ion
hidroksida. Walaupun definisi Arhenius dapat diterima, akan tetapi, teori ini tidak dapat
menjelaskan peranan pelarut di dalam menentukan kekuatan asam dan basa, dan juga tidak
mampu menjelaskan mengapa garam tertentu mempunyai sifat asam atau bersifat basa.
Selanjutnya pada tahun 1920'an G.N Lewis memberikan definisi terhadap asam-basa
berdasarkan kemampuan memberikan dan menerima pasangan elektron. Asam didefinisikan
sebagai senyawa yang dapat menerima pasangan elektron, sedangkan basa adalah sebagai
senyawa yang dapat memberikan pasangan elektron. Definisi asam basa Lewis menjadi lebih
umum karena asam atau basa tidak melibatkan ion H+ atau ion OH-.
Teori Bronsted-Lowry
Konsep asam basa diperkenalkan oleh JN. Bronsted di Denmark dan T.M. Lowry di
Inggris pada tahun yang sama (1923), bahwa sifat asam dan basa dapat dinyatakan sebagai
senyawa tunggal yaitu ion hidrogen (proton). Asam didefinisikan sebagai senyawa yang dapat
memberikan proton di dalam reaksi, sedangkan basa adalah senyawa yang dapat menerima
proton di dalam reaksi. Konsep asam-basa Bronsted-Lowry ini dapat dibuktikan dengan jelas
bila menggunakan air sebagai pelarut. Proton, sama seperti elektron, tidak akan terdapat dalam
keadaan bebas di dalam larutan, sehingga kemampuan memberi proton bagi asam dan
kemampuan menerima proton bagi basa banya dapat dipertimbangkan dengan hadirnya suatu
senyawa dengan kemampuan berlawanan. Definisi asam basa Bronsted-Lowry tidak
mengharuskan terbentuknya H3O+ di dalam larutan sehingga sifat asam-basa dapat berlaku
untuk pelarut bukan air dan bahkan pada fasa gas. Sebagai contoh reaksi antara asam HCl(g)
dengan basa NH3(g) dapat menghasilkan kristal garam NH4Cl(s) yang dapat berdisosiasi
sempurna menjadi ion-ionnya bila dilarutkan di dalam air.
HCl(g) + NH3
NH4Cl(s)
(asam) (basa)
(garam)
NH4+(aq) + Cl-(aq)
Peranan pelarut terhadap sifat asam-basa
Salah satu kelebihan yang dapat diterima dari teori Bronsted Lowry tentang asam-basa
adalah keikutsertaan pelant di dalam menentukan tentang sifat suatu senyawa yang
digolongkan sebagai asam atau basa. Pelarut, sama seperti elektron, diasumsikan tidak berada
dalam larutan dalam keadaan bebas, sehingga kemampuan suatu asam untuk memberikan
proton, atau sebaliknya, kemampuan suatu basa untuk menerima proton hanya terjadi apabila
kedua-duanya ada di dalam larutan. Pelarut bisa berupa senyawa yang memberi atau menerima
proton, sehingga peranannya dalam disosiasi atau ionisasi suatu asam atau basa harus
dipertimbangkan. Sebagai contoh, bila asam format dilarutkan di dalam air akan terjadi ionisasi
karena pelarut berfungsi sebagai basa atau penerima proton:
HCO2H
+
(asam1)
H3O+ +
H2O
(basa2)
(asam2)
HCOO2(basa1)
(6.1)
Dalam hal ini, H3O+ sebagai proton yang larut dalam air disebut sebagai ion hidronium. Bila
amonia dilarutkan di dalam air maka pelarut (air) berfungsi sebagai asam atau pemberi proton:
NH3
+
(basa1)
H2O
NH4+ +
OH-
(asam2)
(asam1)
(basa2)
(6.2)
Pelarut air dapat memiliki sifat asam dan sifat basa tergantung jenis senyawa terlarut sehingga
disebut sebagai pelarut amfiprotik. Beberapa senyawa yang termasuk sebagai pelarut
amfiprotik adalah senyawa yang mempunyai berat molekul rendah seperti alkobol dan asam
asetat. Sebagai contoh, apabila asam formiat atau amonia masing-masing dilarutkan di dalam
etanol akan teriadi reaksi benkut:
HCO2H
+
C2H5OH2+
C2H5OH
NH3 + C2H5OH
NH4+ +
+
HCO2-
C2H5O-
Dalam hal ini alkohol akan bersifat sebagai basa apabila dilarutkan di dalam asam formiat, dan
sebaliknya alkohol akan bersifat sebagai asam apabila direaksikan dengan ammonia.
Asam dan basa konjugasi
Sifat dapat balik suatu reaksi sangat penting dalam menjelaskan fat sifat asam-basa.
Jika suatu asam menyumbangkan proton di dalani aksi, senyawa terscbut akan mempunyai sifat
yang dapat memenma oton untuk kembali menjadi sifat asam semula, senyawa ini disebut
bagai basa Bronsted.Lowry Hal yang sama, apabila suatu basa enerima proton di dalam reaksi,
senyawa tersebut akan berubah menjadi senyawa yang mempunyai sifat dapat memberi proton
untuk ke sifat basa semula. Bronsted dan Lowry menyebutnya sebagai senyawa pasangan
konjugasi. Dengan demikian, setiap asam Bronsted Lowry mempunyai basa konjugasi, dan
sebaliknya setiap basa memiliki asam konjugasi. Misalnya pada senyawa dalam persamaan
reaksi 1 dan 2 masing-masing mempunyai dua pasang senyawa konjugasi yang ditandai dengan
indeks 1 dan 2. Kekuatan asam konjugasi dan basa konjugasi sangat berhubungan satu dengan
yang lain (kebalikan), yaitu semakin kuat suatu asam maka semakin lemah basa konjugasinya.
6.3. Ionisasi air
Reaksi asam basa dapat dipelajari dari reaksi antar molekul air karena air dapat
berfungsi sebagai penyumbang proton dengan kehadiran basa, dan dapat juga berfungsi sebagai
penerima proton dengan adanya suatu asam seperti diperlihatkan dalam persamaan (6.3)
H2O
+
(asam1)
H2O
H3O+ +
OH-
(basa2)
(asam2)
(basa1)
(6.3)
Semua pelarut amfiprotik mengalami reaksi ionisasi sendiri atau disebut sebagai reaksi
autoprotolisis. Konstanta kesetimbangan (Keq) reaksi ini dinyatakan sebagai untuk lebih
sederhana konstanta kesctimbangan ini dituliskan sebagai:
𝐾𝑒𝑞 =
[𝐻3 𝑂+ ][𝑂𝐻 − ] [𝐻3 𝑂+ ][𝑂𝐻 − ]
=
[𝐻2 𝑂]
1
Untuk lebih sederhana konstanta kesetimbangan ini dituliskan sebagai:
Keq = Kw = [H3O+][OH-]
(6.4)
Atau bila dilogaritmakan diperoleh:
pKw = pH + pOH
(6.5)
Konstranta autoprotolisis untuk air (Kw) adalah lx10-14 pada 240C (sekitar temperatur kamar).
Berdasarkan persamaan (6.3), konsentrasi hidronium (H3O+) dan ion bidroksida dalam air
murni pasti sama, sehingga persamaan (6.4) dapat dipergunakan untuk menghitung konsentrasi
ion hidronium di dalam air murni:
Kw = [H3O+]2
[H3O+]2 = √1 𝑥 10 − 14 = 1 x 10 -7 M
pH = -log (1 x 10-7) = 7,00
Dengan cara yang sama maka pOH air murni adalah 7,0, yaitu dinyatakan sebagai pH
netral untuk air (akan berbeda dengan pelarut lain karena konstanta autoprotollisisnya
berbeda). Dapat dinyatakan pada suhu 240C, setiap senyawa atau larutan yang mengandung
konsentrasi ion hidronium melebihi 1x10-7 M adalah asam, dan larutan yang mengandung
konsentrasi ion hidronium lebih kecil dari 1x10-7 M adalah basa. Berdasarkan persamaan (6.4),
peningkatan konsentrasi ion hidronium yang berasal dari penambahan asam ke dalam air akan
diikuti oleh penurunan konsentrasi ion hidroksida. Sebaliknya, peningkatan konsentrasi ion
OH- diikuti oleh penurunan konsentrasi ion H3O+. Bila konsentrasi salah satu (H3O+ atau OH)
diketahui, maka konsentrasi yang lainnya akan dapat dihitung dengan menggunakan
persamaan (6.4) Untuk memberikan kesamaan di dalam pengertian dan simbol atau rumus
kima pada buku teks rujukan lain maka ion hidronium H3O+ dapat juga ditulis hanya sebagai
ion hidrogen H+ dan di dalam buku ini dalam situasi tertentu ditulis sebagai H3O+ atau hanya
sebagai H+.
Contoh soal 6.1.
Hitung konsentrasi H3O+ di dalam larutan yang mengandung Ix10-2 M NaOH
Jawab: Ion H3O+ berasal dari ionisasi air:
H2O + H2O
H3O+ + OH-
Kw = [H3O+] atau [OH-]
Ion OH- berasal dari NaOH yang berionisasi sempurna dan dari air yang berionisasi
sedikit, sehingga konsentrasi OH- dari air sangat sedikit bila dibandingkan dengan yang
berasal dari NaOH, berarti:
[OH-] = CNaOH = 1 x 10-2 M
dengan mensubsitusi Kw diperoleh l x 10
1 x 10-14 = [H3O+] (1 x 10-2 )
[H3O+] = 1 x 10-12
Contoh soal 6.2.
Hitunglah pOH dari larutan yang mengandung 0,02 M HCl.
Jawab:
Untuk menghitung pOH, terlebih dahulu dicari konsentrasi OH- dari ionisasi air:
H3O+ + OH-
H2O + H2O
Kw = [H3O+] atau [OH-]
H3O+ berasal dari HCI (yang berionisasi sempurna) dan air (berionisasi sangat sedikit).
Karena konsentrasi H3O+ yang berasal dari air sangat kecil dibanding yang berasal dari
HCI maka dapat diabaikan, sehingga:
[H3O+] = CHCl = 2,0 x 10-7 M
dengan mensubsuitusi Kw diperoleh:
l x 10-14 = (2,0 x 10-7)(OH-)
[OH-] = 5 x 10-13
pOH = -log 5 x 10 = 12,30
Tabel 6.1. Beberapa jenis asam kuat dan basa kuat
Asam
Basa
Senyawa
Nama
Senyawa
Nama
HCI
Asam klorida
LiOH
Litium hidroksida
HBr
Asam bromida
NaOH
Natrium hidroksida
HI
Asam iodida
KOH
Kalium hidroksida
HCIO4
Asam perklorat
Ba(OH)2
Barium hidroksida
HNO3
Asam nitrat
H2SO4
Asam sulfat
6.4. Ionisasi Asam dan Basa
Berdasarkan derajat ionisasi (reaksi dengan pelarut) maka asam dan basa dapat
digolongkan menjadi asam atau basa kuat dan asam atau basa lemah. Disebut asam atau basa
kuat apabila senyawa tersebut bersionisasi sempurna (100%) di dalam larutannya, sedangkan
yang berionisasi sebagian (kurang dari 10%) di dalam larutannya disebut sebagai asam lemah
atau basa lemah. Sangat sedikit asam atau basa yang terionisasi diantara ionisasi skala di atas
(>10% ionisasi <100%), sehingga definisi asam kuat dan basa kuat dapat diterima. Beberapa
contoh asam kuat dan basa kuat terdapat pada Tabel 6.1.
6.4.1. Asam dan Basa Kuat
Menghitung pH asam kuat termasuk lebih mudah dibandingkan dengan menghitung PH
asam dan basa yang lain karena konstanta kesetimbangan tidak disertakan dalam perhitungan
untuk asam dan basa yang lain karena konstanta kesetimbangan tidak disertakan dalam
perhitungan untuk asam atau basa kuat karena konstanta kesetimbangan (Keq) akan sangat besar
atau tak terhingga. Misalnya asam klorida (HCl) termasuk asam kuat karena HCl akan
berionisasi sempurna didalam air.
𝐻𝐶𝑙 + 𝐻2 𝑂 → 𝐻3 𝑂+ + 𝐶𝑙 −
(6.6)
Konstanta kesetimbangan untuk reaksi ini adalah :
𝐾𝑒𝑞
[𝐻3 𝑂+ ][𝐶𝑙 − ] [𝐻3 𝑂+ ][𝐶𝑙 − ]
=
=
[𝐻𝐶𝑙][𝐻2 𝑂]
[𝐻𝐶𝑙][1]
Bila reaksi pada persamaan (6.6) berionisasi sempurna, berarti tidak akan ada lagi HCl didalam
larutan, sehingga konstanta kesetimbangan akan menjadi :
𝐾𝑒𝑞 =
[𝐻3 𝑂+ ][𝐶𝑙 − ]
0
Sehingga Keq menjadi tak terhingga, walaupun HCl tidak terionisasi 100%, konsentrasi HCl
didalam larutan akan sangat kecil menyebabkan Keq menjadi lebih besar. Pada kedua kondisi
ini tidak ada perbedaan yang signifikan antara konsentrasi asam atau basa dengan konsentrasi
kesetimbangan dari hasil ionisasi.
Contoh Soal 6.3
Hitunglah PH dari :
(a) Asam Kuat 0,1 M HBr
(b) Basa Kuat 0,1 M KOH
Jawab :
(a) Karena HCl adalah asam kuat maka akan berdisosiasi sempurna, sehingga diperoleh
[𝐻 + ] = 0,1 𝑀
𝑝𝐻 = − log[𝐻 + ] = log(0,1) = 1
(b) Karena KOH adalah basa kuat maka akan berdisosiasi sempurna, sehingga diperoleh
[𝑂𝐻 − ] = 0,1 𝑀, menggunakan 𝐾𝑤 = [𝐻 + ][𝑂𝐻 − ] maka diperoleh :
[𝐻 + ]
𝐾𝑤
1,0 𝑥 10−14
=
=
= 1,0 𝑥 10−13
[𝑂𝐻 − ]
[𝐻𝐶𝑙][0,1]
6.4.2. Asam dan Basa Lemah
Konstanta kesetimbangan sangat perlu didalam menyelesaikan perhitungan-perhitungan
kuantitatif (konsentrasi) yang berhubungan dengan asam dan basa lemah. Disebut sebagai asam
lemah apabila tidak berdisosiasi sempurna. Misalkan asam (HA) berionisasi di dalam air
mengikuti persamaan reaksi sebagai berikut :
𝐻𝐴 + 𝐻2 𝑂 ⇌ 𝐻3 𝑂+ + 𝐴−
Konstanta kesetimbangan untuk reaksi ini disebut disosiasi asam atau konstanta asam (𝐾𝑎):
𝐾=
[𝐻3 𝑂+ ][𝐴− ] [𝐻3 𝑂+ ][𝐴− ] [𝐻3 𝑂+ ][𝐴− ]
=
=
[𝐻𝐴][𝐻2 𝑂]
[𝐻𝐴][1]
[𝐻𝐴]
Atau bila [𝐻3 𝑂+ ] dianggap sama dengan 𝐻 + maka 𝐾𝑎 ditulis sebagai :
𝐾=
[𝐻 + ][𝐴− ]
[𝐻𝐴]
Logaritma negatif dari Ka disebut sebagai pKa, yaitu ditulis sebagai berikut :
[𝐻3 𝑂+ ][𝐴− ]
𝑝𝐾𝑎 = − log 𝐾𝑎 =
[𝐻𝐴]
𝑝𝐾𝑎 = − log 𝐾𝑎 = −𝑙𝑜𝑔
[𝐻 + ][𝐴− ]
[𝐻𝐴]
Dengan cara yang sama, basa lemah juga mengalami ionisasi dengan persamaan reaksi :
𝐵 + 𝐻2 𝑂 ⇌ 𝐵𝐻 + + 𝑂𝐻 −
Konstanta kesetimbangan untuk reaksi ini disebut disosiasi basa atau konstanta basa (𝐾𝑎) :
[𝐻 + ][𝑂𝐻 − ] [𝐵𝐻 + ][𝑂𝐻 − ] [𝐵𝐻 + ][𝑂𝐻 − ]
𝐾=
=
=
[𝐵][𝐻2 𝑂]
[𝐵][1]
[𝐵]
Logaritma negatif dari 𝐾𝑎 disebut sebagai 𝑝𝐾𝑏, yaitu ditulis sebagai berikut :
[𝐵𝐻 + ][𝑂𝐻− ]
𝑝𝐾𝑏 = − log 𝐾𝑏 = −𝑙𝑜𝑔
[𝐵]
Semakin besar 𝐾𝑎 maka 𝑝𝐾𝑎 akan semakin kecil dan sebaliknya, sehingga seamakin kecil
𝑝𝐾𝑎 maka sifat asamnya akan semakin besar (kuat). Bila dibandingkan antara asam formiat
(𝐾𝑎 = 1,8 𝑥 10−4 maka 𝑝𝐾𝑎 = 3,745) terhadap asam benzoat (𝐾𝑎 = 6,28 𝑥 10−5 maka
𝑝𝐾𝑎 = 4,202) maka sifat asam formiat akan lebih kuat dibanding asam benzoat karena asam
formiat memiliki konstanta disosiasi yang lebih besar dan mempunyai 𝑝𝐾𝑎 yang lebih kecil
dibandingakan terhadap asam benzoat.
Contoh Soal 6.4
Hitunglah PH dari :
(a) Garam trimetilamonium klorida (CH3)NHCl
(b) 0,1 M NH3
Jawab :
(a) Garam trimetilamonium klorida akan berdisosiasi menjadi (CH3)3NH+ dan Clsehingga diketahui bahwa (CH3)3NH+ adalah asam lemah (𝑝𝐾𝑎 = 9,80) sebagai asam
konjugasi dari trimetilamin (CH3)3N maka 𝑝𝐾𝑎 ini dirubah menjadi 𝐾𝑎 :
𝑝𝐾𝑎= 9,244 ⇨ 𝐾𝑎 = 10−𝑝𝐾𝑎 = 1,58 𝑥 10−10
Sebagai asam lemah (CH3)3NH+ akan berdisosiasi :
(CH3)3NH+ ⇌ (CH3)3NH + H+
𝑎−𝑥
𝑥
𝑥
𝑥2
𝑝
= 1,58 𝑥 10−8 ⇨ 𝑥 = 3,97 𝑥10−6 𝑀 ⇨ 𝑝𝐻 = 5,40
[0,10 − 𝑥]
(b) Bila amonia dilarutkan di dalam air akan menghasilkan ion amonium sebagai basa
lemah ((𝑝𝐾𝑏 = 9,22)
NH3+ + H2O ⇌ NH4+ + OH𝑎−𝑥
𝑥
𝑥
Untuk menghitung PH basa lemah dibutuhkan 𝐾𝑏, maka 𝑝𝐾𝑏 dirubah menjadi 𝐾𝑏,
diperoleh :
𝐾𝑏 =
𝐾𝑤 1,0 𝑥 10−14
=
= 1,75 𝑥 10−5
𝐾𝑎
109,244
Untuk menghitung pH 0,1 M NH3 maka digunakan persamaan amonia menjadi
amonium
[𝑁𝐻4 + ][𝑂𝐻 − ]
𝑥2
=
= 𝐾𝑏 = 1,75 𝑥 10−5
[𝑁𝐻3 ]
0,10 − 𝑥
= [𝑂𝐻 − ] = 1,3 𝑥 10−3 𝑀
𝑥
[𝐻 + ] =
𝐾𝑤
= 7,6 𝑥 10−12 𝑀
𝑂𝐻 −
[𝑝𝐻] = − log[𝐻 + ] = 11,22
6.4.3. Asam Poliprotik dan Basa Poliekivalen
Asam yang dapat menyumbangkan lebih dari satu proton disebut asam poliprotik,
sedangkan basa dapat menerima lebih dari satu proton disebut basa poliekivalen. Ionisasi asam
jenis ini berlangsung secara bertingkat seperti diilustrasikan oleh ionisasi asam triprotik H3PO4dan basa diekivalen CO2-. Ionisasi asam H3PO4 dan konstanta disosiasi asam adalah :
𝐻3 𝑃𝑂4 + 𝐻2 𝑂 ⇌ 𝐻3 𝑂+ + 𝐻2 𝑃𝑂4
−
+
𝐻2 𝑃𝑂4 + 𝐻2 𝑂 ⇌ 𝐻3 𝑂 + 𝐻𝑃𝑂4
𝐻𝑃𝑂4
2−
+
+ 𝐻2 𝑂 ⇌ 𝐻3 𝑂 + 𝑃𝑂4
−
2−
3−
𝐾𝑎1 =
𝐾𝑎2 =
𝐾𝑎3 =
[𝐻3 𝑂+ ][ 𝐻2 𝑃𝑂4 − ]
[𝐻3 𝑃𝑂4 ]
[𝐻3 𝑂+ ][ 𝐻𝑃𝑂4 2− ]
[𝐻2 𝑃𝑂4 − ]
[𝐻3 𝑂+ ][𝑃𝑂4 3− ]
[𝐻𝑃𝑂4 2− ]
Ionisasi basa 𝐶𝑂3 2− dan konstanta disosiasi basa adalah :
𝐶𝑂3 2− + 𝐻2 𝑂 ⇌ 𝐻𝐶𝑂3 − + 𝑂𝐻 −
𝐻𝐶𝑂3 − + 𝐻2 𝑂 ⇌ 𝐻2 𝐶𝑂3 − + 𝑂𝐻 −
𝐾𝑎1 =
[𝐻𝐶𝑂3 − ][𝑂𝐻 − ]
𝐾𝑎2 =
[ 𝐶𝑂3 2− ]
[𝐻2 𝐶𝑂3 − ][𝑂𝐻 − ]
[ 𝐻𝐶𝑂3 − ]
Angka (indeks) 1,2, dan 3 yang tertulis di dalam konstanta disosiasi digunakan untuk
mengidentifikasi urutan tingkat ionisasi asam atau basa. Besarnya konstanta disosiasi semakin
berkurang berdasarkan tingkattan ionisasinya, artinya K1>K2>K3 dan seterusnya. Fenomena
ini dapat dijelaskan berdasarkan kekuatan elektrostatik. Ionisasi proton pertama pada H3PO4
adalah membebaskan H+ dari anion monovalen H2PO4-. Selanjutnya, ionisasi proton yang
kedua akan lebih sulit karena membebaskaan ion H+ dari anion divalen HPO42-. Tingkatan
perbedaan diantara konstanta disosiasi untuk asam poliprotik dan basa poliekivalen akan
ditentukan oleh struktur molekul atau ion dan sifat ikatan proton.
6.4.4. Hubungan 𝑲𝒂 dan 𝑲𝒃 untuk Pasangan Konjugasi
Hubungan keasaman dan kebasaan teori Bronsted-Lowry yaitu semakin kuat suatu asam
maka semakin lemah basa konjugasinya. Karena yang dipergunakan di dalam mengukur
derajat asam dan basa adalah 𝐾𝑎 dan 𝐾𝑏 sehingga perlu diketahui hubungan kuantitatifnya.
Misalkan basa amonia dengan asam konjugasinya yaitu ion amonium ditunjukkan dengan
reaksi ionisasi dan kesetimbangan sebagai berikut :
+
𝑁𝐻3 + 𝐻2 𝑂 ⇌ 𝑁𝐻4 + 𝑂𝐻
−
𝐾𝑏 =
𝑁𝐻4 + + 𝐻2 𝑂 ⇌ 𝐻3 𝑂+ + 𝑁𝐻3
𝐾𝑎 =
[𝑁𝐻4 + ][ 𝑂𝐻 − ]
[ 𝑁𝐻3 ]
[ 𝑁𝐻3 ][𝐻3 𝑂+ ]
[𝑁𝐻4 + ]
Dengan mengalihkan ke dua konstanta kesetimbangan akan memberikan :
𝐾𝑎𝐾𝑏 =
[ 𝑁𝐻3 ][𝐻3 𝑂+ ]
[𝑁𝐻4 + ]
𝑥
[𝑁𝐻4 + ][ 𝑂𝐻 − ]
[ 𝑁𝐻3 ]
= [𝐻3 𝑂+ ] [ 𝑂𝐻 − ]
Karena [𝐻3 𝑂+ ][ 𝑂𝐻 − ] = 𝐾𝑤 maka
𝐾𝑎𝐾𝑏 = 𝐾𝑤
(6.7)
Persamaan (6.7) akan berlaku untuk setipa pasangan asam basa konjugasi didalam larutan dan
perhitungan harus selalu diingat hubungan ini sehingga bila salah satu tidak diketahui didalam
soal maka persamaan ini dapat dipergunakan untuk menghitungnya.
Contoh Soal 6.5
Hitunglah konstanta disosiasi untuk ion nitrit bila diketahui 𝐾𝑎 untuk HNO2 adalah 7,1 x 10-4
Jawab :
Karena tidak diketahui 𝐾𝑎 untuk asam konjugasi HNO2 adalah 7,1 x 10-4 maka digunakan
persamaan (6.7) untuk mencari hubungan keduanya, diperoleh :
𝐾𝑎𝐾𝑏 = 𝐾𝑤
(7,1 𝑥10−4 )(𝐾𝑏) = 1 𝑥 10−14
𝐾𝑏 =
1,0 𝑥10−14
= 1,4 𝑥 10−11
7,1 𝑥 10−14
Untuk asam poliprotik dan basa poliekivalen kadangkala harga 𝐾𝑏 harus dihitung dari 𝐾𝑎,
yaitu 𝐾𝑏1 dari 𝐾𝑎1, 𝐾𝑏2 dari 𝐾𝑎2 , dan seterusnya. Tetapi perlu diingat bahwa 𝐾𝑎 dan 𝐾𝑏 pada
persamaan (6.7) hanya dipergunakan untuk pasangan konjugasinya. Misalkan kita ingin
menghitung 𝐾𝑏 dari ion 𝑃𝑂4 3− , karena reaksi ionisasi untuk basa ini adalah :
𝑃𝑂4 − + 𝐻2 𝑂 ⇌ 𝐻𝑃𝑂4 2− + 𝑂𝐻 −
Karena reaksi ini menerima proton pertama maka konstanta kesetimbangan dinyatakan sebagai
𝐾𝑏1. Asam konjugasinya untuk 𝑃𝑂4 3− adalah 𝐻𝑃𝑂4 2− , yaitu konstanta disosiasi asam
dinyatakan sebagai 𝐾𝑎3 (ionisasi proton ke tiga ), sehingga :
Contoh Soal 6.6 :
Hitunglah konstanta disosiasi basa untuk ion hidrogen karbonat (𝐻𝐶𝑂3 − ) apabila diketahui
konstanta ionisasi asam pertama (𝐾𝑎1=4,45 x 10−7 ).
Jawab :
Sebagai basa, bikarbonat akan berionisasi seperti pada persamaan reaksi berikut :
𝐻𝐶𝑂3 − + 𝐻2 𝑂 ⇌ 𝐻2 𝐶𝑂3 + 𝑂𝐻 −
Persamaan reaksi ini menunjukkan adanya penambahan proton kedua sehingga dapat
dinyatakan sebagai 𝐾𝑏2 . Asam konjugasinya untuk 𝐻𝐶𝑂3 − adalah 𝐻2 𝐶𝑂3 yang dinyatakan
sebagai 𝐾𝑎1. Sehingga persamaan (6.7) dapat ditulis sebagai berikut :
𝐾𝑎1 𝐾𝑏2 = 𝐾𝑤
Dengan mensubsitusi konsentrasi yang diketahui diatas akan diperoleh :
(4,45 𝑥 10−7 )𝐾𝑏2 = 1 𝑥 10−14
𝐾𝑏2 = 2,25 𝑥 10−8
6.5. Menentukan pH
Larutan yang akan ditentukan pH-nya sering sangat kompleks karena konsentrasi ion
hidrogen atau hidronium dipengaruhi oleh kesetimbangan. Ion hidronium atau ion ion hidrogen
dapat beberapa sumber, akan tetapi dalam perhitungan sering kali hanya ditentukan oleh saatu
senyawa utama saja, sedangkan sumber yang lain dapat diabaikan. Untuk memberi
pengetahuan yang baik tentang konstanta kesetimbangan maka perlu diidentifikasi sumbersumber utama senyawa di dalam larutan. Bila asam dilarutkan di dalam air maka assam dan air
akan menghasilkan H3O+.
HA + H2O ↔ H3O+ + A-
6.8
H2O + H2O ↔ H3O+ + OH-
6.9
Dan bila basa dilarutkan dalam air, maka basa dan air akan menghasilkan H3O+.
B + H2O ↔ BH+ + OH-
6.10
H2O + H2O ↔ H3O+ + OH-
6.11
Sehingga untuk penentuan pH atau pOH akan tergantung pada tiga situasi, yaitu:
Situasi 1 : Asam sebagai sumber utama H3O +
Bila sumber utama H3O + adalah asam, maka H3O + yang dihasilkan di dalam larutan
pada persamaan 6.9 dapat diabaikan. Konsentrasi ion hidronium dapat ditentukan dengan
menggunakan kesetimbangan pada persamaan 6.8. Situasi ini umumnya terjadi bila konsentrasi
asam tidak terlalu encer atau asam tidak terlalu lemah.
Situasi 2: Air sebagai sumber utama H3O +
Dalam hal air digunakan sebagai sumber utama H3O +, berarti H3O + yang dihasilkan
pada persamaan 6.8 dapat diabaikan dan konsentrasi ion hironium dapat ditentukan ari reaksi
kesetimbangan pada persamaan 6.9 yaitu merupakan air murni. Situasi ini akan terjadi bila
asam sangat encer, sangat lemah atau keduanya.
Situasi 3 : Asam dan air sebagai sumber utama H3O +
Dalam persamaan 6.8 dan 6.9, asam dan air berfungsi sebagai sumber H3O + di dalam
larutan maka keduanya harus diperhitungkan dalam menentukan konsentrasi ion hidronium.
Ketiga situasi ini juga akan berlaku untuk basa, sehingga sumber utama OH- ditentukan pada
persamaan 6.10 dan 6.11
Menentukan pH asam dan Basa Kuat
Untuk menetukan pH asam dan basa kuat maka pertama sekali akan dilihat situasi mana
(dari tiga situasi iatas) yang akan berlaku terhadap asam atau basa yang akan ditentukan. Telah
diketahui bahwa konsentrasi ion hidronium atau ion ion hidroksida di dalam air murni adalah
1,0 x 10-7M, dan karena asam kuat berionisasi sempurna maka setiap asam yang mempunyai
konsentrasi lebih besar dari 1,0 x 10-7 M dapat dipertimbangkan sebagai sumber ion H3O +,
sehingga dalam hal ini berlaku situasi 1. Bila konsentrasi asam lebih kecil dari 1,0 x 10-7 M
maka air sebagai sumber utama ion H3O +, dan dalam hal ini berlaku situasi 2. Situasi 3 akan
berlaku jika konsentrasi asam kuat secara signifikan tidak lebih besar dari 1,0 x 10-7 M. Untuk
perhitungan pH maka perbedaan secara signifikan maksudnya adalah bila konsentrasi berbeda
dua kali lipat. Misalnya 1,0 x 10-7 M H3O + dapat diabaikan dibandingkan terhadap 1,0 x 10-5
M H3O +. Tiga situasi dapat diringkas sebagai berikut:
Situasi
Sumber H3O +
Kondisi
1
Asam kuat
CHX >> 10-7
2
Air
CHX<<
3
keduanya
CHX = 10-7
Dimana HX adalah asam yang berdisosiasi sempurna. Cara yang sama berlaku untuk
basa kuat dengan mengacu pada konsentrasi ion hidroksida. Untuk menentukan pH masingmasing situasi dijelaskan sebagai berikut:
Situasi 1: Asam kuat sebagai sumber utama H3O+. Bila sam kuat sebagai sumber utama H3O+
maka:
[H3O+ ] = CHX
Untuk menentukan pH cukup hanya mengetahui konsentrasi HX
Situasi 2:Air sebagai sumber utama H3O+. Pada saat air sebagai sumber utama H3O+ maka air
juga sebagai sumber utama ion OH-, sehingga: [H3O+] = [OH-], konstanta kesetimbangan
menjadi:
Kw = [H3O+]2
[H3O+] = √𝐾𝑤 = √1 𝑥 10−14 = 1 x 10-7 M
Situasi 3: Asam kuat dan Air keduanya sebagai sumber utama H3O+. Bila asam kuat dan air
bersama-sama sebagai sumber utama H3O+ maka konsentrasi kesetimbangan untuk H3O+
adalah jumlah konsentrasi yang dihasilkan keduanya:
[H3O+] = [H3O+]dari HX + [H3O+]dari H2O
[H3O+] = CHX + [OH-]
6.12
Sehingga
𝐾𝑤
[OH-] = [H3O+]
6.13
Dengan mensubstitusi persamaan 6.13 untuk [OH-] dalam persamaan 6.12 memberikan hasil:
𝐾𝑤
[H3O+] = CHX + [H3O+]
disederhanakan menjadi:
[H3O+]2 - CHX [H3O+]- Kw = 0
6.14
Contoh Soal 6.7
Hitunglah pH larutan HCl yang mengandung konsentrasi masing-masing (a) 0,1 M HCl, (b)
1,0 x 10-7 M HCL dan (c) 1,0 x 10-7 M HCl
Jawab:
(a) Dalam menentukan pH larutan 0,10 HCl, karena HCl adalah asam kuat akan terdisosiasi
sempurna dan kontribusi dari H2O dapat diabaikan, maka [H+] = 0,10 M.
pH = - log [H+] = log 10 = 1,00
(b) Untuk menetukan pH larutan dengan konsentrasi 1,0 x 10-7 M HCl maka konsentrasi
H3O+ yang berasal dari air dan asam harus dipertimbangkan. Dengn menggunakan
persamaan 6.14 akan diperoleh:
[H3O+]2 - CHX [H3O+]- Kw = 0
[H3O+]2 – 1,0 x 10-7 [H3O+]- 1,0 x 10-14 = 0
Dengan menyederhanakan persamaan kuadrat ini diperoleh
[H3O+] = 1,62 x 10-7
pH = 6,79
(c) Untuk menentukan pH larutan dengan konsentrasi 1,0 x 10-10 M HCl, maka dapat
dinyatakan bahwa HCl bukan sumber utama H3O+, sehingga dapat diabaikan dan hanya
yang berasal dari air yang akan dipertimbangkan sebagai sumber utama H3O+.
2H2O ↔ H3O+ + OH-
Kw = [H3O+] [OH-]
Karena H3O+ dan OH- sama-sama dihassilkan di dalam ionisasi air dan tidak ada
sumber lainnya maka konsentrasi keduanya sama:
Kw [H3O+]2 = 1,0 x 10-14M
[H3O+] = √1 𝑥 10−14 = 1 x 10-7 M
Ph = 7,00
Contoh Soal 6.8
Hitunglah pH dari larutan 0,10 M NaOH.
Jawab:
Karena NaOH aadalah basa kuat akan terdisosiasi sempurna sehingga diperoleh [OH-] = 0,10
M, dan
𝐾𝑤
[H+] = 𝑂𝐻 − =
1,0 𝑥 10−14
0,1
= 1,0 x 10-13
pH = -log [H+] = -log 1,0 x 10-13 = 13,00
Hubungan yang umum dan sangat perlu diingat adalah:
pH + pOH = -log Kw = 14
Menentukan pH Asam Lemah Monoprotik
Dalam larutan asam lemah, sumber utama H3O+ adalah langsung dari konstanta
disosiasi asam dan konsentrassi assam itu sendiri sedangkan H3O+ yang berasal dari air
berhubungan langsung dengan Kw, sehingga sumber utam H3O+ adalah dengan
membandingkan Ka x CHA dengan Kw. Ada 3 situasi dalam asam lemah monoprotik yang
dirangkum sebagai berikut, akan tetapi hanya situasi 1 yang akan dibahas:
Situasi
Sumber H3O+
Kondisi
1
Asam lemah
Ka x CHX >> Kw
2
Air
Ka x CHX << Kw
3
Keduanya
Ka x CHX = Kw
Disosiasi asam lemah di dalam air dijelaskan dalam kesetimbangan berikut:
HA + H2O ↔ H3O+ + A-
Ka =
[H3O+ ][A− ]
[𝐻𝐴]
Untuk setiap molekul asam lemah yang berdisosiasi dihasilkan masing-masing
satu ion H3O+ dan ion A-, dan bila tidak ada sumber lain maka konsentrasi keduanya adalah
sama:
[H3O+] = [A-]
6.15
Dan jumlah konsentrasi molar asam lemah dan konyugasi basanya adalah sama
sehingga konsentrasi asam menjadi:
CHA = [H3O+] + [A-]
6.16
Dengan mensubstitusi persamaan 6.15 dan 6.16 diperoleh:
[HA] = CHA - [H3O+]
6.17
Bila persamaan 6.15 dan 6.16 disubstitusi terhadap [A-] dan [HA] untuk kesetimbangan asam
lemah diperoleh:
Ka = 𝐶
[H3 O+ ]2
6.18
𝐻𝐴−[H3 O+ ]
Kemudian disederhanakan menjadi:
[H3O+]2 + Ka[H3O+] – KaCHA = 0
6.19
Apabila konstanta ionisasi dan konsentrasi asam lemah diketahui maka persamaan 6.19 dapat
digunakan untuk menentukan [H3O+]. Dalam hal tertentu bisa terjadi bahwa konsentrasi [H3O+]
lebih kecil dibanding CHA, berarti:
CHA - [H3O+] = CHA
Dengan mensubstitusi terhadap persamaan 6.18 diperoleh:
Ka =
[H3 O+ ]2
6.20
𝐶𝐻𝐴
Dan bila disederhaakan akan menjadi:
[H3O+] = √𝐾𝑎𝐶𝐻𝐴
6.21
Contoh Soal 6.9
Hitunglah konsentrasi hidronium di dalam larutan 0,150 M asam asetat bila diketahui
Ka untuk asam asetat adalah 1,76 x 10-5 .
Jawab:
Persamaan kesetimbangan asam assetat dan hubungannya dengan konsentrasi
hidronium adalah sebagai berikut:
CH3COOH + H2O ↔ H3O+ + CH3COO+
Ka =
[H3 O+ ][CH3 COO− ]
CH3COOH
-
Sebagai sumber utama ion H3O dan ion CH3COO adalah dari ionisasi asam asetat
maka:
[CH3COO-] = CCH3COOH - [H3O+]
[H O+ ]
1,76 x 10-5 = 0,15−3[H
+
3O ]
Untuk mengetahui apakah perbandingan CHA dengan Ka lebih besar dari 103 maka dihitung:
𝐶𝐻𝐴
𝐾𝑎
0,15
= 1,76 𝑥 10−5 = 8,5 x 103
Dalam hal ini CHA/Ka >> 103 maka dapat dianggap bahwa 0,150-[H3O+] = 0,150, sehingga:
1,76 x 10-5 =
[H3 O+ ]2
0,15
[H3O+] = √1,76 𝑥 10−5 0,15 = 1,62 x 10-3 M
Contoh Soal 6.10
Hitunglah konsentrasi ion hidrogen di dalam larutan 0,150 M asam kloroaseat diketahui
Ka untuk asam kloroasetat adalah 1,36 x 10-3.
Jawab:
Persamaan kesetimbangan asam asetate dan hubungannya dengan konsentrasi
hidronium adalah:
CH2ClCOOH + H2O ↔ H3O+ + CH2ClCOOH-
[H O+ ]
3
Ka = [𝐶𝐻2𝐶𝑙𝐶𝑂𝑂𝐻]
Karena sumber sumber utama ion H3O+ dan ion CH2ClCOO- adalah dari ionisasi aam kloro
asetat maka:
[CH2ClCOO-] = [H3O+]
[CH2ClCOO-] = CCH2ClCOOH - [H3O+]
[H O+ ]
3
1,36 x 10-5 = 0,15−[H
3O
+
]
Perbandingan CHA dengan Ka dihitung:
𝐶𝐻𝐴
𝐾𝑎
0,15
= 1,36 𝑥 10−3 = 110
Dalam hal ini CHA/Ka < 110 maka persamaan kesetimbangan harus disederhanakan kembali,
dan diperoleh:
[H3 O+ ] + 1,36 x 10-3 [H3 O+ ] - (1,36 x 10-3)(0,150) = 0
[H3 O+ ] =
+]
[H3 O
− 1,36 x 10−3 ±√(1,36 x 10−3 )2 −(4)(1)−2,04 𝑥10−4
= 0,0136 M
2
Menentukan pH Basa Lemah Monoekivalen
Teknik untuk menentukan pH dalam basa lemah monoekivalen hampir sama dengan
yang dilakukan terhadap asam lemah monoprotik dengan mengikuti persamaan disosiasi
berikut ini:
B + H2O ↔ BH+ + OH-
Kb =
[𝐵𝐻 + ][𝑂𝐻 − ]
[𝐵]
Untuk setiap molekul basa lemah yang berdisosiasi dihasilkan masing-masing satu ion BH+
dan ion OH-, dan bila tidak ada sumber lain maka konsentrasi keduanya adalah sama:
[BH+] = [OH-]
6.22
Dan jumlah konsentrasi molar basa lemah dan konyugasi asamnya adalah sama sehingga
konsentrasi basa menjadi:
CB = [BH+] + [OH-]
6.23
Dengan mensubstitusi persamaan 6.22 dan 6.23, kemudian disederhanakan akan diperoleh:
[B] = CB – [OH-]
6.24
Dengan mensubtitusi persamaan 6.22 dan 6.24 terhadap [OH-] dan [B] untuk kesetimbangan
basa lemah diperoleh:
Kb = 𝐶
[𝑂𝐻 − ]2
𝐵 −[𝑂𝐻
−]
6.25
Kemudian disederhanakan menjadi:
[OH-]2 + Kb[OH-] – KbCB = 0
6.26
Apabila konstanta ionisasi dan konsentrasi bassa lemah diketahui maka persamaan 6.26 dapat
digunakan untuk menentukan [OH-]. Apabila konsentrasi [OH-] lebih kecil dibanding
konsentrasi basa (CB), berarti:
CB – [OH-] = CB
Dengan mensubstitusi terhadap persamaan 6.25 diperoleh:
Kb =
[𝑂𝐻 − ]2
𝐶𝐵
Dan disederhanakan menjadi:
6.27
[OH-] = √𝐾𝑏𝐶𝐵
6.28
Apabila konsentrasi ion hidroksida telah diketahui maka konsentrasi ion hidronium juga dapat
dicari dengan menggunakan kesetimbanga autopirolisis air.
Contoh Soal 6.11
Hitunglah pH dari larutan 0,0750 M amonia dilarutkan dalam air apabila Kb untuk
amonia adalah 1,75 x 10-5.
Jawab :
Yang diinginkan di dalam soal ini adalah pH maka pertama sekali yang akan dicari
adalah konsentrasi ion OH- dari konstanta kesetimbangan amonia:
NH3 + H2O ↔ NH4+ + OH-
Kb =
[𝑁𝐻4+ ][𝑂𝐻 − ]
𝑁𝐻3
Yang menjadi sumber ion OH- dan NH4+ adalah ionisasi amonia, sehingga:
[OH-] = [NH4+]
[NH3] = CNH3 – [OH-]
Dan mensubstitusi terhadap Kb diperoleh:
Kb = = 𝐶
[𝑂𝐻 − ]2
𝐵
− [𝑂𝐻 − ]
[𝑂𝐻 − ]2
1,75 x 10-5 = 0,15− [𝑂𝐻 −]
Untuk mengetahui apakah perbandingan CB dengan Kb dihitung:
𝐶𝐵
0,0750
= 1,75 𝑥 10−5 = 4,29 x 10-3
𝐾𝑏
Karena CB/Kb >> 1 x 103 maka dapat dianggap bahwa
0,0750 – [OH-] = 0,0750, sehingga:
1,75 x 10-5 =
[𝑂𝐻 − ]2
0,0750
[OH-] = √(1,75 𝑥 10−5 )(0,0750) = 1,15 x 10-3 M
Karena konsentrasi OH- telah diketahui maka pH dapat ditentukan menggunakan autopirolisis
air:
Kw = [H3O+][OH-]
1,0 X 10-14 = [H3O+](1,15 X 10-3)
[H3O+] = 8,73 x 10-12 M
pH = -log 8,73 x 10-12 = 11,06
Menentukan pH Pasangan Asam-Basa Konyugasi
Larutan yang mempunyai pasangan asam-basa konyugasi dapat berupa assam, netral,
atau basa tergantung pada kekuatan dan konsentrasi asam dan basa. Pendekatan yang
digunakan untuk menentukan pH dari pasangan asam-basa konyugasi hampir sama dengan
pendekatan perhitungan pH pada asam lemah atau basa lemah. Untuk larutan asam (HA) dan
garam natrium basa konyugasi (NaA) terdapat dua reaksi kesetimbangan:
HA + H2O ↔ H3O+ + A-
Ka =
A- + H2O ↔ HA + OH-
Kb =
[𝐻3 𝑂 + ][𝐴− ]
[𝐻𝐴]
[𝐻𝐴][𝑂𝐻 − ]
𝐴−
6.29
6.30
Bila ionisasi air dapat diabaikan, maka persamaan 6.29 merupakan sumber utama
𝐻3 𝑂+ . Untuk menentukan persamaan kesetimbangan untuk [𝐻3 𝑂+ ] maka konsentrasi HA dan
A- harus diketahui, yaitu HA dan A- yang dihasilkan pada reaksi ionisasi. Pada persamaan 6.29,
konsentrasi HA berkurang dan konsentrasi A- bertambah setara dengan konsentrasi 𝐻3 𝑂+ .
Sedangkan pada persamaan reaksi 6.30, konsentrasi HA bertambah mengakibatkan konsentrasi
A- berkurang setara dengan konsentrasi OH-. Sehingga konsentrasi kesetimbangan untuk HA
dan A- adalah:
[HA] = CHA – [𝐻3 𝑂+ ] + [OH-]
6.31
[A-] = CNaA + [𝐻3 𝑂 + ] - [OH-]
6.32
Karena CHA dan CNaA lebih besar dari selisih konsentrasi H3O+ dengan OH-, maka persamaan
6.31 dan 6.32 disederhanakan menjadi:
[HA] = CHA
6.33
[A-] = CNaA
6.34
Dengan mensubstitusi persamaan ini terhadap konstanta kesetimbangan, sehingga diperoleh:
Ka =
[𝐻3 𝑂 + ][𝐴− ]
[𝐻𝐴]
Ka =
[𝐻3 𝑂 + ][𝐶𝑁𝑎𝐴 ]
[𝐶𝐻𝐴 ]
6.35
Konsentrasi H3O+ dan OH- berkurang bila konstanta ionisasi asam (Ka) dan basa (Kb)
berkurang, sehingga persamaan 6.33 dan 6.34 berlaku bila konsentrasi asam atau basa besar
sedangkan konstanta ionisasinya kecil. Persamaan 6.35 akan berlaku bila:
CHA dan CNaA ≥ 10-3 dan Ka dan Kb ≤ 10-3
Persamaan 6.33 dan 6.34 dapat juga disubstitusi terhadap konstanta kesetimbangan, sehingga
diperoleh:
Ka =
[𝐻3 𝑂 + ](𝐶𝑁𝑎𝐴 [𝐻3 𝑂 + ]−[𝑂𝐻 − ])
𝐶𝐻𝐴−[𝐻3 𝑂+ ]+ [𝑂𝐻 − ]
𝐾𝑤
Mengganti [OH-] dengan H
3O
dan penyederhanaan diperoleh:
+
[H3O+]3 + (CNaA + Ka) [H3O+]2 – (KaCHA + Kw) [H3O+] –KaKw = 0
Contoh Soal 6.12:
Hitunglah pH dari larutan yang terdiri atas campuran 3 g natrium asetat dengan
5 ml 12 M asam asetat, kemudian diencerkan menjadi 2 liter, apabila Ka untuk asam asetat
adalah 1,76 x 10-5.
Jawab:
[CH3COOH] =
5,0𝑚𝑙 𝑥 12,0 𝑚𝑚𝑜𝑙/𝑚𝑙
[CH3COONa] =
2000𝑚𝑙
3,00𝑔
𝑔
𝑥 2 𝑙𝑖𝑡𝑒𝑟
𝑚𝑜𝑙
82,0
= 0,0300 M CH3COOH
= 0,0183 M CH3COONa
Dalam campuran ini merupakan sumber utama H3O+ adalah asam asetat sehingga:
CH3COOH + H2O ↔ H3O+ + CH3COO- Ka =
Karena C
CH3COOH
dan C
CH3COONa
[𝐻3 𝑂 + ][𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂− ]
[𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂𝐻]
> 10-3, dan Ka dan Kb < 10-3 maka persamaan berikut ini
dapat berlaku:
[CH3COOH] = C CH3COOH = 0,0300 M
[CH3COONa] = C CH3COONa = 0,0183 M
Dengan mensubtitusi konsentrasi ini terhadap konstanta kesetimbangan asam diperoleh:
Ka = 1,76 x 10-5 =
[𝐻3 𝑂 + ][0,0183]
[0,0300]
[H3O+] = 2,89 x 10-5 M
pH = -log (2,89 x 10-5) = 4,540
Dalam hal pasangan basa konyugasi, tidak menjadi masalah senyawa yang mana
yang akan dijadikan sebagai konyugasi dari yang lain. Misalnya dalam campuran NH4+ dan
NH3, maka NH4+ dapat menjadi asam lemah dan NH3 sebagai basa konyugasi, atau NH3
menjadi basa lemah dan NH4+ adalah asam konyugasinya. Bila ingin langsung menentukan
[OH-] daripada harus mencari [H3O+] maka persamaan konstanta basa pada persamaan
konstanta basa pada persamaan 6.30 menjadi:
Kb =
[𝐻𝐴][𝑂𝐻 − ]
Kb =
𝐴−
𝐶𝐻𝐴 [𝑂𝐻 − ]
6.36
𝐶𝑁𝑎𝐴
Contoh Soal 6.13
Hitunglah pH dari larutan yang terdiri atas campuran 0,12 M NH3 dengan 0,0750 M
NH4Cl, apabila Kb untuk amonia aalah 1,75 x 10-5.
Jawab:
(a) Melalui penentuan [H3O+] secara langsung dapat dilakukan berdasarkan persamaan
reaksi berikut:
NH4+ + H2O ↔ H3O+ + NH3
Ka =
[𝐻3 𝑂 + ][𝑁𝐻3 ]
[𝑁𝐻4+ ]
Dimana
Ka =
𝐾𝑤
𝐾𝑏
=
1,00 𝑥 10−14
1,75 𝑥 10−5
= 5,71 x 10-10
Karena CNH4Cl dan CNH3 > 1,00 x 10-3 serta Ka dan Kb < 1,0 x 10-3 maka persamaan
berikut dapat berlaku:
[NH4+] = CNH4Cl = 0,0750 M, dan [NH3] = CNH3 = 0,120 M
Dengan mensubtitusi konsentrasi ini terhadap konstanta kesetimbangan asam
diperoleh:
Ka = 5,71 + 10-10 =
[𝐻3 𝑂 + ][0,120]
[0,0750]
[H3O+] = 3,57 x 10-10 M
pH = -log (3,57 x 10-10 M) = 9,448
(b) Penentuan pH melalui perhitungan konsentrasi OH-. Amonia adalah basa yang dapat
digunakan sebagai sumber OH- dengan persamaan reaksi:
NH3 + H2O ↔ NH4+ + OH-
Kb =
[𝑁𝐻4+ ][𝑂𝐻 − ]
[𝑁𝐻3 ]
Karena CNH4Cl dan CNH3 > 1,00 x 10-3 serta Kb dan Ka < 1,00 x 10-3 maka persamaan
berikut ini dapat berlaku:
[NH4+] = CNH4Cl = 0,0750 M,
[NH3] = CNH3 = 0,120 M
Dengan mensubtitusi konsentrasi ini terhadap konstanta kesetimbangan basa diperoleh:
Kb = 1,75 x 10-5 =
0,0750[𝑂𝐻 − ]
[0,120]
[OH-] = 2,80 x 10-5 M
Dengan mengubah ke [H3O+] diperoleh:
𝐾𝑤
[H3O+] = 𝑂𝐻 − =
pH
1,00 𝑥 10−14
2,80 𝑥 10−5
= 3,57 x 10-10 M
= -log (3,57 x 10-10) = 9,448
6.6 Larutan Buffer
Buffer adalah campuran asam lemah atau basa lemah dengan konjugasinya mempunyai
sifat yang dapat menahan perubahan pH dalam pengenceran atau oleh penambahan sedikit
asam atau basa. Sifat-sifat ini sangat penting terutama untuk bidang yang berhubungan dengan
kehidupan, karena mahluk hidup biasanya terkontrol oleh enzim yang mengatur reaksi kimia
yang terjadi dalam kehidupan. Misalnya aktifitas enzim yang sangat tergantung pada pH dan
untuk menjadikan enzim dapat bertahan dari pengaruh asam atau basa maka dibutuhkan larutan
buffer.
Persamaan Henderson-Hasselbalch
Penentuan pH dalam larutan buffer biasanya menggunakan persamaan HendersonHasselbalch, yaitu penyederhanaan konstanta kesetimbangan asam (Ka):
H+ + A-
HA
Ka =
[H+ ][A− ]
[HA]
log Ka = log
=> kemudian dilogaritma
[H+ ][A− ]
[HA]
=> (Ingat log xy = log x + log y)
log Ka = log [H + ] + log
- log [H+] = - log Ka + log
[A− ]
[HA]
[A− ]
[HA]
pH
pKa
pH = pKa + log
[A− ]
(6.37)
[HA]
Pengaruh pengenceran
Pengenceran tidak akan mempengaruhi pH larutan buffer walaupun pengenceran telah
menurunkan konsentrasi asam atau basa sepanjang persamaan (6.33) dan (6.34) masih berlaku
(valid). Bila konstanta kesetimbangan asam (pada persamaan 6.29) untuk ( H3O+):
Ka =
[H3 O+][A− ]
[𝐻𝐴]
HA 

-log H 3 O   - log Ka    log  
A 



pH  pKa  log
HA
A 

(6.38)
Dari persamaan diatas jelas bahwa pH ditentukan oleh perbandingan konsentrasi asam dan basa
konyugasi. Penambahan larutan kedalam larutan akan mengencerkan HA dan A- sehingga
perbandingan konsentrasinya tidak akan berubah seperti diilustrasi pada contoh soal berikut
ini.
Contoh soal 6.14.
Larutan buffer dibuat dari campuran 0,250 mol asam asetat dengan 0,10 mol larutan
natrium asetat.(a) hitunglah pH dari 1 liter larutan buffer, (b) hitung pH bila 10 ml larutan
buffer diencerkan dengan air menjadi 250 ml.
Jawab
(a) Sumber utama H3O+ dari disosiasi asam asetat berdasarkan persamaan reaksi:
H3O+ + CH3COO-
CH3HOOH + H2O
Dengan menggunakan persamaan (6.38) diperoleh :
pH  pKa  log
CH3HOOH 
CH3COO - 
pKa  log
pKa untuk asam asetat adalah:
pKa = - log(1,76 x 10-5) = 4,754
C CH3HOOH 

C C H3COONa

sehingga diperoleh pH larutan di dalam satu liter larutan :
pH  4,754  log
0,250mol / 1liter
 4,356
0,100mol / 1liter
(b) Setelah pengenceran menjadi 10 liter larutan, maka konsentrasi CH3COOH dan
CH3COONa masing- masing akan menjadi :
C CH 3COOH 
10,0 ml x 0,250 M
250ml
 0,0100 M
x 0,100 M
CCH3COONa = 10,0 ml
= 0,0040 M
250 ml
Dengan menggunakan persamaan (6.38) diperoleh:
pH = pKa – log
[CH3 COOH]
[CH3
pH = 4,754 – log
6.6.1
COO− ] ]
0,0100
0,0040
= pKa = pKa - log
CCH3 COOH
CCH3 COONa
= 4,356
Pengaruh penambahan asam dan basa
Bila kedalaman air ditambahkan asam kuat maka konsentrasi H3O+ akan meningkat
sebanyak konsentrasi asam yang ditambahkan tersebut. Akan tetapi bila asam kuat seperti HCL
ditambahkan kedalam larutan buffer maka asam tersebut akan bereaksi dengan komponen basa
dari buffer, dan sebaliknya penembahan basa kuat seperti NaOH ke dalam larutan buffer maka
basa akan bereaksi dengan komponen asam yang terdapat di dalam buffer. Dengan demikian,
bila larutan buffer mengandung HA dan NaA maka reaksi yang terjadi adalah:
HCL + NaA
HA + NaCl
NaOH + HA
NaA +H2O
Dalam reaksi penambahan asam atau basa maka konsentrasi komponene buffer akan berubah
akan tetapi pengaruh perubahan ini tidak terlalu besar karena pH larutan adalah ditentukan oleh
logaritma rasio konsentrasi. Misalkan larutan buffer terdiri atas 0,02 M HA dan 0,1 M NaA
maka pH dari larutan buffer ini dapat dihitung.
pH = pKa – log
0,20
0,10
= PKa – 0,30
(6.39)
jika sejumlah basa ditambahkan ke dalam larutan dan bereaksi misalkan dengan setengah dari
1
HA yang ada maka konsentrasi HA akan menjadi (2x 0,20 M = 0,10 M). Reaksi basa kuat
(NaOH) dengan HA akan menghasilkan NaA sehingga konsentrasi NaA akan menjadi (0,10 +
0,10 = 0,20 M) sehingga pH larutan menjadi:
pH = pKa – log
0,10
0,20
= PKa – 0,30
(6.40)
sehingga perubahan pH larutan dari persamaan (6.39) dan (6.40) adalah (ΔpH = 0,60 unit):
ΔpH = (pKa + 0,30) – (pKa – 0,30) = 0,60
perubahan ini relatif kecil (0,6 unit) bila dibandingkan dengan jumlah basa yang ditambahkan
ke dalam lantan. Sebagai perbandingan, bila sejumlah yang sama basa kuat ditambahkan ke
dalam air maka pH akan meningkat dari pH 7,0 menjadi pH 13,0, perubahan scbanyak 6 unit.
6.6.2. Kapasitas Buffer
Karena pH buffer sangat tcrgantung pada perbandingan konsentrasi pasangan asambasa konyugasi maka kapasitas buffer untuk menahan pH adalah sangat tergantung pada
konsentrasi masing-masing pasangan asam-basa konyugasi dan perbandingannya. Kapasitas
buffer (β) didefinisikan sebagai kuantitas asam atau basa yang dibutuhkan oleh 1 liter larutan
buffer untuk mengubah satu unit pH. Kapasitas buffer sering juga disebut sebagai intensitas
buffer
β=
𝑑Cb
𝑑Ca
=
𝑑𝑝𝐻 𝑑𝑝𝐻
(6.41)
Dimana Ca dan Cb adalah jumlah mol asam kuat atau basa kuat per liter yang dibutuhkan untuk
menghasilkan perubahan satu unit pH. Kapasitas buffer adalah bilangan positif. Semakin besar
β ketahanan suatu larutan terhadap perubahan pH akan semakin besar.
Larutan buffer akan mampu menahan perubahan pH sepanjang masih terdapat asam
lemah atau basa lemah yang tersisa untuk bereaksi sehingga semakin tinggi konsentrasi
komponen buffer maka akan semakin tinggi kapasitasnya. Kapasitas buffer juga akan naik bila
perbandingan konsentrasi pasangan asam-basa hampir sama. Sangat tidak memungkinkan bagi
buffer untuk tetap dapat menahan pH bila perbandingan pasangan asan-basa konyugasi 1/10
atau 10/1. Untuk mengetahui skala efektif untuk larutan buffer dapat digunakan persamaan
(6.37) atau (6,38), yaitu pKa ± l unit pH. Di luar skala ini, asam lemah atau basa lemah tidak
akan mecukupi untuk bereaksi dengan asam atau basa yang ditambahkan.
Perbandingan [HA]/[a]
1/10
10/1
Persamaan (6.38)
pHmaksimum = pKa – log1/10 = pKa + 1
pHmaksimum = pKa – log10/1 = pKa 1 1
Contoh soal 6.15.
Hitunglah perubahan pH yang terjadi bila 0,1 mol NaOH padat ditambahkan ke dalam 1 liter
masing-masing larutan buffer berikut ini. (a) [HCOOH] = 0,200 M; [HCOO-] 0,100 M dan (b)
[HCOOH] = 0,0200 M; [HCOO-] 0,0100 M. Ka HCOOH 1,80 x 10-4
Jawab:
a) Untuk konsentrasi [HCOOH] 0,200 M dan [HCOO-] 0,100 M, pH larutan buffer awal
(sebelum penambahan NaoH) dihitung dengan menggunakan persamaan (6.38):
pHsemula =
𝑝𝐻𝑠𝑒𝑚𝑢𝑙𝑎 = 𝑝𝐾𝑎 − log
= 3,75 − log
[𝐻𝐶𝑂𝑂𝐻]
[𝐻𝐶𝑂𝑂− ]
0,200
= 3,45
0,100
setelah 0,1 M NaOH ditambahkan ke dalam larutan buffer, maka terjadi reaksi berikut:
HCOOH + NaOH
HCOONa + H20
berarti mengurangi konsentrasi HCOOH dan sekaligus menambah konsentrasi
HCOONa, sehingga diperoleh komposisi konsentrasi masing-masing senyawa di dalam
larutan: Jumlah HCOOH semula = (l,00 liter x 0,20M) = 0,200 mol
Jumlah HCOO- terbentuk = (1,00 liter x 0,10 M) 0,100 mol
Jumlah HCOOH sisa = (0,200 - 0,100) mol = 0,100 mol
Jumlah HCOOH sisa = (Jlh NaoH ditambah = Jlh HCOOH bereaksi)
= Jumlah HCOO- yg terbentuk 0,100 mol
Jumlah HCOO- yang terdapat di dalam larutan adalah:
Jlh HCOO- = Jlh HCOO- semula + Jlh HCOO- terbentuk
= (l.00 L x 0.100 M) + 0.100 mol = 0,200 mol
Sehingga:
[𝐻𝐶𝑂𝑂− ] =
0,200 𝑚𝑜𝑙
= 0,200 𝑀
1, 00 𝐿
[𝐻𝐶𝑂𝑂− ] =
0,100 𝑚𝑜𝑙
= 0,100 𝑀
1, 00 𝐿
pH larutan buffer setelah penambahan basa dihitung dengan menggunakan
persamaan (6.38):
𝑝𝐻𝑎𝑘ℎ𝑖𝑟 = 𝑝𝐾𝑎 − 𝑙𝑜𝑔
𝑝𝐻𝑎𝑘ℎ𝑖𝑟 = 3,75 − 𝑙𝑜𝑔
[𝐻𝐶𝑂𝑂𝐻]
𝐻𝐶𝑂𝑂−
0,100
= 4,05
0,200
Kemudian selisih pH sebelum dan sesudah penambahan basa adalah:
ΔpH = pH akhir - pH semula = 4,05 - 3,45 = 0,6 unit pH
b) Untuk konsentrasi [HCOOH] 0,0200 M; [HCOO-] = 0,0100 M, pH larutan buffer awal
(sebelum penambahan NaOH) adalah
[𝐻𝐶𝑂𝑂𝐻]
𝑝𝐻𝑠𝑒𝑚𝑢𝑙𝑎 = 𝑝𝐾𝑎 − 𝑙𝑜𝑔
𝐻𝐶𝑂𝑂−
0,0200
𝑝𝐻𝑠𝑒𝑚𝑢𝑙𝑎 = 3,75 − 𝑙𝑜𝑔
= 3,45
0,0100
setelah 0,1M NaOH ditambahkan ke dalam larutan buffer, komposisi larutan adalah:
Jumlah HCOOH semula = Jumlah HCOO- terbentuk
= (1,00 liter x 0,010 M) = 0,0100 mol
Jumlah NaOH (ditambahkan) = 0,1 mol
Jumlah NaOH sisa = (0,10 - 0,010) mol = 0,090 mol
Sehingga lantan adalah terdiri atas basa kuat (NaOH) dengan basa lemah (HCOO-).
Sekarang [OH-] yang dihasilkan dari basa lemah dapat diabaikan, sehingga [OH-] di
dalam larutan adalah:
[𝑂𝐻]− = [𝑁𝑎𝑂𝐻] =
0,090 𝑚𝑜𝑙
= 0,09 𝑀
1𝐿
pOH = -log [OH-]
pOH = -log 0,090
= 1,05
pHakhir = pKw – pOH = 14 – 1,05 = 12,95
ΔpH = pHakhir – pHsemula = 12,95 – 3,45 = 9,50
Dalam hal ini, penambahan NaOH akan bereaksi dengan semua asam formiat yang ada
di dalam larutan sehingga akan mengganggu buffer sehingga terjadi penambahan pH
yang sangat besar sebanyak 9,50 unit pH.
6.6.4. Membuat Larutan Buffer
Pada prinsipnya larutan buffer pada pH yang diinginkan dapat dibuat dengan
mencampurkan (kuantitas tertentu) senyawa pasangan asam-basa konjugasi. Akan tetapi,
sering sekali sulit untuk mendapatkan (tidak tersedia) salah satu dari pasangan konjugasinya
atau sulit untuk menimbangnya sehingga larutan buffer dibuat dengan cara memadukan
senyawa asam atau basa lemah berlebih dengan kuantitas tertentu suatu asam atau basa kuat.
Dalam prakteknya, untuk membuat larutan buffer pada pH yang diinginkan dapat
dilakukan dengan menimbang senawa tertentu (Tabel 6.2), kemudian pH diatur dengan
menambahkan asam atau basa. Sebagai contoh, bila ingin membuat larutan buffer Trisma
(0,1M) pH 7,60 sebanyak 1 liter, maka yang dilakukan adalah: (1) Menimbang sebanyak
0,1mol Trisma-HCl (lihat BM dalam label zat) kemudian dilarutkan di dalam 800 ml air, (2)
Meletakkan elektroda pH yang sudah distandarisasi di dalam gelas beker yang mengandung
larutan trisma, dan ukur pH larutan, (3) Menambahkan larutan NaOH (pekat) tetes demi tetes
sambil mengikuti perubahan pH pada pH-meter sampai tercapai pH yang diinginkan, misalnya
pH 7,60, (4) Memasukkan larutan tersebut ke dalam labu ukur 1 liter, lalu beker dibilas dan air
pembilas dimasukkan seluruhnya ke dalam labu ukur (5) selanjutnya ditambahkan air sampai
batas volume yang terdapat pada garis di leher labu ukur.
6.7. Menentukan pH Asam Poliprotik dan Basa Poliekivalen
Untuk menentukan pH larutan asam poliprotik atau basa poliekivalen sangat kompleks,
akan tetapi karena asumsi dapat dibuat sehingga perhitungan dapat menjadi lebih sederhana.
untuk menguji metode umum yang dipergunakan, mari lihat komposisi yang berbeda dari
sistem asam diprotik atau basa ekivalen berikut ini, yaitu : (1) H2A, (2) H2A + HA-, (3) HA-,
(4) HA- + A2-, dan (5) A2-. Harus diasumsikan dalam sebuah kasus (reaksi) bahwa H3O+ dan
OH- yang berasal dari air diabaikan.
Kasus 1 : larutan yang mengandung H2A
Ionisasi bertingkat H2A dapat menghasilkan H2A :
[H3O+ ][HA− ]
H2A + H2O
H3O+ + HA-
Ka1 =
HA- + H2O
H3O+ + A2-
Ka2 =
[H2A]
[H3O+ ][A2− ]
[H2A]
Bila Ka1 jauh lebih besar dibanding Ka2 (artinya Ka1/ Ka2 ≥100), maka ionisasi pertama
merupakan sumber utama H3O+, sehingga pengaruh ionisasi kedua terhadap konsentrasi H3O+
dapat diabaikan.
Contoh soal 6.16.
Hitunglah pH dari larutan 0,010M asam karbonat bila konstanta ionisasi : Ka1 = 4,45 x 10-7,
dan Ka2 = 4,69 x 10-11.
Jawab :
Untuk menentukan persamaan ionisasi yang menjadi sumber H3O+, terlebih dahulu diuji
apakah perbandingan antara Ka1/ Ka2 ≥100, yaitu :
K𝑎1
K𝑎2
=
4,45 𝑥10−7
4,69 𝑥10−11
= 9,49 x 103
Karena 9,49 x 103 > 102 maka hanya ionisasi pertama yang diperhitungkan sebagai sumber
utama H3O+, sehingga :
H3O+ + HCO3-
H2CO3 + H2O
[H3O+ ][HCO−
3]
Ka1 =
[H2CO3]
=
[H3O+ ]2
[H2CO3]
[H3O+ ]2
4,45 x 10-7
=
[H3O+]
= 6,67 X 10-5M
pH
= - log 6,67 X 10-5 = 4,176
0,010
Kasus 2. Larutan yang mengandung H2A + HALarutan sistem larutan yang mengandung H2A + HA- hampir sama dengan kasus 1,
yaitu Ka1/ Ka2 ≥100 , maka ionisasi kedua dapat diabaikan sebagai sumber utama H3O+.
Contoh soal 6.17
Hitunglah pH larutan yang terdiri atas 0,10M o-asam ftalat dan 0,250M kalium hidrogen oftalat, dimana C6H4(COOH)2 mempunyai Ka1 = 1,12 x 10-3, dan Ka2 = 3,91 x 10-6.
Jawab :
Terlebih dahulu diuji apakah perbandingan antara Ka1/ Ka2 ≥100 :
K𝑎1
K𝑎2
=
1,12 𝑥10−3
3,91 𝑥10−6
= 2,86 x 102
Karena 286 > 100 maka hanya ionisasi pertama yang diperhitungkan sebagai sumber utama
H3O+, sehingga :
H3O+ + HP-
H2P + H2O
Ka1 =
[H3O+ ][HP− ]
[H2P]
=
[H3O+ ]2
[H2P]
[H3O+ ][0,250]
1,12 x 10-3
=
[H3O+]
= 4,48 X 10-4M
pH
= - log 4,48 X 10-4 = 3,349
0,010
Kasus 3. Larutan yang mengandung HASenyawa A- bila dilarutkan di dalam air akan mempunyai dua sifat, yaitu sebagai
asamdan basa, senyawa ini disebut senyawa amfiprotik. Misalnya suatu garam NaHAdilarutkan di dalam air akan merdisosiasi sempurna menjadi Na+ dan HA-, dan selanjutnya HAdapat mengalami ionisasi asam menjadi :
HA- + H2O
H3O+ + A2- Ka2 =
[H3O+ ][A2− ]
[HA− ]
(6.42)
Dapat juga mengalami ionisasi basa menjadi :
HA- + H2O
H2A + OH-
𝐾
Kb2 = 𝐾 𝑤
𝑎1
[H2A][OH− ]
[HA− ]
(6.43)
Untuk menentukan apakah larutan bersifat asam atau basa sangat ditentukan oleh konstanta
kesetimbangan dalam persamaan (6.42) dan (6.43). Apabila Ka2 lebih besar dari Kb2 maka
larutan berasifat asam, sebaliknya apabila Kb2 lebih besar dari Ka2 maka larutan berasifat basa.
Perlu diketahui bahwa persamaan reaksi (6.42) dan (6.43) berlangsung bersamaan, dan
keduanya harus dipertimbangkan sebagai sumber H3O+. Untuk mendapatkan [H3O+] dari Ka2,
maka substitusi yang sesuai untuk A2- harus dicari. Misalkan H3O+ yang sihasilkan di dalam
persamaan (6.42) bereaksi dengan OH- yang terbentuk pada persamaan (6.43), sehingga reaksi
dapat ditulis :
[H3O+] = [H3O+]terbentuk - [H3O+]hilang
(6.44)
[H3O+]terbentuk = [A2− ] maka
[H3O+]hilang = [OH-]terbentuk = [H2A]
Dengan mensubstitusikan terhadap persamaan (6.44) akan diperoleh :
[H3O+] = [A2− ] - [H2A] atau
[A2− ] = [H3O+] + [H2A]
(6.45)
Mensubstitusi persamaan (6.45) dengan Ka1 untuk [H2A] akan diperoleh :
[A2− ] = [H3O+] + =
[H3O+ ][HA− ]
Ka1
(6.46)
Bila persamaan (6.46) disubstitusi dengan [A2− ] pada konstanta kesetimbangan Ka2
(persamaan 6.42) akan dihasilkan :
[H3O+ ][HA− ]
)
Ka1
−
[HA ]
[H3O+ ](
Ka2
=
Persamaan ini disederhanakan menjadi:
[H3O+]2 =
𝐾𝑎1 𝐾𝑎2 [𝐻𝐴− ]
(6.47)
𝐾𝑎1 + [HA− ]
Dalam hal Ka << [HA− ] dapat dinyatakan bahwa :
Ka1 + [HA− ] = [HA− ]
(6.48)
Persamaan (6.48) disubstitusi terhadap persamaan (6.47) menjadi :
[H3O+]2 =
𝐾𝑎1 𝐾𝑎2 [𝐻𝐴− ]
[HA− ]
= Ka1Ka2
[H3O+] = √Ka1Ka2 atau
pH =
𝐾𝑎1 + pKa2
2
(6.49)
Perlu diingat bahwa jika asumsi pada persamaan (6.48) masih berlaku dan pengaruh ionisasi
air dapat diabaikan, maka pH sangat tergantung pada konsentrasi HA-, maka ph larutan dapat
ditentukan dengan menggunakan persamaan (6.49), yaitu :
[H3O+] = √Ka1Ka2
Dimana Ka1 adalah konstanta disosiasi asam-asam lemah, maka Ka2 adalah konstanta disosiasi
asam konjugasi dari basa lemah.
Asam tripotik seperti H3PO4 dapat menjadi dua senyawa amfiprotik H2PO4- dan HPO42. Untuk menentukan pH berlaku persyaratan yaitu menggunakan Ka dari senyawa yang
bersangkutan ditambah Ka asam konjugasinya, sehingga:
Untuk H2PO4- : [H3O+ ] = √Ka1Ka2
Untuk HPO42- : [H3O+ ] = √Ka2Ka3
Contoh soal 6.18
Hitunglah pH larutan yang mengan =dung 0,0250M natrium bikarbonat bila diketahui
konstanta kesetimbangan untuk H2CO3 adalah Ka1 = 4,45 x 10-7, Ka2 = 4,69 x 10-11
Jawab :
Karena Ka1 lebih kecil dibanding terhadap konsentrasi HA-, maka untuk menentukan pH
larutan, persamaan (6.49) dapat berlaku :
[H3O+ ] = √Ka1Ka2
[H3O+ ] = √ (4,45 x 10-7) (4,69 x 10-11) = 4,57 x 10-9M
= - log 4,57 x 10-9 = 8,340
pH
Kasus 4. Larutan yang mengandung HA- + A2Larutan yang mengandung HA- + A2- merupakan basa ekivalen dalam kasus 2. Apabila
Kb1/Kb2 ≥ 100 maka ionisasi kedua dapat diabaikan.
Kasus 5. Larutan yang mengandung A2Larutan yang mengandung A2- adalah basa ekivalen pada kasus 1 dan [OH-] dihitung
dari konstanta kesetimbangan Kb1, dengan cara yang sama konsenrasi H3O+ dapat dihitung dari
konstanta kesetimbangan Ka1.
Contoh soal 6.19
Hitunglah pH larutan 0,150 M natrium oksalat bila diketahui konstanta kesetimbangan untuk
H2C2O4 adalah Ka1 = 5,60 x 10-2, Ka2 = 5,42 x 10-5
Jawab :
Ionisasi bertingkat asam oksalat adalah :
C2O42- + H2O
HC2O42- + OH-
Kb1 =
HC2O4- + H2O
H2C2O4 + OH-
Kb1 =
[HC2O42− ][OH− ]
[C2O42− ]
[H2C2O4][OH− ]
[HC2O4− ]
Untuk menentukan pH larutan, terlebih dahulu diketahui konstanta disosiasi basa :
Kb1 =
Kb2 =
𝐾𝑤
𝐾𝑎2
𝐾𝑤
𝐾𝑎1
=
=
1,00 𝑥 10−14
5,42 𝑥 10−5
1,00 𝑥 10−14
5,60 𝑥 10−2
= 1,85 x 10-10
= 1,79 x 10-13
Selanjutnya diuji perbandingan konstanta disosiasi basa
𝐾𝑏1
𝐾𝑏2
=
1,85 𝑥 10−10
1,79𝑥 10−13
𝐾𝑏1
𝐾𝑏2
= 1,03 x 103
𝐾𝑏
Karena 𝐾𝑏1 > 10 2, maka ionisasi tingkat pertama digunakan sebagai penghasil OH-.
2
C2O42- + H2O
1,85 x 10-10
HC2O42- + OH=
[OH− ]2
0,150
[OH-] = 5,27 x 10-6M
Kb1 =
[HC2O42− ][OH− ]
[C2O42− ]
[OH− ]2
= [Na2C2O4]
pOH
= -log 5,27 x 10-6 = 5,28
pH
= pKw – pOH
,
pH = 14 -5,28
pH = 8,72