3 Bab II Tinjauan Pustaka II.1 Asam–basa Konjugasi Menurut

Bab II
II.1
Tinjauan Pustaka
Asam–basa Konjugasi Menurut Bronsted–Lowry
Untuk memahami konsep larutan buffer perlu diketahui konsep asam–basa.
Konsep asam–basa ada tiga yaitu menurut Arrhenius, Bronsted–Lowry, dan
Lewis. Adapun yang sangat berperan pada sistem buffer adalah konsep menurut
Bronsted–Lowry.
Pada
tahun
1923,
J.N.
Bronsted
dan
T.M.
Lowry
mengemukakan teori asam basa yang dikenal dengan Teori Asam–basa Bronsted–
Lowry yaitu: asam merupakan suatu zat/molekul/ion yang melepaskan proton
(H+), yang seringkali disebut donor proton sedangkan basa merupakan suatu
zat/molekul/ion yang menerima proton (H+), seringkali disebut akseptor proton.
Suatu basa menurut Bronsted–Lowry adalah atom/gugus di mana sepasang
elektron bebas untuk membentuk ikatan kovalen koordinat dengan H+. Jika suatu
asam kehilangan proton maka yang tertinggal adalah suatu basa, dan basa ini
disebut basa konjugasi dari asam semula.
Teori asam–basa Bronsted–Lowry
khusus digunakan untuk reaksi dalam larutan dengan pelarut air. Teori tersebut
banyak digunakan dalam ilmu kedokteran dan biologi.1
Reaksi asam–basa itu sendiri adalah reaksi perpindahan/transfer proton H+ dari
asam ke basa.
Secara umum, reaksi asam–basa dari Bronsted–Lowry
diungkapkan dalam persamaan reaksi asam–basa Bronsted–Lowry berikut:
Asam (HA) + Basa (B)
Asam (HA) dengan basa (B) dan
Basa (A) + Asam (HB)
asam (HB) dengan basa
(II.1)
(A) merupakan
pasangan konjugasinya. Asam pada pasangan konjugasi memiliki proton lebih
banyak dari basa konjugasinya. Jika asamnya lemah/sangat lemah maka basa
konjugasinya adalah sedang kuatnya/kuat bergantung pada afinitas basa konjugat
untuk H+. Bila kekuatan asam dari deret senyawa bertambah maka kekuatan basa
dari basa konjugatnya berkurang.1 Tabel II.1 tercantum beberapa contoh reaksi
asam–basa konjugasi dari Bronsted–Lowry.2
3
Tabel II.1 Contoh reaksi asam–basa Bronsted–Lowry
Asam 1
+
HCO3-
II.2
Basa 2
→
Asam 2
+
Basa 1
-
OH
H2O
CO32-
HCl
H2O
H3O+
Cl-
H3PO4
H2O
H3O+
H2PO4-
Asam Monoprotik dan Poliprotik
Asam monoprotik merupakan asam yang bervalensi satu, artinya dalam setiap
molekul asamnya terionisasi menghasilkan satu ion hidronium/hidrogren (H3O+
atau H+). Berikut ini contoh–contoh dari asam monoprotik yaitu antara lain: HCl,
CH3COOH, HF, HNO2, HNO3, HCN, HOCl, dan lain–lain. Salah satu contoh
reaksinya yaitu:
CH3COOH + H2O
H3O+ + CH3COO-
(Ka = 1,8 x 10-5)
(II.2)
Asam poliprotik merupakan asam yang bervalensi lebih dari satu, artinya dalam
setiap molekul asamnya terionisasi dalam beberapa tingkat menghasilkan dua atau
lebih ion hidronium/hidrogen (H3O+ atau H+). Jika dalam setiap molekul asamnya
terionisasi dalam dua tingkat menghasilkan dua ion hidronium/hidrogen (H3O+
atau H+) disebut asam diprotik, contoh–contohnya yaitu antara lain: H2SO4,
H2SO3, H2CO3, dan lain–lain. Salah satu contoh reaksinya yaitu:
H2CO3 + H2O
H3O+ + HCO3-
(Ka1 = 4,6 x 10-7)
(II.3)
HCO3- + H2O
H3O+ + CO32-
(Ka2 = 4,4 x 10-11)
(II.4)
Jika dalam setiap molekul asamnya terionisasi dalam tiga tingkat menghasilkan
tiga ion hidronium/hidrogen (H3O+ atau H+) disebut asam triprotik, contoh–
contohnya yaitu antara lain H3PO4, (CH2)OH(COOH)3, dan lain–lain.1,4,5 Salah
satu contoh reaksinya yaitu:
H3PO4 + H2O
-
H3O+ + H2PO4-
(Ka1 = 7,5 x 10-3)
(II.5)
2-
-8
(Ka2 = 6,2 x 10 )
(II.6)
(Ka3 = 4,8 x 10-13)
(II.7)
+
H2PO4 + H2O
H3O + HPO4
HPO42- + H2O
H3O+ + PO43-
4
II.3
Larutan Buffer
Larutan buffer adalah campuran asam lemah dan basa konjugasinya atau
sebaliknya yang dapat mempertahankan pH konstan dengan penambahan asam,
basa, dan pengenceran. Larutan buffer, umumnya terdiri dari (1) asam lemah dan
garam dari asam lemahnya yang larut, (2) basa lemah dan garam dari basa
lemahnya yang larut. Larutan buffer dapat dibentuk selama titrasi asam lemah
dengan basa kuat atau basa lemah dengan asam kuat.1
Larutan yang memiliki batas kemampuan mempertahankan pH ketika
ditambahkan asam, basa, dan pengenceran ini disebut kapasitas buffer. Kapasitas
buffer adalah sejumlah asam/basa (biasanya yang kuat) yang ditambahkan ke
dalam buffer yang tidak menyebabkan perubahan pH besar. Kapasitas buffer
bergantung pada jumlah asam/basa yang ditambahkan ke dalam larutan buffernya
sedangkan pH buffernya bergantung pada harga Ka dan perbandingan asam
dengan basa konjugasinya.1
Kapasitas buffer dapat dicapai ketika pH = pKa ± 1. Sebagai contoh, jumlah H+
(pH) dari 1000 mL larutan HC2H3O2 1 M dengan NaC2H3O2 1 M dan 1000 mL
larutan HC2H3O2 0,1 M dengan NaC2H3O2 0,1 M akan sama.
Akan tetapi
kapasitas buffernya berbeda di mana larutan pertama lebih besar karena lebih
banyak berisi HC2H3O2 dengan C2H3O2-. Hal ini mengakibatkan pH berubah
lebih besar pada larutan buffer yang perbandingan konsentrasi basa konjugasi
dengan asamnya besar. Pada Tabel II.2 berikut tercantum beberapa Perubahan
pH.1
Tabel II.2 Perubahan pH dengan berbagai perbandingan [A-]/[HA]
No.
[A-]/[HA]
pH
1.
10 : 1
pKa + 1
2.
1:1
pKa
3.
1 : 10
pKa – 1
Untuk perubahan pH 1 unit, [A-]/[HA] (perbandingan konsentrasi basa konjugasi
dengan asam lemah) berubah sebesar 10 faktor. Artinya jika HA meningkat,
maka pH turun dan jika A- meningkat, maka pH naik. Contoh: 50 mL asam asetat
5
1 M dan 50 mL natrium asetat 1 M (Ka = 1,8.10-5) akan menunjukkan pH = 4,74
dan kapasitas buffernya sebesar 3,74–5,74. Jika ditambahkan 40 mL HCl 1 M
maka pH menjadi 3,79 dengan perubahan pH 4,74–3,79 = 0,95 sedangkan jika
ditambahkan 40 mL HCl 0,1 M maka pH menjadi 4,67 dengan perubahan pH
4,74–4,67 = 0,07. Jika ditambahkan 40 mL NaOH 1 M maka pH menjadi 5,69
dengan perubahannya 5,69–4,74 = 0,95 sedangkan jika ditambahkan 40 mL
NaOH 0,1 M maka pH menjadi 4,81 dengan perubahannya sebesar 4,81–4,74 =
0,07. Penambahan 40 mL HCl/NaOH 0,1 M dan 1 M, pH relatif tetap (masih ada
dalam kapasitas buffer).6
II.4
Peranan Larutan Buffer
Larutan buffer memiliki peranan penting bagi makhluk hidup, beberapa di
antaranya yaitu di bidang kimia dan biologi (mengontrol laju reaksi, mencegah
denaturasi protein dan degradasi biomolekul–biomolekul yang sensitif terhadap
pH, mengontrol pH dalam sistem kimia dan biologi karena beberapa reaksi kimia
dan hampir semua molekul dalam biologi adalah asam lemah, mempertahankan
reaksi asam basa yang sesuai dalam suatu medium seperti dalam campuran reaksi
kultur bakteri atau reaksi enzimatis, H2CO3/HCO3- mempertahankan pH darah
pada 7,4; H2PO4-/HPO42- mempertahankan pH intraseluler sel darah merah pada
7,2; NaHCO3 mempertahankan pH air kolam renang); di laboratorium (sebagai
larutan standar pengukuran pH larutan, kalibrasi pH meter, untuk analisis kimia
seperti dalam elektroforesis); di dalam industri (proses fermentasi, mengatur
kondisi yang tepat untuk bahan celupan dalam pabrik–pabrik pewarnaan); di
dalam aplikasi kimia (pengolahan bahan makanan, fotografi, asam sitrat sebagai
pengendali pH larutan pembersih dalam rumah tangga dan obat–obatan, aspirin
yang dapat mempertahankan pH aspirin ketika melewati lambung/perut pasien,
tablet antacid untuk mengontrol keasaman lambung, monopotassium phosphat
yang ditambahkan pada pupuk urea atau diammonium phosphat untuk
mengurangi fluktuasi pH yang dapat menyebabkan kehilangan nitrogen).7–11
6
II.5
Cara Kerja Larutan Buffer
Larutan buffer bekerja mengikuti prinsip Le Chatelier, yaitu: Ketika suatu sistem
kesetimbangan diubah/diganggu maka sistem tersebut berusaha untuk mengurangi
gangguan tersebut dengan menggeser arah kesetimbangannya. Misalnya reaksi:
HA + H2O
H3O+ + A-
(II.8)
Ketika suatu larutan elektrolit lemah (HA) diubah dengan menambahkan suatu
molekul/ion/zat ke dalamnya maka ionisasi larutan elektrolit lemah itu tertekan
yang menyebabkan reaksi bergeser ke arah bentuk ion–ionnya. Jika suatu asam
kuat, HCl ditambahkan ke dalam larutan reaksi di atas, maka kesetimbangan akan
bergeser ke kiri. Hal ini menyebabkan jumlah HA bertambah sedangkan Aberkurang. Perubahan pH dalam larutan buffer hanya sedikit/dapat diminimalkan
karena dalam larutan buffer untuk komponen basanya dapat bereaksi dengan asam
yang ditambahkan ke dalamnya dan untuk komponen asamnya dapat bereaksi
dengan basa yang ditambahkan ke dalamnya.1
II.6
Penyiapan Larutan Buffer
Untuk membuat larutan buffer, jumlah asam dengan basa konjugasinya atau
sebaliknya yang diperlukan harus dihitung dengan cermat. Konsentrasi, volume,
dan pH yang diinginkan untuk dibuat harus ditentukan terlebih dahulu. Larutan
buffer dapat disiapkan dengan menambahkan basa konjugasinya ke dalam
asamnya atau sebaliknya. Biasanya konsentrasi larutan buffer yang baik ada di
antara 0,1 M – 10 M. Larutan buffer paling efektif mempertahankan pH ketika
konsentrasi asam/basa dengan basa/asam konjugasinya sama. Atas dasar ini, kita
biasanya memilih campuran larutan buffer yang terdiri atas asam dengan harga
pKa mendekati harga pH.1,12–17
II.7
Perhitungan pH Larutan Buffer
Secara teoritis perhitungan larutan buffer menggunakan persamaan Henderson–
Hasselbalch. Persamaan ini banyak digunakan oleh para ahli biologi, biokimia,
dan lainnya yang sering bekerja dengan buffer untuk menghitung pH
buffer.1,2,6,7,11
Berikut ini penjelasan penurunan rumus dari persamaan
7
Henderson–Hasselbalch. Misalkan: Campuran asam lemah (HA) dan garam dari
basa konjugasinya (A-). Reaksinya sebagai berikut :
H3O+ + A-
HA + H2O
[H3O+ ][A- ]
Ka=
[HA]
(II.10)
Sehingga, [H3O+ ]=Ka
[H 3O + ]=Ka
[HA]
[A- ]
(II.11)
[HA]
[BasaKonjugasi]
Log[H 3 O + ]=LogKa+Log
[Asam]
[BasaKonjugasi]
-Log[H 3 O+ ]=-LogKa-Log
pH=pKa+Log
(II.9)
[Asam]
[BasaKonjugasi]
[BasaKonjugasi]
[Asam]
(II.12)
(II.13)
(II.14)
(II.15)
b. Campuran basa lemah (B) dan garam dari asam konjugasinya (BH+).
Reaksinya sebagai berikut :
BH+ + -OH
B + H2O
Kb=
[BH+ ][-OH]
[B]
(II.17)
Sehingga, [-OH]=Kb
[OH - ]=Kb
[B]
[BH + ]
[B]
[AsamKonjugasi]
[Basa]
[AsamKonjugasi]
[Basa]
-Log[OH- ]=-LogKb-Log
[AsamKonjugasi]
Log[OH - ]=LogKb+Log
pOH=pKb+Log
(II.16)
[AsamKonjugasi]
[Basa]
(II.18)
(II.19)
(II.20)
(II.21)
(II.22)
Perhitungan pH buffer menurut persamaan Henderson–Hasselbalch dapat
digambarkan pada Gambar II.1 berikut ini:
8
Netralisasi
A- + H3O+ →HA + H2O
-
Ditambah asam kuat
Buffer berisi HA dan A-
Hitung ulang [HA], [A- ]
Transfer proton
HA + H2O→ H3O+ + A-
pH
Ditambah basa kuat
Netralisasi
HA + -OH → A- + H2O
Gambar II.1 Skema perhitungan pH buffer
II.8
pH Meter
Cara tepat mengukur pH adalah berdasarkan pengukuran tegangan gerak elektrik
sel elektrokimia, yang terdiri dari larutan tak diketahui pHnya sebagai elektrolit
dan dua elektroda yang dihubungkan dengan terminal–terminal sebuah voltmeter
elektronik untuk mengukur beda potensial (antara beda potensial dalam elektroda
pertama dan elektroda yang lain), yang umumnya disebut pH meter. Secara
eksperimen pH diukur dengan pH meter. pH meter adalah alat yang digunakan
untuk menentukan pH suatu larutan secara mudah, sederhana, dan cepat.10
Pada dasarnya, pH meter terdiri atas dua elektroda dan satu voltmeter. Salah satu
elektroda disebut elektroda indikator, yang peka terhadap pH larutan. Elektroda
indikator yang biasa dipakai yaitu elektroda kaca terdiri dari kaca yang peka pH
dalam bentuk bola kecil dan dipadu pada sebuah tabung kaca. Bola kecil tersebut
berisi suatu larutan asam/buffer asam yang dihubungkan pada rangkaian dengan
kawat platinum. Dalam rangkaian tersebut tercelup elektroda pembanding dalam
(elektroda Ag/AgCl) berfungsi untuk melindungi elektroda kaca dari beban listrik
yang membahayakan.
Elektroda yang lain tidak peka terhadap pH disebut
elektroda referensi/pembanding. Elektroda pembanding yang biasa dipakai yaitu
elektroda kalomel jenuh.10 Kedua elektroda dicelupkan ke dalam larutan. Respon
pada elektroda indikator menyebabkan pergeseran pada voltmeter yang ditera
9
terhadap skala pH. Nilai pH yang tertera dalam pH meter (voltmeter) dari skala
0–14. Pada pH meter, kedua elektroda (indikator dan referensi) berada dalam satu
wadah gelas sehingga sering disebut sebagai elektroda kombinasi (combined
electrodes) atau lazim disebut elektroda gelas/kaca.12 Sebagai contoh pH meter
yaitu Orion Model 420A yang dapat dilihat pada Gambar II.2 berikut :
(a)
(d)
(b)
(c)
(e)
Gambar II.2 pH meter Orion Model 420A (a = tampak atas ; b = tampak depan;
c = elektroda ; d = bagian–bagian pH meter dari depan ; e = tampak belakang)
II.9
Efek
Penambahan
Asam,
Basa,
dan
Pengenceran
Terhadap
Perubahan pH
Penambahan asam dan basa pada daerah kapasitas buffer tidak ada pengaruh,
tetapi jika di luar kapasitas buffer pasti akan berubah. Larutan buffer mampu
mempertahankan pH karena dalam larutannya, komponen basanya dapat bereaksi
dengan asam yang ditambahkan ke dalamnya (H3O+ yang dihasilkan dari asam
lemah), begitu juga komponen asamnya dapat bereaksi dengan basa yang
ditambahkan ke dalamnya (-OH yang dihasilkan dari basa konjugasinya). Ketika
pH sama dengan pKa, larutan buffer memiliki kapasitas buffer maksimum yang
dapat mempertahankan perubahan pH pada rentang pH = pKa ± 1.
10
Larutan buffer terdiri atas asam lemah (HA) dan basa konjugasi (MA).
Kesetimbangan disosiasi asam lemahnya dalam larutan buffer tersebut melibatkan
asam dan basa konjugasinya. Jika ke dalam larutan buffer tersebut ditambahkan
asam kuat (HCl) maka ion H+ tersebut bereaksi dengan komponen basa, A- dari
buffer seperti dalam persamaan pengaruh penambahan asam dalam larutan buffer
berikut:
H+ +
A-
HA
(II.23)
-
Reaksi di atas menyebabkan jumlah HA bertambah dan A berkurang. Perubahan
tersebut menekan HA untuk terionisasi menjadi H+ dan A- yang menyebabkan
terjadi kesetimbangan H+ dalam larutan tersebut. Kesetimbangan H+ ini yang
menyebabkan pH tidak banyak berubah. Begitu pula dengan penambahan basa
kuat (NaOH) maka ion –OH tersebut bereaksi dengan komponen asam, HA dari
buffer menyebabkan jumlah HA berkurang dan A- bertambah.1,2,7 Hal ini dapat
dilihat dalam persamaan reaksi pengaruh penambahan basa dalam larutan buffer
di bawah ini:
-
OH + HA
H2O + A-
(II.24)
Pengenceran dengan akuades tidak mempengaruhi pH larutan buffer. Hal tersebut
bersesuaian dengan pernyataan skala pH yaitu jika pH zatnya rendah/asam maka
zat tersebut berusaha untuk mencapai pH air yang netral (pH=7) dengan cara
menaikkan pH sedangkan pH zatnya tinggi/basa dengan cara menurunkan pH.11
Pernyataan tersebut dapat ditunjukkan dalam Gambar II.3 berikut:
0
Asam
Basa
7
Netral
Gambar II.3 Skala pH
11
14