PERTEMUAN KE 2 SIFAT KOLIGATIF LARUTAN, KOLOID, DAN PENGANTAR ASAM BASA

PERTEMUAN KE 2 SIFAT KOLIGATIF LARUTAN, KOLOID, DAN PENGANTAR ASAM BASA Tujuan Pembelajaran: Mahasiswa mampu menjelaskan sifat koligatif larutan (penurunan tekanan uap, kenaikan titik didih, penurunan titik beku, dan tekanan osmosis), koloid, asam-basa, pengionan air, skala ph, dan jenis asambasa kuat 1

1. Sifat-sifat Koligatif Beberapa sifat penting larutan bergantung pada jumlah relatif partikel zat telarut dalam larutan dan tidak bergantung pada jenis partikel zat terlarut. Sifat-sifat seperti ini disebut sifat koligatif (colligative properties). Sifat koligatif mencakup penurunan tekanan uap, kenaikan titik didih, penurunan titik beku, dan tekanan osmosis. 1.1 Penurunan Tekanan Uap Jika zat terlarut bersifat tidak mudah menguap (non-volatile, artinya tidak memiliki tekanan uap yang dapat diukur), tekanan uap dari larutan selalu lebih kecil daripada pelarut murninya. Hubungan antara tekanan uap larutan dan tekanan uap pelarut bergantung pada konsentrasi zat terlarut dalam larutan, dirumuskan melalui hukum Raoult (kimiawan Perancis, Francois Raoult). Hukum Raoult menyatakan bahwa tekanan larutan (p1), adalah tekanan uap pelarut murni (p1 ) dikalikan fraksi mol pelarut dalam larutan (x1), seperti berikut: 0 p 1 = x 1 p 1 Dalam larutan yang mengandung hanya satu zat terlarut yang sulit menguap (atau berwujud padat), x1 = 1 x2, dimana x2 adalah fraksi mol zat terlarut, dengan demikian dapat dituliskan sebagai persamaan berikut: 0 p 1 = (1 x 2 )p 1 0 0 p 1 p 1 = p = x 2 p 1 Penurunan tekanan uap ( p) berbanding lurus terhadap konsentrasi zat terlarut (diukur dalam fraksi mol). Mengapa tekanan uap larutan lebih rendah daripada tekanan uap pelarut murninya? 2

Salah satu penyebab terjadinya yaitu meningkatnya ketidakteraturan, yang menurut Hukum II Termodinamika, menunjukkan semakin besarnya kecenderungan berlangsungnya suatu proses. Penguapan meningkatkan ketidakteraturan suatu sistem karena molekul dalam fasa uap lebih tidak teratur dibanding molekul dalam fasa cairan. Larutan lebih tidak teratur dibandingkan pelarut murni, maka selisih ketidakteraturan antara larutan dan uap lebih kecil dibandingkan antara pelarut murni dan uap. Dengan demikian, molekul pelarut lebih kecil kecenderungannya untuk meninggalkan larutan dibandingkan meninggalkan pelarut murni menjadi uap, dan tekanan uap larutan lebih kecil dibandingkan tekanan uap pelarut. Jika kedua komponen larutan mudah menguap (volatile, artinya memiliki telanan uap yang dapat diukur), maka tekanan uap larutan adalah jumah dari tekanan parsial masing-masing komponen. Hukum Raoult berlaku dalam kasus ini sebagai berikut: 0 p A = x A p A 0 p B = x B p B pa dan pb adalah tekanan parsial larutan untuk komponen A dan B; p A 0 dan p B 0 ialah tekanan uap zat murni; dan x A dan x ialah fraksi molnya masing-masing. Tekanan total (p T ) ditentukan berdasarkan hukum Dalton pada persamaan berikut: p T = p A + p B Dalam larutan benzena dan toluena (keduanya memiliki struktur yang mirip dan memiliki gaya antarmolekul yang mirip pula), tekanan uap setiap komponen mematuhi hukum Raoult. Jika fraksi mol benzena adalah x benzena maka fraksi mol toluena adalah 1-x benzena. Larutan benzena-toluena merupakan salah satu dari sedikit contoh larutan ideal (ideal solution), yaitu setiap larutan yang mematuhi hukum Roult, dengan kalor pelarutannya ( Hsolv) bernilai nol. 3

Latihan 1. 1. Tekanan uap larutan glukosa ialah 17,01 mmhg pada 20 C, sedangkan tekanan uap air murni ialah 17,25 mmhg pada suhu yang sama. Hitunglah kemolalan larutan. 2. Tekanan uap etanol (C2H5OH) dan 1-propanol (C3H7OH) pada 35 C masingmasing ialah 100 mmhg dan 37,6 mmhg. Asumsikan larutan berperilaku ideal dan hitunglah tekanan parsial etanol dan 1-propanol pada 35 C di atas larutan etanol dalam 1-propanol, dengan fraksi mol etanol adalah 0,300. 1.2 Kenaikan Titik Didih Adanya keberadaan zat terlarut yang tidak mudah menguap menurunkan tekanan uap larutan, maka dapat mempengaruhi kenaikan titik didih larutan. Titik didih larutan ialah suhu pada keadaan tekanan uap larutan sama dengan tekanan udara luar. Gambar 1.2.1 menunjukkan diagram fasa air dan perubahan yang terjadi dalam larutan berpelarut air. Gambar 1.2.1 Diagram fasa yang menggambarkan kenaikan titik didih (boiling point) dan penurunan titik beku (freezing point) larutan berpelarut air. 4

Pada suhu berapapun, tekanan uap larutan dengan zat terlarut padat lebih rendah daripada tekanan uap pelarut murninya, maka kurva cairan-uap untuk larutan akan terletak di bawah kurva tekanan uap pelarut murninya. Akibatnya, kurva larutan (garis putus-putus) memotong garis horizontal yang bertanda p = 1 atm pada suhu yang lebih tinggi daripada titik didih normal pelarut murni. Analisis Gambar 1.2.1 menunjukkan bahwa titik didih larutan lebih tinggi daripada titik didih air. Kenaikan titik didih, T b, didefinisikan sebagai: 0 T b = T b T b 0 di mana T b adalah titik didih larutan dan T b adalah titik didih pelarut murni. Karena T b berbanding lurus dengan penurunan tekanan uap, maka berbanding lurus juga dengan kemolalan larutan, sebagai berikut: T b ~ C m T b = K b C m di mana C m adalah kemolalan larutan dan K b adalah tetapan kenaikan titik didih molal. Satuan K b adalah C/m. Tabel 1.2.1 di bawah menunjukkan beberapa tetapan kenaikan titik didih molal dan tetapan penurunan titik beku molal cairan yang umum. Tabel 1.2.1 Beberapa tetapan kenaikan titik didih molal dan tetapan penurunan titik beku molal. 5

1.3 Penurunan Titik Beku Es di jalanan atau trotoar yang beku akan meleleh bila ditaburi garam seperti NaCl atau CaCl2. Cara pelelehan semacam ini berhasil karena garam dapat menurunkan titik beku air. Gambar 1.2.1 menunjukkan bahwa penurunan tekanan uap larutan menggeser kurva padatan-cairan ke arah kiri. Akibatnya, garis ini memotong garis mendatar pada suhu yang lebih rendah daripada titik beku air. Penurunan titik beku, T f, didefinisikan sebagai: T f = T f 0 T f di mana T f 0 adalah titik beku pelarut murni dan T f adalah titik beku larutan. T f berbanding lurus dengan kemolalan larutan, sebagai berikut: T f ~ C m T f = K f C m di mana C m adalah kemolalan zat terlarut dan K f adalah tetapan penurunan titik beku molal (Tabel 1.2.1). Satuan K f adalah C/m. Pembekuan melibatkan perubahan dari keadaan tidak teratur ke keadaan teratur. Khusus untuk perubahan wujud, agar proses itu terjadi, energi harus diambil dari sistem. Karena larutan lebih tidak teratur dibandingkan pelarut, maka lebih banyak energi yang harus diambil darinya untuk menciptakan keteraturan dibandingkan pelarut murni. Jadi, larutan memiliki titik beku lebih rendah dibandingkan pelarut. Latihan 2. Hitunglah titik didih dan titik beku larutan yang mengandung 478 g etilena glikol (CH2(OH)CH2(OH)) dalam 3202 g air. 6

1.4 Tekanan Osmosis Banyak proses kimia dan biologi bergantung pada aliran molekul pelarut secara selektif melewati membran berpori dari larutan encer ke larutan yang lebih pekat. Gambar 1.4.1 menggambarkankan fenomena tekanan osmosis. Wadah kiri berisi pelarut murni, wadah kanan berisi larutan. Gambar 1.4.1 Tekanan osmosis. (a) Permukaan pelarut murni (kiri) dan permukaan larutan (kanan) pada keadaan awal. (b) Permukaan pelarut murni (kiri) dan permukaan larutan (kanan) setelah proses osmosis terjadi. Kedua wadah dipisahkan oleh membran semipermiabel (semipermeable membrane), yang memungkinkan molekul pelarut melewatinya tetapi menghalangi lewatnya molekul zat terlarut. Pada awalnya, permukaan air di kedua tabung sama tingginya (Gambar 1.4.1a). Setelah beberapa saat, permukaan di bagian kanan mulai naik, dan berlanjut sampai mencapai kesetimbangan. Gerakan neto molekul pelarut melewati membran semipermeabel dari pelarut murni atau larutan encer ke larutan yang lebih pekat disebut osmosis. Tekanan osmosis (osmotic pressure/π) suatu larutan adalah tekanan yang diperlukan untuk menghentikan atau mencegah proses osmosis. Seperti diperlihatkan pada Gambar 1.4.1b tekanan osmosis dapat diukur langsung dari selisih permukaan-permukaan cairan pada keadaan akhir. Apa yang menyebabkan air bergerak secara spontan dari kiri ke kanan? Bandingkan tekanan uap air murni dan tekanan uap air dari larutan (Gambar 1.4.2). Karena tekanan uap air murni lebih tinggi, maka terdapat transfer neto air dari wadah kiri ke 7

kanan. Pada waktunya, transfer tersebut akan berlanjut sampai selesai. Gaya serupa menyebabkan air bergerak ke dalam larutan selama osmosis. Tekanan osmosis larutan dinyatakan sebagai: π = C M RT di mana C M adalah kemolaran larutan, R adalah tetapan gas (0,0821 L atm/k mol), dan T adalah suhu mutlak (K). Tekanan osmosis, π, dinyatakan dalam atmosfer. Gambar 1.4.2 (a) Tekanan uap yang tidak sama di dalam wadah menyebabkan transfer neto air dari gelas kimia kiri (yang berisi air murni) ke gelas kimia kanan (yang berisi larutan). (b) Pada kesetimbangan, semua air di gelas kimia kiri telah ditransfer ke gelas kimia kanan. Gaya dorong untuk transfer pelarut ini analog dengan gejala osmosis yang ditunjukkan pada Gambar 1.4.1. Dari pembahasan di atas, bisa kita perhatikan bahwa kenaikan titik didih, penurunan titik beku, dan tekanan osmosis berbanding lurus dengan konsentrasi larutan. Jika kedua larutan mempunyai konsentrasi yang sama, berarti tekanan osmosisnya sama, maka kedua larutan disebut isotonik. Jika kedua larutan memiliki tekanan osmosis yang tidak sama, maka larutan yang lebih pekat disebut hipertonik dan larutan yang lebih encer disebut hipotonik. 8

Gambar 1.4.2 Sebuah sel dalam (a) larutan isotonik, (b) larutan hipotonik, dan (c) larutan hipertonik. Fenomena tekanan osmosis dapat kita amati dalam mempelajari kadar sel darah merah, yang terlindungi dari lingkungan eksternal oleh membran semipermeabel. Biokimiawan menggunakan suatu teknik yang dinamakan hemolisis. Sel darah merah di letakkan dalam larutan hipotonik. Karena larutan hipotonik kurang pekat dibandingkan larutan di dalam sel, maka air bergerak ke dalam sel seperti pada Gambar 1.4.3. Sel akan mengembang dan akhirnya pecah, membebaskan hemoglobin dan molekul lain. Gambar 1.4.3 Dari kiri ke kanan sel darah merah berada dalam: larutan isotonik, larutan hipotonik, dan larutan hipertonik. Latihan 3. Apa artinya bila kita mengatakan bahwa tekanan osmosis suatu sampel air laut adalah 25 atm pada suhu tertentu. 9

1.5 Penggunaan Sifat Koligatif untuk Menentukan Massa Molar Sifat koligatif larutan nonelektrolit dapat digunakan untuk menentukan massa molar zat terlarut. Secara teoritis, semua dari keempat sifat koligatif dapat digunakan untuk menentukan massa molar. Namun pada praktiknya, hanya penurunan titik beku dan tekanan osmosis yang digunakan sebab keduanya menunjukkan perubahan yang mencolok. 1. Sebanyak 9,66 g sampel senyawa dengan rumus empiris C5H4 dilarutkan dalam 284 g benzena. Titik beku larutan ialah 1,37 C di bawah titik beku benzena murni. Berapa massa molar dan rumus senyawa molekul tersebut? Penjelasan dan Penyelesaian Penyelesaian soal ini memerlukan tiga tahap. Pertama, perlu menghitung kemolaran larutan dari titik bekunya. Kemudian, jumlah mol senyawa dalam 9,66 g. Akhirnya, dengan membandingkan massa molar hasil percobaan dengan massa molar dari rumus empiris diperoleh rumus molekulnya, C m = T f K f = 1,37 0 C 5,12 0 C/m = 0,267 m Karena ada 0,267 mol zat terlarut dalam 1 kg pelarut, jumlah mol zat terlarut dalam 284 g benzena, atau 0,284 kg benzena ialah: 0,267 mol 1 kg pelarut x 0,284 kg pelarut = 0,0758 mol Akhirnya kita menghitung massa molar zat terlarut: 9,66 g 0,0758 mol = 127,44 g/mol = 127 g/mol Karena massa rumus C 5 H 4 adalah 64 g dan massa molarnya adalah 127 g/mol, maka rumus molekulnya adalah C10H8 atau naftalena. 10

2. Suatu larutan dibuat dengan melarutkan 44,1 g hemoglobin (Hb) dalam air secukupnya sampai volume 1 L. Jika tekanan oasmotik larutan ternyata 12,6 mmhg pada 25 C, hitung massa molar hemoglobin. Penjelasan dan Penyelesaian Informasi yang diberikan memungkinkan untuk menghitung kemolaran larutan. Karena volume larutan adalah 1L, maka dapat dihitung massa molar dari jumlah mol dan massa Hb. Mula-mula menghitung kemolaran larutan: π = C M RT C M = 1 atm π 12,6 mmhg x RT = 760 mmhg 0,0821 L atm K mol x 298 K = 6,78 x 10-4 M Volume larutan ialah 1 L, sehingga larutan ini harus mengandung 6,78 x 10-4 mol Hb. Maka, massa molar Hb adalah sebagai berikut: massa molar Hb = massa Hb mol Hb = 44,1 g 6,78 x 10 4 mol = 6,5 x 104 g/mol Latihan 4. 1. Larutan dari 0,85 g senyawa organik dalam 100 g benzena mempunyai titik beku 5,16 C. Berapa kemolalan larutan dan massa molar zat terlarut tersebut? 2. Sebanyak 202 ml larutan benzena mengandung 2,47 g polimer organik yang memiliki tekanan osmosis 8,63 mmhg pada 21 C. Hitunglah massa molar polimer tersebut. 11

1.6 Sifat Koligatif Elektrolit Sifat koligatif elektrolit menggunakan pendekatan yang sedikit berbeda dengan yang digunakan untuk sifat koligatif nonelektrolit. Alasannya adalah karena larutan elektrolit terurai menjadi ion-ion dalam larutan, dan dengan demikian satu satuan senyawa elektrolit terpisah menjadi dua atau lebih partikel jika dilarutkan. Contohnya, tiap satuan NaCl terurai menjadi dua ion, Na + dan Cl -. Jadi, sifat koligatif 0,1 m NaCl akan dua kali lebih besar dibandingkan 0,1 m larutan yang mengandung nonelektrolit, seperti sukrosa. NaCl (s) Na + (aq) + Cl (aq) faktor van t Hoff (i) untuk NaCl adalah 2 jika NaCl terdisosiasi sempurna (100%). MgCl3 (s) Mg 2+ (aq) + 2Cl - (aq) faktor van t Hoff (i) untuk MgCl2 adalah 3 jika MgCl2 terdisosiasi sempurna (100%). Pengaruh elektrolit ini terhadap sifat koligatif dapat pula dinyatakan lewat konsep faktor van t Hoff (i): T b = C m t x K b T f = C m t x K f π = C Mt RT C m t adalah kemolalan total dari komponen larutan (pereaksi dan hasil reaksi) C M t adalah kemoralan total dari komponen larutan (pereaksi dan hasil reaksi) Variabel i adalah faktor van t Hoff, yang didefinisikan sebagai berikut: i = jumlah partikel sebenarnya dalam larutan setelah penguraian jumlah satuan rumus yang semula terlarut dalam larutan 12

Jadi, i harus bernilai 1 untuk semua nonelektrolit. Untuk elektrolit kuat seperti NaCl dan KNO3, i seharusnya 2, dan untuk larutan elektrolit kuat lainnya seperti Na2SO4 dan MgCl2, i seharusnya 3. Pada kenyataanya, sifat koligatif larutan elektrolit biasanya lebih kecil daripada yang diperhitungkan karena pada konsentrasi yang lebih tinggi, gaya elektrostatik berpengaruh, sehingga kation dan anion saling tarikmenarik. Satu kation dan satu anion yang terikat oleh gaya elektrostatik dinamakan pasangan ion (ion pair). Pembentukan satu pasangan ion menurunkan jumlah partikel dalam larutan sebanyak satu, mengakibatkan berkurangnya sifat koligatif (Gambar 1.6.1). Gambar 1.6.1 (a) Ion bebas, (b) Pasangan ion dalam larutan. Pasangan ion seperti ini tidak membawa muatan bersih sehingga tidak dapat menghantarkan listrik dalam larutan. Tabel di bawah ini menunjukkan nilai i yang diukur secara percobaan (measured) dan nilai yang dihitung dengan asumsi pengukuran sempurna (calculated). Latihan 5. Penurunan titik beku dari larutan 0,1 m MgSO 4 ialah 0,225 C. Hitunglah vaktor van t Hoff MgSO4 pada konsentrasi tersebut. 13

TUGAS 1 Selamat mengerjakan. 1. Jelaskan mengapa cairan yang digunakan dalam injeksi intravena harus mempunyai tekanan osmosis yang kira-kira sama dengan tekanan osmosis pada darah. 2. Tekanan uap etanol pada 20 C ialah 44 mmhg, dan tekanan uap metanol pada suhu yang sama adalah 94 mmhg, suatu campuran dibuat dari 30 g metanol dan 45 g etanol (dan dapat diasumsikan berperilaku larutan ideal). (a) Hitunglah tekanan uap metanol dan etanol di atas larutan ini pada 20 C, (b) Hitunglah fraksi mol metanol dan etanol dalam uap di atas larutan ini pada 20 C. 3. Feromon ialah senyawa tang dikeluarkan oleh bayak spesies serangga betina untuk menarik serangga jantan. Salah satu senyawa feromon mengandung 80,78% C, 13,56% H, dan 5,66% O. suatu larutan yang mengandung 1,00 g feromon dalam 8,5 g benzena membeku pada 3,37 C. Bbagaimana rumus molekul dan massa molar senyawa tersebut? (titik beku normal benzena murni adalah 5,50 C) 4. Berapa liter antibeku etilenaglikol [CH 2 (OH)CH 2 (OH)] yang perlu Anda tambahkan ke dalam radiator mobil yang berisi 6,50 L air jika suhu musim dingin terendah di daerah Anda adalah -20 C? Hitung titik didih campuran air-etilena glikol ini. Kerapatan etilena glikol ialah 1,11 g/ml. 5. Lisozim ialah enzim yang memecah dinding sel bakteri. Sampel lisozim yang diekstraksi dari putih telor ayam memiliki massa molar 13,930 g. Sebanyak 0,100 g enzim ini dilarutkan dalam 150 g air pada 25 C. Hitung penurunan tekanan uap, kenaikan titik didih, dan tekanan osmosis larutan ini (Tekanan uap air pada 25 C ialah 23,76 mmhg) 6. Susunlah larutan berikut berdasarkan urutan menurunnya titik beku: (a) 0,10 m Na 3 PO 4, (b) 0,35 m NaCl, (c) 0,20 m MgCl 2, (d) 0,15 m C 6 H 12 O 6. 14

2. KOLOID Pada pembahasan sebelumnya, mengenai campuran larutan homogen. Apa yang akan terjadi jika kita menambahkan segenggam pasir ke dalam gelas kimia yang berisi air dan mengaduknya? Pertama-tama partikel pasir akan tersuspensi tetapi secara perlahan akan mengendap di bagian bawah gelas kimia. Hal tersebut merupakan contoh dari campuran heterogen. Di antara kedua keadaan disebut keadaan intermediet atau suspensi koloid, atau biasa dikenal dengan koloid (colloid). Koloid adalah suatu bentuk campuran heterogen (dua fasa) antara dua atau lebih dimana partikel-partikel zat yang berukuran koloid (fase terdispersi) tersebar secara merata dalam zat lain (medium pendispersi). Ukuran partikel koloid lebih besar dari ukuran zat terlarut normalnya, atau berkisar dari 1 nm sampai dengan 10 3 nm. Koloid tidak memiliki kehomogenan seperti larutan pada umumnya. Baik fase terdispersi (dispersed phase) dan medium pendispersi (dispersing medium), keduanya bisa berwujud gas, cairan, dan padat, dengan kombinasi pada Gambar 2.1. Gambar 2.1 Berbagai tipe koloid. Salah satu cara membedakan koloid dengan larutan adalah melalui efek Tyndall. Pada dispersi koloid, partikel-partikel koloid cukup besar sehingga dapat memantulkan dan menghamburkan sinar ke sekelilingnya yang dikenal dengan efek Tyndall. Sedangkan larutan sejati tidak memberikan efek Tyndall. 15

Koloid terdapat dalam ukuran molekul yang sangat besar berupa polimer, contohnya adalah protein. sedangkan koloid berukuran kecil memiliki kecenderungan untuk bergabung membentuk suatu klaster, contohnya adalah minyak. Koloid Hidrofilik dan Hidrofobik Koloid terbagi menjadi dua kategori, yaitu: hidrofilik (suka air) dan hidrofobik (takut air). Koloid hidrofilik biasanya larutan yang mengandung ukuran molekul yang sangat besar seperti protein. Dalam larutan, protein biasanya melipat dengan cara tertentu dan menghasilkan bagian hidrofilik dari molekul yang terkespos ke luar/air, sehingga dapat berinteraksi secara bebas dengan air melalui pembentukan gaya iondipol atau ikatan hidrogen (Gambar 2.1). Gambar 2.1 Gugus hidrofilik di permukaan molekul protein. Koloid hidrofobik biasanya tidak stabil dalam air, partikel molekul akan berkumpul bersama, seperti tetesan minyak jika bersatu dalam air. Koloid hidrofobik dapat distabilkan, dengan adsorpsi ion-ion sehingga dapat berinterkasi dengan air, dan dapat menstabilkan koloid. Gaya tolak-menolak elektrostatik (repulsion) di antara partikel dapat mencegah mereka berkumpul bersama (Gambar 2.2). Gambar 2.2 Stabilisasi koloid hidrofobik 16

Cara lain agar koloid hidrofobik dapat distabilkan adalah dengan menambahkan gugus hidrofilik di permukaan koloid, yang digunakan dalam sabun. Molekul sabun terdiri dari bagian kepala yang bersifat hidrofilik (hydrophilic head) dan natrium stearat sebagai ekor nonpolar (hydrophobic tail). Hydrophobic tail dapat melarut dengan molekul minyak di tubuh. Sehingga ketika molekul sabun sudah cukup melarutkan minyak, maka sistem ini akan menjadi larut dalam air karena adanya hydrophilic head di bagian luar molekul sabun. Mekanisme tersebut menjelaskan bagaimana molekul minyak dapat dihilangkan dengan sabun. 17

3. Asam Basa Pada pembahasan sebelumnya, diketahui bahwa asam adalah senyawa yang jika dilarutkan dalam air melepaskan ion H +, sedangkan basa adalah senyawa yang menghasilkan ion OH - ketika dilarutkan dalam air. Penjelasan tersebut berdasarkan penggolongan asam-basa menurut Arrhenius. 3.1 Asam dan Basa Bronsted-Lowry Asam Bronsted-Lowry sebagai zat yang mampu memberikan proton, dan basa Bronsted-Lowry sebagai zat yang mampu menerima proton. Pasangan asam-basa konjugasi, didefinisikan sebagai suatu asam atau basa konjugasinya atau suatu basa dan asam konjugasinya. Basa konjugasi dari suatu asam Bronsted-Lowry ialah spesi yang tersisa ketika suatu proton pindah dari asam tersebut. Sebaliknya, suatu asam konjugasi dihasilkan dari penambahan sebuah proton pada basa Bronsted-Lowry. Setiap asam Bronsted-Lowry memiliki satu basa konjugasi, dan setiap basa Bronsted- Lowry memiliki satu asam konjugasi. Sebagai contoh, ion C2H3O2 - adalah basa konjugasi dari asam asetat (HC2H3O2) dan sebaliknya asam asetat (HC2H3O2) adalah asam konjugasi dari ion C2H3O2 -. Sebagai contoh lain, H3O + adalah asam konjugasi dari basa H2O. Pengionan asam asetat dapat dinyatakan sebagai berikut: HC2H3O2 dan C2H3O2 - merupakan pasangan asam-basa konjugasi, dan H2O dan H3O + merupakan pasangan asam-basa konjugasi yang lain. Definisi Bronsted-Lowry juga memungkinkan menggolongkan amonia sebagai basa karena kemampuannya menerima proton: 18

Dalam hal ini, NH4 + ialah asam konjugasi dari basa NH3 dan OH - adalah basa konjugasi dari asam H2O. Perhatikan bahwa atom dalam basa Bronsted-Lowry yang menerima ion H + harus memiliki sepasang elektron bebas (non-ikatan). Kasus lain yaitu NaOH, yang dapat dikatakan bukan basa Bronsted-Lowry karena tidak dapat menerima proton. Namun, NaOH ialah elektrolit kuat yang terionisasi sempurna dalam larutan. Ion OH - hasil pengionan memang merupakan basa Bronsted-Lowry karena ion ini dapat menerima proton: H3O + (aq) + OH - (aq) 2H2O (l) Jadi, bila menyebut NaOH atau hidroksida logam lainnya sebagai basa, sebenarnya mengacu pada spesi OH - yang berasal dari hidroksida. Ion hidronium (H3O + ) merupakan suatu proton yang terhidrasi di dalam air. Dalam kenyataannya, proton ini mungkin saja berasosiasi dengan lebih dari satu molekul H2O dan mempunyai rumus yang lebih rumit seperti H5O2 + atau H9O4 +. Akan tetapi, kita akan selalu menggunakan ion hidronium untuk menyatakan proton terhidrasi, karena spesi inilah yang paling banyak terbentuk. Agar penulisannya lebih sederhana kita akan menggunakan H + bila membahas konsentrasi ion hidrogen. Ingatlah selalu bahwa lambang H + sebetulnya mewakili struktur terhidrasi H3O + sehingga keduanya merupakan spesi yang sama dalam larutan. 3.2 Asam dan Basa Lewis Asam menurut Lewis adalah spesi penerima pasangan elektron (akseptor), sedangkan basa adalah spesi pemberi pasangan elektron (donor). Penekanan asam-basa berdasarkan Lewis pada pasangan elektron yang berkaitan dengan struktur dan ikatan. Sebagai contoh, senyawa BF3 berperan sebagai asam dan NH3 berperan sebagai basa. NH3 memberikan pasangan elektron kepada BF3 sehingga membentuk ikatan kovalen koordinasi di antara keduanya. 19

Latihan 6. 1. Tentukan pasangan asam-basa konjugasi untuk reaksi: 2. Di antara pasangan berikut, mana yang merupakan pasangan asam-basa konjugasi: a. HNO2, NO2 - b. H2CO3, CO3 2- c. CH3NH3 +, CH3NH2 3.3 Sifat Asam-Basa dari Air Air merupakan pelarut yang unik. Salah satu sifat khasnya ialah kemampuannya untuk bertindak baik sebagai asam maupun sebagai basa. Air berfungsi sebagai basa dalam reaksi dengan asam seperti HCl dan HNO3, dan air berfungsi sebagai asam dalam reaksi dengan basa seperti NH3. Air merupakan elektrolit yang sangat lemah dan merupakan pengantar listrik yang buruk meskipun hanya sedikit terionisasi: Reaksi di atas dinamakan dengan pengionan air, dengan reaksi komplit sebagai berikut: Pasangan asam-basa konjugasinya ialah (1) H2O (asam) dan OH - (basa) dan (2) H3O + (asam) dan H2O (basa). 20

3.4 Hasil Kali Ion dari Air Dalam mempelajari reaksi asam-basa dalam larutan berpelarut air, kuantitas yang penting adalah konsentrasi ion hidrogen. Dengan menyatakan proton sebagai H3O + atau H +, kita dapat menuliskan tetapan kesetimbangan untuk pengionan air sebagai berikut: K c = [H 3O + ][OH ] [H 2 O] atau K c = [H+ ][OH ] [H 2 O] karena fraksi molekul air yang terionisasi sangat kecil, konsentrasi air, yaitu [H2O], hampir tidak berubah, dengan demikian: Kc [H2O] = Kw = [H + ][OH - ] Tetapan kesetimbangan Kw dinamakan tetapan hasilkali ion, yakni hasilkali antara konsentrasi molar ion H + dan ion OH - pada suhu tertentu. Dalam air murni pada 25 C, konsentrasi ion H + sama dengan konsentrasi ion OH - dan diketahui sebesar [H + ] = 1,0 x 10-7 M dan [OH - ] = 1,0 x 10-7 M. Jadi, pada 25 C: Kw = [H + ][OH - ] = 1,0 x 10-7 x 1,0 x 10-7 = 1,0 x 10-14 Apabila ion [H + ] = [OH - ], larutan berpelarut air netral. Dalam larutan asam, kelebihan ion H + atau [H + ] > [OH - ]. Dalam larutan basa ada kelebihan ion hidroksida sehingga [H + ] < [OH - ]. Dalam praktiknya, kita dapat mengubah konsentrasi ion H + atau OH - dalam larutan, tetapi kita tidak dapat mengubahnya sendiri. Jika kita 21

menyesuaikan larutan supaya [H + ] = 1,0 x 10-6 M, konsentrasi OH - harus berubah menjadi: Latihan 7. Hitunglah konsentrasi ion OH - dalam larutan HCl yang konsentrasi ionnya 1,3 M. 3.5 ph Ukuran Keasaman Karena konsentrasi ion H + dan OH - dalam larutan sering kali sangat kecil dan sulit diukur, maka biokimiawan Denmark Soren Sorensen pada tahun 1909 mengajukan cara pengukuran yang lebih praktis yang disebut dengan ph. ph suatu larutan didefinisikan sebagai logaritma negatif dari konsentrasi ion hidrogen (dalam mol per liter): ph = -log [H3O + ] atau ph = -log [H + ] Karena ph pada dasarnya hanyalah suatu cara untuk menyatakan konsentrasi ion hidrogen, larutan asam dan larutan basa pada 25 C dapat diidentifikasi berdasarkan nilai ph-nya, seperti berikut: Larutan asam: [H + ] > 1,0 x 10-7, ph < 7,00 Larutan basa: [H + ] < 1,0 x 10-7, ph > 7,00 Larutan netral: [H + ] = 1,0 x 10-7, ph = 7,00 ph meningkat dengan menurunnya [H + ]. Dalam laboratorium, ph larutan dapat diukur dengan ph meter (Gambar 3.4.1). Tabel 3.4.1 memuat ph dari sejumlah cairan dan gas yang lazim. 22

Gambar 3.4.1 ph meter digunakan untuk menentukan ph larutan di laboratorium. Tabel 3.4.1 memuat ph sejumlah cairan dan gas yang lazim Sampel Nilai ph Cairan getah lambung 1,0-2,0 Jus Liman 2,4 Cuka 3,0 Jus grapefruit 3,2 Jus orange 3,5 Urine 4,8-7,5 Ludah 6,4-6,9 Susu 6,5 Air murni 7,0 Darah 7,35-7,45 Air mata 7,4 Skala poh yang analog dengan skala ph dapat dibuat dengan menggunakan logaritma negatif dari konsentrasi ion hidroksida. Jadi, kita mendefinisikan poh sebagai: poh = -log [OH - ] [H + ][OH - ] = Kw = 1,0 x 10-14 -(log [H + ] + log [OH - ]) = -log (1,0 x 10-14 ) -log [H + ] - log [OH - ] = 14,00 ph + poh = 14,00 23

Latihan 8. 1. Asam nitrat (HNO3) digunakan dalam proses pembuatan pupuk, zat pewarna, obat-obatan, dan bahan peledak. Hitunglah ph dari suatu larutan HNO3 yang mempunyai konsentrasi ion hidrogen 0,76 M. 2. ph sejenis jus orange adalah 3,33. Hitunglah konsentrasi ion H +. 3. Konsentrasi ion OH - dalam sampel darah ialah 2,5 x 10-7 M. Berapa ph darah? 3.6 Kekuatan Asam dan Basa Asam kuat ialah elektrolit kuat, yang dianggap terionisasi sempurna dalam air. Kebanyakan asam kuat adalah asam anorganik: asam klorida (HCl), asam nitrat (HNO3), asam perklorat (HClO4), dan asam sulfat (H2SO4): Perhatikan bahwa H2SO4 merupakan asam diprotik, tetapi yang diperhatikan hanyalah tahapan pertama ionisasi. Pada kesetimbangan, molekul asam kuat teionisasi semua. Kebanyakan asam terioniasasi hanya sedikit dalam air. Asam seperti ini digolongkan ke dalam asam lemah. Pada kesetimbangan, larutan berpelarut air dari asam lemah mengandung campuran antara molekul asam yang tidak terionisasi, ion H3O +, dan basa konjugasi. Contoh asam lemah antara lain: asam hidrofluoriat (HF) dan ion amonium (NH4 + ). Kekuatan asam lemah sangat beragam karena beragamnya derajat ionisasi. Terbatasnya ionisasi asam lemah berkaitan dengan tetapan kesetimbangan ionisasi. 24

Basa kuat ialah semua elektrolit kuat yang terionisasi sempurna dalam air, yang mencakup hidroksida dari logam alkali dan logam alkali tanah tertentu, seperti: NaOH, KOH, dan Ba(OH)2. Basa lemah, sama seperti asam lemah, adalah elektrolit lemah. Amonia ialah basa lemah, yang sangat sedikit terionisasi dalam air. Beberapa hal yang perlu diketahui: a. Jika asamnya kuat, basa konjugasinya sangat lemah. b. H3O + adalah asam terkuat yang terdapat dalam larutan berpelarut air. Asamasam yang lebih kuat daripada H3O + bereaksi dengan air menghasilkan H3O + dan basa konjugasinya. Jadi, HCl yang merupakan asam yang lebih kuat daripada H3O +, bereaksi dengan air secara sempurna membentuk H3O + dan Cl -. Asam-asam yang lebih lemah daripada H3O + bereaksi dengan air jauh lebih sedikit, menghasilkan H3O + dan basa konjugasinya. Sebagai contoh, kesetimbangan berikut ini cenderung bergeser ke sebelah kiri: c. Ion OH - adalah basa terkuat yang terdapat dalam larutan berpelarut air. Basa yang lebih kuat daripada OH - bereaksi dengan air menghasilkan OH - dan asam konjugasinya. Sebagai contoh, ion oksida (O 2- ) ialah basa yang lebih kuat daripada OH -, sehingga ion ini bereaksi sempurna dengan air sebagai berikut: 25

Dengan alasan ini ion oksida tidak ada dalam larutan berpelarut air. Gambar 3.5.1 memuat daftar dari beberapa pasangan asam-basa konjugasi dalam urutannya berdasarkan kekuatannya. Latihan 9. 1. Hitunglah ph dari larutan: (a) Larutan HCl 1,0 x 10-3 M, (b) larutan Ba(OH)2 0,02 M, (c) larutan Ba(OH)2 1,8 x 10-2 M. TUGAS 2 Selamat mengerjakan. 1. Identifikasi pasangan asam-basa konjugasi dalam setiap reaksi ini. 26

2. Berikan asam konjugasi dari setiap basa berikut: (a) HS -, (b) HCO3 -, (c) HPO4 2-, (d) HSO4 -, (e) NO2 -, (f) SO3 2-. 3. Berikan basa konjugasi dari setiap asam berikut: (a) CH2ClCOOH, (b) HIO4, (c) H 3 PO 4, (d) HSO - 4, (e) HCOOH, (f) HClO. 4. Hitunglah konsentrasi ion hidrogen dalam mol per liter untuk setiap larutan berikut: (a) larutan yang ph-nya 5,20, (b) larutan yang ph-nya 16,00, (c) larutan yang konsentrasi hidroksidanya 3,7 x 10-9 M. 5. Hitunglah ph setiap larutan berikut: (a) 0,001 M HCl, (b) 0,76 M KOH, (c) 2,8 x 10-4 M Ba(OH)2, (d) 5,2 x 10-4 M HNO3. 6. Suatu larutan dibuat dengan melarutkan 18,4 g HCl dalam 662 ml air. Hitunglah ph larutan (Anggap bahwa volume larutannya juga 662 ml) 7. Golongkan setiap spesi berikut ke dalam asam kuat atau asam lemah: (a) HNO3, (b) HF, (c) H2SO4, (d) HSO4 -, (e) H2CO3, (f) HCO3 -, (g) HCl, (H) HCN. 27