ACID-BASE EQUILIBRIUM

Ilmuwan terdahulu telah menjelaskan berbagai macam teori mengenai konsep asam basa, seperti Arrhenius, Bronsted-Lowry, Lewis, dan lain-lain. Bronsted-Lowry misalnya, menjelaskan konsep asam basa, bahwa asam merupakan suatu zat yang mendonorkan proton (H⁺), sedangkan basa adalah aseptor proton (H⁺). Contohnya pada reaksi dibawah ini :

 

Pada reaksi asam basa diatas, HCl berperan sebagai asam karena mendonorkan protonnya kepada NH₃, sedangkan NH₃ adalah basa karena menerima proton dari HCl. Dalam istilah asam-basa Bronsted-Lowry, terdapat konsep asam konjugasi dan basa konjugasi. NH₄⁺ pada reaksi diatas adalah asam konjugasi, sedangkan Cl^- adalah basa konjugasi. Sehingga, asam konjugasi adalah ion atau molekul yang terbentuk saat basa menerima ion hidrogen, sedangkan basa konjugasi adalah ion atau molekul yang tersisa setelah asam kehilangan ion hidrogen. Konsep Bronsted-Lowry ini digunakan untuk menjelaskan fenomena-fenomena yang terjadi pada keseimbangan asam basa.

Reaksi kesetimbangan adalah suatu reaksi dimana zat hasil reaksi (produk) dapat bereaksi kembali membentuk zat awal (reaktan). Reaksi kesetimbangan ini berlangsung dalam dua arah (reversible) dan tidak berubahnya suatu nilai dengan terjadinya perubahan waktu (tetapan kesetimbangan). Kesetimbangan asam basa adalah suatu kesetimbangan yang terjadi pada sebuah reaksi reversible asam dan basa. Umunya, asam dan basa yang mengalami reaksi kesetimbangan adalah asam dan basa lemah.

Konsep asam-basa yang digunakan pada kesetimbangan asam basa adalah konsep asam basa Bronsted-Lowry, dimana asam merupakan donor proton, sedangkan basa adalah aseptor proton. Contoh mudah prinsip kesetimbangan asam basa yang terjadi adalah autoionisasi pada air. Dalam proses tersebut, air adalah zat amfiprotik, yakni zat yang bisa berperan sebagai asam maupun

basa. Berikut adalah reaksinya:

 Konstanta kesetimbangan dari reaksi keseimbangan asam basa dapat dihitung dengan membandingkan konsentrasi produk dan konsentrasi reaktan seperti pada reaksi berikut:

Asam poliprotik terionisasi secara bertahap, sehingga dalam setiap tahap, asam poliprotik akan mendonorkan protonnya. Untuk menghitung konstanta keseimbangan asam basanya, dihitung berdasarkan tahap-tahap ionisasinya seperti pada reaksi dibawah ini:

 H₂CO₃ merupakan salah satu asam poliprotik, yakni memiliki proton (H⁺) lebih dari satu. Ionisasinya terjadi secara bertahap, sehingga untuk menghitung konstanta kesetimbangannya, dilakukan secara bertahap seperti pada reaksi diatas. Berikut adalah tabel konstanta kesetimbangan asam basa beberapa zat poliprotik:

Nilai konstanta keseimbangan asam basa (K_a & K_b) diungkapkan dalam nilai yang kurang sederhana, sehingga lebih mudah bagi kita untuk menyatakan nilai K_a dan K_b dengan logaritmanya berupa pK_a dan pK_b. Penyederhanaan ini efektif dalam menyatakan hubungan kesetimbangan asam basa dan fungsi Gibbs yang dinyatakan dengan persamaan:

Keasaman suatu larutan dinyatakan dengan pH, yaitu nilai negative dari logaritma konsentrasi H⁺. Semakin besar konsentrasi H⁺ maka semakin kuat sifat asamnya.

pH = -log[H⁺]

Dengan cara yang mirip, kebasaan suatu larutan juga dapat dinyatakan dengan nilai logaritmanya, yaitu pOH,

pOH= -log [OH⁻]

Nilai logaritma dari konsentrasi asam dan basa ini memberikan nilai rentang yang sederhana, sehingga dapat menyatakan rentang pH dari 1-14. Rentang pH ini menyatakan aktivitas ion hidrogen dalam suatu larutan. Semakin tinggi nilai pH-nya, semakin rendah aktivitas ion hidrogennya, begitupun sebaliknya.

Prinsip kesetimbangan asam basa ini salah satunya digunakan pada proses titrasi asam basa, dimana melalui titrasi, kita dapat menentukan titik ekuivalen, yaitu titik dimana kuantitas asam yang ditambahkan pada suatu larutan basa setimbang secara stoikiometri. Selain pada proses titrasi, kesetimbangan asam basa juga digunakan dalam aplikasi larutan penyangga (buffer), difusi CO₂ pada tubuh, dan lain-lain.

FAWWAZ MUHAMMAD FAUZI

NIM. 12630004