KESETIMBANGAN ASAM DAN BASA

 Reaksi kesetimbangan adalah suatu reaksi dimana zat-zat hasil reaksi (produk) dapat bereaksi kembali membentuk zat-zat semula (reaktan). Sehingga reaksi ini berlangsung dalam dua arah (reversible). Adapun ciri dalam suatu sistem kesetimbangan adalah tidak berubahnya suatu nilai dengan terjadinya perubahan waktu (tetapan kesetimbangan). Proses kesetimbangan itu sendiri dapat dirumuskan untuk reaksi-reaksi yang lain, salah satu contoh terpenting adalah kesetimbangan asam basa. Kesetimbangan asam basa adalah suatu kesetimbangan yang prinsipnya terjadi pada senyawa asam dan basa. Adapun asam dan basa yang umumnya mengalami reaksi kesetimbangan adalah asam dan basa lemah.

Menurut penggolongan Bronsted-Lowry, Asam adalah senyawa yang dapat memberikan ion H⁺ atau proton , dan disebut dengan donor proton. Sedangkan basa adalah senyawa yang dapat menerima ion H⁺ atau proton, dan disebut dengan akseptor proton. Sebagai contohnya : HCl adalah asam, karena itu dapat mendonorkan sebuah proton (yaitu sebuah ion H⁺ ) kepada molekul lain. NH₃ adalah basa, karena NH₃ dapat menerima sebuah proton dari molekul lain dan menjadi NH₄⁺.

Dari persamaan diatas dapat kita ketahui bahwa HA adalah sebuah asam, karena HA disini mendonorkan protonnya (ion H⁺) kepada A⁻. Kemudian B disini adalah sebuah basa konjugasi, karena B disini menerima sumbangan proton (ion H⁺) dari BH⁺. Adapun konstanta kesetimbangan untuk persamaan diatas adalah  

K = 

                 

Air adalah amfiprotik, artinya air dapat berlaku sebagai asam maupun basa. seperti pada contoh berikut ini : H₂O (l)  + H₂O (l) D   H₃O⁺ (aq)   +   OH^- (aq)                

Dari persamaan tersebut dapat kita ketahui bahwa H₂O dapat bertindak sebagai asam dan basa. Karena satu H₂O dapat bertindak sebagai asam dengan mendonorkan sebuah proton pada molekul H₂O yang lain yang bertindak sebagai basa. Ini adalah contoh kesetimbangan otoprotolisa, yaitu kesetimbangan transfer proton yang meliputi zat tunggal.

                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⁻]

pH + pOH = -log[H⁺][OH⁻]

                                                                                                = -log Kw

Kw = tetapan kesetimbangan untuk air = 10⁻¹⁴

AHMAD MASHOBIHUS SURUR (KIMIA A / 15630024)