Asam dan Basa

ASAM dan BASA

oleh: Mohamad Nur Ikhwan , Maya Malikha (mahasiswa tadris kimia 2010 IAIN Walisongo Semarang)

1.      Teori-teori Asam Basa

Pada tahun 1777, Lavoisier telah menyatakan bahwa asam selalu mengandung unsur oksigen sehingga Lavoisier menyimpulkan bahwa penyebab asam adalah oksigen. Pada tahun 1810, Davy menunjukkan bahwa asam hidroklorida mengandung hidrogen dan klorin, tidak mengandung oksigen. Oleh karena itu, Davy menyimpulkan bahwa penyebab asam adalah hidrogen.

Teori tentang penyebab asam basa ini terus berkembang sehingga pada tahun 1884, Svante Arrhenius mengemukakan konsep yang masih diterima sampai sekarang.

1.      Teori Asam Basa Arrehenius

Menurut Svante Arrhenius, asam adalah suatu senyawa yang jika dilarutkan ke dalam air akan memberikan ion hidrogen ( H⁺), sedangkan basa adalah senyawa yang jika dilarutkan ke dalam air akan memberikan ion hidroksida (OH^-). Contoh asam menurut Arrhenius adalah senyawa HCl karena dalam air akan bereaksi sebagai berikut:

HCl_(aq)    →  H⁺ _(aq)  + Cl^-_(aq)   

Contoh basa menurut Arrhenius adalah senyawa NaOH karena dalam air terjadi reaksi sebagai berikut.

NaOH_(aq)  →  Na⁺ _(aq) + OH^-_(aq)

Ion H⁺ merupakan pembawa sifat asam sedangkan ion negatif (anion) dari suatu asam disebut ion sisa asam. Ion OH^- merupakan pembawa sifat basa, sedangkan ion positif (Kation) disebut ion sisa basa. Jumlah mol ion H⁺ dari ionosasi 1 mol asam disebut valensi asam, sedangkan jumlah mol ion OH^- dari ionisasi 1 mol basa disebut valensi basa. Berikut ini tabel tentang asam basa beserta reaksi ionisasinya.

Tabel Beberapa Jenis Asam

Rumus Senyawa Asam	Nama Asam	Reaksi Ionisasi	Valensi Asam	Sisa asam
Asam Nonoksi HF HCl HBr Asam Oksi HClO H2CO3 HNO2 Asam Organik HCOOH CH3COOH	Asam flourida Asam klorida Asam bromida Asam hipoklorit Asam karbonat Asam nitrit Asam format Asam asetat	HF → H+ + F- HCl → H+ + Cl- HBr → H++ Br- HClO → H++ ClO- H2CO3→H++ CO32- HNO2→ H+ + NO2- HCOOH → HCOO- + H+ CH3COOH→ CH3COO-+ H+	1 1 1 1 2 1 1 1	F- Cl- Br- ClO- CO32- NO2- HCOO- CH3COO-

Tabel beberepa jenis basa

Rumus Senyawa Basa	Nama Basa	Reaksi Ionisasi	Valensi Basa	Sisa Basa
NaOH KOH Be(OH)2 Mg(OH)2 Ba(OH)2	Natrium hidroksida Kalium hidroksida Berilium hidroksida Magnesium hidroksida Barium hidroksida	NaOH→Na+ + OH- KOH → K+ + OH- Be(OH)2→Be2++2OH- Mg(OH)2→Mg2++2OH- Ba(OH)2→Ba2+ + 2OH-	1 1 2 2 2	Na+ K+ Be2+ Mg2+ Ba2+

Teori  Arrhenius memiliki keterbatasan, yaitu hanya dapat menjelaskan asam basa senyawa anorganik dalam larutan air. Senyawa-senyawa yang dapat yang dapat dijelaskan adalah senyawa-senyawa yang  memiliki jenis rumus kimia HX untuk asam dan LOH untuk basa. Teori Arrhenius tidak dapat menjelaskan alasan HCl bersifat asam dalam pelarut eter. Teori itu juga tidak dapat menanjelaskan kenyataan bahwa CO₂ dalam air bersifat asam atau NH₃ dalam air bersifat basa. Fakta menunjukkan bahwa HClO₄ bersifat asam dalam larutan air dan dalam pelarut bukan air, misalnya dalam pelarut asam cuka glasial dan amonia cair. Dari fakta-fakta tersebut diperkirakan bahwa ion H⁺ mempunyai peranan yang istimewa dalam menentukan sifat asam.

2.      Teori Asam Basa Bronstrd-Lowry

Pada tahun 1923, J.N. Bronsted dari Denmark dan T.M. Lowry dari Inggris secara terpisah dalam waktu yang bersamaan mengajukan konsep tentang asam dan basa. Konsep ini kemudian lebih dikenal dengan konsep asam basa Bronsted Lowry yang isinya adalah sebagai berikut.

Asam adalah spesi yang dapat memberikan proton( donor proton)

Basa adalah spesi yang dapat menerima proton ( akseptor proton)

Konsep asam basa Bronsted Lowry  memberikan pengertian tentang asam basa yang didasarkan pada kemampuan memberi atau menerima proton. Dalam pengertian lebih luas, reaksi antara asam dan basa merupakan reaksi berdasarkan pemindahan proton. Seperti yang telah kita bahas di atas, HCl dapat terionisasi dalam air, tetapi HCl tidak terionisasi dalam eter. Kenyataan yang sebenarnya adalah HCl memberi proton (ion H⁺) dalam air dan air dapat menerima proton tersebut. Akan tetapi, berbeda dengan larutan HCl dalam eter. Eter tidak dapat menerima  ( mengikat) proton HCl. Reaksi HCl dalam air adalah sebagai berikut.

HCl_(aq) + H₂O_(l) → Cl^-_(aq)  +  H₃O⁺_{( aq}

HCl (asam) setelah memberi proton (ion H⁺) berubah menjadi spesi baru yang disebut basa konjugasi dari asam tersebut. H₂O (basa) setelah menerima proton berubah menjadi spesi baru yang disebut asam konjugasi dari basa tertentu. Hal itu dapat kita tulis sebagai berikut.

Asam → H⁺ + basa konjugasi.

Basa + H⁺ → asam konjugasi.

Spesi yang baru disebut basa konjugasi dari asam semula karena spesi tersebut dapat menyerap proton dan kembali membentuk asam mula-mula , begitu pula asam konjugasi dari basa semula karena spesi tersebut dapat memberi proton dan kembali membentuk basa mula-mula. Dengan demikian, reaksi asam basa Bronsted lowry mempunyai dua pasang asam basa konjugasi. Pasangan asam basa konjugasinya disebut asam 1 dan basa 1, sedangkan pasangan basa dengan asam konjugasinya disebut basa 2 dan asam 2.

Contoh pemakaian konsep asam basa Bronsted-Lowry lainnya seperti reaksi berikut.

a.       NH_3(aq) + H₂O_(l)  NH₄⁺_(aq) + OH^-_(aq)

b.      HClO_4(aq) + H₂O_(l) → ClO₄^-_(aq) + H₃O⁺_(aq)

                    Dengan adanya konsep asam basa Bronsted-Lowry dapat kita pahami bahwa larutan asam atau larutan basa tidak terbatas dalam pelarut air saja. Pemahaman lain adalah asam atau basa tidak hanya berupa molekul, tetapi juga berupa ion ( kation atau anion).

Keunggulan teori asam basa Bronsted-Lowry dibandingkan dengan Arrhenius dapat kita ringkas sebagai berikut:

a.       Teori Arrhenius hanya mencakup zat anorganik dan pelarut air saja. Teori Bronsted-Lowry mencakup zat anorganik dan zat organik serta bukan hanya pelarut air saja, melakukan pelarut lain, misalnya pelarut eter, amonia, dan asam asetat.

b.      Teori Arrhenius hanya mencakup zat berupa molekul atau  senyawa ion saja. Teori Bronsted-Lowry mencakup molekul, senyawa ion, dan ion( kation dan kation). Misalnya, CH₃COONa bersifat basa, karena ion CH₃COO^- dalam air dapat ion H⁺ dari air.

3.      Teori Asam Basa Lewis

Menurut Bronsted-Lowry, asam adalah spesi pemberi ion H⁺ dan basa adalah spesi penerima ion H⁺. Bagaimanakah dengan zat-zat yang bersifat asam dan bersifat amfiprotik(tidak mengandung hidrogen), seperti BF₃, SO₃, Al³⁺, dan lain-lain? Konsep Bronsted-Lowry tidak mampu menjelaskan hal tersebut. Oleh karena itu, asam basa terus berkembang.

Pada tahun 1932, seorang kimiawan Amerika Serikat yang bernama G.N. Lewis mengemukakan teori asam basa yang lebih luas, yaitu sebagai berikut.

Asam adalah spesi yang bertindak sebagai penerima elektron(akseptor elektron = elektrofil)

Basa adalah spesi yang bertindak sebagai pemberi pasangan elektron (donor elektron = nukleofil)

Perbandingan antara Teori Arrhenius, Bronsted Lowry, dan Lewis

perhatikan  reaksi antara HCl dan NaOH berikut ini.

     HCl   +   NaOH  →  H₂O   +   NaCl

     Asam      basa           air          garam

    Menurut Arrhenius, HCl adalah asam dan NaOH adalah basa. Menurut Bronsted-Lowry, H₃O⁺ adalah asam dan OH^- adalah basa. Menurut Lewis, H⁺ adalah asam dan OH^- adalah basa, karena proton menerima sepasang elektron bebas yang diberikan oleh OH^- dalam reksi berikut ini.

H⁺_(aq)    +   OH^-_(aq)   →   H₂O_(l)

          Asam         basa             

Teori Lewis ini mencakup teori Arrhenius dan teori Bronsted-Lowry. Akan tetapi, Lewis melangkah lebih jauh dengan menganggap reaksi asm basa merupakan reaksi searah teima ( transfer) pasangan elektron. Menurut Lewis, basa adalah spesi yang memiliki sepasang elekron atau lebih, yang bebas dan dapat diberikan kepada zat lain sehingga terbentuk suatu ikatan kovalen koordinasi. Di sisi lain, asam adalah spesi yang dapatmenerima pasangan elektron tersebut.

2.      Sifat Asam Basa Dari Air

Air, sebagaimana kita ketahui, merupakan pelarut yang unik. Salah satu sifat khasnya adalah kemampuannya untuk bertindak sebagai asam  maupun basa, air berfungsi sebagai basa dalam reaksi dengan asam-asam HCl dan CH₃COOH. Air merupakan elektrolit yang sangat lemah dan dengan demikian merupakan penghantar listrik yang buruk. Tetaannya bahwa air menghantar  arus listrik dengan lemah menunjukkan bahwa beberapa ion terkandung didalamnya. Menurut Arrhenius, ion-ion yang terbentuk melalui ionisasi dari molekul-molekul air sendiri adalah H⁺ dan OH^-.

2H₂O_(l) → H3O⁺_(aq) + OH-_(aq) atau  H₂O_(l) → H⁺_(aq) + OH^-_(aq)

      Hasilkali Ion dari Air

Ketika mempelajari reaksi asam basa dalam larutan berair, kuantitas yang penting adalah konsentrasi ion hidrogen. Dengan menyatakan proton sebagai H₃O⁺ atau H⁺, kita dapat menuliskan konstanta kesetimbangan untuk autoionisasi air, persamaannya adalah sebagai berikut.

                   K_c = [H₃O⁺][OH^-]       atau     K_c = [H⁺][OH^-]

                          [H₂O]                                    [H₂O]

Karena fungsinya molekul air yang terionisasi sangat kecil, konsentrasi air, yaitu [H₂O], hampir-hampir tidak berubah. Dengan demikian,

            K_c = [H₂O] = K_w = [H⁺][OH^-]                  

                  Konstanta kesetimbangan K_w dinamakan konstanta hasilkali ion, yakni hasilkali antara konsentrasi molarbion H⁺ dan ion OH^- pada suhu tertentu.

                  Dalam air murni pada suhu 25ºC, konsentrasi H⁺ sama dengan konsentrasi ion OH^- dan diketahui sebesar [H⁺] = 1,0 x 10^-7M dan [OH^-] = 1,0 x 10^-7m. Jadi:

                  K_w = (1,0 x ^10-7)(1,0 x ^10-7) = 1,0 x10 ^-14

Perhatikan bahwa naik untuk air murni ataupun untuk suatu larutan spesi terlarut, hubungan berikut selalu berlaku suhu 25ºC.

               K_w = [H⁺][OH^-]

                    = 1,0 x 10^-14         

Apabila [H⁺] = [OH^-], larutan berair dikatakan netral. Dalam larutan asam terdapat kelebihan ion H⁺ dan [H⁺] > [OH^-]. Dalam larutan basa ada kelebihan ion hidroksida sehingga [H⁺] < [OH^-]. Dalam praktinya kita dapat mengubah konsentrasi ion H⁺ atau OH^- dalam larutan, tetapi kita tidak dapat mengubahnya secara sendiri-sendiri. Jika kita menyesuaikan larutan supaya [H⁺] = 1,0 x 10^-16 M, konsentrasi [OH^-] harus berubah menjadi:

                         [OH^-]  =   K_w

                                         [H⁺]

                                     =  1,0 x 10^-14  =  1,0 x 10^-8 M

                                          1,0 x 10^-6

Contoh soal:

Konsentrasi ion OH^- dalam larutan amonia pembersih rumah tangga          adalah 0,00025 M. Hitunglah konsentrasi ion H⁺.

Penjelasan dan penyelesaian:

              [H⁺] = K_w    

                        [OH^-]

                      =  1,0 x 10^-14  =  4,0 x 10^-12 M

                           0,00025

3.      PH­- Suatu Ukuran Keasaman

Karena konsentrasi ion H⁺ dan OH^- dalam larutan sering  kali sangat kecil dan karenanya sulit diukur, biokimiawan Denmark Soren Sorensen pada tahun 1909 mengajukan cara pengukuran yang lebih praktis yang disebut pH. pH suatu larutan didefinisikan sebagai logaritma negatif dari konsentrasi ion hidrogen (dalam mol per liter)

PH = -log [H₃O⁺]  atau  pH = -log [H⁺]

Dalam sebagian besar kasus, logaritma negatif menghasilkan angka positif untuk pH, di mana logaritma positif sebaliknya akan menghasilkan angka negatif  karena kecinya nilai [H⁺]. Selain itu, suku [H⁺] berlaku hanya untuk bagian numerik pada persamaan konsentrasi ion hidrogen, sebab kita dapat melogaritma satuan. Jadi, seperti halnya konstanta kesetimbangan, pH larutan tak berdimensi.

Karena pH pada dasarnya hanyalah suatu cara untuk smenyatakan  ion hidrogen, larutan asam dan basa pada suhu 25ºC dapat definisikan berdasarkan nilai pH-nya, seperti berikut:

Larutan asam  :  [H⁺]  >  1,0 x 10^-7 M, pH < 7,00

Larutan basa   :  [H⁺] <   1,0 x 10^-7 M, pH > 7,00

Larutan netral :  [H⁺] =   1,0 x 10^-7 M, pH = 7,00

Perhatikan bahwa pH meningkat dengan menurunnya [H⁺].

Skala pOH yang analog dengan skala pH dapat dibuat dengan menggunakan logaritma negatif dari konsentrasi ion hidroksida. Jadi, kita mendifinisikan pOH sebagai:

pOH = - log [OH^-]

sekarang lihat lagi konstanta hasil ion untuk air:

                        [H⁺][OH^-] = K_w = 1,0 x 10^{- 14}

Dengan menghitung logaritma negatif kedua sisi, kita peroleh

-(log [H⁺]  +  log [OH^-])  =  -log (1,0 x 10^-14)

-(log [H⁺]  -   log [OH^-])  =  14,00

Dari definisi pH dan pOH kita peroleh

pH + pOH = 14,00

persamaan diatas merupakan cara lain untuk menyatakan hubungan antara konsentrasi ion H⁺ dan konsentrasi ion OH^-.

Contoh soal:

pH air hujan yang dikumpulkan di daerah tertentu di timur laut Amerika Serikat pada suatu hari tertentu adalah 4,82. Hitunglah konsentrasi ion H⁺ dari air hujan itu.

Penjelasan dan penyelesaian:

pH    = - log [H⁺]

4,82  = - log [H⁺]

Dengan menghitung antilog dari kedua sisi dihasilkan:

[H⁺]  =  10^-4,82 M = 1,5 x 10^-5

4.      Kekuatan Asam Basa

Asam kuat adalah elektrolit kuat yang untuk kebanyakan tujuan praktis, dianggap terionisasi sempurnadalam air. Kebanyakan asam kuat adalah asam anorganik, asam klorida (HCl), asam nitrat (HNO₃), asam perklorat(HClO₄) dan asam sulfat (H₂SO₄).

HCl_(aq)    +  H₂O_(l) → H₃O⁺_(aq) +  Cl^-_(aq)

HNO_3(aq) +  H₂O_(l) → H₃O⁺_(aq) +  NO^-_3(aq

HClO_4(aq) + H₂O_(l) → H₃O⁺_(aq) +  ClO^-_(aq)

H₂SO_{4(aq)  +}  H₂O_(l) → H₃O⁺_(aq) +   HSO^-_4(aq)

Perhatikan bahwa H2SO4 adalah asam diprotik, yang kita lihat di sini hanyalah tahap pertama ionisasi. Pada kesetimbangan, molekul asam kuat terionisasi semua.

Kebanyakan asam terionisasi hanya sedikit dalam air. Asam sepert i ini di golongkan ke dalam asam lemah. Pada kesetimbangan, larutattan berair di asam lemah mengandung campuran antara molekul asam yang tidak terionisasi, ion H₃O⁺, dan basa konjugat. Contoh asam lemmah lain antara lain: asam hidroflouriat(HF), asam asetat (CH₃COOH), dan ion amonium(NH⁺₄). Kekuatan asam lemah sangat beragam karena derajat ionisasi. Terbatasnya ionisasi asam lemah berkaitan dengan konstanta kesetimbangan ionisasi, yang akan kita pelajari pada bagian berikutnya.

Apa yang dibahas mengenai asam kuat juga berlaku pada basa kuat, yang mencakup hidroksida dari logam alkali dan logam alkali tanah tertentu, seperti NaOH, KOH, dan Ba(OH)₂. Basa kuat ialah semua elektrolit kuat yang terionisasi sempurna di air.

NaOH_(s) → Na⁺_(aq) + OH^-_(aq)

KOH_(s)   → K⁺_(aq)   + OH^-_(aq)

Ba(OH)_2(s) → Ba²⁺_(aq) + 2OH^-_(aq)

            Basa lemah, sama seperti asam lemah, adalah elektrolit lemah. Amonia adalah basa lemah, yang sangat sedikit terionisasi dalam air.

NH_3(aq) + H₂O_(l) → NH⁺_4(aq) + OH^-_(aq)       

Beberapa pasangan asam-basa konjugat dalam urutan berdasarkan kekuatannya. Ingatlah beberapa hal penting berikut:

·         Jika asamnya kuat, basa konjugatnya sangat lemah.

·         H₃O⁺ iaerlah asam tekuat yang dapat berada dalam larutan berair. Asam-asam yang lebih kuat dari pada H₃O⁺ bereaksi dengan air menghasilkan H₃O⁺ dan basa konjugatnya. Jadi, HCl yang merupakan asam yang lebih kuat dari pada H₃O⁺, bereaksi dengan air secara sempurna membentuk H₃O⁺ dan Cl^-.

                 HCl_(aq) + H₂O_(l) → H₃O⁺_(aq) + Cl^-_(aq)

Asam yang lebih lemah dari pada H₃O⁺ bereaksi dengan air jauh lebih sedikit, menghasilkan H₃O⁺ dan basa konjugatnya. Sebagai contoh, kesetimbangan berikut ini cenderung bergeser ke sebelah kiri.

                 HF_(aq) + H₂O_(l) → H₃O⁺_(aq) + F^-_(aq)

_·          Ion OH^- adalah basa terkuat yang dapat berada dalam larutan berair. Basa yang lebih kuat dari pada OH^- bereaksi dengan air menghasilkan OH^- dan asam konjugatnya. Sebagai contoh, ion oksida (O^2-) ialah basa yang lebih kuat dari pada OH^-, sehingga ion bereaksi sempurna dengan air sebagai berikut:

O^2-_(aq) + H₂O_(l) → 2OH^-_(aq)

Dengan alasan ini ion oksida tidak ada dalam larutan berair.

(perhatikan bahwa salah satu dari dua ion OH^- yang dihasilkan ternyata adalah asam konjugat  dari ion O^2-).

5.      Asam Lemah dan Konstanta Ionisasi Asam

Sebagaimana telah kita lihat sebagian besar asam adalah asam lemah. Mari kita asumsikan suatu suatu asam monoprotik lemah HA. Ionisasinya dalam air adalah

   HA(aq) + H2O (l)               H3O⁺  (aq) + A^- (aq)

Atau lebih sederhananya

  HA(aq)          H⁺ (aq) + A^- (aq)

Konstanta kesetimbangan untuk ionisasi asam ini yang kita namakan konstanta ionisasi asam Ka, dinyatakan sebagai

                          atau        

Pada suhu tertentu, kekuatan asam HA diukur secara kualitatif dengan Ka. Semakin besar Ka, semakin kuat asamnya-artinya, semakin tinggi konsentrasi ion H⁺ pada kesetimbangan karena ionisasinya.

Karena ionisasi asam lemah tidak pernah sempurna, semua spesi berada pada kesetimbangan. Kita dapat menghitung K_a dari konsentrasi awal asam dan pH larutan, dan kita dapat menggunakan K_a dan konsentrasi awal asam untuk menghitung konsentrasi kesetimbangan semua spesi dan pH larutan. Dalam menghitung konsentrasi kesetimbangan asam lemah, pada dasarnya kita mengikuti prosedur seperti berikut:

1)      Nyatakan konsentrasi kesetimbangan dari semua spesi dalam konsentrasi-konsentrasi awalnya dan satu bilangan tak diketahui x, yang menyatakan perubahan konsentrasi.

2)      Tulisakan konstanta ionisasi asam dalam konsentrasi-konsentrasi kesetimbangannya, dengan mengetahui K_a kita dapat menentukan x.

3)      Setelah menemukan x, hitunglah konsentrasi kesetimbangan dari semua spesi dan/atau pH larutan.

Persen Ionisasi

Kita telah mengetahui bahwa besarnya K_a menyatakan kekuatan asam, cara lain untuk mengetahui kekuatan asam ialah mengukur persen ionisasi, yaitu:

Semakin kuat asam, semakin besar persen ionisasi. Untuk asam monoprotik HA, konsentrasi asamyang mengalami ionisasi sama dengan konsentrasi ion H⁺ atau konsentrasi A^- pada kesetimbangan. Jadi, kita dapat menuliskan persen ionisasi sebagai

Dimana [H⁺] adalah konsentrasi pada kesetimbangan dan [HA]₀ adalah konsentrasi awal.

Banyaknya asam lemah yang terionisasi bergantung pada konsentrasi awal asam, semakin encer larutan, semakin besar persen ionisasi. Dari segi kualitatif  bila suatu asam diencerkan, mula-mula jumlah patikel per unit volume akan menurun. Berdasarkan asas Le Châtelier, untuk mengkompensasi “tekanan” ini (pengenceran), kesetimbangan bergeser dari asam yang tak terionisasi ke H⁺ dan basa konjugatnya untuk menghasiolkan lebih banyak partikel (ion).

Asam Diprotik dan Poliprotik

Asam diprotik dan asam poliprotik bisa menghasilkan lebih dari satu ion hydrogen per molekul. Asam-asam ini terionisasi secara bertahap, artinya, protonnya dilepas satu per satu, persamaan konstanta ionisasinya dapat ditulis untuk setiap tahap ionisasinya. Akibatnya, dua atau lebih persamaan konstanta kesetimbangan harus digunakan untuk menghitung konsentrasi-konsentrasi spesi dalam larutan asamnya. Sebagai contoh, untuk H₂CO₃  kita tuliskan

                  H₂CO_3(aq)             H⁺ _(aq) + HCO₃^2-_(aq)                                                           

                  H₂CO₃^-_(aq)             H⁺ _(aq) + CO₃^2-_(aq)                              

Perhatikan bahwa basa konjugat pada tahap ionisasi pertama menjadi asam pada tahap ionisasi kedua. Untuk asam tertentu, konstanta ionisasi pertama jauh lebih besar daripada konstanta ionisasi kedua, dan seterusnya. Kecenderungan ini masuk akal karena lebih mudah memindahkan satu ion H⁺ dari molekul netral dibandingkan memindahkan ion H⁺ berikutnya dari ion bermuatan negative yang diturunkan dari molekul itu.

Asam fosfat (H₃PO₄) merupakan asam poliprotik peting dengan tiga atom hydrogen yang dapat terionisasi:

H₃PO_{4 (aq)}    H⁺ _(aq) + H₂PO₄^- _(aq)                                  = 7,5×10^-3

H₂PO₄^- _(aq)    H⁺ _(aq) + HPO₄^2- _(aq)                 = 6,2×10^-8

HPO_{3 (aq)}    H^- _(aq) + HPO₄^3- _(aq)                     = 4,8×10^-13

Kita lihat bahwa asam fosfat adalah asam poliprotik lemah dan bahwa konstanta ionisasinya sangat menurun untuk tahap kedua dan ketiga, jadi kita dapat memprediksi bahwa, dalam suatu larutan yang mengaandung asamfosfat, konsentrasi asam yang tidak terionisasi sangatlah tinggi, dan spesi lain yang ada dalam konsentrasi yang tinggi hanyalah ion H⁺ dan ion H₂PO₄^-.

6.      Basa Lemah dan Konstanta Ionisasi Basa

Basa lemah diperlakukan seperti asam lemah. Ketika ammonia dilarutkan dalam air, ammonia mengalami reaksi

            NH_{3 (aq)} + H₂O_(l)         NH_{4 (aq)} + OH^-_(aq)

Terbentuknya ion hidrokarbon dalam reaksi ionisasi basa ini menandakan bahwa, dalam larutan ini pada suhu 25˚C, [OH^-]>[H⁺], dan dengan demikian pH > 7.

Jika dibandingkan dengan konsentrasi total dari air, sangat sekali molekul air yang terpakai oleh reaksi, sehingga kita dapat memperlakukan [H₂O] sebagai suatu konstanta, jadi kita dapat menuliskan konstanta kesetimbangan sebagai:

=1,8 × 10^-5

Dimana Kb, Konstanta Kesetimbangan untuk ionisasi basa, dinamakan konstanta ionisasi basa.

Dalam memecahkan soal-soal yang melibatkan basa, kita mengikuti prosedur yang sama dengan yang kita gunakan untuk asam lemah. Perbedaan utamanya adalah bahwa kita menghitung [IOH^-] dulu, bukan [H⁺].

7.      Hubungan Antara Konstanta-konstanta Ionisasi Asam-Basa Konjugat

Satu hubungan penting antara konstanta ionisasi asam dan konstanta ionisasi dari basa konjugatnya dapat diturunkan sebagai berikut, menggunakan asam asetat sebagai contoh:

            CH₃ COOH_(aq) H⁺_(aq) + CH₃COO^-_(aq)

Basa konjugatnya, CH₃COO^-, bereaksi dengan air berdasarkan persamaan

            CH₃ COO^-_(aq) + H₂O_(l)  CH₃COOH_(aq) + OH^-_(aq)

Dan kita dapat menuliskan konstanta ionisasi basanya sebagai

hasil kali dari dua konstanta ionisasi ini adalah

= Kw

8.      Sifat Asam-Basa dari Garam

Garam yang Menghasilkan Larutan Basa

Memang benar pada umumnya bahwa garam yang mengandung ion logam alkali atau logam alkali tanah (kecuali Be²⁺)  dan basa konjugat suatu asam tidak mengalami hidrolisis dalam jumlah banyak, dan larutannya dianggap netral. Misalnya, bila NaNO₃, suatu garam yang terbentuk oleh reaksi NaOH₃, larut dalam air, garam ini terurai sempurna menjadi

NaNO_3(s) → Na⁺_(aq) + NO₃^-_(aq)

Ion Na⁺ terhidrasi tidak memberikan pun tidak juga menerima ion H⁺. Ion No₃^- adalah konjugat dari asam kuat HNO₃ dan tidak memiliki afinitas untuk ion H⁺. Akibatnya, suatu larutan yang mengandung ion Na⁺ dan NO₃⁺ akan netral, dengan pH 7.

Garam yang Menghasilkan Larutan Basa

            Penguraian natrium asetat (CH₃COONa) dalam air menghasilkan

CH₃COONa_(s) →  Na⁺_(aq)  + CH₃COO^-_(aq)

Ion Na⁺ yang dihasilkan tidak memiliki sifat asam ataupun sifat basa. Namun ion asetat CH₃COO^- adalah basa konjugat dari asam lemah CH₃COOH dan dengan demikian memiliki afinitas untuk ion H⁺. Reaksi hidrolisisnya diberikan sebagai

CH₃COO^-_(aq)+ H₂O_(l)        CH₃COOH_(aq) + OH^-_(aq)

Karena reaksi ini menghasilkan ion OH^-, larutan natrium asetat akan bersifat basa. Konstanta kesetimbangan untuk reakksi hidrolisis ini adalah persamaan konstanta ionisasi basa untuk CH₃COO^-, sehingga kita tuliskan.

Garam yang Menghasilkan Larutan Asam

Ketika garam yang berasal dari asam kuat dan basa lemah larut dalam air, larutannya menjadi larutan asam, sebagai contoh lihat proses:

NH₄Cl_(s) →  NH₄⁺_(aq) + Cl^-

Ion Cl^- tidak mempunyai afinitas untuk ion H⁺, ion ammonium NH₄⁺. Adalah asam konjugat lemah dari basa lemah NH₃ dan terionisasi menjadi:

NH₄⁺_(aq) + H₂O_(l)      NH_3(aq)  +  H₃O⁺_(aq)

Atau sederhananya

NH₄⁺_(aq) NH_3(aq)  +  H⁺_(aq)

Karena reaksi ini menghasilkan ion H⁺, pH larutan menurun. Sebagaimana anda lihat, hidrolisis ion NH₄⁺ sama dengan ionisasi asam NH₄⁺. Konstanta kesetimbangan untuk proses ini adalah:

 =  =  = 5,6

Dalam memecahkan soal-soal hidrolisis garam, kita mengikuti prosedur yang sama dengan yang kita gunakan untu asam lemah dan basa lemah.

Hidrolisis Ion Logam

Garam yang mengandung kation logam yang berukuran kecil dan bermuatan tinggi (misalnya Al³⁺, Cr³⁺, Fe³⁺, Bi³⁺ dan Be ²⁺) dan basa konjugat dari asamkuat juga menghasilkan larutan asam. Misalnya, ketika alumunium klorida (AlCl₃) larut dalam air, ion Al³⁺ mengambil bentuk terhidrasi Al(H₂O)₆³⁺

Ion bermuatan positif Al ³⁺ menarik rapatan electron kearah dirinya sehingga menyebabkan ikatan O-H semakin polar. Akibatnya, atom H memiliki kecendurungan lebih besar untuk terionisasi dibandingkan atom hidrogren yang ada dalam molekul air yang tidak terlibat dalam hidrasi. Proses ionisasi hasilnya dapat dituliskan sebagai:

Al (H₂O)₆³⁺_(aq)  +  H₂O_(l)  Al (OH)(H₂O)₅²⁺_(aq)  + H₃O⁺_(aq)

Atau sederhananya

Al (H₂O)₆³⁺_(aq)   Al (OH)(H₂O)₅²⁺_(aq)  + H⁺_(aq)

Konstanta kesetimbangan untuk hidrolisis kation logan adalah

 = 1,3

Garam yang Kation dan Anionnya Terhidrolisis

Sejauh kita telah membahas garam yang salah satu ionnya saja terhidrolisis. Untuk garam yang berasaldari asam lemah dan basa lemah, baik kation dan anionnya terhidrolisis. Namun, apakah larutan yang mengandung garam seperti itu bersifat asam, basa , atau netral bergantung pada kekuatan relative asam lemah dan basa lemah tersebut, karena matematika yang berhubungan dengan jenis sistem ini agak rumit, hanya prediksi-prediksi kualitatif saja yang dibuat tentang larutannya, kita perhatikan 3 situasi :

·         K_b > K_a. Jika K_b untuk anion lebih besar dari K_a untuk kation, maka larutan haruslah basa karena anion terhidrolisis jauh lebih banyak daripada kation. Pada kesetimbangan, akan lebih banyak ion OH^- disbanding ion H⁺.

·         K_b < K_a. sebaliknya jika K_b lebih kecil dari K_a kation, larutan akan merupakan larutan asam karena hidrolisis kation akan lebih banyak dibandingkan hidrolisis anionnya.

·         K_a ≈ K_b. JIka K_a kira-kira sama dengan K_b larutannyaris netral.

9.      Oksida Asam, Basa, dan Amfoterik

Pada rumus sejumlah oksida dari unsur-unsur utama dalam bilanagan oksidasinya yang tertinggi. Perhatikan bahwa oksida logam alkali dan semua oksida alkali tanah kecuali BeO adalah basa. Berilium oksida dan beberapa oksida logam golongan 3A dan 4A aadalah oksida amfoterik. Oksida nonlogam yang bilangan oksida unsure utamanya tinggi adalah oksida asam (misalnya, N₂O₅, SO₃, dan Cl₂O₇). Oksida nonlogam yang bilangan oksida unsut utamanya rendah (misalnya, CO dan NO) tidakmenunjukkan sifat asam yang kentara. Tidak ada oksida non logam yang diketahui memiliki sifat basa.

Oksida logam basa bereaksi dengan air membentuk hidroksida logam

Na₂O_(s) + H₂O_(l)  → 2NaOH_(aq)

BaO_(s) + H₂O_(l) → Ba(OH)_2(aq)

Reaksi antara oksida asam dan air adalah

CO_2(g) + H₂O_(l) → H₂CO_3(aq)

SO_3(g) + H₂O_(l) → H₂SO_4(aq)

N₂O_5(g) + H₂O_(l) → 2HNO_3(aq)

P₄O_10(g) + 6H₂O_(l) → 4H₃PO_4(aq)

Reaksi antara oksida asam dan basa dan reaksi antara oksida basa dan asam menyerupai reaksi asam basa normal dalam hal produknya, yaitu garam dan air.

CO_2(g)  +  2NaOH_(aq)  → Na₂CO_3(aq)  +  H₂O_(l)

_{oksida asam               basa                               garam                   air}

BaO_(s)  +  2HNO_3(aq)  → Ba₂(NO₃)_2(aq)  +  H₂O_(l)

_{oksida asam               basa                               garam                      air}