26  Asam–Basa Dasar

Topik paling sering di OSN-K. Berbasis aturan — sekali paham, cepat dapat poin.

26.1 Asam kuat vs lemah (perbedaan kunci)

	Asam kuat	Asam lemah
Contoh	HCl, \(\ce{HNO3}\), \(\ce{H2SO4}\)	\(\ce{CH3COOH}\), HCN, HF
Ionisasi	sempurna	sebagian (punya \(K_a\))
\([\ce{H+}]\)	\(= M\) (konsentrasi)	\(= \sqrt{K_a \cdot M}\)

26.2 Menghitung pH

Asam kuat 0,01 M: \[ [\ce{H+}] = 0{,}01 \Rightarrow \mathrm{pH} = -\log(0{,}01) = 2 \]

Asam lemah, \(K_a = 10^{-5}\), \(M = 0{,}1\): \[ [\ce{H+}] = \sqrt{10^{-5}\times0{,}1} = \sqrt{10^{-6}} = 10^{-3} \Rightarrow \mathrm{pH} = 3 \]

26.3 Hubungan pH–pOH

\[ \mathrm{pH} + \mathrm{pOH} = 14 \qquad (25\ ^\circ\text{C}) \]

26.4 Buffer (larutan penyangga)

Campuran asam lemah + basa konjugasinya. pH-nya pakai Henderson–Hasselbalch: \[ \mathrm{pH} = \mathrm{p}K_a + \log\frac{[\text{basa konjugasi}]}{[\text{asam}]} \]

Fakta penting: saat \([\text{asam}] = [\text{basa konjugasi}]\), maka \(\mathrm{pH} = \mathrm{p}K_a\). Ini muncul di setengah titik ekivalen titrasi (lihat Soal 7).

26.5 \(K_a\) dan kekuatan asam

\(K_a\) besar → asam lebih kuat. Membandingkan kesetimbangan bisa mengurutkan kekuatan asam (lihat Soal 24).

26.6 Mengapa penting

Soal 6, 7, 8, 9, 10, Soal 24, Soal 34 semuanya asam-basa.

26.7 Asam poliprotik: pilih tahap yang tepat

Asam poliprotik melepas \(\ce{H+}\) bertahap, masing-masing punya tetapan sendiri: \(K_{a1} > K_{a2} > K_{a3}\) (makin sukar melepas proton berikutnya). Contoh: \(\ce{H2CO3}\) (\(K_{a1}, K_{a2}\)), \(\ce{H2CrO4}\), asam amino.

Aturan emas: untuk menghubungkan dua spesi, pakai hanya tetapan tahap yang langsung menghubungkan keduanya — tetapan tahap lain tidak terpakai.

• \(\ce{HCO3- <=> H+ + CO3^2-}\) dihubungkan oleh \(K_{a2}\) saja → buffer \(\ce{HCO3-}/\ce{CO3^2-}\) pakai \(\mathrm{p}K_{a2}\).
• \(\ce{HCrO4- <=> H+ + CrO4^2-}\) juga tahap kedua → rasio \([\ce{CrO4^2-}]/[\ce{HCrO4-}]\) pakai \(K_{a2}\), \(K_{a1}\) tidak dipakai.

Deprotonasi berurutan: saat pH dinaikkan (atau basa kuat ditambah), \(\ce{H+}\) dilepas dari gugus paling asam dulu (p\(K_a\) terkecil). Untuk asam glutamat: dua \(\ce{-COOH}\) (\(\mathrm{p}K_{a1}=2{,}2\); \(\mathrm{p}K_{a2}=4{,}3\)) lepas lebih dulu, baru \(\ce{-NH3+}\) (\(\mathrm{p}K_{a3}=9{,}7\)). Begitu juga 2-merkaptoetanol: \(\ce{-SH}\) (p\(K_a\approx10\)) lebih asam daripada \(\ce{-OH}\) (p\(K_a\approx16\)), jadi basa kuat berlebih melepas \(\ce{-SH}\) lebih dulu.

26.8 \(K_a\) dibalik jadi rasio spesi

Definisi \(K_a\) bisa disusun ulang untuk mencari perbandingan basa-konjugasi terhadap asam, kalau \([\ce{H+}]\) (atau pH) diketahui: \[ K_a = \frac{[\text{basa konj.}]\,[\ce{H+}]}{[\text{asam}]} \;\Rightarrow\; \frac{[\text{basa konj.}]}{[\text{asam}]} = \frac{K_a}{[\ce{H+}]} \]

Contoh. \(\ce{HClO}\), \(K_a = 3{,}0\times10^{-8}\), larutan pada pH \(7{,}8\). Cari \([\ce{ClO-}]/[\ce{HClO}]\). \[ [\ce{H+}] = 10^{-7{,}8} = 1{,}59\times10^{-8} \qquad \frac{[\ce{ClO-}]}{[\ce{HClO}]} = \frac{3{,}0\times10^{-8}}{1{,}59\times10^{-8}} \approx 1{,}9 \] (Ini sama saja dengan Henderson–Hasselbalch yang dibalik — pilih bentuk yang paling enak.)

26.9 Mencampur dua larutan asam: jumlahkan mol \(\ce{H+}\), bukan pH

pH itu skala logaritma — tidak boleh dijumlah atau dirata-rata. Yang kekal saat dicampur adalah mol \(\ce{H+}\): \[ [\ce{H+}] = 10^{-\mathrm{pH}}, \qquad n_{\ce{H+}} = [\ce{H+}]\times V \] \[ [\ce{H+}]_\text{campur} = \frac{n_{\ce{H+},A} + n_{\ce{H+},B}}{V_A + V_B} \;\Rightarrow\; \mathrm{pH}_\text{campur} = -\log[\ce{H+}]_\text{campur} \]

Contoh. 100 mL pH 2 (\([\ce{H+}]=10^{-2}\)) + 100 mL pH 4 (\([\ce{H+}]=10^{-4}\)): \[ [\ce{H+}] = \frac{10^{-2}(0{,}1)+10^{-4}(0{,}1)}{0{,}2} = \frac{1{,}01\times10^{-3}}{0{,}2}=5{,}05\times10^{-3} \Rightarrow \mathrm{pH}\approx2{,}3 \] (Catatan: untuk basa dicampur, jumlahkan mol \(\ce{OH-}\). Bila asam ketemu basa, reaksikan dulu \(\ce{H+ + OH- -> H2O}\) lalu lihat sisanya.)

26.10 Stoikiometri netralisasi & titrasi

Reaksi inti: \(\ce{H+ + OH- -> H2O}\). Hitung mol tiap pihak, ingat valensi: \[ n_{\ce{H+}} = M_\text{asam}\times V \times (\text{jumlah H asam}), \qquad n_{\ce{OH-}} = M_\text{basa}\times V \times (\text{jumlah OH basa}) \] Misal \(\ce{Ba(OH)2}\) menyumbang 2 \(\ce{OH-}\) per rumus; \(\ce{H2SO4}\) menyumbang 2 \(\ce{H+}\). Tepat habis ⇔ \(n_{\ce{H+}} = n_{\ce{OH-}}\).

Titik penting pada titrasi asam lemah HA dengan basa kuat:

• Titik ekivalen: semua HA jadi \(\ce{A-}\), yakni \(n_\text{basa} = n_\text{HA awal}\). Volume di sini dipakai mencari konsentrasi/jumlah HA.
• Setengah titik ekivalen (\(V = \tfrac12 V_\text{ekiv}\)): separuh HA berubah jadi \(\ce{A-}\), sehingga \([\ce{HA}]=[\ce{A-}]\) dan \(\mathrm{pH}=\mathrm{p}K_a\). Di sinilah kapasitas buffer paling besar.

Contoh (basa lemah). 40 mL metilamin \(\ce{CH3NH2}\) 0,100 M dititrasi HCl 0,100 M. \(n_\text{basa}=4{,}0\) mmol → ekivalen pada 40 mL HCl → setengah ekivalen pada 20 mL, di situ \([\ce{CH3NH2}]=[\ce{CH3NH3+}]\) (kapasitas buffer maksimum).

26.11 \(K_{sp}\) dan kelarutan

Untuk garam sukar larut, kelarutan molar \(s\) dihubungkan ke \(K_{sp}\) lewat koefisien reaksi. Untuk \(\ce{M(OH)2}\): \[ \ce{Mg(OH)2 <=> Mg^2+ + 2OH-}, \quad [\ce{Mg^2+}]=s,\ [\ce{OH-}]=2s \;\Rightarrow\; K_{sp}=s(2s)^2=4s^3 \]

Contoh. \(K_{sp}=5{,}6\times10^{-12}\): \[ 4s^3 = 5{,}6\times10^{-12} \Rightarrow s^3=1{,}4\times10^{-12} \Rightarrow s \approx 1{,}1\times10^{-4}\ \text{M} \] (Pola umum: \(\ce{MX2}\) atau \(\ce{M(OH)2}\) → \(K_{sp}=4s^3\); \(\ce{MX}\) → \(K_{sp}=s^2\); \(\ce{M2X3}\) → \(K_{sp}=108\,s^5\).)

26.12 Sifat asam-basa oksida & senyawa amfoter

Oksida:

• Oksida logam (biloks rendah) → basa: \(\ce{Na2O + H2O -> 2NaOH}\).
• Oksida nonlogam / logam biloks tinggi → asam: \(\ce{SO3 + H2O -> H2SO4}\), \(\ce{CrO3}\) bersifat asam.
• Tren: makin tinggi bilangan oksidasi unsur, oksidanya makin asam. Biloks rendah → basa, sedang → sering amfoter (mis. \(\ce{Al2O3}\), \(\ce{ZnO}\)), tinggi → asam.

Amfoter = bisa bereaksi dengan asam maupun basa. Hidroksida amfoter seperti \(\ce{Al(OH)3}\), \(\ce{Zn(OH)2}\): \[ \ce{Al(OH)3 + 3H+ -> Al^3+ + 3H2O} \qquad \text{(larut dalam asam)} \] \[ \ce{Al(OH)3 + OH- -> [Al(OH)4]-} \qquad \text{(larut dalam basa berlebih, bentuk hidroksokompleks)} \] Karena itu kurva kelarutan senyawa amfoter berbentuk “lembah”: tinggi di pH rendah, minimum di pH sedang, naik lagi di pH tinggi.

26.13 Asam-basa Lewis

Definisi paling luas, berbasis pasangan elektron (bukan \(\ce{H+}\)):

• Asam Lewis = penerima pasangan elektron (mis. \(\ce{H+}\), \(\ce{BF3}\), kation logam \(\ce{Cu^2+}\)).
• Basa Lewis = pemberi pasangan elektron (mis. \(\ce{OH-}\), \(\ce{NH3}\), \(\ce{:CN-}\)).

Ciri reaksi Lewis: terbentuk ikatan koordinasi baru (adduct atau ion kompleks), misalnya \[ \ce{BF3 + NH3 -> F3B<-NH3} \qquad \ce{Cu^2+ + 4NH3 -> [Cu(NH3)4]^2+} \] Reaksi yang hanya menukar ion atau memindahkan \(\ce{H+}\) saja belum tentu reaksi Lewis dalam arti pembentukan adduct.

Tip✅ Cek kesiapan

1. pH dari HCl 0,001 M? (3)
2. pH dari asam lemah \(K_a=10^{-6}\), \(M=0{,}1\)? (3,5)
3. Buffer dengan \([\text{asam}]=[\text{basa konjugasi}]\) dan \(\mathrm{p}K_a=4{,}7\), pH? (4,7)