4.3 Reaksi Asam Basa

Asam dan basa sama akrabnya dengan aspirin dan susu magnesium hanya saja sebagian besar orang tidak tahu nama kimianya — asam asetilsalisilat (aspirin) dan magnesium hidroksida (susu magnesium). Selain menjadi bahan dasar dari banyak produk obat dan rumah tangga, kimia asam-basa penting dalam proses industri dan penting dalam mempertahankan sistem biologis. Sebelum kita membahas reaksi asam-basa, kita perlu tahu lebih banyak tentang asam dan basa itu sendiri.

Sifat Umum Asam dan Basa

Dalam Bagian 2.7 kita mendefinisikan asam sebagai zat yang terionisasi dalam air menghasilkan ion H⁺ dan basa sebagai zat yang terionisasi dalam air menghasilkan ion OH⁻. Definisi ini dirumuskan pada akhir abad kesembilan belas oleh ahli kimia Swedia Svante Arrhenius untuk mengelompokkan zat yang sifatnya sudah diketahui ketika larut dalam air.

Asam

• Asam memiliki rasa asam; misalnya, cuka berasa asam mengandung asam asetat, lemon dan buah jeruk lainnya mengandung asam sitrat.
• Asam menyebabkan perubahan warna indikator asam-basa; misalnya, asam mengubah warna lakmus dari biru menjadi merah.
• Asam bereaksi dengan logam tertentu, seperti seng, magnesium, dan besi, menghasilkan gas hidrogen. Reaksi khas adalah antara asam klorida dan magnesium:

• Asam bereaksi dengan karbonat dan bikarbonat, seperti Na₂CO₃, CaCO₃, dan NaHCO₃, menghasilkan gas karbon dioksida (Gambar 4.6). Sebagai contoh,

• Larutan asam dalam air menghantarkan arus listrik.

Basa

• Basa memiliki rasa pahit.
• Basa terasa licin; misalnya, sabun, yang mengandung basa, menunjukkan sifat ini.
• Basa menyebabkan perubahan warna indikator asam-basa; misalnya, basa mengubah warna lakmus dari merah menjadi biru.
• Larutan basa dalam air menghantarkan arus listrik.

Gambar 4.6. Sepotong papan tulis kapur, yang sebagian besar CaCO₃, bereaksi dengan asam klorida.

Asam dan Basa Brønsted

Definisi asam dan basa Arrhenius terbatas karena hanya berlaku untuk larutan dalam air. Definisi yang lebih luas diusulkan oleh ahli kimia Denmark Johannes Brønsted pada tahun 1932; asam Brønsted adalah donor proton, dan basa Brønsted adalah akseptor proton. Perhatikan bahwa definisi Brønsted tidak memerlukan asam dan basa pada larutan dalam air. Asam hidroklorat adalah asam Brønsted karena ia menyumbangkan proton dalam air:

Perhatikan bahwa ion H⁺ adalah atom hidrogen yang kehilangan elektronnya; H⁺ adalah proton yang tanpa elektron dan neutron. Ukuran proton adalah sekitar 10⁻¹⁵ m, dibandingkan dengan diameter untuk atom atau ion rata-ratanya sekitar 10⁻¹⁰ m. Partikel bermuatan positif yang sangat kecil ini tidak dapat eksis sebagai entitas terpisah dalam larutan karena daya tarik yang kuat terhadap kutub negatif (atom O) dalam H₂O. Akibatnya, proton ada dalam bentuk terhidrasi seperti yang ditunjukkan pada Gambar 4.7. Oleh karena itu, ionisasi asam klorida harus ditulis sebagai berikut:

Proton terhidrasi, H₃O⁺, disebut ion hidronium. Persamaan ini menunjukkan reaksi di mana asam Brønsted (HCl) menyumbangkan proton ke basa Brønsted (H₂O).

Eksperimen menunjukkan bahwa ion hidronium terhidrasi lebih lanjut sehingga proton dapat memiliki beberapa molekul air yang tertarik dengannya. Karena sifat asam proton tidak terpengaruh oleh tingkat hidrasi, dalam diskusi ini kita akan terbiasa menggunakan H⁺ (aq) untuk mewakili proton terhidrasi. Notasi ini untuk kenyamanan, tetapi H₃O⁺ lebih dekat dengan fakta eksperimen. Perlu diingat bahwa kedua notasi tersebut mewakili spesi yang sama dalam larutan berair.

Asam yang biasa digunakan di laboratorium meliputi asam hidroklorat (HCl), asam nitrat (HNO₃), asam asetat (CH₃COOH), asam sulfat (H₂SO₄), dan asam fosfat (H₃PO₄). Tiga asam pertama adalah asam monoprotik; yaitu, setiap satuan asam menghasilkan satu ion hidrogen setelah ionisasi:

Seperti disebutkan sebelumnya, karena ionisasi asam asetat tidak seluruhnya (perhatikan panah ganda), asam itu adalah elektrolit yang lemah. Untuk alasan ini disebut asam lemah (lihat Tabel 4.1). Di sisi lain, HCl dan HNO₃ adalah asam kuat karena keduanya adalah elektrolit kuat, sehingga keduanya terionisasi seluruhnya dalam larutan (perhatikan penggunaan panah tunggal).

Asam sulfat (H₂SO₄) adalah asam diprotik karena setiap satuan asam melepaskan dua ion H⁺, dalam dua langkah terpisah:

H₂SO₄ adalah elektrolit kuat atau asam kuat (langkah pertama ionisasi seluruhnya), tetapi HSO₄⁻ adalah asam lemah atau elektrolit lemah, dan kita membutuhkan panah ganda untuk merepresentasi ionisasi yang tidak seluruhnya.

Asam triprotik, yang menghasilkan tiga ion H⁺, jumlahnya relatif sedikit. Asam triprotik yang paling terkenal adalah asam fosfat, yang ionisasinya

Ketiga spesi (H₃PO₄, H₂PO₄⁻, dan HPO₄²⁻) dalam contoh ini adalah asam lemah, dan kita menggunakan panah ganda untuk merepresentasi setiap langkah ionisasi. Anion seperti H₂PO₄⁻ dan HPO₄²⁻ ditemukan dalam larutan fosfat berair seperti NaH₂PO₄ dan Na₂HPO₄. Tabel 4.3 mencantumkan beberapa asam kuat dan lemah yang umum.

Tabel 4.3 Beberapa Asam Kuat dan 

Asam Lemah Yang Umum

Gambar 4.8 Ionisasi amonia dalam air membentuk ion amonium dan ion hidroksida.

Tabel 4.1 menunjukkan bahwa natrium hidroksida (NaOH) dan barium hidroksida [Ba(OH)₂] adalah elektrolit yang kuat. Ini berarti bahwa keduanya seluruhnya terionisasi dalam larutan:

Ion OH⁻ dapat menerima proton sebagai berikut:

H⁺(aq) + OH⁻(aq) → H₂O(l)

Dengan demikian, OH⁻ adalah basa Brønsted.

Ammonia (NH₃) diklasifikasikan sebagai basa Brønsted karena dapat menerima ion H⁺ (Gambar 4.8):

NH₃(aq) + H₂O(l) ⇋ NH₄⁺(aq) + OH⁻(aq)

Amonia adalah elektrolit yang lemah (dan karenanya basa lemah) karena hanya sebagian kecil molekul NH₃ terlarut yang bereaksi dengan air membentuk ion NH₄⁺ dan OH⁻.

Basa kuat yang paling umum digunakan di laboratorium adalah natrium hidroksida. Basa itu murah dan mudah larut. (Faktanya, semua hidroksida logam alkali larut dalam air). Basa lemah yang paling umum digunakan adalah larutan amonia berair, yang kadang-kadang keliru disebut ammonium hidroksida. Tidak ada bukti bahwa spesi NH₄OH sebenarnya ada selain ion NH₄⁺ dan OH⁻ dalam larutan. Semua unsur Golongan 2A membentuk hidroksida tipe M(OH)₂, di mana M menunjukkan logam alkali tanah. Dari hidroksida ini, hanya Ba(OH)₂ yang larut dalam air. Magnesium dan kalsium hidroksida digunakan dalam kedokteran dan industri. Hidroksida dari logam lain, seperti Al(OH)₃ dan Zn(OH)₂ tidak larut dalam air dan tidak digunakan sebagai basa.

Contoh 4.3 mengklasifikasikan zat sebagai asam Brønsted atau basa Brønsted.

Contoh 4.3

Klasifikasi masing-masing spesi berikut dalam larutan air sebagai asam atau basa Brønsted: (a) HBr, (b) NO₂⁻, (c) HCO₃⁻.

Strategi

Apa karakteristik asam Brønsted? Apakah asam Brønsted mengandung setidaknya satu atom H? Dengan pengecualian amonia, sebagian besar basa Brønsted yang akan kita jumpai pada tahap ini adalah anion.

Penyelesaian

(a) Kita tahu bahwa HCl adalah asam. Karena Br dan Cl keduanya adalah halogen (Golongan 7A), kita harapkan HBr, seperti HCl, terionisasi dalam air sebagai berikut:

HBr(aq) → H⁺(aq) + Br⁻(aq)

Oleh karena itu HBr adalah asam Brønsted.

(b) Dalam larutan, ion nitrit dapat menerima proton dari air membentuk asam nitrit:

NO₂⁻(aq) + H⁺(aq) → HNO₂(aq)

Sifat ini menjadikan NO₂⁻ basa Brønsted.

(c) Ion bikarbonat adalah asam Brønsted karena terionisasi dalam larutan sebagai berikut:

HCO₃⁻ (aq) ⇋ H⁺(aq) + CO₃²⁻(aq)

Ion ini juga merupakan basa Brønsted karena dapat menerima proton membentuk asam karbonat:

HCO₃⁻(aq)  +  H⁺(aq) ⇋  H₂CO₃(aq)

Komentar

Spesi HCO₃⁻ dikatakan bersifat amfoter karena memiliki sifat asam dan sifat basa. Panah ganda menunjukkan bahwa ini adalah reaksi yang dapat balik.

Latihan

Klasifikasi masing-masing spesi berikut sebagai asam atau basa Brønsted: (a) SO₄²⁻, (b) HI.

Reaksi Netralisasi Asam-Basa

Reaksi netralisasi adalah reaksi antara asam dan basa. Umumnya, reaksi larutan asam-basa berair menghasilkan garam dan air, yang merupakan senyawa ionik yang terdiri dari kation selain H⁺ dan anion selain OH⁻ atau O²⁻:

asam + basa → garam + air

Zat yang kita kenal sebagai garam meja atau garam dapur (NaCl) adalah produk dari reaksi asam-basa

HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H₂O(l)

Namun, karena asam dan basa adalah elektrolit yang kuat, keduanya sepenuhnya terionisasi dalam larutan berair. Persamaan ioniknya adalah

H⁺(aq) + Cl⁻(aq) + Na⁺(aq) + OH⁻(aq) → Na⁺(aq) + Cl⁻(aq) + H₂O(l)

Oleh karena itu, reaksi dapat direpresentasi oleh persamaan ion bersih

H⁺(aq) +  OH⁻(aq) → H₂O(l)

Baik Na⁺ maupun Cl⁻ adalah ion spektator.

Jika kita memulai reaksi sebelumnya dengan jumlah molar yang sama dari asam kuat dan basa kuat, pada akhir reaksi kita hanya akan memiliki garam dan tanpa sisa asam atau basa. Rekasi ini adalah karakteristik dari reaksi netralisasi asam-basa.

Reaksi antara asam lemah seperti asam hidrosianat (HCN) dan basa kuat adalah

HCN(aq) + NaOH(aq) → NaCN(aq) + H₂O(l)

Karena HCN adalah asam lemah, HCN tidak terionisasi dalam larutan. Jadi, persamaan ionik ditulis sebagai

HCN(aq) + Na⁺(aq) + OH⁻(aq) → Na⁺(aq) + CN⁻(aq) + H₂O(l)

dan persamaan ion bersihnya adalah

HCN(aq) + OH⁻(aq) → CN⁻(aq) + H₂O(l)

Perlu dicatat bahwa hanya Na⁺  merupakan ion spektator, OH⁻ dan CN⁻ bukan.

Berikut ini juga contoh reaksi netralisasi asam-basa, yang diwakili oleh persamaan molekul:

Persamaan yang terakhir terlihat berbeda karena tidak menunjukkan adanya air sebagai produk. Namun, jika kita menyatakan NH₃(aq) sebagai NH₄⁺(aq) dan OH⁻(aq), seperti yang dibahas sebelumnya, maka persamaannya menjadi

HNO₃(aq) + NH₄⁺(aq) + OH⁻(aq) → NH₄NO₃(aq) + H₂O(l)

Reaksi Asam-Basa Yang Membentuk Gas

Garam tertentu seperti karbonat (mengandung ion CO₃²⁻), bikarbonat (mengandung ion HCO₃⁻), sulfit (mengandung ion SO₃²⁻), dan sulfida (mengandung ion S²⁻) bereaksi dengan asam membentuk produk gas. Sebagai contoh, persamaan molekul untuk reaksi antara natrium karbonat (Na₂CO₃) dan HCl(aq) adalah (lihat Gambar 4.6)

Na₂CO₃(aq) + 2HCl(aq) → 2NaCl(aq) + H₂CO₃(aq)

Asam karbonat tidak stabil dan jika ada dalam larutan dalam konsentrasi yang cukup akan terurai sebagai berikut:

H₂CO₃(aq) → H₂O(l) + CO₂(g)

Reaksi serupa yang melibatkan garam lain yang disebutkan adalah

Ulasan Konsep

Manakah dari diagram berikut yang paling merepresentasi asam lemah? Yang merupakan asam yang sangat lemah? Yang merupakan asam kuat? Proton ada dalam air sebagai ion hidronium. Semua asam bersifat monoprotik. (Untuk penyederhanaan, molekul air tidak diperlihatkan.)

4.2 Reaksi Pengendapan

Salah satu jenis reaksi yang umum terjadi pada larutan dalam air (zat yang dilarutkan dalam air) adalah reaksi presipitasi atau reaksi pengendapan, yang menghasilkan pembentukan produk yang tidak larut, atau endapan. Endapan adalah padatan tidak larut yang tidak bercampur dengan larutan. Reaksi presipitasi biasanya melibatkan senyawa ionik. Sebagai contoh, ketika larutan encer timbal (II) nitrat [Pb(NO₃)₂] ditambahkan ke dalam larutan kalium iodida (KI), terbentuk endapan timbal (II) iodida (PbI₂) berwarna kuning:

Pb(NO₃)₂(aq) + 2KI(aq) → PbI₂(s) + 2KNO₃(aq)

Kalium nitrat tetap di dalam larutan. Gambar 4.3 menunjukkan reaksi ini sedang berlangsung.

Reaksi di atas adalah contoh dari reaksi metatesis (juga disebut reaksi perpindahan ganda atau substitusi), reaksi yang melibatkan pertukaran komponen antara dua senyawa. (Dalam hal ini, kation dalam kedua senyawa saling berganti anion, sehingga Pb²⁺ berakhir dengan I⁻ sebagai PbI₂ dan K⁺ berakhir dengan NO₃⁻ sebagai KNO₃.) Seperti yang akan kita pelajari, reaksi presipitasi yang dibahas dalam bab ini adalah contoh reaksi metatesis.

Gambar 4.3 Pembentukan endapan PbI₂ kuning ketika larutan Pb(NO₃)₂ ditambahkan ke dalam larutan KI.

Kelarutan

Bagaimana kita dapat memprediksi apakah endapan akan terbentuk ketika suatu senyawa ditambahkan ke dalam larutan atau ketika dua larutan dicampur? Hal itu tergantung pada kelarutan zat terlarut, yang didefinisikan sebagai jumlah maksimum zat terlarut yang akan larut dalam jumlah tertentu pelarut pada suhu tertentu. Ahli kimia menyebutnya sebagai dapat larut, sedikit larut, atau tidak dapat larut dalam pengertian kualitatif. Suatu zat dikatakan dapat larut jika sejumlah besar zat larut ketika ditambahkan air. Jika tidak, zat tersebut dideskripsikan sebagai sedikit larut atau tidak dapat larut. Semua senyawa ionik adalah elektrolit yang kuat, tetapi tidak semuanya larut dalam air.

Tabel 4.2 mengelompokkan sejumlah senyawa ionik yang umum sebagai senyawa larut atau senyawa tidak larut. Perlu diingat, bahwa bahkan senyawa yang tidak larut pun larut sampai batas tertentu. Gambar 4.4 menunjukkan beberapa endapan.

Tabel 4.2 Aturan Kelarutan untuk Senyawa Ionik Umum dalam Air pada 25°C

Gambar 4.4. Penampilan beberapa endapan. Dari kiri ke kanan: CdS, PbS, Ni(OH)₂, dan Al(OH)₃.

Contoh 4.1 menerapkan aturan kelarutan dalam Tabel 4.2.

Contoh 4.1

Kelompokkan senyawa ionik berikut sebagai dapat larut atau tidak dapat larut: (a) perak sulfat (Ag₂SO₄), (b) kalsium karbonat (CaCO₃), (c) natrium fosfat (Na₃PO₄).

Strategi

Meskipun tidak perlu menghafal kelarutan senyawa, kita harus tetap mengingat aturan yang berguna berikut: semua senyawa ionik yang mengandung kation logam alkali; ion amonium; dan ion nitrat, bikarbonat, dan klorat adalah zat dapat larut. Untuk senyawa yang lain, kita perlu merujuk pada Tabel 4.2.

Penyelesaian 

(a) Menurut Tabel 4.2, Ag₂SO₄ tidak dapat larut. (b) Ini adalah karbonat dan Ca adalah logam Golongan 2A. Oleh karena itu, CaCO₃ tidak dapat larut. (c) Natrium adalah logam alkali (Golongan 1A) jadi Na₃PO₄ larut.

Latihan

Kelompokkan senyawa ionik berikut sebagai dapat larut atau tidak dapat larut: (a) CuS, (b) Ca(OH)₂, (c) Zn(NO₃)₂.

Persamaan Molekul, Persamaan Ion, dan Persamaan Ion Bersih

Persamaan yang menggambarkan presipitasi timbal (II) iodida pada persamaan diatas disebut persamaan molekul karena rumus-rumus senyawa ditulis seolah-olah semua spesi ada sebagai molekul atau satuan utuh. Persamaan molekul berguna karena mengidentifikasi reagen [yaitu, timbal (II) nitrat dan kalium iodida]. Jika kita ingin membawa reaksi ini di laboratorium, kita akan menggunakan persamaan molekul. Namun, persamaan molekul tidak menjelaskan secara rinci apa yang sebenarnya terjadi dalam larutan.

Seperti yang ditunjukkan sebelumnya, ketika senyawa ionik larut dalam air, molekul dipecah menjadi kation dan anion komponennya. Agar lebih realistis, persamaan harus menunjukkan disosiasi senyawa ion terlarut menjadi anion dan kation. Oleh karena itu, kembali ke reaksi antara kalium iodida dan timbal  II) nitrat, kita menulis

Pb²⁺(aq) + 2NO₃⁻(aq) + 2K⁺(aq) + 2I⁻(aq) → PbI₂(s) + 2K⁺(aq) + 2NO₃⁻(aq)

Persamaan ini adalah contoh persamaan ionik, yang menunjukkan spesi terlarut sebagai ion bebas. Untuk melihat apakah endapan terbentuk dari larutan ini, pertama-tama kita menggabungkan kation dan anion dari senyawa yang berbeda; yaitu, PbI₂ dan KNO₃. Mengacu pada Tabel 4.2, kita melihat bahwa PbI₂ adalah senyawa tidak dapat larut dan KNO₃ dapat larut. Oleh karena itu, KNO₃ terlarut tetap dalam larutan sebagai ion K⁺ dan NO₃⁻ yang terhidrasi, yang disebut ion penonton, atau ion yang tidak terlibat dalam reaksi keseluruhan. Karena ion penonton muncul di kedua sisi persamaan, ion-ion ini dapat dihilangkan dari persamaan ionik

Pb²⁺(aq) + 2NO₃⁻(aq) + 2K⁺(aq) + 2I⁻(aq) → PbI₂(s) + 2K⁺(aq) + 2NO₃⁻(aq)

Akhirnya, kita mendapatkan persamaan ion bersih, yang hanya menunjukkan spesi yang benar-benar terlibat dalam reaksi pengendapan:

Pb²⁺(aq) +  2I⁻(aq) → PbI₂(s)

Melihat contoh lain, kita menemukan bahwa ketika larutan barium klorida (BaCl₂) ditambahkan ke dalam larutan natrium sulfat (Na₂SO₄), terbentuk endapan putih (Gambar 4.5). Memperlakukan ini sebagai reaksi metatesis, produknya adalah BaSO₄ dan NaCl. Dari Tabel 4.2 kita melihat bahwa hanya BaSO₄ yang tidak larut. Oleh karena itu, kita menulis persamaan molekul sebagai berikut

BaCl₂(aq) + Na₂SO₄(aq) → BaSO₄(s) + 2NaCl(aq)

Persamaan ion untuk reaksi adalah

Ba²⁺(aq) + 2Cl⁻(aq) + 2Na⁺(aq) + SO₄²⁻ (aq) → BaSO₄(s) + 2Na⁺(aq) + 2Cl⁻(aq)

Menghilangkan ion penonton (Na⁺ dan Cl⁻) di kedua sisi persamaan memberi kita persamaan ion bersih

Ba²⁺(aq) + SO₄²⁻ (aq) → BaSO₄(s)

Gambar 4.5 Pembentukan endapan BaSO₄.

Empat langkah berikut merangkum prosedur untuk menulis persamaan ion dan persamaan ion bersih:

1. Tulis persamaan molekul yang setara untuk reaksi, menggunakan rumus yang benar untuk senyawa reaktan dan produk ionik. Lihat Tabel 4.2 untuk memutuskan produk mana yang tidak larut dan karena itu akan muncul sebagai endapan.
2. Tulis persamaan ion untuk reaksi. Senyawa yang tidak muncul sebagai endapan harus ditampilkan sebagai ion bebas.
3. Identifikasi dan hilangkan ion penonton di kedua sisi persamaan. Tuliskan persamaan ion bersih untuk reaksi.
4. Periksa apakah muatan dan jumlah atom setara dalam persamaan ion bersih. 

Langkah-langkah ini diterapkan dalam Contoh 4.2.

Contoh 4.2

Prediksikan apakah yang terjadi ketika larutan kalium fosfat (K₃PO₄) dicampur dengan larutan kalsium nitrat [Ca(NO₃)₂]. Tuliskan persamaan ion bersih untuk reaksi ini!

Strategi

Dari informasi yang diberikan, pertama-tama berguna untuk menulis persamaan tidak setara

K₃PO₄(aq) + Ca(NO₃)₂(aq) → ?

Apa yang terjadi ketika senyawa ionik larut dalam air? Ion apa yang terbentuk dari pemisahan K₃PO₄ dan Ca(NO₃)₂? Apa yang terjadi ketika kation bertemu anion dalam larutan?

Penyelesaian 

Dalam larutan, K₃PO₄ terdisosiasi menjadi ion K⁺ dan PO₄³⁻ dan Ca(NO₃)₂ terdisosiasi menjadi ion Ca²⁺ dan NO₃⁻. Menurut Tabel 4.2, ion kalsium (Ca²⁺) dan ion fosfat (PO₄³⁻) akan membentuk senyawa yang tidak dapat larut, kalsium fosfat [Ca₃(PO₄)₂], sedangkan produk lainnya, KNO₃ dapat larut dan tetap dalam larutan sebagai ion. Karena itu, ini adalah reaksi presipitasi. Kita mengikuti prosedur bertahap yang baru saja dijelaskan.

Langkah 1: Persamaan molekul setara untuk reaksi ini adalah

2K₃PO₄(aq) + 3Ca(NO₃)₂(aq) → Ca₃(PO₄)₂(s) + 6KNO₃(aq)

Langkah 2: Untuk menulis persamaan ion, senyawa yang larut ditampilkan sebagai ion terdisosiasi:

6K⁺(aq) + 2PO₄³⁻ (aq) + 3Ca²⁺(aq) + 6NO₃⁻(aq) → 6K⁺(aq) + 6NO₃⁻(aq) + Ca₃(PO₄)₂(s)

Langkah 3: Menghilangkan ion penonton (K⁺ dan NO₃⁻) di setiap sisi persamaan, kita mendapatkan persamaan ion bersih:

3Ca²⁺(aq) + 2PO₄³⁻ (aq) → Ca₃(PO₄)₂(s)

Langkah 4: Perhatikan bahwa karena kita pertama-tama menyetarakan persamaan molekul, persamaan ion bersih disetarakan dengan jumlah atom di setiap sisi dan jumlah muatan positif (+6) dan negatif (-6) di sisi kiri adalah sama.

Latihan

Prediksikan apakah endapan akan dihasilkan dengan mencampurkan larutan Al(NO₃)₃ dengan larutan NaOH. Tuliskan persamaan ion bersih untuk reaksi ini!

Ulasan Konsep

Manakah dari gambar berikut yang secara akurat menggambarkan reaksi antara Ca(NO₃)₂(aq) dan Na₂CO₃(aq)? Untuk penyederhanaan, hanya ion Ca²⁺(kuning) dan CO₃²⁻ (biru) yang ditampilkan.

4.1 Sifat Umum Larutan (aq)

Suatu larutan adalah campuran dua atau lebih zat yang homogen. Zat terlarut adalah zat yang ada dalam jumlah yang lebih kecil, dan pelarut adalah zat yang ada dalam jumlah yang lebih besar. Suatu larutan dapat berupa gas (seperti udara), padat (seperti paduan logam), atau cairan (misalnya air laut). Pada bagian ini kita hanya akan membahas zat yang dilarutkan dalam air yang kita sebut larutan dalam air atau aqueous (aq), di mana zat terlarut awalnya berupa cairan atau padatan dan pelarutnya adalah air.

Sifat Elektrolit

Semua zat terlarut yang larut dalam air dapat menjadi salah satu dari dua kategori berikut: larutan elektrolit dan larutan nonelektrolit. Elektrolit adalah zat yang, jika larut dalam air, menghasilkan larutan yang dapat menghantarkan listrik. Nonelektrolit adalah zat yang terlarut dalam air tidak dapat menghantarkan listrik. Gambar 4.1 menunjukkan metode yang mudah dan langsung untuk membedakan antara elektrolit dan nonelektrolit. Sepasang elektroda inert (tembaga atau platinum) direndam dalam gelas berisi air. Untuk menyalakan bola lampu, arus listrik harus mengalir dari satu elektroda ke elektroda lainnya, sehingga melengkapi sirkuit. Air murni adalah penghantar listrik yang sangat buruk. Namun, jika kita menambahkan sedikit natrium klorida (NaCl), bola lampu akan bercahaya begitu garam larut dalam air. NaCl padat, merupakan senyawa ionik, terurai menjadi ion Na⁺ dan Cl⁻ ketika larut dalam air. Ion Na⁺ ditarik ke elektroda negatif (anoda), dan ion Cl⁻ ke elektroda positif (katoda). Gerakan ini mengatur arus listrik yang setara dengan aliran elektron di sepanjang kawat logam. Karena larutan NaCl menghantarkan listrik, kita mengatakan bahwa NaCl adalah elektrolit. Air murni mengandung sangat sedikit ion, sehingga tidak dapat menghantarkan listrik.

Dengan membandingkan kecerahan bola lampu untuk jumlah molar zat terlarut yang sama membantu kita membedakan antara elektrolit kuat dan elektrolit lemah. Sifat elektrolit kuat adalah bahwa zat terlarut diasumsikan 100 persen terdisosiasi menjadi ion dalam larutan. (Dengan disosiasi yang dimaksudkan adalah memecah senyawa menjadi kation dan anion.) Dengan demikian, kita dapat merepresentasikan natrium klorida yang larut dalam air sebagai

Persamaan ini menunjukkan bahwa semua natrium klorida yang dilarutkan ke dalam air berakhir sebagai ion Na⁺ dan ion Cl⁻; tidak ada satuan NaCl yang tidak terdisosiasi dalam larutan.

Ketika elektroda ditempatkan dalam larutan elektrolit dan tegangan listrik diberikan, elektrolit akan menghantarkan arus listrik. Elektron tunggal biasanya tidak dapat melewati elektrolit; sebaliknya, reaksi kimia terjadi pada katoda yang mengonsumsi elektron dari anoda. Reaksi lain terjadi di anoda, menghasilkan elektron yang akhirnya ditransfer ke katoda. Akibatnya, awan muatan negatif berkembang dalam elektrolit di sekitar katoda, dan muatan positif berkembang di sekitar anoda. Ion-ion dalam elektrolit menetralkan muatan ini, memungkinkan elektron untuk terus mengalir dan reaksi berlanjut.

Gambar 4.1. Pengaturan untuk membedakan antara larutan elektrolit dan larutan nonelektrolit. Kemampuan larutan untuk menghantarkan listrik tergantung pada jumlah ion yang dikandungnya. (a) Larutan nonelektrolit tidak mengandung ion, dan bola lampu tidak menyala. (b) Larutan elektrolit lemah mengandung sejumlah kecil ion, dan bola lampu menyala redup. (c) Suatu larutan elektrolit yang kuat mengandung sejumlah besar ion, dan bola lampu menyala terang. Jumlah molar zat terlarut adalah sama dalam ketiga larutan.

Tabel 4.1 Kelompok Zat Terlarut Yang Larut Dalam Air

*H₂SO₄ memiliki dua ion H⁺ terionisasi.
Air murni adalah elektrolit yang sangat lemah.

Tabel 4.1 mencantumkan contoh zat terlarut yang dikelompokkan menjadi elektrolit kuat, elektrolit lemah, dan nonelektrolit. Senyawa ionik, seperti natrium klorida, kalium iodida (KI), dan kalsium nitrat [Ca(NO₃)₂], adalah elektrolit yang kuat. Sangat menarik untuk dicatat bahwa cairan tubuh manusia mengandung banyak elektrolit yang kuat dan lemah.

Air adalah pelarut yang sangat efektif untuk senyawa ionik. Walaupun air adalah molekul yang netral secara listrik, air memiliki daerah positif (atom H) dan daerah negatif (atom O), atau "kutub" positif dan "kutub" negatif; karena alasan inilah air merupakan pelarut polar. Ketika senyawa ionik seperti natrium klorida larut dalam air, jaringan tiga dimensi ion dalam padatan kristal ionik dipecah (terdisosiasi). Ion Na⁺ dan Cl⁻ dipisahkan antara satu sama lain dan mengalami hidrasi, yaitu proses di mana ion dikelilingi oleh molekul air yang tersusun dengan cara tertentu. Setiap ion Na⁺ dikelilingi oleh sejumlah molekul air yang mengarahkan kutub negatifnya ke arah kation. Demikian pula, setiap ion Cl⁻ dikelilingi oleh molekul air dengan kutub positif yang berorientasi pada anion (Gambar 4.2). Hidrasi membantu menstabilkan ion dalam larutan dan mencegah kation bergabung dengan anion.

Gambar 4.2 Hidrasi ion Na⁺ dan Cl⁻

Asam dan basa juga merupakan elektrolit. Beberapa asam, termasuk asam klorida (HCl) dan asam nitrat (HNO₃), adalah elektrolit yang kuat. Asam-asam ini diasumsikan terionisasi seluruhnya dalam air; misalnya, ketika gas hidrogen klorida larut dalam air, gas ini membentuk ion H⁺ dan Cl⁻ yang terhidrasi:

CH₃COOH

Dengan kata lain, semua molekul HCl terlarut dalam air terionisasi menjadi ion H⁺ terhidrasi dan Cl⁻ terhidrasi. Jadi, jika kita menulis HCl (aq), dapat dipahami bahwa dalam larutan hanya ada ion H⁺ (aq) terhidrasi dan Cl⁻ (aq) terhidrasi tetapi tidak ada molekul HCl yang tetap eksis dalam larutan. Di sisi lain, asam-asam tertentu, seperti asam asetat (CH₃COOH), yang memberikan rasa asam pada cuka, tidak terionisasi seluruhnya dan merupakan elektrolit yang lemah. Kita mereprsentasikan ionisasi asam asetat sebagai

di mana CH₃COO⁻ disebut ion asetat. Kita menggunakan istilah ionisasi untuk menggambarkan pemisahan asam dan basa menjadi ion. Dengan menulis rumus asam asetat sebagai CH₃COOH, kita menunjukkan bahwa proton yang dapat terionisasi ada dalam gugus -COOH.

Ionisasi asam asetat ditulis dengan panah ganda untuk menunjukkan bahwa reaksi itu adalah reaksi reversibel; yaitu, reaksi yang dapat terjadi bolak-balik. Awalnya, sejumlah molekul CH₃COOH pecah menjadi ion CH₃COO⁻ dan H⁺. Seiring berjalannya waktu, sebagian ion CH₃COO⁻ dan H⁺ bergabung kembali membentuk molekul CH₃COOH. Akhirnya, suatu keadaan tercapai di mana molekul asam terionisasi secepat ion bergabung kembali. Keadaan kimiawi seperti itu, di mana tidak ada perubahan bersih dapat diamati (meskipun aktivitasnya kontinu pada tingkat molekul), disebut kesetimbangan kimia. Asam asetat adalah elektrolit yang lemah karena ionisasi dalam air tidak sempurna. Sebaliknya, dalam larutan asam klorida ion H⁺ dan Cl⁻ tidak memiliki kecenderungan untuk bergabung kembali dan membentuk molekul HCl. Kita menggunakan panah tunggal untuk merepresentasi ionisasi sempurna.

Ulasan Konsep

Gambar berikut ini menunjukkan tiga senyawa AB₂ (a), AC₂ (b), dan AD₂ (c) yang dilarutkan dalam air. Mana yang merupakan elektrolit terkuat dan mana yang terlemah? (Untuk penyederhanaan, molekul air tidak diperlihatkan.)

4. Reaksi Kimia Larutan Dalam Air (aqueos)

KONSEP PENTING

• Kita mulai dengan mempelajari sifat-sifat larutan yang disiapkan dengan melarutkan zat terlarut dalam air, yang disebut aqueous (aq) selanjutnya kita sebut larutan berair atau larutan dalam air. Larutan dalam air dapat dikelompokkan sebagai larutan nonelektrolit dan larutan elektrolit, tergantung pada kemampuannya untuk menghantarkan listrik. (4.1)
• Kita akan mempelajari bahwa reaksi presipitasi atau reaksi pengendapan adalah reaksi yang ditunjukkan oleh pembentukan produk yang merupakan senyawa yang tidak larut dalam air. Kita belajar untuk merepresentasikan reaksi-reaksi ini menggunakan persamaan ionik dan persamaan ionik bersih. (4.2)
• Selanjutnya, kita mempelajari reaksi asam-basa, yang melibatkan transfer proton (H⁺) dari asam ke basa. (4.3)
• Kita kemudian mempelajari reaksi oksidasi-reduksi (redoks) yang ditunjukkan oleh transfer elektron antar reaktan. Kita akan mempelajari bahwa ada beberapa jenis reaksi redoks (4.4)
• Kita melakukan studi kuantitatif tentang larutan dalam air, kita mempelajari bagaimana mengekspresikan konsentrasi larutan dalam molaritas. (4.5)
• Terakhir, kita akan menerapkan pengetahuan kita tentang metode mol yang dipelajari pada Bab 3 hingga tiga jenis reaksi yang dipelajari di bab ini. Kita akan mempelajari bagaimana analisis gravimetri digunakan untuk mempelajari reaksi presipitasi, dan teknik titrasi digunakan untuk mempelajari reaksi asam-basa dan titrasi redoks. (4.6, 4.7, dan 4.8)

Banyak reaksi kimia dan hampir semua proses biologis terjadi di dalam air. Dalam bab ini, kita akan membahas tiga kategori utama reaksi yang terjadi di dalam larutan: reaksi presipitasi, reaksi asam-basa, dan reaksi redoks. Dalam bab-bab selanjutnya, kita akan mempelajari karakteristik struktural dan sifat-sifat air — yang disebut pelarut universal — dan larutannya.