ASAM BASA

1. Teori Asam Basa

Asam dan basa adalah sifat kimia zat yang sangat penting untuk diketahui. Sifat asam basa sangat berkaitan dengan lingkungan kimiawi zat tersebut. Ada tiga teori dasar mengenai asam dan basa.

1.1 Arrhenius

Asam adalah zat yang apabila dilarutkan dalam air terionisasi menghasilkan H⁺ dalam larutannya, sebagaimana contohnya senyawa berikut :

            HCl(aq)                       H⁺(aq) + Cl^-(aq)

           

CH₃COOH(aq)                       H⁺(aq) + CH₃COO^-(aq)

Basa adalah zat yang apabila dilarutkan dalam air terionisasi menghasilkan OH^-

            NaOH(aq)                   Na⁺(aq) + OH^-(aq)

NH₄OH(aq)                             NH₄⁺(aq) + OH^-(aq)

1.2 Bronsted dan Lowry

Asam adalah ion atau molekul yang dapat memberikan proton (H⁺) kepada basa dan disebut donor proton sedangkan basa adalah ion atau molekul yang dapat menerima proton disebut akseptor proton. Proton adalah inti atom H (atom H yang “telanjang”) yang tidak mempunyai electron.            

            HCl(aq) + NH₃(aq)                             NH₄^-(aq) + Cl^-(aq)

        Asam₁(a₁)     basa₁(b₁)                             asam₂(a₂)    basa₂(b₂)

Setiap asam mempunyai basa konjugasi, demikian juga setiap basa mempunyai asam konjugasi. Dari contoh reaksi diatas maka b₂ disebut basa konjugasi dari HCl sebab bila HCl melepaskan ion H⁺ maka tersisa adalah ion Cl^- yang bersifat basa,demikian juga a₂ adalah asam konjugasi dari b₁ sebab bila NH₃ menerima H⁺ maka terbentuk ion NH₄⁺ yang bersifat asam.

1.3 Lewis

Asam adalah suatu spesies yang dapat menerima pasangan electron bebas(akseptor pasangan elektron) dalam suatu reaksi kimia. Basa adalah suatu spesies yang dapat memberikan pasangan electron bebas (donor pasangan elektron).

AlCl₃ + PCl₃                Cl₃Al + PCl₃

AlCl₃ adalah asam karena dapat menerima pasangan electron dari PCl₃ dan PCl₃ adalah basa karena dapat memberikan pasangan electron bebasnya.

2. Pengertian Asam dan Basa

Asam dan basa merupakan zat kimia yang banyak digunakan dalam kehidupan sehari – hari.

1.    Asam

Istilah asam berasal dari bahasa Latin “Acetum” yang berarti cuka, karena diketahui zat utama dalam cuka adalah asam asetat. Secara umum asam, yaitu zat yang berasa masam.

2.   Basa

Basa (alkali) berasal dari bahasa arab yang berarti abu. Secara umum basa yaitu zat yang berasa pahit dan bersifat kaustik. Definisi umum dari basa adalah senyawa kimia yang menyerap ion hydronium ketika dilarutkan dalam air. Basa adalah lawan dari asam, yaitu ditujukan untuk unsur/senyawa kimia yang memiliki  pH lebih dari 7. Kostik merupakan istilah yang digunakan untuk basa kuat. Basa dapat dibagi menjadi basa kuat dan basa lemah. Kekuatan basa sangat tergantung pada kemampuan basa tersebut melepaskan ion OH dalam larutan dan konsentrasi larutan basa tersebut.

    

 Beberapa Contoh Basa dan Reaksi Ionisasinya

Rumus Basa	Nama Basa	Reaksi Ionisasi	Valensi
NaOH	Natrium hidroksida	NaOH è Na+ + OH-	1
Ca(OH)2	Kalsium hidroksida	Ca(OH)2 è Ca2+ + 2OH-	2
Ba(OH)2	Barium hidroksida	Ba(OH)2 è Ba2+ + 2OH-	2
Al(OH)3	Aluminium hidroksida	Al(OH)3 è Al3+ + 3OH-	3
KOH	Kalium hidroksida	KOH è K+ + OH-	1
Sr(OH)2	Stronsium hidroksida	Sr(OH)2 è Sr2+ + 2OH-	2

Perbedaan Asam dan Basa

Sifat  Asam :

1. Senyawa asam bersifat korosif.

2. Sebagian besar reaksi dengan logam menghasilkan H2.

3. Senyawa asam memiliki rasa asam.

4. Dapat mengubah warna zat yang dimiliki oleh zat lain (dapat dijadikan indikator asam atau
     basa.

5. Menghasilkan ion H⁺ dalam air.

Sifat  Basa :

1. Senyawa basa bersifat merusak kulit (kaustik ).

2. Terasa licin di tangan, seperti sabun.

3. Senyawa basa terasa pahit.

4. Dapat mengubah warna zat lain. (warna yang dihasilkan berbeda dengan asam).

5. Menghasilkan ion OH – dalam air.

Jenis – jenis basa

1.  Amonia

2.  Kalsium hidroksida

3.  Kalsium oksida

4.  Magnesium hidroksida

5.  Natrium hidroksida

Netralisasi Oleh Basa

Ketika dilarutkan dalam air, maka Natrium hidroksida yang merupakan basa kuat akan terionisasi menjadi ion natrium dan ion hidroksida :

NaOH → Na⁺ + OH^-

di saat yang sama, asam klorida dalam air akan membentuk ion klorida dan ion hidronium :

HCl + H₂O → H₃O⁺ + Cl^-

Ketika 2 campuran ini dijadikan satu, maka ion H₃O⁺ dan OH^- akan bergabung menjadi satu membentuk air :

H₃O⁺ + OH^- → 2H₂O

Jika jumlah NaOH dan HCl yang dilarutkan sama persis, maka asam dan basa akan tepat ternetralisasi, sehingga hanya akan terdapat larutan NaCl atau garam dapur.

3.    Tata Nama Senyawa Basa

Basa adalah zat yang di dalam air dapat menghasilkan ion OH^–. Larutan basa bersifat kaustik, artinya jika terkena kulit terasa licin seperti bersabun. Pada umumnya basa adalah senyawa ion yang terdiri dari kation logam dan anion OH^–. Nama senyawa basa sama dengan nama kationnya yang diikuti kata hidroksida. Contoh :

NaoH     è      Na⁺             +         OH^-

                     Natrium            Hidroksida

Ca(OH)₂ è   Ca²⁺             +         2OH^-

                     Kalsium              Hidroksida

Al(OH)₃            : Aluminium Hidroksida
Cu(OH)₂           : Tembaga(II) Hidroksida
Ba(OH)₂           : Barium Hidroksida

4.          Identifikasi Asam Basa

Senyawa asam dapat dibedakan dari senyawa basa, salah satunya dengan mencicipi rasanya. Namun, tidak semua zat dapat di identifikasi dengan cara itu. Senyawa – senyawa asam - basa dapat diidentifikasi secara aman dengan menggunakan indikator. Indikator merupakan zat warna yang warnanya berbeda jika berada dalam kondisi asam dan basa. Indikator yang dapat digunakan adalah kertas lakmus, indikator asam – basa dan indikator alami.

1.    Mengidentifikasi asam – basa dengan kertas lakmus

Senyawa asam – basa dapat diidentifikasi menggunakan kertas lakmus dengan cara mengamati perubahan warna kertas lakmus ketika bereaksi dengan larutan. Ada dua macam kertas lakmus yaitu kertas lakmus merah dan kertas lakmus biru.

Ketika dicelupkan dalam larutan asam dan larutan basa, kertas lakmus merah dan lakmus biru akan menghasilkan perubahan warna yang berbeda. Larutan yang bersifat asam adalah air jeruk dan larutan cuka, sedangkan larutan yang bersifat basa adalah air sabun dan larutan soda kue.

Kertas lakmus merah yang dicelupkan dalam larutan asam tidak akan berubah warna, jika kertas tersebut dicelupkan pada larutan basa akan berubah warna menjadi biru. Sebaliknya, jika kertas lakmus biru yang dicelupkan kelarutan asam, lakmus akan berubah menjadi merah. Adapaun jika dicelupkan kelarutan basa, warnanya tetap biru.

2.  Mengidentifikasi asam – basa dengan indikator asam – basa

Selain kertas lakmus, kita juga dapat menggunakan indikator asam – basa untuk membedakan asam dan basa. Indikator asam – basa adalah zat kimia yang mempunyai warna yang berbeda dalam larutan asam dan basa. Sifat itulah yang menyebabkan indikator asam – basa dapat digunakan untuk mengidentifikasi sifat asam dan basa. Ada beberapa jenis indikator asam – basa diantaranya fenolftalein, metil orange, bromotimul biru, metil ungu, bromokresol ungu, fenol merah, timolftalein dan metil orange. Jika kita meneteskan larutan asam – basa kedalam larutan tersebut, kita akan melihat perubahan warna larutan indikator. Perhatikan tabel berikut:

Indikator asam - basa		Warna yang dihasilkan
		Larutan asam		Larutan basa
fenolftalein		Bening		Merah muda
Metil oranye		Merah		Kuning
Bromotimol biru		Kuning		Biru
Metil ungu		Ungu		Hijau
Bromokresol ungu		Kuning		Ungu
Fenol merah		Kuning		Merah
Timolftalien		Bening		Biru
Metil oranye		Merah		Kuning

Trayek Perubahan Warna Indikator Asam Basa

              Batas – batas pH ketika indikator mengalami perubahan warna disebut trayek perubahan warna indikator tersebut.

Indikator	Perubahan Warna dengan Meningkatnya pH	Rentang pH
Asam Pikrat	Tidak berwarna - kuning	0,1 – 0,8
Tanol Biru	Kuning	0,2 – 2,8
2,6 – Dinitro Feno	Tidak berwarna – Kuning Merah	2,0 – 4,0
Metil Kuning	Kuning	2,9 – 4,0
Brompenol Biru	Kuning - Biru	3,0 – 4,6
Metil Orange	Merah - Kuning	3,7 – 4,4
Bromkesol Hijau	Kuning - Biru	3,8 – 5,4
Nietyl Merah	Merah - Kuning	4,2 – 6,8
Litmus	Merah - Biru	5,0 – 8,0
Metil Ungu	Ungu - Hijau	4,8 – 5,4
P. Nitropenol	Tidak berwarna - Kuning	5,6 – 7,6
Bromkesol Ungu	Kuning - Ungu	5,2 – 6,8
Bromtimol Biru	Kuning - Biru	6,0 – 7,6
Netral Merah	Merah - Kuning	6,8 – 8,0
Kenol Merah	Kuning - Biru	6,8 – 8,4
p-a-Noftalfttalein	Kuning - Biru	7,0 – 9,0
Tinolftalein	Tidak berwarna – Biru kuning	9,3 – 10,6
Alizarin Kuning R	Violet	10,1 – 12,0
Fenolfttalein	Tidak berwarna -Merah	8,0 – 9,6

3. Mengidentifikasi Asam–Basa dengan indikator alami

Selain indikator buatan, kamu juga dapat mengidentifikasi senyawa asam dan basa menggunakan indikator alami. Indikator tersebut dapat dibuat dari bumbu dapur, bunga dan buah – buahan.

Tujuan  :  Mengidentifikasi asam, basa, garam dengan menggunakan indikator alami (kunyit

                  atau mahkota bunga sepatu).

 Alat dan Bahan  :

    1.      Plat tetes atau tabung reaksi

    2.      Kunyit / mahkota bunga sepatu.

    3.      Pipet tetes

    4.      Pinset

    5.      Cuka dapur

    6.      Air jeruk

    7.      Air dapur

    8.      Air sabun

    9.      Larutan sitrat

    10.  Larutan pewangi cucian

    11.  Larutan garam dapur

    12.  Air mineral

Langkah kerja  :

   1.      Parutlah kunyit dan tambahkan sedikit air mineral, kemudian saringlah.

   2.      Berikanlah label A sampai H pada masing-masing lubang di plat tetes/tabung reaksi.

   3.      Tuangkan sedikit ekstrak kunyit pada masing-masing lubang plat tetes/tabung reaksi.

   4.      Amatilah warna larutan kunyit tersebut.

   5.      Teteskan 3 – 5 tetes cuka dapur, kemudian amati perubahan warna yang terjadi !

   6.      Lakukanlah kembali langkah 4 tetapi gantilah cuka dapur dengan bahan lain yang tersedia

          secara berurutan.

 Hasil pembahasan.

  

No.	Nama Zat	Perubahan warna kunyit		Keterangan (asam, Basa, dan garam)
		Sebelum ditetesi	Sesudah ditetesi
1.	Cuka dapur	Merah	Merah	Asam
2.	Air jeruk	Merah	Merah	Asam
3.	Air kapur	Merah	Biru	Basa
4.	Air sabun	Merah	Biru	Basa
5.	Air Sitrun	Merah	Merah	Asam
6.	Larutan garam dapur	Merah	Biru	Basa
7.	Larutan pewangi cucian	Merah	Biru	Basa
8.	Air mineral	Merah	Putih	Garam(netral)

        

           Golongkan masing-masing larutan di atas ke dalam asam, basa, garam berdasarkan perubahan warna pada kunyit pada tabel di atas. Penggolongan dari asam terdapat pada zat  cuka dapur, air jeruk, dan air sitrun.

    Penggolongan dari basa terdapat pada zat air kapur, air sabun, larutan garam dapur, dan larutan pewangi cucian. Penggolongan dari Netral atau garam terdapat pada zat air mineral.

Kesimpulan.

   1.      Larutan kunyit + larutan no 1, 3, 5                    memiliki Warna merah    yang berarti  Asam.

   2.      Larutan kunyit + larutan no. 3, 4, 6, 7               memiliki Warna biru        yang berarti  Basa.

   3.      Larutan kunyit + larutan no. 8                           memiliki Warna putih       yang berarti  Netral.

5.    konsep pH, pOH, dan pKw

a.      pH

p = potenz artinya pangkat dari H+.
pH adalah cara lain menyatakan konsentrasi ion H+ dalam larutan air

 

Untuk air murni pada temperatur 25 °C :

[H⁺] = [OH-] = 10-7 mol/L

Sehingga pH air murni = – log 10-7 = 7.

 Jika pH = 7, maka  larutan bersifat netral

Jika pH < 7, maka larutan bersifat asam

Jika pH > 7, maka larutan bersifat basa

Pada temperatur kamar : pKw = pH + pOH = 14

Telah disebutkan bahwa pembawa sifat asam adalah ion H⁺. Jadi, derajat atau tingkat keasaman larutan bergantung pada konsentrasi ion H⁺ dalam larutan. Makin besar konsentrasi ion H, makin asam larutan. SØrensen (1868 - 1939). seorang ahli kimia dan Denmark, mengusulkan konsep pH untuk menyatakan konsentrasi ion H⁺. pH sama dengan negatif loganitma kosentrasi ion H⁺. Secara matematik diungkapkan dengan persamaan:

pH = -log [H+]

 

Dan definisi tersebut, dapat disimpulkan beberapa rumus berikut.

·         Jika [H⁺] = 1 x 10^-n, maka pH =

·         Jika [H⁺] = x x10^-n, maka pH = n – log x

·         Sebaliknya, jika pH = n, maka [H⁺] = 10^-n

Contoh soal:

Ø  Berapakah ph larutan jika konsentrasi ion H⁺ sebesar:

a.       2 x 10^-4          b.   8 x 10^-5

Jawab: 

a.       [H⁺] = 2  x 10^-4  => pH  =  -log 2 x 10^-4

=  4 – log 2

=  3,7

b.      [H⁺] = 8 x 10^-5  => pH  = -log 8 x 10^-5

=  5 – log 8 = 5 – log 2³

=  5 – 3 log 2

=  4,1

Ø  Berapakah konsentrasi ion H⁺ dalam larutan yang pH-nya:

a.       3

b.      3,4 (diketahui log 4 = 0,6)

c.       2 – log 3

Jawab:

a.       [H⁺] = 10^-pH

ð  pH = 3

ð  [H⁺] = 10^-3

b.      PH = 3,4

ð  -log [H⁺] = -3,4 = 0,6 – 4 = log 4 + log 10^-4

=  log 4 x 10^-4

[H⁺]= 4 X 10^-4

c.       PH = 2 – log 3

ð   PH                  =   -log [H⁺]

2 – log 3          =   - log [H⁺]

-log 3 x 10^-2     =  - log [H⁺]

       3 x 1O^-2    =   [H⁺]

       [H⁺] = 3 x 10^-2

b.      hubungan tingkat keasaman dengan pH

Makin besar konsentrasi ion H⁺ makin kecil nilai ph. Larutan dengan pH = 1 adalah 10 kali lebih asam daripada larutan dengan pH = 2

Contoh:

Jika konsentrasi ion H⁺ = 0,1 M

Maka nilai pH = -log 0,1 = 1

Jika konsentrasi ion H⁺ = 0,01 M (10 kali lebih kecil),

Maka nilai pH = -log 0,01 = 2 (naik 1 satuan)

C.   pOH

Konsentrasi ion OH^– dapat dinyatakan dengan pOH

POH = - log [OH-]

 

Contoh:

 Jika [OH^-] = 0,01 M

maka nilai pOH = - log 0,01 = 2

Sebaliknya, jika pOH = 2, maka [OH^-] = 10^-2 M

ð  Berapakah harga pOH jika diketahui konsentrasi OH^- adalah

a.       0,005 M

b.      2 x 10^-2

Jawab:

a.       [OH^-] =  0, 005 M = 5 x 10^-3

POH   =  -log [OH^-]

=  -log 5 x 10^-3

=  3 – log 5  = 3 – 0,69

=  2,31

b.      [OH^-]  =  2 x 10^-2

POH   =  - log [OH^-]

=  - log 2 x 10^-2

=  2 – log 2  = 2 – 0,3

=  1,7

d,.   tetapan kesetimbangan air (Kw)

Pengujian dengan alat yang lebih teliti menunjukkan air dapat menghantar arus listrik,meskipun sangat buruk.Salah satu penjelasan mengapa air dapat menghantar listrik adalah karena sebagian kecil dari air terionisasi menjadi ion H⁺ dan ion OH^-+ menurut reaksi kesetimbangan sbb:

H₂O_(l) D H ⁺ _(aq) + OH^- _(aq)

Tetapan kesetimbangan untuk kesetimbangan ionisasi air adalah

Kc = [ H+] [ OH-]             [H2O]

 

Oleh karena [H₂O] dapat dianggap konstan,maka hasil perkalian Kc dengan [H₂O] merupakan suatu konstanta yang disebut tetapan kesetimbangan air (Kw).

Kw = [H2O]. [OH-]

 

Konstanta kesetimbangan air (Kw) merupakan hasil kali antara konsentrasi molar ion H⁺ dengan ion OH^- pada suhu tertentu. Dalam air murni pada suhu 25^oC, konsentrasi ion H⁺ sama dengan ion OH^-. Penambahan suatu asam  akan menyebabkan [H+] dalam larutan bertambah, tetapi tidak akan mengubah hasil kali  [H⁺] dan [OH^-]. Hal ini disebabkan karena kesetimbangan akan bergeser ke kiri yang menyebabkan pengurangan [OH^-], begitu pula sebaliknya. Sehingga :

Dalam air murni (larutan netral)     : [H⁺] = [OH^-]

Dalam larutan asam                        : [H⁺] > [OH^-]

Dalam larutan basa                         : [H⁺] < [OH^-]

Berikut ini merupakan harga tetapan kesetimbangan air pada suhu tertentu:

5. Hubungan H⁺ dan OH^-

Dalam air murni, sesuai dengan persamaan

H₂O_(l) D H ⁺ _(aq) + OH^- _(aq)

[H+] = [OH-] = √Kw

 

Pada suhu kamar ( sekitar 25 ˚C ), Kw = 1 X 10 ^-14, maka [H⁺] = [OH^-] = √1x 10^-14 = 1 x 10^-7 mol L^-1

Apabila ke dalam air ditambahkan suatu asam, maka [H⁺] akan bertambah tetapi hasil perkalian [OH^-] x [OH^-] tidak akan berubah,tetap sama dengan Kw. Hal ini dapat terjadi karena kesetimbangan bergeser ke kiri yang menyebabkan pengurangan  [OH^-]. Kesetimbangan juga akan bergeser jika ke dalam air ditambahkan suatu basa. Dari pembahasan ini dapat disimpulkan bahwa :

Dalam larutan berair                : [H⁺] x [OH^-] = Kw

Dalam air murni (larutan netral): [H⁺] = [OH^-]

Dalam larutan asam                 : [H⁺] > [OH^-]

Dalam larutan basa                  : [H⁺] < [OH^-]

Contoh:

ð  Berapakah konsentrasi ion OH^- dalam larutan jika konsentrasi ion H⁺ = 2 x 10^-3? Kw = 1 x 10^-14

Jawab:

 Dalam larutan berair berlaku : [H⁺] [OH^-] = 1 x 10^-14

Jika [H⁺] = 2 x 10^-3, maka (2 x 10^-3 ) [OH^-] = 1 x 10^-14

                                                        [OH^-]= 1 x 10^-14

                                                                     2 x 10^-3

                                                                  = 5 x 10^-12

ð  Berapakah konsentrasi ion OH^-  dalam larutan yang mengandung ion H⁺ 0,05 M?

Jawab:

[OH^-] =  Kw 

              [H⁺]

[OH^-] = 1 x 10^-14    =  0,2  x 10^-12  =  2 x 10^-13

              5 x 10^-2

ð  Berapakah konsentrasi ion H⁺ dalam larutan jika konsentrasi ion OH^-  = 0,025 M?

Jawab:

[H⁺] =  Kw

           [OH^-]

[H⁺] =  1 x 10^-14

            25 x 10^-3

       =  0,04 x 10^-11  =  4 x 10^-13

f.        Hubungan pH dengan pOH

Hubungan pH dengan pOH dapat diturunkan dari persamaan tetapan kesetimbangan air (Kw)

Kw = [H⁺] x [OH^-]

Jika kedua ruas persamaan ini diambil harga negative logaritmanya diperoleh :

-    log  Kw = - log ([H⁺] x [OH^-])

-    log Kw  = ( -log ([H⁺] ) + ( -log [OH^-])

dengan , p = - log, maka

pKw = pH + pOH

 

**Pada temperatur kamar : pK_w = pH + pOH = 14

Atas dasar pengertian ini, maka :

1.     Netral : [H+] = 1,0 x 10-7 M atau PH = 7 dan [OH-] = 1,0 x 10-7 M atau PH = 7

2.     Asam : [H+] > 1,0 x 10-7 M atau PH < 7 dan [OH-] < 1,0 x 10-7 M atau POH > 7

3.     Basa : [H+] < 1,0 x 10-7 M atau PH > 7 dan [OH-] > 1,0 x 10-7 atau POH < 7

Dari definisi tersebut, dapat disimpulkan beberapa rumus sebagai berikut :

Jika [H⁺] = 1 x 10^-n, maka pH = n

Jika [H⁺] = x x 10^-n, maka pH = n – log x

Sebaliknya, jika pH = n, maka [H⁺] =  10^-n

Contoh:

ü  Suatu larutan mempunyai pH = 5,5. Berapakah  pOH larutan itu?

    Jawab:

ð  pH + pOH = 14  

5,5 + pOH = 14

         pOH = 14 – 5,5

         pOH = 8,5

ü  Berapakah [OH^-] dalam larutan yang mempunyai pH = 12?

Jawab:

ð  pH + pOH = 14

12  + pOH = 14

         pOH = 14 – 12

         pOH = 2

ð  [OH^-] = 10^-pOH

[OH^-] = 10^-2 M

ü  Berapakah pH larutan  jika [OH^-] = 2 x 10^-5?

Jawab:

ð  pOH = -log [OH^-]

         = -log 2 x 10^-5

         = 5 – log 2

         = 4,7

ð  pH + pOH = 14

pH + 4,7    = 14

           pH  = 14 – 4,7

           pH  = 9,3

6.   Kekuatan Asam Basa

Larutan elektrolit dapat menghantarkan listrik karena terionisasi dalam air. Berdasarkan atas kemampuannya mengion, larutan elektrolit dibedakan menjadi elektrolit kuat dan elektrolit lemah. Elektrolit kuat terionisasi sempurna dalam air (α=1), sedangkan elektrolit lemah hanya terionisasi sebagian dalam air (0<α<1). Lantas, bagaimana hal ini dikaitkan dengan kekuatan asam dan basa? Larutan asam dan basa juga merupakan larutan elektrolit. Sama halnya dengan elektrolit kuat, asam kuat akan terionisasi sempurna dalam air, sedangkan asam lemah hanya terionisasi sebagian dalam air. Sebagai contoh, HCl merupakan asam kuat karena terionisasi sempurna dalam air dengan melepas ion-ion H⁺ dan Cl^- :

HCl_(aq) à H⁺_(aq) + Cl^-_(aq)

Sedangkan HF merupakan asam lemah karena dalam air hanya terionisasi sebagian menjadi ion-ion H⁺ dan F^- :

HF_(aq)  H⁺_(aq) + F^-_(aq)

  

Larutan HCl yang merupakan asam kuat akan terionisasi sempurna dalam air, hampir semua molekul HCl yang terdapat dalam larutan terionisasi menjadi H⁺ dan Cl^-, sehingga dapat dikatakan memiliki tetapan ionisasi (α) mendekati 1. Sedangkan larutan HF yang merupakan asam lemah hanya terionisasi sebagian dalam air. Hanya sedikit molekul HF dalam larutan yang terionisasi menjadi H⁺ dan F^-.

Semakin besar nilai Ka semakin kuat asam

Tetapan kesetimbangan untuk ionisasi asam disebut tetapan ionisasi asam dan diberi lambang Ka.
Asam lemah HF memiliki tetapan kesetimbangan:

Karena,

Jika jumlah zat mula-mula dimisalkan M molar, maka jumlah zat yang mengion adalah Mα, sehingga:

Dengan menganggap (1-α) = 1, maka persamaan diatas menjadi:

Semakin encer larutan semakin besar nilai derajat ionisasi (α)

Maka, hubungan antara tetapan asam (Ka) dengan derajat ionisasi larutan (α) dapat dituliskan menjadi:

Berikut contoh senyawa asam kuat dan asam lemah lainnya:

Sama halnya dengan asam, basa kuat terionisasi sempurna dalam air dan basa lemah terionisasi hanya sebagian dalam air. Sebagai contoh, NaOH merupakan basa kuat karena terionisasi sempurna dalam air menjadi ion Na⁺ dan OH^- :

NaOH_(aq) à Na⁺_(aq) + OH^-_(aq)

Sedangkan NH₄OH merupakan basa lemah karena hanya sebagian terurai dalam air menjadi ion NH₄⁺ dan OH^- :

NH₄OH_(aq)  NH4⁺_(aq) + OH^-_(aq)

Sama halnya dengan asam kuat, maka basa kuat seperti NaOH juga memiliki tetapan ionisasi (α) mendekati 1. Sedangkan untuk basa lemah seperti NH₄OH yang memiliki tetapan kesetimbangan:

Maka hubungan antara tetapan basa (Kb) dengan α dapat dituliskan menjadi:

Berikut contoh senyawa basa kuat dan basa lemah lainnya, yaitu:

               7.    Menghitung pH larutan asam

1.       Asam kuat

Asam kuat mengion sempurna, pH larutan dapat ditentukan jika konsentrasi asam diketahui.

[H⁺] = M x valensi asam

Contoh soal :

Berapakah pH dari HCl 0,01 M

Jawab :

 HCl_(aq)  " H⁺ _(aq) + Cl^- _(aq)

[H⁺] = [HCl] = 0,01 M

Jadi, pH = - log 0,01 = 2

2.       Asam lemah

Asam lemah tidak mengion sempurna, oleh karenanya konsentrasi ion H⁺ dalam larutan tidak dapat dikaitkan secara stoikiometris dengan konsentrasi asam.Konsentrasi ion H⁺ hanya dapat ditentukan jika derajat  ionisasi ( α ) atau tetapan ionisasi ( Ka) asam juga diketahui.

a.        Jika tetapan ionisasi asam ( Ka) diketahui

[H⁺] = √Ka M

b.       Jika derajat ionisasi asam ( α ) diketahui

[H⁺]= M α

Contoh Soal :

Hitunglah pH larutan berikut:

1.      HCOOH 0,1 M ; α = 0,01

Jawab:

 => [H⁺]= M . α  =  0,1 x 0,01 = 1 x 10^-3

 => pH = - log 1 x 10^-3 = 3

^2.         CH₃COOH 0,05 M; Ka = 1,8 x 10^-5

Jawab:

 => [H⁺] = √ 1,8 x 10^-5 x 0,05

               = √ 9 x 10^-7 = 3 x 10^-3,5

=>pH     = - log 3 x 10 ^-3,5

              = 3,5 – log 3 = 3, 02

3.      Asam HX 0,1 M mempunyai PH = 3. Tentukanlah nilai tetapan ionisasi (Ka) asam itu.

Jawab:

=>[OH^-]² = Ka x M

=>[OH^-]  = 10^-PH

     [OH^-]  = 10^-3

=>[OH^-]² = Ka x M

     (10^-3)²=  Ka x 10^-1

       10^-6  =  Ka x 10^-1

       Ka   = 10^-6

                  10^-1

       Ka   =  10^-5

8.        Menghitung pH larutan basa

1.       Basa kuat

Seperti halnya asam kuat, pH larutan basa kuat dapat ditentukan hanya dengan mengetahui konsentrasi basa

[OH^-] = M x valensi basa

2.       Basa lemah

Konsentrasi ion OH^-  hanya dapat ditentukan jika konsentrasi dan derajat  ionisasi ( α ) atau tetapan ionisasi ( Kb) basa juga diketahui.

a.        Jika tetapan ionisasi asam ( Ka) diketahui

                [OH^-] = √Kb M

b.       Jika derajat ionisasi asam ( α ) diketahui

                       [OH^- ]= M α

Contoh soal :

Hitunglah pH larutan berikut :

a.       Larutan NH₃ 0,1 M jika derajat ionisasinya 0,01

b.      Larutan 4,48 liter (STP) gas NH₃ dalam 2 liter air dan Kb NH₃ = 1 x 10^-5

Jawab :

a.       Larutan NH3 0,1 M dengan α = 0,01

[OH^- ]= M . α =  0,1 x 0,01 = 0,001

pOH = - log [OH^- ]

                =  - log 0,001 = 3

         pH  = 14 – 3 = 11

                 

b.      Mol NH₃ =     4,48 liter  

                            22,4 liter mol^-1

                       = 0,2 mol

      

ð  M   =   0,2 mol   =   0,1

                                           2 liter

ð  [OH^-] = √Kb M

                              [OH^-] = √1 x 10^-5 x 0,1

                                         = 1 x 10^-3

ð  pOH = - log 1 x 10^-3 = 3

ð  pH = 14 – 3 = 11

9.    Reaksi Penetralan

Garam adalah senyawa yang dihasilkan dari reaksi netralisasi antara larutan asam dan larutan basa. Larutan garam yang terbentuk memiliki sifat yang bervariasi, tergantung pada sifat asam dan sifat basa penyusun garam. Secara umum :

Asam + Basa → Garam + Air

Berikut ini adalah beberapa contoh reaksi pembentukan garam (dikenal pula dengan istilah reaksi penggaraman atau reaksi netralisasi) :

HCl_(aq) +  NaOH_(aq) →  NaCl_(aq) +  H₂O_(l)

H₂SO_4(aq) +  2 NH₄OH_(aq) →  (NH₄)₂SO_4(aq) +  2 H₂O_(l)

2 HCN_(aq) +  Ba(OH)_2(aq) →  Ba(CN)_2(aq) +  2 H₂O_(l)

H₂CO_3(aq) +  Mg(OH)_2(aq) →  MgCO_3(s) +  2 H₂O_(l)

Reaksi kebalikan dari reaksi penggaraman dikenal dengan istilah reaksi hidrolisis. Reaksi hidrolisis adalah reaksi salah satu ion atau kedua ion larutan garam dengan air. Reaksi salah satu atau kedua ion larutan garam dengan air menyebabkan perubahan konsentrasi ion H⁺ maupun ion OH^- dalam larutan. Akibatnya, larutan garam dapat bersifat asam, basa, maupun netral.

Sebagaimana yang telah kita pelajari sebelumnya, kita mengenal dua jenis asam, yaitu asam kuat dan asam lemah. Demikian halnya dengan basa, kita mengenal istilah basa kuat dan basa lemah (lihat : Kimia Asam Basa). Dengan demikian, terdapat empat variasi reaksi antara asam dan basa membentuk garam, yaitu :

1. Reaksi antara asam kuat dengan basa kuat

Contoh  :  HBr_(aq) +  KOH_(aq) →  KBr_(aq) +  H₂O_(l)

Garam yang terbentuk mengalami ionisasi sempurna dalam air

KBr_(aq) →  K⁺_(aq) +  Br^-_(aq)

Baik kation maupun anion, hanya terhidrasi oleh air, tidak mengalami reaksi dengan air. Dengan demikian, garam tersebut tidak terhidrolisis dalam air. Akibatnya, konsentrasi ion H⁺ tidak berubah terhadap konsentrasi ion OH^-. Larutan garam bersifat netral. Larutan garam tersebut memiliki pH = 7.

2. Reaksi antara asam kuat dengan basa lemah

Contoh  :  HNO_3(aq) +  NH₄OH_(aq) →  NH₄NO_3(aq) +  H₂O_(l)

Garam yang terbentuk mengalami ionisasi sempurna dalam air

NH₄NO_3(aq) →  NH₄⁺_(aq) +  NO₃^-_(aq)

Anion tidak mengalami hidrolisis dengan air, sebab anion berasal dari spesi asam kuat. Namun sebaliknya, kation yang berasal dari spesi basa lemah mengalami hidrolisis. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

NH₄⁺_(aq) +  H₂O_(l) <——>  NH₄OH_(aq) +  H⁺_(aq)

Hidrolisis kation yang berasal dari basa lemah menghasilkan ion H⁺. Akibatnya, konsentrasi ion H⁺ menjadi lebih tinggi dibandingkan konsentrasi ion OH^-. Dengan demikian, larutan garam tersebut mengalami hidrolisis sebagian (parsial). Larutan garam tersebut bersifat asam dan memiliki pH < 7.

3. Reaksi antara asam lemah dengan basa kuat

Contoh  :  HCN_(aq) +  NaOH_(aq) →  NaCN_(aq) +  H₂O_(l)

Garam yang terbentuk mengalami ionisasi sempurna dalam air

NaCN_(aq) →  Na⁺_(aq) +  CN^-_(aq)

Kation tidak mengalami hidrolisis dengan air, sebab kation berasal dari spesi basa kuat. Namun sebaliknya, anion yang berasal dari spesi asam lemah mengalami hidrolisis. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

CN^-_(aq) +  H₂O_(l) <——>  HCN_(aq) +  OH^-_(aq)

Hidrolisis anion yang berasal dari asam lemah menghasilkan ion OH^-. Akibatnya, konsentrasi ion OH^- menjadi lebih tinggi dibandingkan konsentrasi ion H⁺. Dengan demikian, larutan garam tersebut mengalami hidrolisis sebagian (parsial).  Larutan garam tersebut bersifat basa dan memiliki pH > 7.

4. Reaksi antara asam lemah dengan basa lemah

Contoh  :  HF_(aq) +  NH₄OH_(aq) →  NH₄F_(aq) +  H₂O_(l)

Garam yang terbentuk mengalami ionisasi sempurna dalam air

NH₄F_(aq) →  NH₄⁺_(aq) +  F^-_(aq)

Baik kation maupun anion, sama-sama mengalami hidrolisis, sebab keduanya berasal dari spesi lemah. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

NH₄⁺_(aq) +  H₂O_(l) <——>  NH₄OH_(aq) +  H⁺_(aq)

F^-_(aq) +  H₂O_(l) <——>  HF_(aq) +  OH^-_(aq)

Ternyata, hidrolisis kedua ion tersebut menghasilkan ion H⁺ maupun ion OH^-. Dengan demikian, larutan garam tersebut mengalami hidrolisis total (sempurna). Sifat larutan yang dihasilkan bergantung pada perbandingan kekuatan asam lemah (K_a) terhadap kekuatan basa lemah (K_b).

Ada tiga kemungkinan perbandingan nilai K_a terhadap K_b :

a. K_a > K_b : sifat asam lebih mendominasi; larutan garam bersifat asam; pH larutan garam kurang dari 7

b. K_a =  K_b : sifat asam maupun basa sama-sama mendominasi; larutan garam bersifat netral; pH larutan garam sama dengan 7

c. K_a < K_b : sifat basa lebih mendominasi; larutan garam bersifat basa; pH larutan garam lebih dari 7

Persamaan yang dapat digunakan untuk menghitung pH larutan masing-masing larutan garam adalah sebagai berikut :

1. Larutan garam yang terbentuk dari asam kuat dan basa kuat

pH = 7

2. Larutan garam yang terbentuk dari asam kuat dan basa lemah

[H⁺]  =  {(K_w/K_b)([ion yang terhidrolisis])}^1/2

3. Larutan garam yang terbentuk dari asam lemah dan basa kuat

[OH^-]  =  {(K_w /K_a)([ion yang terhidrolisis])}^1/2

4. Larutan garam yang terbentuk dari asam lemah dan basa lemah

[H⁺]  =  {K_w (K_a / K_b)}^1/2

Berikut ini adalah beberapa contoh beserta penyelesaian soal-soal yang berkaitan dengan hidrolisis garam yang baru saja kita pelajarai bersama :

1. Berapakah pH larutan dari 100 mL larutan natrium sianida 0,01 M? (K_a HCN = 10^-10)

Penyelesaian :

Larutan natrium sianida terbentuk dari campuran basa kuat (NaOH) dengan asam lemah (HCN). Dengan demikian, larutan garam tersebut mengalami hidrolisis parsial dan bersifat basa.

NaCN_(aq) →  Na⁺_(aq) +  CN^-_(aq)

Ion yang terhidrolisis adalah ion CN^-. Konsentrasi ion CN^- adalah 0,01 M. Dengan demikian,  pH larutan garam dapat diperoleh melalui persamaan berikut :

[OH^-]  =  {(K_w /K_a)([ion yang terhidrolisis])}^1/2

[OH^-]  =  {(10^-14 / 10^-10)(0,01)}^1/2

[OH^-]  =  10^-3 M

Dengan demikian, pOH larutan adalah 3. Jadi, pH larutan garam tersebut adalah 11.

2. Berapakah pH larutan dari 200 mL larutan barium asetat 0,1 M? (K_a CH₃COOH = 2.10^-5)

Penyelesaian :

Larutan barium asetat terbentuk dari campuran basa kuat (Ba(OH)₂) dengan asam lemah (CH₃COOH). Dengan demikian, larutan garam tersebut mengalami hidrolisis parsial dan bersifat basa.

Ba(CH₃COO)_2(aq) →  Ba⁺²_(aq) +  2 CH₃COO^-_(aq)

Ion yang terhidrolisis adalah ion CH₃COO^-. Konsentrasi ion CH₃COO^- adalah 0,2 M. Dengan demikian, pH larutan garam dapat diperoleh melalui persamaan berikut :

[OH^-]  =  {(K_w /K_a)([ion yang terhidrolisis])}^1/2

[OH^-]  =  {(10^-14 / 2.10^-5)(0,2)}^1/2

[OH^-]  =  10^-5 M

Dengan demikian, pOH larutan adalah 5. Jadi, pH larutan garam tersebut adalah 9.

3. Hitunglah pH larutan NH₄Cl 0,42 M! (K_b NH₄OH = 1,8.10^-5)

Penyelesaian :

Larutan amonium klorida terbentuk dari campuran basa lemah (NH₄OH) dengan asam kuat (HCl). Dengan demikian, larutan garam tersebut mengalami hidrolisis parsial dan bersifat asam.

NH₄Cl_(aq) →  NH₄⁺_(aq) +  Cl^-_(aq)

Ion yang terhidrolisis adalah ion NH₄⁺. Konsentrasi ion NH₄⁺ adalah 0,42 M. Dengan demikian, pH larutan garam dapat diperoleh melalui persamaan berikut :

[H⁺]  =  {(K_w /K_b)([ion yang terhidrolisis])}^1/2

[H⁺]  =  {(10^-14 / 1,8.10^-5)(0,42)}^1/2

[H⁺]  =  1,53.10^-5 M

Dengan demikian, pH larutan garam tersebut adalah 4,82.

4. Hitunglah pH larutan NH₄CN 2,00 M! (K_a HCN = 4,9.10^-10 dan K_b NH₄OH = 1,8.10^-5)

Penyelesaian :

Larutan amonium sianida terbentuk dari campuran basa lemah (NH₄OH) dengan asam lemah (HCN). Dengan demikian, larutan garam tersebut mengalami hidrolisis total.

NH₄Cl_(aq) →  NH₄⁺_(aq) +  Cl^-_(aq)

Ion yang terhidrolisis adalah ion NH₄⁺ dan ion Cl^-. Dengan demikian, pH larutan garam dapat diperoleh melalui persamaan berikut :

[H⁺]  =  {K_w (K_a/K_b)}^1/2

[H⁺]  =  {10^-14 (4,9.10^-10 / 1,8.10^-5)}^1/2

[H⁺]  =  5,22.10^-10 M

Dengan demikian, pH larutan garam tersebut adalah 9,28.

5. Berapakah massa garam NaCl yang harus dilarutkan untuk membentuk 250 mL larutan dengan pH sebesar 10? (K_a HCl = 10^-10 dan Mr NaCl = 49)

Penyelesaian :

Larutan natrium sianida terbentuk dari campuran basa kuat (NaOH) dengan asam lemah (HCN). Dengan demikian, larutan garam tersebut mengalami hidrolisis parsial dan bersifat basa.

NaCN_(aq) →  Na⁺_(aq) +  CN^-_(aq)

pH = 10, berarti pOH = 4

Dengan demikian, [OH^-] = 10^-4 M

Perhitungan pH larutan garam dapat diperoleh melalui persamaan berikut :

[OH^-]  =  {(K_w/K_a)([ion yang terhidrolisis])}^1/2

10^-4 =  {(10^-14 / 10^-10)[ion yang terhidrolisis]}^1/2

[ion yang terhidrolisis]  =  10^-4 M

Konsentrasi garam NaCN yang diperlukan sebesar 10^-4 M. Volume larutan sebanyak 250 mL = 0,25 L. Dengan demikian, mol garam NaCN yang dibutuhkan adalah :

Mol = Volume x Molar

Mol = 0,25 x 10^-4 = 2,5 x 10^-5 mol

Jadi, massa garam NaCN yang dibutuhkan sebanyak 2,5 x 10^-5 x 49 = 1,225 x 10^-3 gram = 1,225 mg.

2     perubahan ph pada pencampuran asam dengan basa

            Campuran ekuivalen asam dengan basa belum tentu bersifat netral, kecuali campuran asam kuat dengan basa kuat

Contoh:

sebanyak 50 mL larutan HCl 0,1 M ditetesi dengan larutan NaOH 0,1 M. hitunglah pH larutan pada saat sebelum penambahan larutan NaOH

jawab:

Dik = M. HCl = 0,1 M
V = 50 mL
Dit : pH HCl sebelum ditetesi NaOH 0,1
Jawab :
Reaksi :
HCl -----> H^+ + Cl^-
[H^+] = x [ HCl] = 1 x 0,1 = 0,1 -------> x = jumlah ion H^+
Jadi [H^+] = 0,1 M

pH = -log [H^+]
= -log 0,1
= - log 10^-1
= - (-1.log 10)
= - (-1. (1))
= - (-1)
= 1

Asam Basa Brønsted-Lowry

Johannes Bronsted dan Thomas Lowry pada tahun 1923, menggunakan asumsi sederhana yaitu: Asam memberikan ion H⁺ pada ion atau molekul lainnya, yang bertindak sebagai basa. Contoh, disosiasi air, melibatkan pemindahan ion H⁺ dari molekul air yang satu dengan molekul air yang lainnya untuk membentuk ion H₃O⁺ dan OH^-

2H₂O(l) → H₃O⁺(aq) + OH^–(aq)

Reaksi antara HCl dan air menjadi dasar untuk memahami definisi asam dan basa menurut Brønsted-Lowry. Menurut teori ini, ketika sebuah ion H⁺ ditransfer dari HCl ke molekul air, HCl tidak  berdisosiasi dalam air membentuk ion H ⁺ dan Cl^-. Tetapi, ion H⁺ ditransfer dari HCl ke molekul air untuk membentuk ion H3O⁺, seperti berikut ini.

HCl(g) + 2H₂O(l) → H₃O⁺(aq) + Cl(aq)

Sebagai sebuah proton, ion H⁺ memiliki ukuran yang lebih kecil dari atom yang terkecil, sehingga tertarik ke arah yang memiliki muatan negatif yang ada dalam larutan. Maka, H⁺ yang terbentuk dalam larutan encer, terikat pada molekul air. Model Brønsted, yang menyebutkan bahwa ion H⁺ ditransfer dari satu ion atau molekul ke yang lainnya, ini lebih masuk akal daripada teori Arrhenius yang menganggap bahwa ion H⁺ ada dalam larutan encer.

Dari pandangan model Brønsted, reaksi antara asam dan basa selalu melibatkan pemindahan ion H⁺ dari donor proton ke akseptor proton. Asam bisa merupakan molekul yang netral.

HCl(g) + NH₃(aq) → NH₄⁺(aq) + Cl^–(aq)

Bisa ion positif

NH₄⁺(aq) + OH^–(aq) → NH₃(aq) + H₂O(l)

Atau ion negatif

H₂PO₄^–(aq) + H₂O(l) → HPO₄^2–(aq) + H₃O⁺(aq)

Senyawa yang mengandung hidrogen dengan bilangan oksidasi +1 dapat menjadi asam. Yang termasuk asam Brønsted adalah HCl, H₂S, H₂CO₃, H₂PtF₆,  NH4 ⁺, HSO4^- , and HMnO₄. .Basa Brønsted dapat diidentifikasi dari struktur Lewis. Berdasarkan model Brønsted, sebuah basa adalah ion atau molekul yang dapat menerima proton. Untuk memahami pengertian ini, lihat pada bagaimana suatu basa seperti ion OH menerima proton.

H₂PO₄^- (aq) + H₂O(l) → HPO₄^2–(aq) + H₃O⁺(aq)

Untuk membentuk ikatan kovalen dengan ion H⁺ yang tidak memiliki electron valensi, harus tersedia dua elektron untuk membentuk sebuah ikatan. Maka, hanya senyawa yang memiliki pasangan elektron bebas, yang dapat bertindak sebagai akseptor ion H⁺ atau basa Brønsted.

Model Brønsted menambah jenis zat yang dapat bertindak sebagai basa, baik yang berbentuk ion ataupun molekul, selama senyawa tersebut memiliki satu atau lebih pasangan elektron valensi tak berikatan dapat menjadi basa Brønsted.

Teori Brønsted menjelaskan peranan air pada reaksi asam-basa. Air terdisosiasi membentuk ion dengan mentransfer ion H⁺ dari salah satu molekulnya yang bertindak sebagai asam ke molekul air lain yang bertindak sebagai basa.

H₂O(l) + H₂O(l) → H₃O⁺(aq) + OH^–(aq)

Asam      basa

Asam bereaksi dengan air dengan mendonorkan ion H⁺ pada molekul air yang netral untuk membentuk ion H₃O⁺.

HCl(g) + H₂O(l) → H₃O⁺(aq) + Cl^–(aq)

asam      basa

Karena reaksi asam basa merupakan reaksi yang reversibel, bagian yang terbentuk ketika suatu asam kehilangan proton cenderung bersifat basa, dan bagian yang menerima proton cenderung bersifat asam. Sebuah asam dan sebuah basa yang dihubungkan oleh sebuah proton disebut pasangan asam basa konjugasi.

H –   A +   :B → B – H⁺ + A ^–

Asam         Basa    Asam     Basa

Sehingga pada:

H₂O(l) + H₂O(l) →H₃O+(aq) + OH^–(aq)

Asam     Basa        Asam             Basa

Terdapat pasangan asam basa konjugasi: H₂O – OH^- dan H₃O⁺- H2O, juga

dalam reaksi pelarutan HCl:

HCl(g) + H₂O(l) →H₃O⁺(aq) + Cl^–(aq)

Asam     Basa       Asam            Basa

dengan pasangan asam basa konjugasi: HCl-Cl^- dan H₃O⁺- H₂O

Model Brønsted bahkan dapat diperluas untuk reaksi yang tidak terjadi dalam larutan. Contoh yang paling klasik adalah reaksi antara gas hidrogen klorida dengan uap amoniak membentuk amonium klorida.Reaksi ini mencakup transfer ion H⁺ dari HCl ke NH₃ dan kemudian reaksi asam basa terjadi melalui fasa gas. Namun teori asam basa Brønsted-Lowry ini tidak dapat menjelaskan bagaimana suatu reaksi asam basa dapat terjadi tanpa adanya transfer proton dari asam ke basa. Kekurangan ini kemudian mendorong peneliti lain, yaitu G.N. Lewis untuk mendefinisikan lebih lanjut asam dan basa ini

Sang Ilmuwan

JOHANNES NICOLAUS BRØNSTED 1879- 1947)

ahir pada 22 Februari pada tahun 1879 di West Jutland Denmark. Brønsted, merupakan ahli kimia fisik yang dikenal dengan konsep asam basanya. merupakan perumus sifat katalik dan kekuatan asam basa. Ia sangat tertarik mempela ari termodinamika,dan men adi perintis studi termodinamika tentang interkonversi modifikasi belerang, namun ia juga menger akan penelitian dalam bidang larutan  lektrolit. Pada tahun 1903 ia menikah dengan Charlotte Lou se Warberg, yang merupakan ahli teknik perempuan pertama yang ada di Denmark.