Asam Basa

TEORI ASAM BASA

Tujuan Pembelajaran

 

1.      Siswa dapat menjelaskan pengertian asam dan basa menurut Arrhenius melalui diskusi kelompok dengan benar.

2.      Siswa dapat menuliskan reaksi ionisasi asam-basa Arrhenius melalui diskusi kelompok dengan benar.

3.      Siswa dapat menjelaskan pengertian asam dan basa menurut Bronsted-Lowry melalui diskusi kelompok dengan benar.

4.      Siswa dapat menentukan asam konjugasi melalui diskusi kelompok dengan benar.

5.      Siswa dapat menentukan basa konjugasi melalui diskusi kelompok dengan benar.

6.      Siswa dapat menentukan pasangan asam dan basa konjugasi melalui diskusi kelompok dengan benar.

7.      Siswa dapat menjelaskan pengertian asam dan basa menurut Lewis melalui diskusi kelompok dengan benar.

Peta Konsep

 

Asam dan basa memiliki banyak kegunaan dalam kehidupan sehari-hari, tetapi ada sifat-sifat dari asam dan basa yang membahayakan terutama jika larutannya pekat. Asam bersifat korosif, jika kena logam dan marmer akan bereaksi. Basa juga ada yang menyebabkan rasa panas dan kulit melepuh. Sifat basa ini disebut sifat kaustik basa.

Beberapa sifat asam:

·         Asam memiliki rasa masam; misalnya, cuka yang mempunyai rasa dari asam asetat, dan lemon serta buah-buahan sitrun lainnya yang mengandung asam sitrat.

·         Asam menyebabkan perubahan warna pada zat warna tumbuhan, misalnya mengubah warna lakmus biru menjadi merah.

·         Larutan asam dalam air menghasilkan arus listrik.

Beberapa sifat basa:

·         Basa memiliki rasa pahit.

·         Basa terasa licin; misalnya, sabun yang mengandung basa memiliki sifat ini.

·         Basa menyebabkan perubahan warna pada zat warna tumbuhan; misalnya mengubah warna lakmus dari merah menjadi biru.

·         Larutan basa dalam air menghantarkan arus listrik.

Tabel 1. Beberapa contoh asam yang ada di sekitar kita

Tabel 2. Beberapa contoh basa yang ada di sekitar kita

1. Teori Asam-Basa Arrhenius

a. Pengertian Asam dan Basa Menurut Arrhenius

Pada tahun 1884, Svante August Arrhenius menyatakan bahwa sifat asam dan basa suatu zat ditentukan oleh jenis ion yang dihasilkan dalam air. Menurut Arrhenius, jika asam dilarutkan dalam air akan terjadi reaksi ionisasi, sebagai berikut:

H_xZ_(aq)  →  x H⁺_(aq) + Z^x-_(aq)

atau

H_xZ_(aq) + H₂O_(l)  →  x H₃O⁺_(aq) + Z^x-_(aq)

Asam melepaskan ion H⁺ dalam air. Setelah diteliti ternyata ion H⁺ (proton) tidak mungkin berdiri bebas dalam air melainkan berikatan dengan oksigen air membentuk ion hidronium (H₃O⁺). Reaksi ionisasi asam biasanya ditulis dengan melepaskan ion H⁺. Ion H⁺ inilah yang merupakan pembawa sifat asam. Contoh reaksi ionisasi beberapa asam:

·       Asam klorida (HCl) dalam air (H₂O)

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

          Boleh juga ditulis :

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

·       Asam nitrat (HNO₃) dalam air (H₂O)

          HNO_3(aq)   +   H₂O_(l)                H₃O⁺_(aq)   +   NO₃^-_(aq)

          Boleh juga ditulis :

          HNO₃(aq)              H⁺(aq)   +   NO₃^-(aq)

Dari penjelasan di atas dapat disimpulkan bahwa asam adalah senyawa yang melepaskan ion H⁺ dalam air.

         

Menurut Arrhenius jika basa dilarutkan dalam air akan terjadi reaksi ionisasi sebagai berikut:

·       Natrium hidroksida (NaOH) dalam air (H₂O)

          NaOH_(aq)               Na⁺_(aq)   +   OH^-_(aq)

·       Kalsium hidroksida (Ca(OH)₂) dalam air (H₂O)

          Ca(OH)_2(aq)             Ca²⁺_(aq)   +   2OH^-_(aq)              

Setiap basa menghasilkan ion OH^–, karena itu ion OH^– merupakan pembawa sifat basa. Ionisasi basa secara umum dapat ditulis:

L(OH)_x(aq)  →  L⁺_(aq) + x OH^–_(aq)

Jadi dapat disimpulkan bahwa basa adalah senyawa yang melepaskan ion OH^- dalam air.

b. Keunggulan dan Kelemahan Teori Asam-Basa Arrhenius

Ø  Keunggulan teori asam-basa Arrhenius

·      Menjelaskan teori tentang penguraian (disosiasi) elektrolit dalam air.

·      Menjelaskan asam kuat, basa kuat, asam lemah, dan basa lemah.

·      Menjelaskan proses reaksi netralisasi yang membentuk H₂O.

Ø Kelemahan teori asam-basa Arrhenius

·      Hanya terbatas pada larutan dengan pelarut air (H₂O).

·      Tidak mengenal senyawa lain sebagai basa kecuali yang menghasilkan OH^-.

2. Teori Asam-Basa Bronsted-Lowry

a. Pengertian Asam dan Basa Menurut Bronsted-Lowry

Asam adalah senyawa yang dapat menyumbangkan atau memberikan proton (ion H⁺) kepada senyawa lain atau disebut juga sebagai donor proton. Basa adalah senyawa yang dapat menerima proton (ion H⁺) dari senyawa lain disebut juga sebagai akseptor proton.

b. Penulisan Persamaan Reaksi Asam dan Basa Bronsted-Lowry

Contoh :    

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

         asam             basa                    basa            asam

                                                      konjugasi      konjugasi

                                                                                      

                  H⁺ berkurang  
                                                                                                     H⁺                                bertambah

Reaksi ke kanan:

·       HCl memberikan ion H⁺  kepada H₂O, berarti HCl bersifat asam

·      H₂O menerima ion H⁺ dari HCl, berarti H₂O bersifat basa

Reaksi ke kiri :

·      Cl^- menerima ion H⁺ dari H₃O⁺, berarti Cl^- bersifat basa

·      H₃O⁺ memberikan ion H⁺ kepada Cl^-, berarti H₃O⁺ bersifat asam

·      Cl^- merupakan basa konjugat HCl, dan sebaliknya HCl merupakan asam konjugat   Cl^-

·     H₃O⁺ merupakan asam konjugat H₂O, dan sebaliknya H₂O merupakan basa konjugat H₃O⁺

Jadi :

ü HCl (asam) dan Cl^- (basa) merupakan pasangan asam-basa konjugasi

ü H₂O (basa) dan H₃O⁺ (asam) merupakan pasangan asam-basa konjugasi

c.  Keunggulan dan Kelemahan Teori Asam-Basa Bronsted-Lowry

Ø Keunggulan teori asam-basa Bronsted dan Lowry

·      Tidak hanya terbatas pada larutan dengan pelarut air (H₂O).

·      Menjelaskan teori tentang basa yang tidak mengandung OH^-.

Ø Kelemahan teori asam-basa Bronsted dan Lowry

·      Tidak dapat menjelaskan sifat asam dan basa suatu senyawa bila tidak ada   proton (H⁺)  yang terlibat dalam reaksi.

·      Sifat zat tidak pasti, sangat bergantung pada pasangan reaksinya. Misalnya air, dapat bersifat asam jika direaksikan dengan NH₃ dan bersifat basa jika direaksikan dengan CH₃COOH.

3. Teori Asam-Basa Lewis

a. Pengertian Asam dan Basa Menurut Lewis

Asam adalah partikel (ion atau molekul) yang dapat menerima pasangan elektron dari partikel lain, disebut juga  sebagai akseptor elektron. Basa adalah partikel (ion atau molekul) yang dapat memberikan pasangan elektron kepada partikel lain disebut juga sebagai donor elektron.

Teori asam-basa menurut Lewis melibatkan transfer pasangan elektron dari basa ke asam untuk membentuk ikatan kovalen atau ikatan kovalen koordinasi.

b.  Penulisan Persamaan Reaksi Asam dan Basa Lewis

     Contoh 1:

              HCl_(aq)   +   NH_3(aq)                Cl^-_(aq)  +    _(aq)  

        asam          basa  

                            H                                            H          +        

        H⁺                   

                           +   : N     H               Cl^-   +     H    N    H    

      Cl^-

                            H                                            H                       

Keterangan:

·         H⁺ (pada HCl) menerima pasangan elektron dari NH₃, berarti HCl bersifat asam.

·         NH₃ memberikan pasangan elektron kepada H⁺ (pada HCl), berarti NH₃ bersifat basa.

Contoh 2 :

        BF_3(aq)   +   NH_3(aq)                BF₃NH_3(aq)  

   asam             basa  

              F               H                              F    H          ikatan kovalen koordinasi                 

                                                                                                                                               

      F      B        +   :N     H               F     B : N      H    

                                   

              F               H                              F    H              

Keterangan:

·         BF₃ menerima pasangan elektron dari NH₃, berarti BF₃ bersifat asam

·         NH₃ memberikan pasangan elektron kepada BF₃, berarti NH₃ bersifat basa

c.  Keunggulan dan Kelemahan Teori Asam-Basa Lewis

Ø Keunggulan teori asam-basa Lewis

·      Dapat menjelaskan teori asam-basa yang tidak dapat digambarkan oleh Arrhenius dan Bronsted-Lowry yaitu asam-basa bukan hanya melepaskan ion H⁺/OH^- atau transfer proton (H⁺), melainkan juga transfer pasangan elektron.

Ø Kelemahan teori asam-basa Lewis

·      Agak sukar menggambarkan asam-basa, seperti reaksi antara ion Fe³⁺ dan ion CN^-  karena keduanya tidak melibatkan ion H⁺ atau ion OH^-.

·      Sukar menentukan kekuatan asam atau basa dari reaksi yang terjadi.

INDIKATOR ASAM BASA

Untuk mengenali suatu zat bersifat asam atau basa kita tidak boleh sembarangan mencicipi atau memegangnya, karena akan sangat berbahaya. Contoh asam sulfat (H2SO4), dalam kehidupan sehari-hari digunakan sebagai accu zuur (air aki). Bila asam sulfat terkena tangan akan melepuh seperti luka bakar dan bila terkena mata akan buta. Contoh lain, natrium hidroksida (NaOH) banyak digunakan untuk membersihkan saluran air bak cuci, bila terkena tangan akan terasa licin dan gatal-gatal serta tangan mudah terluka iritasi.Jadi, bagaimana cara mengenali zat bersifat asam atau basa? Cara yang tepat untuk menentukan sifat asam dan

basa adalah dengan menggunakan zat penunjuk yang disebut indikator.

Indikator asam basa adalah zat yang dapat berbeda warna dalam lingkungan asam dan basa atau senyawa organik lemah yang berubah warna jika dimasukkan kedalam larutan asam atau basa. Ada beberapa jenis indikator yang dapat digunakan untuk membedakan larutan yang bersifat asam dari larutan yang bersifat basa, antara lain kertas lakmus, indikator, dan

indikator alami.

1. Kertas lakmus

Indikator yang sering digunakan di laboratorium kimia adalah kertas lakmus merah dan kertas lakmus biru. Bila kedalam suatu larutan, lakmus merah menjadi biru dan lakmus biru tetap biru, maka larutan bersifat basa. Jika kedalam suatu larutan, lakmus biru berubah menjadi merah dan lakmus merah tetap merah maka larutan tersebut bersifat asam.

2.      Indikator

Derajat keasaman (pH) menyatakan tingkat keasaman yang dimiliki suatu larutan. Larutan asam memiliki pH < 7, basa memiliki pH > 7 dan netral memiliki pH = 7. Indikator memberikan kisaran/trayek perubahan pH. Untuk memahami hal ini, kita ambil contoh indikator kertas lakmus. Kertas lakmus berwarna merah dalam larutan asam dan biru dalam larutan basa. Namun, sebenarnya perubahan warna kertas lakmus terjadi tidak persis pada pH = 7 tetapi dalam suatu kisaran nilai pH, yakni pH 4,7-8,3. Larutan lakmus akan berwarna merah pada pH < 4,7 dan berwarna biru pada pH > 8,3. Pada larutan dengan kisaran pH 4,7-8,3 sendiri, warna kertas lakmus merupakan kombinasi merah dan biru yaitu merah ungu, ungu, dan biru ungu. Batasan pH dimana terjadi perubahan warna indikator disebut trayek perubahan warna. Sebuah indikator biasanya hanya menunjukkan rentang pH tertentu dan tidak menunjukkan sebuah nilai yang pasti. Karenanya diperlukan indikator lain untuk mempersempit rentang perkiraan pH sampel yang diuji. Berikut adalah rentang pH dari beberapa indikator.

Gambar 1. Trayek perubahan warna dari berbagai indikator

Tabel. Trayek perubahan warna dari beberapa indikator

Indikator	Rentang pH	Perubahan Warna
Lakmus Metil Jingga Metil Merah Fenolftalein Bromtimol Biru	4,7 – 8,3 3,1 – 4,4 4,2 – 6,3 8,3 – 10 6,0 – 7,6	Merah-Biru Merah – Kuning Merah – Kuning Tidak berwarna – Merah Kuning - Biru

a.      Indikator Universal

Indikator universal adalah gabungan dari beberapa jenis indikator. Indikator universal dapat menentukan harga pH suatu larutan. Setiap komponen indikator universal akan memberikan warna tertentu yang terkait dengan nilai pH tertentu. Indikator universal tersedia dalam bentuk larutan dan kertas. Kertas indikator universal tersebut dicelupkan pada larutan yang akan ditentukan nilai pH nya. Ketika sudah dicelupkan, warna-warna pada kertas akan berubah. Keempat garis warna yang berubah dicocokkan dengan skala pH dari 0 sampai 14 yang terdapat pada kemasan kertas indikator.

Gambar 2. Warna pH indikator universal 0-14

Contoh:Suatu zat A diuji dengan beberapa indikator dengan data berikut:ketika dimasukkan lakmus merah dan biru ,warna larutan menjadi merah.ketika dimasukkan metil orange,warnanya menjadi orange. Ketika dimasukkan metil merah,warnanya menjadi merah.Ketika dimasukkan larutan pp,warnanya tidak berwarna. Tentukan kisaran pH.

Peny:

Zat	Perubahan Warna dan Trayek pH					Trayek pH
	Lakmus Biru	Lakmus Merah	Metil Orange	Metil Merah	Fenolptalen
Perubahan Warna	Merah	Merah	Orange	Merah	Tidak Berwarna
Kisaran pH	<4,7	<4,7	3,1-4,4	<4,2	<8,3	3,1-4,2

Maka kisaran pH nya adalah 3,1-4,2

8,3

3,1

4,2

4,4

4,7

                                                                                                                  

PH ASAM KUAT DAN ASAM LEMAH

1.      Konsep pH

Jeruk nipis dan asam cuka sama-sama asam, tetapi tingkat keasamannya tidak sama bukan? Bagaimana kita menyatakan tingkat keasaman? Telah disebutkan bahwa pembawa sifat asam adalah ion H⁺. Derajat atau tingkat keasaman larutan bergantung pada konsentrasi ion H⁺ dalam larutan. Semakin besar konsentrasi ion H⁺ makin asam larutan. pH adalah derajat keasaman yang digunakan untuk menyatakan tingkat keasaman yang dimiliki oleh suatu larutan.

 Sorensen (1868-1939), seorang ahli kimia dari Denmark, mengusulkan konsep pH untuk menyatakan konsentrasi ion H⁺, yaitu sama dengan negatif logaritma konsentrasi ion H⁺. Secara matematika diungkapkan dengan persamaan

pH = - log [H+]

 

Contoh

Berapakah pH larutan jika konsentraasi [H⁺]= 1 x 10^-4?

Jawab :  [H⁺]= 1 x 10^-4

               pH  =  -log (1x 10-⁴)

                     =  -4 x -1

                     =   4

2.      Hubungan Tingkat Keasaman dengan pH

Tingkat keasaman berbanding terbalik dengan nilai pH. Artinya, semakin asam larutan, maka semakin kecil nilai pH-nya, dan sebaliknya. Hal ini terjadi karena pH dan konsentrasi ion H⁺ dihubungkan dengan tanda negatif. Selanjutnya, bilangan dasar logaritma adalah 10 maka larutan yang nilai pH-nya berbeda sebesar n mempunyai perbedaan konsentrasi ion H⁺ sebesar 10^n.

3.     Kekuatan asam

Apakah larutan asam yang berbeda jenis tetapi konsentrasinya sama mempunyai pH atau keasaman yang sama?

HCl 0,1 M 00

CH3COOH 0,1M

Melalui percobaan diketahui bahwa larutan HCl 0,1 M mempunyai pH=1, sedangkan larutan CH₃COOH mempunyai pH=3. Berarti konsentrasi ion H⁺ dalam HCl 0,1 M adalah 0,1 M, dan dalam CH₃COOH adalah 0,001 M. Data ini menunjukkan bahwa HCl 0,1 M mengion sempurna, sedangkan CH₃COOH 0,1 M hanya mengion sebagian

HCl_(aq)                         H⁺_(aq)  +  Cl^-_(aq)
  0,1 M                           0,1 M

CH₃COOH_(aq)                 H⁺_(aq)  +    CH₃COO^-

0,1 M                                 0,001

Zat elektrolit yang mengion sebagian besar disebut elektrolit kuat, sedangkan yang mengion sebagian kecil disebut elektrolit lemah. Kekuatan asam akan dinyatakan dalam besaran derajat ionisasi dan tetapan kesetimbangan ionisasinya.

4.      Derajat ionisasi (α )

Derajat ionisasi adalah perbandingan antara jumlah zat yang mengion dengan jumlah zat mula-mula.                       

α =

zat yang mengion sempurna, maka derajat ionisasinya=1

jika zat tidak ada yang mengion, maka derajat ionisasinya = 0

jadi batas-batas harga derajat ionisasi adalah 0< α<1

zat elektrolit yang mempunyai derajat ionisasi besar (mendekati 1) disebut elektrolit kuat, sedangkan zat yang derajat ionisasinya kecil (mendekati 0) disebut elektrolit lemah.

Contoh:Zat elektrolit kuat

Asam               :  HCl, H₂SO₄, HNO₃, HClO₄^-

Basa                :  NaOH, KOH, Ba(OH)₂ dan Ca(OH)₂

Contoh:

Zat elektrolit lemah

Asam               :  CH₃COOH, H₂CO₃, H₂S, HCN

Basa                :  NH₃

Tetapan Ionisasi Asam (Ka)

Untuk asam kuat, derajat ionisasi asamnya mendekati satu. Reaksi ionisasinya merupakan reaksi berkesudahan

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

0,1 M                           0,1 M

[H⁺]=[HCl]­­

Sedangkan asam lemah terionisasi sebagian. Reaksi ionisasinya merupakan reaksi kesetimbangan

CH₃COOH_(aq)                 H⁺_(aq)  +    CH₃COO^-

Secara umum, ionisasi asam lemah dapat dirumuskan

HA_(aq)                          H⁺_(aq)  +  A^-_(aq)

Tetapan kesetimbangan untuk ionisasi asam disebut tetapan ionisasi asam dan diberi lambang Ka. Untuk asam lemah HA ungkapan tetapan ionisasinya adalah

                                    Ka =

Bagaimanakah hubungan antara kekuatan asam dengan tetapan kesetimbangan asam (Ka)? Semakin kuat suatu asam maka reaksi kesetimbangan asam semakin condong ke kanan. Akibatnya harga Ka bertambah besar. Oleh karena itu harga Ka mencerminkan kekuatan asam. Semakin besar Ka, semakin kuat asam.

No	Nama Asam	Rumus Kimia	Ka
1.	Asam asetat	CH3COOH	1,8   x  10-5
2.	Asam benzoat	C6H5COOH	6,5   x  10-5
3.	Asam format	HCOOH	1,8   x  10-4
4.	Fenol	C6H5OH	1,3   x  10-10
5.	Asam sianida	HCN	4,9   x  10-10
6.	Asam fluorida	HF	6,8   x  10-4

5.      Menghitung pH Larutan Asam

            Adakah cara lain untuk menentukan pH selain dengan mengukur langsung? Dalam ilmu kimia, data hasil penelitian senantiasa dikumpulkan dan didaftar sehingga dapat digunakan oleh orang lain. Dalam kaitannya dengan pH larutan, data yang diperlukan adalah tetapan ionisasi asam. Apabila tetapan ionisasi suatu asam diketahui, maka kita dapat menentukan pH nya dengan konsentrasi tertentu.

a.      Asam Kuat

pH larutan dapat ditentukan jika konsentrasinya asam diketahui

[H+] = M x valensi asam

 

Contoh

Berapakah pH dari

a.       Larutan HCl 0,01 M

Jawab:

_b.        Langkah 1 : tuliskan ionisasi HCl

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

c.       Langkah 2 : hitung konsentrasi asamnya

 [H⁺] = M x valensi asam

         = 0,01 x  1

         = 0,01= 10^-2

Langkah 3 : hitung pH nya

                           pH= -log [H⁺]

                               = - log 10^-2

                              = 2

b.      Asam Lemah

Suatu asam lemah yang terlarut dalam air, HA_(aq) ionisasinya:

HA_(aq)                 H⁺_(aq) + A^-_(aq)

Ka =

[H⁺] = [A^-], maka

Ka =

Ka =

  [H⁺]   =

Contoh

Hitunglah pH larutanCH₃COOH 0,005 M apabila diketahui Ka= 1,8 x 10^-5

            Jawab

             

             

                   

                    = 3 x 10^-4

                 pH  = -log  3 x 10^-4

                   = 4 – log 3

BASA LEMAH BASA KUAT

Kekuatan Basa

Kekuatan basa dipengaruhi oleh banyaknya ion – ion OH– yang dihasilkan oleh senyawa basa dalam larutannya. Berdasarkan banyak sedikitnya ion OH yang dihasilkan, larutan basa juga dibedakan menjadi dua macam sebagai berikut.

1. Basa Kuat

Basa kuat yaitu senyawa basa yang dalam larutannya terion seluruhnya menjadi ion-ionnya. Reaksi ionisasi basa kuat merupakan reaksi berkesudahan. Secara umum, ionisasi basa kuat dirumuskan sebagai berikut.

       M(OH)x(aq) → Mx+(aq) + x OH–(aq)

                                   [OH^-] = x · [M(OH)x] 

                               [OH ^-] =  valensi basa · M

Dengan :          x = valensi basa

M = konsentrasi basa

2. Basa Lemah

Basa lemah yaitu senyawa basa yang dalam larutannya hanya sedikitterionisasi menjadi ion-ionnya. Reaksi ionisasi basa lemah juga merupakanreaksi kesetimbangan. Secara umum, ionisasi basa lemah valensi satu dapat dirumuskan sebagai berikut.

M(OH)(aq) ←→ M+(aq) + OH–(aq)

Kb =

Makin kuat basa maka reaksi kesetimbangan basa makin condong ke kanan, akibatnya Kb bertambah besar. Oleh karena itu, harga Kb merupakan ukuran kekuatan basa, makin besar Kb makin kuat basa. Berdasarkan persamaan di atas, karena pada basa lemah [M+] = [OH^-], maka persamaan di atas dapat diubah menjadi:

Kb =

 [OH^–]2 = Kb · [M(OH)]

 [OH^-]   =

Dengan:          

Kb = tetapan ionisasi basa

 M = konsentrasi basa

                                                                                            

                                                                                    Cibinong,  5 Mei 2020

                                                                                       Guru Mata Pelajaran Kimia

                                                                                           Untung Hidayat, ST