Asam Dan Basa.docx

22

Asam dan Basa

a.

Pengertian Asam Basa Asam dan basa merupakan zat kimia yang banyak digunakan dalam kehidupan sehari hari. 1. Asam Istilah asam (acid) 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. Contoh asam : jeruk nipis, lemon, dan tomat. Ciri - ciri : - Rasanya asam - Dapat menimbulkan korosif - Mengubah kertas lakmus biru menjadi merah - Ph < 7 - Menghasilkan ion H+ 2. Basa Basa (alkali) berasal dari ahasa arab yang berarti abu. Secara umum basa yaitu zat yang berasa pahit bersifat kaustik. Contoh basa : sabun mandi, sabun cuci, sampo, pasta gigi, pupuk, obat maag.

23

Ciri - ciri : - Rasanya pahit - Terasa licin di kulit - Mengubah kertas lakmus merah menjadi biru - Menghasilkan OH- dalam air b.

Teori Asam Basa 1. Teori asam dan basa menurut Svante Arrhenius Arrhenius menyatakan molekul – molekul zat elektrolit selalu menghasilkan ion – ion positif dan negatif jika dilarutkan dalam air. Pada tahun 1984 Ilmuan Swedia, Svante Arrhenius mengemukakan pengertian asam – asam berdasarkan reaksi ionisasi. Menurut Arrhenius, asam merupakan zat yang jika dilarutkan dalam air menghasilkan ion H+. Adapun basa merupakan zat yang jika dilarutkan dalam air akan menghasilkan ion OH─. Contoh senyawa ssam dan basa menurut Svante Arrhenius

24

2. Teori asam dan basa menurut Bronsted-Lowry Pada tahun 1923, ilmuwan Denmark Johannes Bronsted dan Ilmuwan Inggris Thomas Lowry mengemukakan teori asam dan basa berdasarkan serah terima proton. Teori : 

Asam adalah donor proton (H+).



Basa adalah akseptor proton (H+).

Pengertian asam dan basa yang dikemukakan Bronsted–Lowry memperbaiki kelemahan teori asam – basa Arrhenius. Pengertian asam – basa Arrhenius hanya berlaku untuk senyawa yang larut dalam pelarut air karena reaksi ionisasi yang menghasilkan ion dan ion hanya terjadi dalam pelarut air. Dalam suatu persamaan reaksi asam – basa berdasarkan teori Bronsted–Lowry, suatu asam dan basa masing–masing mempunyai pasangan. Pasangan asam disebut basa konjugasi sedangkan pasangan basa disebut asam konjugasi. Contoh pada reaksi ionisasi HCl ketika dilarutkan dalam air, HCl berperan sebagai asam dan H2O sebagai basa. HCl(aq) + H2O(l) → Cl−(aq) + H3O+(aq) HCl berubah menjadi ion Cl− setelah memberikan proton (H+) kepada H2O. Dan H2O menerima proton dengan menggunakan sepasang elektron bebas pada atom O untuk berikatan dengan H+ sehingga terbentuk ion hidronium (H3O+). Sedangkan pada reaksi ionisasi NH3 ketika dilarutkan dalam air, NH3 berperan sebagai basa dan H2O sebagai asam. NH3(aq) + H2O(l) ⇌ NH4+(aq) + OH−(aq) NH3 menerima proton (H+) dari H2O dengan menggunakan sepasang elektron bebas pada atom N untuk berikatan dengan H+ sehingga terbentuk ion ammonium

25

(NH4+). H2O berubah menjadi ion OH− setelah memberikan proton (H+) kepada NH3. Kelebihan definisi oleh Brønsted–Lowry dibanding definisi oleh Arrhenius adalah dapat menjelaskan reaksi-reaksi asam–basa dalam fase gas, padat, cair, larutan dengan pelarut selain air, ataupun campuran heterogen. Sebagai contoh, reaksi antara gas NH3 (basa) dan gas HCl (asam) membentuk asap NH4Cl. NH3(g) + HCl(g) → NH4Cl(s) 3. Teori asam basa menurut Lewis Menurut pandangan ini, bahwa asam adalah struktur yang mempunyai afinitas terhadap pasangan elektron yang diberikan oleh basa. Dimana basa tersebut didefenisikan sebagai zat yang mempunyai pasangan elektron yang belum mendapat pemilikan bersama. Lewis juga mengelompokan senyawa sebagai asam dan basa menurut kemampuannya melepaskan / menerima elektron. Menurut definisi asam basa Lewis : 

Asam adalah akseptor pasangan elektron.



Basa adalah donor pasangan elektron.

Berdasarkan definisi Lewis, asam yang berperan sebagai spesi penerima pasangan elektron tidak hanya H+. Senyawa yang memiliki orbital kosong pada kulit valensi seperti BF3 juga dapat berperan sebagai asam. Sebagai contoh, reaksi antara BF3 dan NH3 merupakan reaksi asam–basa, di mana BF3 sebagai asam Lewis dan NH3 sebagai basa Lewis. NH3 memberikan pasangan elektron kepada BF3 sehingga membentuk ikatan kovalen koordinasi antara keduanya.

26

Kelebihan definisi asam basa Lewis adalah dapat menjelaskan reaksi-reaksi asam– basa lain dalam fase padat, gas, dan medium pelarut selain air yang tidak melibatkan transfer proton. Misalnya reaksi-reaksi antara oksida asam (misalnya CO2 dan SO2) dengan oksida basa (misalnya MgO dan CaO), reaksi-reaksi pembentukan ion kompleks seperti [Fe(CN)6]3−, [Al(H2O)6]3+, dan [Cu(NH3)4]2+, dan sebagian reaksi dalam kimia organik. c.

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.

27

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. Adapun 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, bromotimol 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 :

3. Mengidentifikasi Asam–Basa dengan indikator alami Selain indikator buatan, kita juga dapat mengidentifikasi senyawa asam dan basa menggunakan indikator alami. Indikator tersebut dapat dibuat dari bumbu dapur, bunga dan buah – buahan. Contoh indikator alami antara lain kulit manggis,

28

bunga sepatu, dan kubis ungu, bunga pacar air, bungan nusa indah, dan kunyit. Untuk menjadikan indikator alami, maka kulit manggis, bunga sepatu, dan kubis ungu terlebih dahulu dibuat ekstrak dengan cara menghaluskannya dan menambahkan air. Ekstrak kulit manggis pada keadaan netral berwarna ungu. Jika ekstrak kulit manggis, ditetesi larutan asam, maka warna ungu akan berubah menjadi cokelat kemerahan dan jika ditetesi larutan basa akan berubah menjadi biru kehitaman. Selain itu, dengan menggunakan ekstrak kubis ungu akan diperoleh hasil yang lebih baik, karena dapat dapat memberikan gradasi warna dari merah tua pada suasana asam kuat hingga kuning pada suasana basa kuat, seperti tampak pada tabel berikut ini. Tabel Penggunaan Warna Indikator Kubis Ungu Sifat Larutan

Warna Indikator

Asam kuat

Merah

Asam sedang

Jingga

Asam lemah

Merah keunguan

Netral

Ungu

Basa lemah

Kehijauan

Basa sedang

Hijau muda

Basa kuat

Kuning

Adapun dari berbagai larutan ekstrak bunga sepatu, bunga pacar air, bunga nusa indah, kunyit, dan kubis ungu apabila dimasukkan dalam larutan yang bersifat basa dan asam, hasilnya adalah seperti pada tabel berikut ini : Tabel Perubahan Warna Berbagai Jenis Indikator Alami

No.

Ekstak Bunga

1.

Bunga sepatu

Warna Basa

Asam

Kuning

Merah

29

d.

2.

Bunga pacar air

Kuning

Merah

3.

Bunga nusa indah

Kuning

Merah

4.

Kunyit

Merah

Kuning

5.

Kubis ungu

Kuning

Merah tua

Kekuatan Asam Basa 1. Kekuatan Asam Kekuatan asam dipengaruhi oleh banyaknya ion – ion H+ yang dihasilkan oleh senyawa asam dalam larutannya. Berdasarkan banyak sedikitnya ion H + yang dihasilkan, larutan asam dibedakan menjadi dua macam sebagai berikut. 1) Asam Kuat Asam kuat yaitu senyawa asam yang dalam larutannya terion seluruhnya menjadi ion-ionnya. Reaksi ionisasi asam kuat merupakan reaksi berkesudahan. Contoh asam kuat adalah asam klorida (HCl), asam nitrat (HNO3), asam sulfat (H2SO4), asam bromida (HBr), asam iodida (HI), asam klorat (HClO3), Asam perklorat (HClO4). Secara umum, ionisasi asam kuat dirumuskan sebagai berikut. HA(aq) → H+(aq) + A–(aq)

2) Asam Lemah Asam lemah yaitu senyawa asam yang dalam larutannya hanya sedikit terionisasi menjadi ion-ionnya. Reaksi ionisasinya merupakan reaksi kesetimbangan. Contoh dari asam lemah adalah Asam format (HCOOH), Asam asetat (Asam cuka)

30

(CH3COOH), Asam fluorida (HF), Asam karbonat (H2CO3). Secara umum, ionisasi asam lemah valensi satu dapat dirumuskan sebagai berikut. HA(aq) ⇌ H+(aq) + A–(aq) Makin kuat asam maka reaksi kesetimbangan asam makin condong ke kanan, akibatnya Ka bertambah besar. Oleh karena itu, harga Ka merupakan ukuran kekuatan asam, makin besar Ka makin kuat asam. Berdasarkan persamaan di atas, karena pada asam lemah [H+] = [A–], maka persamaan di atas dapat diubah menjadi:



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.

2. Kekuatan Basa 1) Basa Kuat

31

Basa kuat yaitu senyawa basa yang dalam larutannya terion seluruhnya menjadi ion-ionnya. Contoh basa kuat adalah Litium hidroksida (LiOH), Natrium hidroksida (NaOH), Kalium hidroksida (KOH), Kalsium hidroksida (Ca(OH)2). Reaksi ionisasi basa kuat merupakan reaksi berkesudahan. Secara umum, ionisasi basa kuat dirumuskan sebagai berikut : M(OH)x(aq) → Mx+(aq) + x OH–(aq)

dengan: x = valensi basa M = konsentrasi basa 2) Basa Lemah Basa lemah yaitu senyawa basa yang dalam larutannya hanya sedikit terionisasi menjadi ion-ionnya. Reaksi ionisasi basa lemah juga merupakan reaksi kesetimbangan. Contoh dari basa lemah adalah Amoniak (NH3), Besi (II) hidroksida (Fe(OH)2), Karbosium hidroksida (Ca(OH)3). Secara umum, ionisasi basa lemah valensi satu dapat dirumuskan sebagai berikut : M(OH)(aq) ⇌ M+(aq) + OH–(aq)

32

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:

e.

Derajat Keasaman (pH) 1. Konsep pH Untuk menyatakan tingkat atau derajat keasaman suatu larutan, pada tahun 1910, seorang ahli dari Denmark, Soren Lautiz Sorensen memperkenalkan suatu bilangan yang sederhana. Bilangan ini diperoleh dari hasil logaritma konsentrasi H+. Bilangan ini kita kenal dengan skala pH. Harga pH berkisar antara 1 – 14 dan ditulis:

33

Dari uraian di atas dapat kita simpulkan bahwa: a. Larutan bersifat netral jika [H+] = [OH–] atau pH = pOH = 7. b. Larutan bersifat asam jika [H+] > [OH–] atau pH < 7. c. Larutan bersifat basa jika [H+] < [OH–] atau pH > 7. Karena pH dan konsentrasi ion H+ dihubungkan dengan tanda negatif, maka makin besar konsentrasi ion H+ makin kecil pH. 2. Pengukuran pH Untuk menentukan pH suatu larutan dapat dilakukan dengan beberapa cara, antara lain sebagai berikut : 1) Menggunakan Beberapa Indikator Indikator adalah asam organik lemah atau basa organik lemah yang dapat berubah warna pada rentang harga pH tertentu. Harga pH suatu larutan dapat diperkirakan dengan menggunakan trayek pH indikator. Indikator memiliki trayek perubahan warna yang berbeda-beda. Dengan demikian dari uji larutan dengan beberapa indikator akan diperoleh daerah irisan pH larutan. Contoh, suatu larutan dengan

34

brom timol biru (6,0– 7,6) berwarna biru dan dengan fenolftalein (8,3–10,0) tidak berwarna, maka pH larutan itu adalah 7,6–8,3. Hal ini disebabkan jika bromtimol biru berwarna biru, berarti pH larutan lebih besar dari 7,6 dan jika dengan fenolftalein tidak berwarna, berarti pH larutan kurang dari 8,3.

2) Menggunakan Indikator Universal Indikator universal adalah kumpulan campuran indikator yang menunjukkan perubahan warna dalam larutan, yang menginterpretasikan larutan tersebut asam atau basa. Indikator universal dapat berbentuk kertas maupun larutan. 

Kertas: Berupa lembaran (strip) kertas berwarna yang berubah warna menjadi merah jika larutan bersifat asam dan biru juka larutan bersifat basa. Strip dapat diletakkan langsung di atas permukaan yang basah atau beberapa tetes larutan diteteskan di atas indikator universal menggunakan alat penetes (pipet). Jika larutan uji berwarna gelap, disarankan menggunakan indikator universal berbentuk kertas.

35

3) Menggunakn pH Meter pH Meter adalah alat pengukur pH dengan ketelitian yang sangat tinggi. Alat pHmeter dioperasikan dengan cara mencelupkan elektroda ke dalam larutan yang diuji, dan harga (nilai) pH dapat dilihat pada skala pembacaan pada pH-meter.

Skala pada pH-meter menggunakan skala digit untuk pengukuran pH. Skala pH berkisar antara 0–14. Larutan dengan pH kurang dari 7 bersifat asam. Larutan dengan pH lebih dari 7 bersifat basa. Adapun larutan dengan pH 7 bersifat netral.

Penggunaan pH-meter dapat dianggap sebagai cara terbaik penentuan pH suatu larutan. Sebab pH meter mampu mengukur ion hidrogen dan menghitung nilai pH secara tepat.

36