1
DAFTAR ISI Daftar isi ………………………………………………………….......... i A. Teori Asam Basa …………………………………………………… 1 B. Cara menentukan [H+] dan [OH-] dalam larutan ………………... 5 C. Derajat keasaman atau pH ………………………………………. 8 D. Indikator asam basa ……………………………………………..... 9 Daftar Pustaka …………………………………………........................ 11
1 LARUTAN ASAM - BASA A. Teori Asam-Basa Pertama kali konsep asam basa dikenal dari rasanya, yaitu asam dengan rasa khasnya yang masam serta basa dengan rasa khasnya yang pahit. Istilah asam berasal dari kata Latin acidus (asam), yang berkaitan dengan kata acer (tajam) dan acetum (cuka). Rasa masam adalah salah satu ciri suatu zat bersifat asam yang banyak temui pada beberapa buah seperti jeruk, anggur, mangga, dan buah asam sejenisnya. Contoh lainnya pada cuka dan yoghurt yang juga berasa masam. Sementara itu, istilah "alkali" atau "basa" berasal dari bahasa Arab al qali, yaitu abu dari tanaman yang hidup di daerah rawa garam dan padang pasir, dan secara historis berhubungan dengan abu hasil pembakaran kayu. Adapun rasa pahit adalah salah satu ciri suatu zat bersifat basa, misalnya rasa pahit dari percikan busa sabun yang secara tidak sengaja masuk ke mulut. Dalam perkembangan ilmu kimia, konsep asam-basa terus dikembangkan oleh tokoh-tokoh penting seperti Arrhenius, Bronsted-Lowry, dan Lewis. 1) Teori asam-basa Arrhenius Menurut Arrhenius, asam adalah zat yang jika dilarutkan dalam air dapat meningkatkan konsentrasi ion H+ (aq). Secara sederhana asam adalah senyawa yang dalam larutannya dalam menghasilkan ion H+ (aq) (Sunarya,2022). Asam Arrhenius dirumuskan sebagai HxZ yang mengalami ionisasi sebagai berikut: HxZ(aq) → x H+ (aq) + Zx- (aq)
2 Beberapa zat yang termasuk dalam kategori asam yaitu HCl, HBr, HI, H2SO4, dll. Tabel 1 menunjukkan beberapa contoh asam dan reaksi ionisainya. Tabel 1 Contoh Asam, Nama Asam, dan Reaksi Ioninasinya Rumus Asam Nama Asam Reaksi Ionisasi HF Asam fluorida HF(aq) → H+ (aq) + F- (aq) HBr Asam bromida HBr(aq) → H+ (aq) + Br- (aq) CH3COOH Asam asetat C3HCOOH(aq) → H+ (aq) + C3HCOOH(aq) H2SO4 Asam sulfat H2SO4(aq)→ H+ (aq) + SO4 2- (aq) H2S Asam sulfida H2S(aq) → 2H+ (aq) + S2- (aq) HNO3 Asam nitrat HNO3(aq) → H+ (aq) + NO3- (aq) H2SO4 Asam sulfat H2SO4(aq)→ H+ (aq) + SO4 2- (aq) H2C2O4 Asam oksalat H2C2O4(aq) → 2H+ (aq) + C2O4 2- (aq) H3PO4 Asam fosfat H3PO4(aq)→ 3H+ (aq) + PO4 3- (aq) Sumber: (Sudarmo, 2021) Menurut Arrhenius basa adalah senyawa yang dalam larutannya dapat menghasilkan ion OH- (aq) (Sunarya,2022). Basa Arrhenius berasal dari hidroksida logam yang dirumuskan dengan M(OH)x. Reaksi ionisasi basa dalam air yaitu: M(OH)x(aq) → Mx+ (aq) + xOH- (aq) Beberapa zat yang termasuk dalam kategori basa disajikan pada Tabel 2. Tabel 2 Contoh Basa, Nama Basa, dan Reaksi Ioninasinya Rumus Basa Nama Basa Reaksi Ionisasi NaOH Natrium Hidroksida NaOH (s) → Na+ (aq) + OH- (aq) KOH Kalium Hidroksida KOH(s) → K + (aq) + OH- (aq) Ca(OH)2 Kalsium Hidroksida Ca(OH)2 (s) → Ca2+(aq) + 2OH- (aq) Ba(OH)2 Barium Hidroksida Ba(OH)2 (s) → Ba2+(aq) + 2OH- (aq) NH3 Amonia NH3 (s)+ H2O(l) → NH4 + (aq) + OH- (aq) Sumber: (Sudarmo, 2021) Teori asam dan basa menurut Arrhenius tidak dapat menjelaskan tentang sifat asam basa pada larutan yang tanpa air (pelarutnya bukan air) misalnya asam asestat akan bersifat asam apabila dilarutkan dalam air, tetapi ternyata sidat asam tersebut tidak muncul pada saat asam cuka dilarutkan
3 dalam larutan benzena. Selain itu, pembentukan ion H+ atau ion OHmerupakan kekhasan teori asam basa Arrhenius yang artinya jika suatu reaksi tidak membentuk H+ atau ion OHtidak dapat dikatakan sebagai asam atau basa (Sunarya, 2022). 2) Teori asam basa Bronsted-Lowry Teori Arrhenius menyatakan bahwa asam adalah penghasil H+ dan basa adalah peghasil OH- . Menurut Bronsted Lowry, basa adalah zat yang dapat memberikan ion H+ (donor proton), sedangkan basa adalah zat yang dapat menerima ion H+ (akseptor proton). Dalam definisi asam dan basa BronstedLowry dikenal konsep pasangan asam-basa konjugat, yaitu asam dan basa konjugatnya, atau basa dan asam konjugatnya (Sunarya, 2022). Secara singkat dapat dituliskan Sebagai contohnya adalah: HCl (aq) + H2O (aq) ⇌ H3O+ (aq) + Cl- (aq) Asam 1 Basa 2 Asam 2 Basa 1 HCl bersifat asam karena memberikan ion H+ pada molekul H2O, kemudian H2O bersifat basa karena menerima ion H+ dari HCl. ➢ Cl- adalah basa konjugasi dari HCl, berikut reaksi penjelasannya: HCl ⇌ H+ + ClAsam Basa konjugasi ➢ H3O+ adalah asam konjugasi dari H2O, berikut reaksi penjelasannya: H2O + H+ ⇌ H3O+ Basa Asam konjugasi Konsep asam basa menurut Bronsted-Lowry mempunyai keterbatasan, terutama dalam menjelaskan reaksi-reaksi yang melibatkan senyawa tanpa Pasangan konjugasi Pasangan konjugasi
4 proton (H+ ). Misalnya, reaksi antara senyawa NH3 dan BF3 dan beberapa reaksi yang melibatkan senyawa kompleks (Sudarmo, 2023). 3) Teori asam-basa Lewis Gilbert Newton Lewis merumuskan bahwa asam Lewis (Lewis acid) merupakan spesies (atom, ion atau molekul) yang dapat menerima sepasang elektron (akseptor pasangan elektron) sedangkan basa Lewis (Lewis base) merupakan spesies (atom, ion atau molekul) mendonorkan pasangan elektron (donor pasangan elektron). Dalam reaksi asam-basa Lewis terjadi donasi sepasang elektron dari satu spesies ke spesies lain, dan reaksi ini tidak menghasilkan garam dan air (Petrucci,2011). Konsep Lewis ini lebih umum daripada definisi lain mengenai teori asam-basa. Reaksi asam basa Lewis menghasilkan ikatan kovalen koordinasi. Ikatan kovalen koordinasi terjadi akibat adanya transfer pasangan elektron yang berasal dari basa. Spesies dengan kulit valensi tak lengkap adalah asam Lewis. Bila asam Lewis membentuk ikatan kovalen koordinatdengan basa Lewis, oktetnya menjadi lengkap. Contohnya pada Gambar 1 yaitu reaksi antara boron trifluorida (BF3) dan amonia (NH3) membentuk senyawa produk-adisi (adduct). Gambar 1 Reaksi Asam Basa Menurut Lewis Sumber: Achmadi, 2023
5 Reaksi antara boron trifluorida (BF3) dan amonia (NH3) menghasilkan ikatan kovalen koordinasi dimana BF3 berfungsi sebagai asam Lewis karena menerima pasangan elektron dari NH3. Sedangkan NH3 bertindak sebagai basa Lewis karena mendonorkan sepasang elektronnya kepada BF3. B. Cara menentukan [H+ ] dan [OH- ] dalam larutan Berikut penjelasan cara menentukan besar konsentrasi ion H+ dan ion OH- dalam larutan asam dan basa. 1) Asam Kuat Asam kuat merupakan asam yang terionisasi sempurna dalam larutannya. Dalam larutan asam, jumlah ion H+ lebih banyak dibanding ion OH- . Untuk menghitung konsentrasi ion H+ dalam larutan asam kuat dapat menggunakan persamaan: [H+ ] = a x Ma Keterangan: [H+ ] = Konsentrasi ion H+ (mol/L atau Molar), Ma = Molaritas asam kuat (mol/L atau Molar), dan a = Valensi asam kuat. 2) Basa Kuat Basa kuat merupakan basa yang terionisasi sempurna dalam larutannya. Dalam larutan basa, jumlah ion OHlebih banyak dibandingkan ion H+ . Untuk menghitung konsentrasi ion OH- dalam larutan basa kuat dapat menggunakan persamaan: [H+ ] = b x Mb Keterangan: [OH-] = konsentrasi ion OH- (mol/L atau Molar), Mb = molaritas basa kuat (mol/L), dan b = valensi basa kuat. 3) Asam Lemah
6 Asam lemah adalah asam yang dalam larutannya hanya sedikit terionisasi atau mempunyai derajat ionisasi yang kecil. Derajat ionisasinya yaitu 0 < α < 1. Misalnya untuk asam H: HA(aq) ⇌ H+ (aq) + A− (aq) Tetapan ionisasi pada asam lemah diberi lambang Ka. Ka = [??+][?? −] [????] Dari persamaan ionisasi asam: HA(aq) ⇌ H+ (aq) + A− (aq) Setiap satu molekul HA terionisasi akan menghasilkan satu ion H+ dan satu ionA − , maka konsentrasi ion ion H+ yang berasal dari HA akan selalu sama dengan konsentrasi ion A− atau [H+ ] = [A− ]. Konsentrasi ion A− dapat didistribusikan ke dalam persamaan, sehingga: Ka= [H+][H+] [HA] [H+ ] 2 = Ka [HA] [H+ ] = √???? [HA] Keterangan: Ka = tetapan ionisasi asam, dan [HA] = konsentrasi asam Nilai Ka merupakan Gambaran kekuatan asam. Semakin besar nilai Ka berarti semakin banyak ion H+ yang dihasilkan, atau semakin kuat asam tersebut. Selain nilai Ka, besaran lain yang dapat digunakan untuk mengetahui kekuatan asam asalah derajat ionisasi (α). Berikut hubungan derajat ionisasi dengan Ka dan konsentrasi asam. Dari reaksi setimbang: HA(aq) ⇌ H+ (aq) + A− (aq)
7 Mula-mula : aM Terionisasi : aα Setimbang : (a-aα) aα aα Dengan rumusan: [H+ ] = √???? [HA] aα = √???? ?? ?? Maka, a 2α 2 = ????x a → ?? 2 = ???????? ??2 → ?? 2 = ???? ?? Oleh karena HA yang terionisasi sangat sedikit, maka [HA] dianggap tetap, sehingga didapatkan persamaan berikut: ?? = √ ???? [????] 4) Basa Lemah Seperti halnya asam lemah,basa lemah hanya sedikit yang mengalami ionisasi, sehingga reaksi ionisasi basa lemah merupakan reaksi kesetimbangan. BOH(aq) ⇌ B + (aq) + OH− (aq) Dengan cara penurunan yang sama, maka untuk menentukan konsentrasi ion OH- dalam larutan dapat digunakan rumus: [OH- ] = √???? [BOH] Dari nilai ???? dapat ditentukan besaran derajat ionisasi basa (α) ?? = √ ???? [??????] ???? dan α dapat digunakan sebagai ukuran kekuatan basa. Semakin besar nilai ???? semakin kuat basanya dan semakin bear nilai derajat ionisasinya.
8 C. Derajat keasaman atau pH Lambang pH diambil dari bahasa Prancis ‘pouvoir hydrogene’, artinya ‘kekuatan hidrogen’ menuju eksponensial. Derajat keasaman atau biasa dikenal dengan pH menggambarkan konsentrasi ion H+ dan ion OH- dalam suatu larutan. Konsentrasi kedua ion ini biasanya sangat kecil sehingga untuk kemudahan perhitungan digunakan notasi ilmiah. Istilah yang digunakan yaitu pH dan pOH, didefinisikan sebagai negative logaritma konsentrasi molar ion hidrogrn dan hidroksida. Dalam persamaan matematid dapat dituliskan sebagai berikut: pH = - log [H+ ] = ?????? 1 [??+] pOH = - log [OH- ] = ?????? 1 [????−] Hubungan antara pH dan pOH diturunkan dari persamaan tetapan kesetimbangan air (Kw) pada temperatur 250C yaitu: [H+][OH-] = Kw pH + pOH = pKw pH = 14 – pOH D. Indikator asam basa Indikator asam basa adalah zat-zat warna yang dapat memperlihatkan warna berbeda dalam larutan yang bersifat asam atau basa. Mengidentifikasi asam atau basa suatu larutan secara tepat dapat menggunakan beberapa indikator dibawah ini: (Nurhakim & Tyassih, 2023)
9 1) Kertas lakmus Kertas lakmus adalah indikator buatan yang paling umum digunakan di laboratorium karena prakris dan harganya yang murah. Terdapat 2 jenis kertas lakmus yaitu lakmus merah dan biru. Cara penggunaannya adalah dengan meneteskan larutan yang akan diidentifikasi ke permukaan kertas lakmus. Setelah diteteskan, kertas akan berubah warna menjadi biru atau merah menyesuaikan dengan sifat dari larutan yang diidentifikasi. Tabel 3 menunjukkan sifat asam, basa atau netral larutan sesuai dengan perubahan warna kertas lakmus. Tabel 3 Perubahan Warna Kertas Lakmus Indikator Larutan asam Larutan basa Larutan netral Lakmus merah Merah Biru Merah Lakmus biru Merah Biru Biru Sumber: (Nurhakin & Tyassih, 2023) 2) Larutan indikator Larutan indikator merupakan larutan bewarna yang dapat memperlihatkan warna berbeda dalam larutan yang bersifat asam, basa atau netral. Setiap indikator ini memiliki rentang perubahan warna yang disebut dengan trayek pH. Beberapa contoh larutan indikator asam basa yang sering dijumpai di laboratorium dapat dilihat ada tabel 4 Tabel 4 Trayek pH Beberapa Larutan Indikator Indikator Perubahan warna Trayek pH Metil jingga (MO) Merah ke kuning 3,1 − 4,4 Metil merah (MR) Merah ke kuning 4,2 − 6,2 Bromtimol biru (BTB) Kuning ke biru 6,0 − 7,6
10 Fenolftalein (PP) Tak berwarna ke merah ungu 8,0 − 9,6 Sumber: (Sudarmo, 2021) 3) Indikator alami Indikator alami adalah indikator yang diperoleh dengan mengekstrak bagian dari tumbuhan seperti bunga, umbi, kulit buah, batang, atau daun. Tanaman yang banyak digunakan sebagai indikator alami adalah kunyit, kubis merah, kubis ungu, bunga kembang Sepatu, bunga mawar, bayam merah, bunga telang dan geranium. Cara penggunaan indikator alami ini adalah dengan meneteskan eksraknya kedalam larutan yang akan dilihat perubahan warnanya. 4) pH meter pH meter adalah alat yang digunakan untuk mengukur tingkat keasaman atau kebasaan (pH) suatu larutan. Nilai pH mengindikasikan konsentrasi ion hidrogen (H⁺) dalam larutan tersebut, dengan skala pH yang berkisar dari 0 hingga 14: • pH < 7: Asam (semakin kecil nilainya, semakin asam) • pH = 7: Netral • pH > 7: Basa (semakin besar nilainya, semakin basa) 5) Indikator universal Indikator universal asam basa terdiri dari larutan dan kertas yang memiliki warna standar untuk pH 1 hingga 14. Cara menggunakannya adalah dengan mencelupkan kertas indikator ke dalam larutan yang ingin diukur pH-
11 nya. Setelah itu, amati perubahan warna pada kertas dan cocokkan dengan warna standar untuk mengetahui nilai pH. DAFTAR PUSTAKA Sunarya, Yayan. 2022. Kimia Dasar 2. Bandung: Yrama Widya. Sudarmo, Unggul. 2021. Kimia SMA/MA Kelas XI. Jakarta: Erlangga. Nurhakim & Tyassih. (2023). Asam dan Basa: Pengertian, Fungsi, Ciri-ciri, hingga Contohnya. [online]. Diakses pada 27 November 2024: https://www.quipper.com/id/blog/mapel/kimia/asam-dan-basa/