BAB 5 LARUTAN ASAM DAN BASA
Gambar 5.1 Sifat Asam Basa dan contohnya Sumber : http://www.pakmono.com/2016/03/sifat-sifat-asam-dan-basa-beserta-contohnya.html
Pada bab kelima ini akan dipelajari tentang Sifat Asam dan Basa, Teori asam basa menurut Arrhenius, konsep asam basa BronstedLowry, teori asam basa Lewis, Kesetimbangan Ion Dalam Larutan Asam dan Basa, Derajat Keasaman (pH), Indikator Asam-Basa,
Standar Kompetensi 1. Konsep Asam dan Basa
Kompetensi Dasar 1. Menjelaskan berbagai teori asam basa
2. Teori Asam-Basa Brownsted-Lowry
2. Membedakan larutan asam, basa, dan
dan Lewis
netral 3. Mengukur tingkat keasaman (pH)
Indikator 1. Menjelaskan berbagai teori asam basa.
2. Menentukan sifat berbagai larutan dengan menggunakan berbagai indikator.
Tujuan Pembelajaran
Setelah mempelajari materi ini, siswa di harapkan dapat : 1. Menjelaskan berbagai teori asam basa. 2. Menentukan sifat berbagai larutan dengan menggunakan berbagai indikator.
PETA KONSEP LARUTAN Terbentuk dari
Pelarut
Zat terlarut
Ukuran kuantitas Bereaksi dengan
Asam
Konsentrasi
Mempunyai
Dinyatakan dalam
Kemolaran
Kemolaran
Normalitas
Kekuatan asam
menjadi Mempunyai
Kekuatan basa
Ukurannya
Tetapan ionisasi asam
Basa
pH
Ukurannya
Tetapan ionisasi basa
KATA KUNCI Asam Asam Brownsted-Lowry Asam kuat Asam lemah Asam lewis Asam poliprotik Basa Basa Arhennius
Basa Brownsted-Lowry Basa kuat Basa lemah Basa lewis Derajat ionisasi Derajat keasaman Indikator asam-basa pH
Reaksi penetralan Tetapan ionisasi asam Tetapan ionisasi basa
Netral
A. Sifat Asam dan Basa Secara umum zat-zat yang berasa masam mengandung asam, misalnya asam sitrat pada jeruk dan asam cuka pada cuka makanan. Basa meupakan senyawa yang mempunyai sifat licin, rasanya pahit, dan ada yang bersifat membakar, misalnya natrium hidroksida atau soda api. Meskipun dapat dibedakan dari rasa, tetapi dilarang untuk mencicipi asam atau basa yang ada dilaboratorium. Untuk membedakannya dapat menggunakan indikator atau menggunakan alat khusus. Berkat pengalaman dan penelitian para ahli kimia, kini telah tersedia cara praktis untuk menunjukkan keasaman dan kebasaan, yaitu dengan menggunakan indikator asam basa. Misalnya, lakmus akan berwarna merah dalam larutan yang bersifat asam dan berwarna biru dalam larutan yang bersifat basa. Sifat asam-basa dari suatu larutan juga dapat ditunjukkan dengan mengukur pHnya. pH adalah suatu parameter yang digunakan untuk menyatakan tingkat keasaman larutan. Larutan asam mempunyai pH lebih kecil dari 7, larutan basa mempunyai pH lebih besar dari 7, sedangkan larutan netral mempunyai pH = 7. pH larutan dapat ditentukan dengan menggunakan indikator pH (indikator universal), atau dengan pH meter.
Gambar 5.2 buah jeruk, sabun, dan garam Sumber : https://arsyadriyadi.blogspot.co.id/2015/01/skl-un-ipa-19-asam-basa-dan-garam.html
B. Teori Asam dan Basa Sifat asam dan basa dari dari suatu larutan dapat dijelaskan menggunakan beberapa teori, yaitu teori asam-basa Arr henius , teori asam-basa Brownsted-Lowry , dan teori asam-basa G.N.Lewis
1.
Teori Asam-Basa Arrhenius Svante Arrhenius (1887) mengemukakan bahwa asam adalah suatu zat yang jika dilarutkan kedalam air akan menghasilkan ion hidronium (H +). Asam kuat merupakan asam yang derajat ionisasinya besar atau mudah terurai dan banyak menghasilkan ion H + dalam larutannya, misalnya HCl.
Sumber: www.biogcariasyvidas.com32
Asam klorida (HCl) dalam H 2O HCl(aq) + H2O(l)
Svante August Arrhenius , ilmuwan Swiss, pada 1887 mengemukakan teori asam basa yang pertama kali.
H3O+(aq) + Cl – (aq)
Sedangkan basa adalah suatu senyawa yang didalam air (larutan) dapat menghasilkan ion OH -. Basa kuat merupakan basa yang mudah terionisasi dalam larutannya dan banyak menghasilkan ion OH -, contohnya KOH.
Kalium hidroksida (KOH) dalam H2O KOH(aq)
K +(aq) + OH – (aq)
Tabel 5.1 Beberapa Contoh Asam dan Reaksi Ionisasinya Rumus
Nama Asam
Reaksi Ionisasi
Asam
Sisa Asam
Asam Monoprotik
H+(aq) + F – (aq)
F –
HF
Asam Fluorida
HF(aq)
HBr
Asam Bromida
HBr (aq)
H+(aq) + Br – (aq)
Br –
HCN
Asam Sianida
HCN(aq)
H+(aq) + CN – (aq)
CN –
HClO4
Asam Perklorat
HClO4(aq)
H+(aq)+ClO4 – (aq)
ClO4 –
HNO2
Asam Nitrit
HNO2(aq)
H+(aq) + NO2 – (aq)
NO2 –
Asam Diprotik
H2S
Asam Sulfida
H2S(aq)
2 H+(aq) + S – 2(aq)
S – 2
H2SO3
Asam Sulfit
H2SO3(aq)
2 H+(aq) + SO3 – 2(aq)
SO3 – 2
H2CO3
Asam Karbonat
H2CO3(aq)
2 H+(aq) + CO3 – 2(aq)
CO3 – 2
H2C2O4
Asam Oksalat
H2C2O4(aq)
2 H+(aq) + C2O4 – 2(aq)
C2O4 – 2
H2SO4
Asam Sulfat
H2SO4(aq)
2 H+(aq) + SO4 – 2(aq)
SO4 – 2
H3PO3
Asam Fosfit
H3PO3 (aq)
3 H+(aq) + PO3 – 3(aq)
PO3 – 3
H3PO4
Asam Fosfat
H3PO4 (aq)
3 H+(aq) + PO4 – 3(aq)
PO4 – 3
H3AsO3
Asam Arsenit
H3AsO3 (aq)
3 H+(aq) + AsO3 – 3(aq)
H3AsO4
Asam Arsenat
H3AsO4 (aq)
Asam Triprotik
AsO3 – 3
3 H+(aq) + AsO4 – 3(aq)
AsO4 – 3
Sumber: Brady, General Chemistry Principle and Structure
Tabel 5.2 Beberapa Contoh Basa Rumus
Nama Basa
Reaksi Ionisasi
Basa
Valensi Basa
NaOH
Natrium Hidroksida
NaOH → Na+ + OH –
1
KOH
Kalium Hidroksida
KOH → K + + OH –
1
Mg(OH)2
Magnesium
Mg(OH)2 → Mg2+ + 2 OH –
2
Hidroksida Ca(OH)2
Kalsium Hidroksida
Ca(OH)2 → Ca2+ + 2 OH –
2
Ba(OH)2
Barium Hidroksida
Ba(OH)2 → Ba2+ + 2 OH –
2
Fe(OH)3
Besi(III) Hidroksida
Fe(OH)3 → Fe3+ + 3 OH –
3
Fe(OH)2
Besi(II) Hidroksida
Fe(OH)2 → Fe2+ + 2 OH –
2
Al(OH)3
Aluminium
Al(OH)3 → Al3+ + 3 OH –
3
Sr(OH)2 → Sr 2+ + 2 OH –
2
Hidroksida Sr(OH)2
Stronsium Hidroksida
Sumber: General Chemistry, Principles & Structure, James E. Brady, 1990.
2.
Teori Asam-Basa Bronsted-Lowry Asam adalah spesi (ion atau molekul)
yang berperan sebagai proton donor (pemberi proton atau H+) kepada suatu spesi yng lain.
Teori reaksi asam – basa yang diajukan secara terpisah oleh Johannes Nicolaus Brønsted dan Thomas Martin Lowry pada tahun 1923. Sumber : https://id.wikipedia.org/wiki/Teori_asam basa_Br%C3%B8nsted%E2%80%93Lowry
Basa adalah spesi (ion atau molekul) yang bertindak menjadi proton akseptor
(penerima proton atau H+) Contoh : HCl(g)
+
H2O(l)
Asam 1
H3O+(aq)
⇌
Basa 2
Cl-(aq)
+
Asam 2
Basa 1
Contoh lain:
HCl(benzena) + NH3(benzena) → NH4Cl( s) Asam
Basa
NH4+(aq)
+
Asam
Basa
HSO4-(aq)
+
Asam
CO32-(aq)
→
SO42-(aq)
+ HCO3-(aq)
Basa
H2O(l )
+
Asam
3.
→ NH3(aq) + H3O+(aq)
H2O(l )
NH3(aq)
→ NH4+(aq) + OH-(aq)
Basa
Teori Asam-Basa Lewis Asam adalah suatu senyawa yang mampu
menerima pasangan elektron dari senyawa lain, atau akseptor pasangan elektron. Basa adalah senyawayang
dapat
memberikan
pasangan
elektron kepada senyawa lain atau donor pasangan elektron.
Pada tahun 1932, ahli kimia G.N. Lewis mengajukan konsep baru mengenai asam – basa, sehingga dikenal adanya asam Lewis dan basa Lewis. Sumber : http://kimiadasar.com/teori-asam basa-lewis/
Tabel 5.3 Asam dan Basa Konjugasinya, serta Basa dan Asam Konjugasinya Asam
⇌
Proton
+
HCl
⇌
H+
+
Cl-
H2O
⇌
H+
+
OH-
NH3
⇌
H+
+
NH2-
H+
+
SO42-
+
Proton
⇌
Asam konjugasi
NH3
+
H+
⇌
NH4+
H2O
+
H+
⇌
H3O+
HSO4Basa
⇌
Basa konjugasi
OH-
+
H+
⇌
H2O
S2-
+
H+
⇌
HS-
Suatu asam hanya melepas proton jika ada basa yang menyerap proton itu. Pada suatu reaksi asam-basa Bronsted-Lowry, asam berubah menjadi basa konjugasinya, sedangkan basa berubah menjadi asam konjugasinya. Jadi, pada reaksi asam-basa Bronsted-Lowry terdapat dua pasangan asam-basa konjugasi. Pasangan yang terdiri atas asam dengan basa konjugasinya ditandai dengan Asam1 dan Basa-1, sedangkan pasangan yang terdiri atas basa dengan asam konjugasinya ditandai dengan Basa-2 dan Asam-2. Rumus kimia pasangan asam basa konjugasi hanya berbeda satu proton (H +). Perhatikan beberapa contoh berikut. Tabel 5.4 Contoh Asam-Basa Konjugasi Asam-1
+
Basa-2
⇌
Basa-1
+
Asam-2
HCl
+
NH3
⇌
Cl-
+
NH4+
H2O
+
CO2-
⇌
OH-
+
HCO3-
CH3COOH
+
H2O
⇌
CH3COOH-
+
H3O+
HNO2
+
CH3COOH
NO2-
+
CH3COOH2+
⇌
C. Indikator Asam-Basa a.
Membuat Indikator Asam-Basa dari Bahan Alam
Indikator asam-basa adalah zat-zat warna yang dapat memperlihatkan warna berbeda dalam larutan yang bersifat asam dan dalam larutan yang bersifat basa. Indikator lakmus, misalnya, berwarna merah dalam larutan yang bersifat asam dan berwarna biru dalam larutan yang bersifat basa. Berbagai jenis zat warna yang dipisahkan dari tumbuhan kemungkinan juga dapat digunakan sebagai indikator asam-basa, misalnya, daun mahkota bunga (kembang sepatu, bougenvill, mawar, dan lain-lain), kunyit, dan bit. b. Trayek Perubahan Warna Indikator Asam-Basa
Telah dijelaskan sebelumnya bahwa indikator lakmus berwarna merah dalam larutan asam dan berwarna biru dalam larutan basa. Ternyata warna indikator tersebut berubah secara gradual menurut pH larutan. Indikator lakmus
berwarna merah dalam larutan yang memiliki pH sampai dengan 5,5 dan berwarna biru dari pH = 8,0. Dalam larutan yang pH-nya antara 5,5-8,0, warna lakmus adalah kombinasi dari kedua warna tersebut,yaitu berubah dari merah menjadi ungu kemudian menjadi biru. Batas-batas pH ketika indikator mengalami perubahan warna disebut trayek perubahan warna indicator tersebut. Jadi, trayek perubahan warna lakmus adalah 5,5-8,0. Trayek perubahan warna dari beberapa indikator dapat dilihat pada tabel berikut ini. Tabel 5.4 Trayek Perubahan Warna dari Beberapa Indikator Indikator
Trayek Perubahan Warna
Perubahan Warna
Lakmus
5,5 – 8,0
Merah – biru
Metil jingga
2,9 – 4,0
Merah – biru
Metil merah
4,2 – 6,3
Merah – kuning
Bromtimol biru
6,7 – 7,6
Kuning – biru
Fenolftalein
8,3 – 10,0
Tidak berwarna merah
c.
Menentukan pH dengan Menggunakan Beberapa Indikator
Indikator tunggal, seperti kertas lakmus atau fenolftalein, hanya memberi gambaran tentang sifat larutan (asam,basa, atau netral), tetapi tidak menyatakan pH-nya. Kertas lakmus, sebagai contoh, berwarna merah dalam larutan yang pHnya sampai 5,5. Artinya, lakmus tidak dapat membedakan larutan yang mempunyai pH 1 dari 2, atau 2 dari 3, dan seterusnya. Oleh karena setiap indicator mempunyai trayek perubahan warna yang berbeda, maka pH larutan dapat ditentukan (diperkirakan) dengan kombinasi dari beberapa indikator. Campuran dari beberapa indikator yang dapat memberikan warna berbeda pada pH berbeda disebut indikator universal.
d.
Campuran Asam dengan Basa
Reaksi antara asam kuat dengan basa kuat dapat dituliskan sebagai reaksi antara ion H+ dengan OH-. Dalam hal ini, ion H + mewakili asam dan ion OHmewakili basa.
Jika mol H+ = OH-, maka campuran bersifat netral . Jika mol H+ > OH-, maka campuran bersifat asam, dan konsentrasi H + dalam campuran ditentukan oleh jumlah H + yang bersisa. Jika mol H+ < OH -, maka campuran bersifat basa, dan konsentrasi ion OH - dalam campuran ditentukan oleh jumlah OH - yang bersisa.
DAFTAR PUSTAKA
Chang, Raymond. 2014. Kimia Dasar edisi Ketiga. Jakarta : Erlangga.
Goldberg, David E. 2004. Schaum’s Easy Outlines : Kimia untuk Pemula. Jakarta : Erlangga.
Harnanto, Ari, Ruminten. 2009. Kimia 2 : Untuk SMA/MA Kelas XI. Jakarta : Pusat Perbukuan Departemen Pendidikan Nasional.
Kalsum, Siti, dkk. 2009. Kimia 2 SMA dan Ma Kelas XI . Jakarta : Pusat Perbukuan Departemen Pendidikan Nasional.
Partana, Crys Fajar, Wiyarsi, Antuni. 2009. Mari Belajar Kimia 2 : Untuk SMAXI IPA. Jakarta : Pusat Perbukuan, Departemen Pendidikan Nasional.
Permana, Irvan. 2009. Memahami Kimia 2 : SMA/MA Untuk Kelas XI, Semester 1 dan 2 Program Ilmu Pengetahuan Alam. Jakarta : Pusat Perbukuan, Departemen Pendidikan Nasional. P urba, Michael. 2006. Kimia 2 untuk SMA Kelas XI . Jakarta : Erlangga.
Purba, Michael. 2002. Kimia 2b untuk SMA Kelas XI . Jakarta : Erlangga.
S, Syukri. 1999. Kimia Dasar 2. Bandung : ITB. Soebiyanto, Suwardi, Th. Widiasih, Eka. 2009. Panduan Pembelajaran Kimia : Untuk SMA & MA Kelas XI. Jakarta : Pusat Perbukuan, Departemen Pendidikan Nasional.
Ulfi, Ita, dkk. 2010. Kimia Dasar (Seri untuk Jurusan Sains dan Teknologi). Surabaya : ITS Press.
Utami, Budi, dkk. 2009. Kimia 2 : Untuk SMA/MA Kelas XI, Program Ilmu Alam. Jakarta: Pusat Perbukuan, Departemen Pendidikan Nasional.
