Teori Asam
Basa
1. Teori Asam Basa Arrhenius
Ahli kimia Swedia,
Svante Arrhenius(1884) mendefinisikan asam sebagai senyawa yang menghasilkan
ion hidrogen (H+) jika dilarutkan dalam air. Beberapa senyawa yang bukan asam
akan menunjukkan sifat asam jika sudah dilarutkan ke dalam air. Salah satu
contohnya adalah gas hidrogen klorida. Jika gas HCl dilarutkan dalam air akan
menghasilkan ion hidrogen (H+) sehingga larutan HCl yang terbentuk dikatakan
bersifat asam. Reaksi yang terjadi dalam larutan HCl sebagai berikut.
HCl(aq)→H+(aq) +
Cl-(aq)
Asam
klorida dikenal juga sebagai asam lambung karena keberadaannya di dalam lambung
sebagai getah pencernaan. Ion hidrogen (H+) yang dihasilkan dari reaksi HCl
dengan air sebenarnya berada dalam bentuk terhidrasi, yaitu terikat pada
molekul-molekul air (H2O). Ion ini disebut sebagai ion hidronium (H3O+). Dalam
pembahasan di sini kalian cukup
menyingkatnya sebagai ion hidrogen. Tetapi kalian harus ingat bahwa kedua
istilah ini sama saja.
Basa oleh
Arrhenius didefinisikan sebagai senyawa yang menghasilkan ion hidroksida (OH-)
jika dilarutkan dalam air. Pada umumnya, senyawa yang disebut sebagai basa
merupakan senyawa ionik yang mengandung gugus hidroksida. Misalnya magnesium
hidroksida, Mg(OH)2 yang terdapat dalam obat maag. Jika Mg(OH)2 dilarutkan
dalam air akan menghasilkan ion OH- seperti persamaan berikut.
Mg(OH)2(aq) → Mg2+(aq) + 2OH-(aq)
Ada
pula senyawa yang bersifat basa meskipun bukan senyawa ion dan tidak mengandung
ion hidroksida. Sebagai contoh adalah ammonia (NH3). Senyawa ini jika
dilarutkan dalam air akan menghasilkan ion hidroksida sehingga termasuk senyawa
basa. Larutan ammonia dalam air biasa disebut ammonium hidroksida, meskipun
sebenarnya senyawa tersebut tidak ada.
Larutan
asam dan basa merupakan larutan elektrolit. Di dalam air, mereka akan
terionisasi (terurai) menjadi ion-ionnya sehingga asam dan basa dalam
larutannya dapat menghantarkan arus listrik. Sifat elektrolit asam maupun basa
berbeda-beda bergantung dari kemampuan ionisasinya. Berdasarkan kemampuan
ionisasinya dalam larutan, asam dapat dibedakan menjadi asam kuat dan asam
lemah. Demikian pula basa, dapat dibedakan menjadi basa kuat dan basa lemah.
Asam kuat dan basa kuat adalah asam dan basa yang mengalami ionisasi sempurna
di dalam larutannya. Artinya, jika asam kuat atau basa kuat dilarutkan dalam
air, maka mereka akan terurai semua menjadi ion-ionnya. Asam kuat yang telah
dikenal adalah HCl, HNO3, HClO4, dan H2SO4. Beberapa contoh basa kuat adalah
NaOH, KOH, dan Ca(OH)2.
Sebaliknya, asam lemah maupun basa lemah hanya terionisasi
sebagian di dalam larutannya. Reaksi ionisasi asam lemah dan basa lemah
merupakan reaksi kesetimbangan. Jadi, jika asam lemah maupun basa lemah
dilarutkan dalam air, hanya sebagian yang terurai menjadi ion-ionnya. Sebagian
lagi kembali membentuk molekul netral. Contoh asam lemah adalah CH3COOH, HF,
H2CO3, dan H3PO4. Contoh basa lemah adalah NH3.
Beberapa
molekul asam dapat menghasilkan lebih dari satu ion hidrogen. Asam karbonat
(H2CO3) dan asam sulfat (H2SO4) menghasilkan dua ion hidrogen tiap molekulnya.
Asam- asam seperti ini disebut asam diprotik. Asam fosfat bahkan menghasilkan
tiga ion hidrogen sehingga dikenal sebagai asam tripotik. Kedua jenis asam ini
digolongkan ke dalam asam poliprotik. Kebanyakan asam hanya menghasilkan satu
ion hidrogen atau disebut juga asam monoprotik, misalnya HNO3 dan CH3COOH.
2. Teori
Asam Basa Bronsted-Lowry
Teori
asam basa yang dikemukakan oleh Arrhenius dibatasi untuk larutan dalam air.
Ternyata ada banyak reaksi yang menunjukkan sifat reaksi asam basa meskipun
tidak dilarutkan dalam air atau bahkan tanpa pelarut sama sekali. Sebagai
contoh reaksi antara gas HCl dan gas NH3 yang menghasilkan kristal ammonium
klorida (NH4Cl) dan juga reaksi antara HCl dan NH3 yang dilarutkan dalam
benzena.
HCl(g) + NH3(g) : NH4Cl(s)
HCl(benzena) + NH3(benzena) : NH4Cl(s)
Pada
kedua reaksi tersebut, proton diberikan oleh HCl (suatu asam) ke molekul NH3
(suatu basa). Berdasarkan fakta tersebut, ahli kimia Denmark J.N. Bronsted dan
ahli kimia Inggris T.M. Lowry (1923) secara terpisah memberikan definisi baru
tentang asam dan basa yang berkaitan dengan transfer proton. Definisi ini
selanjutnya dikenal sebagai teori asam basa Bronsted-Lowry. Menurut
Bronsted-Lowry, asam adalah molekul atau ion yang memberikan proton (donor
proton), yaitu ion H+. Basa adalah molekul atau ion yang menerima proton
(akseptor proton).
Jadi,
dalam teori asam basa Bronsted-Lowry, ion hidrogen (proton) dipindahkan dari
asam ke basa. Asam dan basa saling membentuk pasangan dengan kation atau anion
yang dihasilkannya, dan dikatakan sebagai pasangan asam basa konjugasi. Semakin
kuat suatu asam, semakin lemah basa konjugasinya, demikian pula sebaliknya.
Jadi, asam kuat memiliki basa konjugat yang lemah, dan sebaliknya. Untuk lebih
jelasnya, kalian perhatikan dua contoh berikut.
CH3COOH(aq) + H2O(l) : H3O+(aq) +
CH3COO-(aq)
asam 1 basa 2 asam 2 basa
1
H2O(l) + NH3(aq) : NH4+(aq) +
OH-(aq)
asam 1 basa 2 asam 2 basa 1
Pada reaksi antara CH3COOH dengan H2O, ion hidrogen (proton) dipindahkan
dari CH3COOH ke H2O membentuk H3O+ dan CH3COO-. Dalam reaksi tersebut, CH3COOH
adalah suatu asam karena memberikan proton pada H2O, sedangkan H2O yang menerima
proton adalah suatu basa. Demikian pula dalam reaksi kebalikannya, H3O+ adalah
suatu asam sedangkan CH3COO- adalah suatu basa. Asam dan basa tersebut saling
membentuk pasangan asam basa konjugasi. CH3COOH adalah asam konjugat dari
CH3COO-, sebaliknya CH3COO- adalah basa konjugat dari CH3COOH. Sama halnya,
H3O+ adalah asam konjugat dari H2O, dan sebaliknya H2O adalah basa konjugat
dari H3O+. Pada reaksi antara H2O dengan NH3, H2O adalah suatu asam karena
memberikan proton pada NH3 sedangkan NH3 sebagai penerima proton adalah suatu
basa. Pada reaksi kebalikannya, NH + adalah asam dan OH- adalah basanya. Asam
dan basa tersebut juga salin membentuk pasangan asam basa konjugasi dengan cara
yang sama seperti pada contoh sebelumnya.
Jika kalian perhatikan kedua contoh reaksi tersebut, H2O pada reaksi
pertama bertindak sebagai basa dengan menerima proton dari molekul CH3COOH.
Sebaliknya pada reaksi kedua, H2O bertindak sebagai asam dengan memberikan ion
hidrogen kepada molekul NH3. Beberapa molekul atau ion yang dapat bertindak
sebagai asam maupun basa, seperti H2O ini dikenal sebagai senyawa amfoter
(ampiprotik).
3.
Teori Asam Basa Lewis
Dalam teori asam basa
Bronsted-Lowry melibatkan adanya transfer proton dari asam ke basa. Padahal ada
reaksi-reaksi tertentu yang tidak melibatkan transfer proton, misalnya reaksi
antara BCl3 dan NH3. Untuk mengatasi keterbatasan teori Bronsted- Lowry, ahli
kimia Amerika bernama Gilbert N. Lewis (1923) mengemukakan teori asam basa yang
lebih luas. Menurut Lewis, asam adalah senyawa yang dapat menerima pasangan
elektron. Sebaliknya, basa adalah senyawa yang dapat memberikan pasangan
elektron.
Pada dasarnya, definisi
asam basa yang dikemukakan oleh Lewis sama dengan definisi Bronsted-Lowry
karena suatu zat yang memberikan proton dapat dipandang sebagai penerima
pasangan elektron. Sebaliknya, suatu zat yang menerima proton dapat dipandang
sebagai pemberi pasangan elektron. Teori asam basa Lewis dapat digunakan untuk
menjelaskan reaksi-reaksi dari senyawa yang tidak memiliki ion hidrogen maupun
ion hidroksida.
Contoh :
Pada contoh reaksi antara H+ dengan
NH3, NH3 memberikan pasangan elektron pada H+ sehingga NH3 merupakan basa
Lewis. Ion H+ yang menerima pasangan
elektron dari NH3 disebut sebagai asam Lewis.
Dari definisi ini, setiap atom atau
molekul yang memberikan pasangan elektron dapat bertindak sebagai basa,
sedangkan setiap atom atau molekul yang menerima pasangan elektron dapat
bertindak sebagai asam.
SIFAT ASAM DAN BASA
Asam dan basa merupakan dua senyawa kimia yang
sangat penting dalam kehidupan sehari-hari kita. Secara umum, zat–zat yang
memiliki rasa masam itu mengandung asam, misalnya asam sitrat pada jeruk, asam
asetat pada cuka makanan, serta asam benzoat yang digunakan sebagai pengawet
makanan.
Kemudian, basa adalah senyawa yang mempunyai sifat
licin, rasanya pahit seperti obat dan sabun, kemudian ada beberapa jenis basa
yang bersifat korosif (penyebab karat) dan kausatik (merusak kulit).
Meskipun asam dan basa dapat dibedakan dari rasanya,
tetapi tidak disarankan lho ya (dilarang) untuk mencicipi asam atau basa yang
ada di laboratorium, berbahaya, nanti kamu kenapa-kenapa lagi, soalnya
kandungannya itu beda.
Asam dan Basa dapat dibedakan melalui indikator asam
basa, yaitu alat penguji asam basa. Larutan asam dan basa dapat diperoleh
dengan melarutkan asam atau basa secara langsung ke dalam air. Selain itu,
larutan ini juga dapat diperoleh melalui reaksi antara senyawa oksida dengan
air.
Reaksi antara oksida asam dengan air akan
menghasilkan larutan asam, sedangkan reaksi antara oksida basa dengan air
menghasilkan larutan basa. Larutan basa juga dapat dihasilkan dari reaksi
antara logam reaktif dengan air.
Oksida adalah senyawa antara unsur tertentu dengan
oksigen. Oksida asam adalah oksida yang berasal dari unsur nonlogam dengan
oksigen misalnya CO2, SO2, P2O5, Cl2O7 dan sebagainya. Oksida asam jika
bereaksi dengan air akan menghasilkan larutan asam.
KLASIFIKASI ASAM DAN
BASA
1.Asam dan Basa Kuat
1.Asam dan Basa Kuat
Asam kuat
merupakan senyawa asam yang dalam larutannya terion seluruhnya menjadi
ion-ionnya. Contoh asam kuat adalah HCl,H2SO4, HBr, HI, HClO4 dan HNO3.
Besarnya konsentrasi H+ asam kuat dirumuskan sebagai berikut:
[H+] = a.
[asam]
Keterangan :
a = valensi
asam
Contoh :
Tentukan
konsentrasi ion H+ dalam HCl 0,01 M !
Penyelesaian
:
HCl adalah
asam kuat, dalam air dianggap terionisasi sempurna (100%). Reaksi ionnya :
HCl (aq) ↔ H+(aq) Cl-(aq)
Mula-mula: 0,01 - -
Terionisasi
: 0,01 0,01 0,01
Sisa :
0 0,01
0,01
Jadi konsentrasi
H+ = 0,01 M
Jika
menggunakan rumus di atas:
[H+] = a.
[HCl]
[H+] = 1.
0,01 M
[H+] = 0,01
M
Sementara
itu, basa kuat merupakan senyawa basa yang dalam larutannya terion menjadi
ion-ionnya. Contoh basa kuat adalah NaOH, KOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2. Besarnya konsentrasi OH- basa kuat dirumuskan
sebagai berikut:
[OH-] = b.
[basa]
Keterangan :
b = valensi
basa
Contoh :
Tentukan
konsentrasi ion OH- dalam NaOH 0,2 M !
Penyelesaian
:
NaOH adalah
basa kuat, dalam air dianggap terionisasi sempurna (100%).
Reaksi ionnya :
NaOH (aq)
|
Ã
|
Na+(aq)
|
OH-(aq)
|
|
Mula-mula:
|
0,2
|
-
|
-
|
|
Terionisasi
:
|
0,2
|
0,2
|
0,2
|
|
Sisa :
|
0
|
0,2
|
0,2
|
Jadi
konsentrasi OH- = 0,2 M
Jika menggunakan rumus di atas:
[OH-]
= b. [basa]
[OH-]
= 1. 0,2 M
[OH-]
= 0,2 M
2.Asam dan
Basa Lemah
Asam lemah
merupakan senyawa asam yang dalam larutannya hanya sedikit terionisasi menjadi
ion-ionnya. Zat-zat yang bersifat asam lemah, di dalam larutan membentuk
kesetimbangan antara molekul-molekul asam dengan ion-ionnya.
Misalkan
larutan asam lemah HA a M dilarutkan
dalam air, larutan tersebut akan terioniasi membentuk ion-ion H+ dan A-. Jika
HA yang terionisasi sebesar x M, maka reaksi kesetimbangan asam lemah HA
dituliskan sebagai berikut :
HA (aq)
|
⇆
|
H+(aq)
|
A-(aq)
|
|
Mula-mula:
|
a
|
-
|
-
|
|
Terionisasi
:
|
x
|
x
|
x
|
|
Sisa :
|
(a –x)
|
x
|
x
|
Karena HA membentuk kesetimbangan,
maka pelarutan asam lemah dalam air akan memiliki tetapan kesetimbangan.
Tetapan kesetimbangan untuk asam lemah dinamakan tetapan ionisasi asam,
dilambangkan dengan Ka. Rumusnya sebagai berikut :
Keterangan : [HA] =
konsentrasi asam (M)
Ka = tetapan ionisasi asam
Pada rumus tersebut, konsentasi awal
HA dianggap tetap atau konsentrasi HA yang terionisasi dapat diabaikan karena
relatif sangat kecil dibandingkan konsentrasi awal HA.
Indikator
Asam Basa
Larutan
asam dan basa ini akan memberikan warna tertentu jika direaksikan dengan
indikator. Indikator merupakan suatu senyawa kompleks yang bisa atau dapat bereaksi
dengan senyawa asam basa. Dengan melalui indikator, kita akan dapat mengetahui
suatu zat bersifat asam atau pun basa. Indikator tersebut juga dapat digunakan
untuk dapat mengetahui tingkat kekuatan pada suatu asam atau basa.
Beberapa
dari indikator terbuat dari bahan alami, namun begitu ada juga beberapa
indikator yang dibuat dengan secara sintesis pada laboratorium. Berikut ini
jenis-jenis indikator asam basa yang disertakan contohnya.
Jenis – Jenis Indikator
Asam Basa
Dibawah ini merupakan
macam jenis indikator yang paling banyak digunakan antara lain ialah sebagai
berikut :
1. Kertas Lakmus
Indikator
yang sering tersedia didalam sebuah laboratorium adalah kertas lakmus,
disebakan karena jenis indikator ini lebih praktis serta juga karena harganya
yang relatif murah. kertas lakmus ini terdapat dua jenis , yaitu lakmus merah
serta lakmus biru.
Senyawa
asam basa tersebut dapat diindentifikasi dengan menggunakan kertas lakmus
dengan cara mengamatinya pada perubahan warna dikertas lakmus pada saat
bereaksi dengan larutan. Pada larutan asam, kertas lakmus itu selalu berwarna
merah, sedangkan pada larutan basa, kertas lakmus tersebut selalu berwarna
biru.
Sehingga,
larutan asam tersebut akan mengubah warna kertas lakmus biru menjadi merah dan
larutan basa akan tersebut mengubah warna lakmus merah menjadi biru. Pada
larutan yang netral (garam), warna kertas lakmus ini tidak menunjukkan suatu
perubahan (merah tetap merah serta biru tetap biru).
2. Indikator Alami
Beberapa
merupakan jenis tanaman dan dapat dijadikan ialahsebagai indikator alami,
contohnya kol ungu, kulit manggis, bunga sepatu, bunga bougenvile, pacar air,
serta juga kunyit.
Syarat
untuk dapat atau tidaknya suatu tanaman itu untuk dijadikan ialah sebagai
indikator alami ialah terjadinya perubahan warna jika ekstraknya diteteskan
pada larutan asam maupun basa.
3. Larutan Indikator
Larutan
indikator tersebut merupakan salah satu dari jenis indikator yang dapat
digunakan dalam mengetahui sifat asam basa sebuah senyawa. Untuk dapat
mendeteksi sifat asam basa suatu zat, pada umumnya digunakan indikator didalam
sebuah bentuk larutan, sebab dengan larutan indikator, sifat pembawaan asam
maupun basa itu menjadi lebih mudah untuk dideteksi.
Indikator yang sering
digunakan pada laboratorium ialah :
1.larutan indikator
fenolftalein (PP)
2.metil merah (mm),
3.metil jingga (mo),
dan juga
4.bromtimol blue (BTB).
4. pH meter
pH
meter tersebut bisa digunakan ialah sebagai alat pengukur pH pada suatu larutan
dengan cepat dan kiga akurat. pH meter ini memiliki elektroda yang dapat
dicelupkan ke dalam sebuah larutan asam basa yang akan diukur nilai pH-nya.
Nilai pH tersebut dapat dengan mudah dilihat secara langsung dengan melalui
angka yang tertera pada layar digital alat pH meter itu sendiri.
5. Indikator Universal
Salah
satu dari indikator yang memiliki atau mempunyai tingkat kepercayaan baik
merupakan indikator universal. Indikator universal ini merupakan indikator yang
tediri dari bebagai macam indikator dengan warna yang juga berbeda untuk
tiap-tiap nilai pH antara 1 – 14. Indikator universal tersebut ada yang berupa
sebuah larutan dan juga ada yang
berbentuk kertas. Paket indikator universal tersebut selalu dilengkapi dengan
adanya warna standar untuk pH 1 – 14.
Cara
menggunakan indikator universal ini ialah dengan mencelupkan kertas indikator
universal pada suatu larutan yang akan diteliti/diselidiki nilai pH-nya atau
meneteskan indikator universal pada larutan yang deteksi. Selanjutnya, tinggal
amati perubahan warna yang terjadi serta bandingkan perubahan warna tersebut
dengan warna yang standar.
Sumber :
https://pendidikan.co.id/
https://www.gurupendidikan.co.id/
Suwardi,dkk.2009.Panduan Pembelajaran Kimia Jakarta:CV.Karya Mandiri Nusantara
