asam basa - WordPress.com

ANGGOTA :
1.
2.
3.
4.
5.
6.
Dhesy Wulandari
M. Rian Heriansyah
Hambali
Agung Surya A.P
M. Adi Azhari
Hevi Putra T
(101103001)
(101103013)
(101103016)
(101103027)
(101103032)
(101103033)
ASAM DAN BASA
Teori Asam Basa
1. Teori Asam Basa Arrhenius
Asam adalah suatu senyawa yang jika dilarutkan dalam air akan
melepaskan ion Hidrogen,H+. Sedangkan basa adalah senyawa yang jika
di larutkan dalam air akan melepeskan ion hidroksida,OH-. Dalam teori
ini,ion H+ adalah pembawa sifat asam, dan ion OH- sebagai pembawa
sifat basa.
Contoh Asam adalah senyawa HCl jika dilarutkan dalam air akan
terionisasi sebagai berikut : HCl (g) + H2O (l) Cl- (aq) + H3O+ (aq)
Dalam reaksi diatas HCl memberikan H+ ke air sehingga
menghasilkan ion Hidronium (H3O+).
Contoh basa adalah senyawa NaOH yang jika dilarutkan dalam air
akan terionisasi : NaOH (aq) Na+ (aq) + OH- (aq)
Beberapa keterbatasan dalam teori asam basa diantaranya :
 Senyawa-senyawa yang dapat dijelaskan lewat teori ini
adalah senyawa-senyawa yang memiliki rumus kimia HnX
untuk asam dan L(OH)n untuk basa.
 Teori ini tidak mampu menjelaskan alasan HCl bersifat asam
dalam larutan encernya, serta tidak mampu menjelaskan
kenyataan bahwa CO2 dalam air bersifat asam dan NH3
bersifat basa dalam air.
 Teori ini hanya terbatas pada senyawa yang dilarutkan dalam
air.
2. Teori Asam Basa Bronsted-Lowry
Asam Bronsted-Lowry adalah spesi yang menjadi donor
(penghasil) H+, dan basa Bronsted-Lowry adalah spesi yang menjadi
akseptor (penerima) H+. Dalam reaksi asam basa Bronsted-Lowry, ion
Hidrogen berpindah dari asam ke basa. Sebagai contoh, ketika asam
asetat dilarutkan dalam air akan terjadi reaksi berikut :
CH3COOH (aq) + H2O (l) ⇌ H3O+ (aq) + CHCOO- (aq)
Pada reaksi tersebut ion Hidrogen berpindah dalam asam asetat ke
air. Maka asam asetat disebut sebagai asam sedangkan air disebut sebagai
basa. Dalam teori ini, dikenal istilah asam basa konjugasi. Basa konjugasi
merupakan produk yang dihasilkan setelah suatu asam melepaskan
ion H+. Sehingga secara sederhana, teori ini dapat dituliskan sebagai
berikut :
Asam
⇌ H+ + basa konjugasi
Basa + H + ⇌ asam konjugasi
Salah satu keunggulan dari teori ini adalah bahawa teori ini tidak
terbatas pada senyawa yang dilarutkan dalam air. Dalam teori asam basa
Bronsted-Lowry suatu senyawa bertindak sebagai asam sedangkan dalam
reaksi yang lain senyawa tersebut bertindak sebagai basa tergantung dari
kondisi dan reaksi tersebut. Senyawa yang memiliki sifat seperti ini (sifat
ampiprotik) disebut sebagai amfoter.
3.
Teori Asam Basa Lewis
Teori asam basa Bronsted Lowry tidak mampu menjelaskan zat- zat yang
tidak mengandung atom hidrogen (sifat aprotik) tetapi ia bersifat asam.
Hingga pada tahun 1932 seseorang kimiawan bernama Gilbert N. Lewis
menumukan teori asam basa yang lebih luas dibanding dua teori
sebelumnya. Menurut Lewis, reaksi asam basa adalah merupakan reaksi
serah terima pasangan elektron. Sehingga, yang disebut sebagai basa
adalah spesi yang memiliki pasangan elektron bebas dan mampu
didonorkan kepada zat lain. Sedangkan asam adalah spesi yang menerima
pasangan elektron tersebut. Produk dari reaksi asam basa Lewis kini
disebutkan sebagai adduct yaitu spesies tunggalyang mengandung sebuah
ikatan kovalen baru.
A+B ⇌ A-B (adduct)
Dapat disumpalkan bahwa dalam teori asam bas Lewis, yang
menjadi ciri utama bahwa spesi disebut sebagai basa Lewis adalah ada
tidaknya sebuah pasangan elektron bebas yang dapat didonorkan.
Sedangkan untuk asam Lewis adalah ada tidaknya sebuah orbital kosong
(atau kemampuan untuk menyusun ulang ikatan nya untuk mebentuk
suatu ikatan baru) untuk menerima pasangan elektron dari spesi lain dan
membentuk suatu ikatan baru.
Contoh reaksi asam bas Lewis adalah sebagai berikut antara BF3
dengan NH3 :
BF3 + NH3
FH3BNH3
Pada reaksi tersebut, BH3 bertindak sebagai asam karena ia
menerima pasangan elektron dari NH3, dan NH3 bertindak sebagai basa
karena mendonorkan pasangan elektronnya kepada BF3 sehingga
terbentuk koordinasi baru antarra BF3 dan NH3.
ASAM
Contoh Asam dalam kehidupan sehari-hari:
No Nama asam
Terdapat dalam
1. Asam asetat
Larutan cuka
2. Asam askorbat Jeruk,tomat,sayuran
3. Asam sitrat
Jeruk
4. Asam tanat
Teh
5. Asam karbonat Minuman berkarbonasi
6. Asam klorida
Lambung
7. Asam nitrat
Pupuk,peledak (TNT)
8. Asam laktat
Susu yang difermentasikan
9. Asam sulfat
Baterai mobil,pupuk
10. Asam benzoat
bahan pengawet makanan
Sifat asam
Suatu zat dapat dikatakan asam apabila zat tersebut memiliki sifat-sifat
sebagai berikut.
a. Memiliki rasa asam/masam/kecut jika dikecap.
b. Menghasilkan ion H+ jika dilarutkan dalam air.
c. Memiliki pH kurang dari 7 (pH < 7).
d. Bersifat korosif, artinya dapat menyebabkan karat pada logam.
e. Jika diuji dengan kertas lakmus, mengakibatkan perubahan warna
sebagai berikut.
• Lakmus biru -> berubah menjadi warna merah.
• Lakmus merah -> tetap berwarna merah.
f. Menghantarkan arus listrik.
g. Bereaksi dengan logam menghasilkan gas hidrogen.
Pengelompokan asam
Berdasarkan kekuatannya, asam itu terbagi menjadi dua kelompok, yaitu:
a. Asam kuat, yaitu asam yang banyak menghasilkan ion yang ada
dalam larutannya (asam yang terionisasi sempurna dalam larutannya).
b. Asam lemah, adalah asam yang sedikit menghasilkan ion yang ada
dalam larutannya (hanya terionisasi sebagian).
Asam juga berguna dalam kehidupan sehari-hari kita, contohnya adalah
sebagai berikut:
a. Proses dalam pembuatan pupuk
b. Proses dalam Pembuatan obat-obatan
c. Pembersih permukaan logam
d. Proses pembuatan Bahan peledak
e. Proses pembuatan Pengawet makanan
BASA
Suatu zat dapat dikatakan basa jika zat tersebut punya sifat sebagai
berikut.
a. Rasanya itu Pahit dan terasa licin pada kulit.
b. Apabila dilarutkan dalam air zat tersebut akan akan menghasilkan ion
OH-.
c. Memiliki pH di atas 7 (pH > 7).
d. Bersifat elektrolit.
e. Jika diuji menggunakan kertas lakmus akan memberikan hasil
sebagai berikut.
• Lakmus merah -> berubah warnanya menjadi biru.
• Lakmus biru -> tetap berwarna biru
f. Menetralkan sifat asam.
Pengelompokan basa
Berdasarkan kemampuan melepaskan ion OH-, basa dapat terbagi
menjadi 2 yaitu :
a. Basa kuat, yaitu basa yang bisa menghasilkan ion OH dalam jumlah
yang besar. Basa kuat biasanya disebut dengan istilah kausatik.
Contohnya kayak Natrium hidroksida, Kalium hidroksida, dan Kalsium
hidroksida.
b. Sedangkan Basa lemah, yaitu basa yang bisa menghasilkan ion OHdalam jumlah kecil.Contohnya kayak ammonia.
Penggunaan basa dalam suatu kehidupan sehari-hari
a. Bahan dalam pembuatan semen.
b. Pembuatan deterjen/sabun.
c. Baking soda dalam pembuatan kue.
Derajat Keasaman (pH) dan Kebasaan (pOH)
Notasi pH (potent Hidrogen) dan pOH (potent Hidroksida) mulai
digunakan untuk menyatakan kekuatan suatu asam dan basa dengan
mengukur konsentrasi H+ atau OH- dalam suatu larutan setelah
diperkenalkan oleh seorang ahli biokimia Denmark Soren Sorensen pada
tahun 1909. Oleh Sorensen, notasi pH didefinisikan sebagai nilai negatif
logaritma konsentrasi ion H+ dalam larutan. Secara matematis dapat
dinyatakan sebagai berikut :
pH = - log [H+]
pOH = -log [OH-]
tanda negatif menunjukkan bahwa semakin tinggi konsentrasi H+ maka
nilai pH semakin kecil. Untuk larutan aqua, akan berlaku hubungan
matematis sebagai berikut :
pH + pOH = 14 atau pH + pOH = pKw
Derajat Ionisasi Asam Basa
Disosiasi elektrolit asam dan basa kuat adalah proses yang mirip
dengan disosiasi elektrolit kuat ketika dilarutkan dalam air. Dengan
adanya stabilisasi ion yang terdisosiasi oleh hidrasi asam dan basa kuat
akan terdisosiasi sempurna. Sebagai mana contoh berikut ini :
HCl ⇌ H+ + ClNaOH ⇌ Na+ + OHKarena terdisosiasi sempurna,maka :
[H+] = [HCl]awal
[OH-] = [NaOH]awal
Hal ini berbeda dengan yang terjadi pada asam dan basa lemah.
Dalam pelarut air, asam dan basa lemah mengalami disosiasi elektrolit
yang tidak sempurna. Sebagian atau semua asam dan basa lemah tersebut
tetap jadi spesi netral seperti sebelumnya. Contoh pada asam asetat.
CH3COOH ⇌ CH3COO- + H+
Ka =
[H+][CH3COO-]
[CH3COOH]
Saat tercapai kesetimbangan, [H+] = [CH3COO-], sehingga :
[H+] = √Ka [CH3COOH]
Atau secara umum :
[H+] = √Ka [HA]
Dan untuk basa lemah, contoh NH4OH,
NH3 + H2O ⇌ NH4+ + OH-
Kb =
[OH-][NH4+]
[NH3]
Saat tercapai kesetimbangan, [OH-] = [NH4+], sehingga :
[OH-] = √Kb [NH3]
Atau secara umum :
[OH-] = √Kb [LOH]
Ka dan Kb, disebut sebagai konstanta disosiasi asam dan konstanta
disosiasi basa. Untuk pasangan asam basa berlaku :
Ka . Kb = Kw