Sesi 17.indd

KTSP
&
K-13
kimia
ASAM-BASA I
Tujuan Pembelajaran
Setelah mempelajari materi ini, kamu diharapkan memiliki kemampuan berikut.
1.
Memahami definisi dan sifat asam serta basa.
2.
Memahami teori asam basa.
3.
Mampu menyelesaikan persoalan terkait aplikasi dari teori asam-basa.
4.
Memahami fungsi dan cara kerja indikator asam-basa.
A. Mengenal Asam dan Basa
Dalam kehidupan sehari-hari, asam dan basa adalah dua jenis senyawa yang sangat sering
kita jumpai. Secara sederhana, kita memahami asam sebagai suatu zat yang jika dicicipi
berasa masam. Sementara basa, kita pahami sebagai sesuatu yang bersifat pahit dan licin,
beberapa bersifat kaustik atau membakar. Contoh dari senyawa asam adalah asam cuka,
sedangkan contoh senyawa basa adalah sabun. Asam dan basa memiliki manfaat yang
luas, antara lain dapat dimanfaatkan sebagai obat, pengawet, komponen dalam cairan
antiseptik, dan lain sebagainya. Definisi asam dan basa secara kimia akan dibahas lebih
jelas pada teori asam-basa.
Larutan asam diperoleh dengan melarutkan suatu asam ke dalam air atau
mereaksikan oksida asam dengan air. Oksida asam adalah senyawa oksida dari suatu
unsur nonlogam, seperti CO2 dan SO2. Contoh reaksi pembentukan asam oleh oksida
asam adalah sebagai berikut.
K
e
l
a
s
XI
SO2(g) + H2O (l) → H2SO3 (aq)
Adapun larutan basa diperoleh dengan melarutkan suatu basa ke dalam air atau
mereaksikan oksida basa dengan air. Oksida basa adalah senyawa oksida dari suatu unsur
nonlogam, seperti MgO dan CaO. Contoh reaksi pembentukan basa dari oksida basa
dengan air adalah sebagai berikut.
CaO (s) + H2O (l) → Ca(OH)2 (aq)
Selain oksida asam dan oksida basa, terdapat pula oksida amfoter dan oksida
indiferen. Oksida amfoter adalah senyawa oksida suatu unsur apabila dilarutkan dalam air
dapat bersifat asam dan juga basa. Contoh oksida amfoter adalah Al2O3 dan ZnO. Oksida
indiferen adalah senyawa oksida suatu unsur yang tidak dapat membentuk asam maupun
basa, seperti CO dan NO.
B. Teori Asam-Basa
Sifat asam dan basa suatu larutan secara kimia dijelaskan dalam teori asam-basa. Ada tiga
teori asam-basa dengan dasar pemikiran yang berbeda, yaitu Arrhenius, Bronsted-Lowry,
dan Lewis.
1.
Teori Asam-Basa Arrhenius
Svante Arrhenius (1887) menyatakan bahwa asam adalah suatu zat yang dalam
larutan menghasilkan ion hidronium (H+), sedangkan basa adalah senyawa yang
dalam larutan menghasilkan ion hidroksida (OH–). Asam pada umumnya adalah suatu
zat yang apabila dilarutkan dalam air membentuk larutan asam. Sebagai contoh,
senyawa HCl berbentuk gas tidak bersifat asam, tetapi jika dilarutkan dalam air akan
membentuk larutan asam. Hal ini dikarenakan melepaskan ion H+. Reaksi ionisasi HCl
dalam larutan adalah sebagai berikut.
HCl (aq) → H+ (aq) + Cl– (aq)
Contoh lain dari zat yang bersifat asam dalam larutan adalah H2SO4 atau asam sulfat.
Dalam bentuk larutan, asam sulfat terionisasi dengan reaksi sebagai berikut.
H2SO4 (aq) → 2H+ (aq) + SO42– (aq)
2
Jika melihat contoh reaksi ionisasi HCl dan H2SO4 dalam larutan, kita dapat
menyimpulkan bahwa larutan asam dapat melepaskan satu atau lebih ion H+. Larutan
asam yang melepaskan satu ion H+ disebut sebagai asam monoprotik. Larutan asam yang
melepaskan dua ion H+ disebut sebagai asam diprotik, dan seterusnya. Beberapa contoh
asam Arrhenius dan reaksi ionisasinya adalah sebagai berikut.
Nama Asam
Rumus Kimia
Reaksi Ionisasi
Asam fluorida
HF
HF (aq) → H+ (aq) + F– (aq)
Asam klorida
HCl
HCl (aq) → H+ (aq) + Cl– (aq)
Asam bromida
HBr
HBr (aq) → H+ (aq) + Br– (aq)
Asam sulfida
H2S
H2S (aq) → 2H+ (aq) + S2– (aq)
Asam asetat
CH3COOH
CH3COOH (aq) → H+ (aq) + CH3COO– (aq)
Asam sulfat
H2SO4
H2SO4 (aq) → 2H+ (aq) + SO42– (aq)
Asam nitrat
HNO3
HNO3 (aq) → H+ (aq) + NO3– (aq)
Asam fosfat
H3PO4
H3PO4 (aq) → 3H+ (aq) + PO43– (aq)
Menurut Arrhenius, suatu zat akan memiliki sifat asam yang semakin kuat jika semakin
banyak melepaskan ion H+ ke dalam larutan. Kuat dan lemahnya suatu asam ditentukan
dari besarnya derajat ionisasi senyawa asam dalam larutan. Contoh asam kuat antara lain
asam-asam golongan VIIA, kecuali HF, yaitu HCl, HBr dan HI, kemudian H2SO4 dan HNO3.
Sementara contoh asam lemah adalah CH3COOH (asam cuka).
Pada umumnya senyawa basa mengandung ion OH– seperti NaOH. Akan tetapi
NH3 juga merupakan suatu zat yang bersifat basa karena setelah dilarutkan dalam air
membentuk NH4OH yang melepaskan ion OH–. Contoh senyawa basa adalah NaOH, yang
jika dilarutkan dalam air akan terionisasi melalui reaksi berikut.
NaOH (aq) → Na+ (aq) + OH– (aq)
Beberapa contoh senyawa dengan gugus –OH yang tidak bersifat basa antara
lain CH3COOH (asam cuka) dan CH3OH (metanol). Asam cuka bersifat asam, sedangkan
metanol tidak menunjukkan sifat asam maupun basa (netral). Beberapa contoh basa
Arrhenius beserta reaksi ionisasinya adalah sebagai berikut.
3
Nama Basa
Rumus Kimia
Reaksi Ionisasi
Natrium hidroksida
NaOH
NaOH (aq) → Na+ (aq) + OH– (aq)
Kalium hidroksida
KOH
KOH (aq) → K+ (aq) + OH– (aq)
Kalsium hidroksida
Ca(OH)2
Ca(OH)2 (aq) → Ca2+ (aq) + 2OH– (aq)
Magnesium hidroksida
Mg(OH)2
Mg(OH)2 (aq) → Mg2+ (aq) + 2OH– (aq)
Amonia
NH3
NH3(g) + H2O (l) → NH4+ (aq) + OH– (aq)
Sama halnya dengan asam, menurut Arrhenius kuat lemahnya suatu basa ditentukan
oleh jumlah ion OH– yang dapat dilepaskan oleh suatu basa. Selain itu juga ditentukan
dari derajat ionisasi. Contoh basa kuat adalah NaOH, KOH, dan Ca(OH)2.
2.
Teori Asam-Basa Bronsted-Lowry
Teori asam-basa Arrhenius tidak dapat menjelaskan sifat asam dan basa dalam larutan
bebas air. Sebagai contoh, asam astetat (asam cuka) bersifat asam dalam air, tetapi
sifat asamnya tidak tampak ketika dilarutkan dalam benzena. Selain itu, larutan NH3
dalam natrium amida (NaNH2) tetap bersifat basa walaupun tidak melepaskan ion OH–.
Berdasarkan kenyataan ini, Johannes Bronsted dan Thomas Lowry secara terpisah
mengusulkan definisi asam sebagai suatu senyawa yang dapat melepaskan proton (H+)
dalam larutan, sedangkan basa adalah senyawa yang menerima proton dalam larutan.
Dalam teori asam-basa Bronsted-Lowry, asam disebut sebagai donor proton, sedangkan
basa disebut sebagai akseptor proton.
Perhatikan contoh reaksi berikut.
H2O (l) + H2O (l)  H3O+ (aq) + OH– (aq)
Pada reaksi ke kanan, H2O adalah asam karena memberikan protonnya kepada H2O,
untuk membentuk OH–. Hal ini dikarenakan kehilangan satu protonnya. Sementara H2O
adalah basa karena menerima proton dari H2O untuk membentuk H3O+ pada produk.
Pada reaksi ke kiri, H3O+ adalah asam karena melepaskan protonnya untuk membentuk
kembali H2O. Sementara OH– adalah basa karena menerima proton untuk kembali
membentuk H2O.
4
Tahukah kamu apa yang dimaksud dengan asam-basa konjugasi? Perhatikan reaksi berikut.
HCl (g) + H2O (l)  Cl– (aq) + H3O+ (aq)
HCl dan Cl– adalah pasangan asam-basa konjugasi. H2O dan H3O+ juga merupakan
pasangan asam-basa konjugasi. Asam dan basa konjugasinya adalah senyawa yang sama
dengan basa konjugasi kehilangan 1 proton dari asamnya.
3.
Teori Asam-Basa Lewis
Keterbatasan teori asam-basa Bronsted-Lowry adalah teori tersebut tidak dapat
menjelaskan sifat asam dan basa pada suatu senyawa tanpa proton (H+) serta reaksi yang
melibatkan senyawa kompleks. G.N. Lewis pada 1932 mengusulkan konsep asam dan
basa baru. Menurut Lewis, asam adalah suatu zat yang menerima pasangan elektron
dari senyawa lain, sehingga disebut sebagai akseptor pasangan elektron. Sementara
basa adalah suatu senyawa yang memberikan pasangan elektron kepada senyawa lain,
sehingga disebut sebagai donor pasangan elektron. Konsep Lewis memberikan cakupan
asam-basa yang lebih luas daripada Arrhenius dan Bronsted-Lowry.
Contoh reaksi asam-basa Lewis antara lain reaksi NH3 dan BF3 membentuk NH3BF3.
Reaksi asam-basa Lewis lainnya adalah pembentukan senyawa kompleks ion Ag+ dengan
NH3 membentuk Ag(NH3)2+ dan logam Ni dengan CO membentuk Ni(CO)4 di mana logam
pada senyawa tersebut berperan sebagai asam Lewis, sedangkan spesi NH3 dan CO
berperan sebagai basa karena memiliki pasangan elektron untuk didonorkan.
C. Indikator Asam dan Basa
Bagaimana menyatakan bahwa suatu larutan bersifat asam atau basa? Untuk mengetahui
suatu larutan bersifat asam atau basa, kita menggunakan indikator asam-basa. Indikator
asam-basa adalah suatu zat yang dapat menunjukkan perbedaan sifat ketika dilarutkan
dalam larutan asam dan basa. Indra perasa manusia sebenarnya dapat membedakan
asam dan basa melalui perbedaan rasanya. Akan tetapi, tidak semua asam dan basa dapat
dicicipi dengan aman karena ada yang bersifat racun. Itulah sebabnya kita membutuhkan
indikator asam-basa.
5
1.
Kertas Lakmus
Contoh indikator asam-basa yang paling sederhana adalah kertas lakmus. Ada dua jenis
kertas lakmus, yaitu lakmus merah dan lakmus biru. Lakmus merah jika kontak dengan
larutan asam tidak mengalami perubahan warna. Akan tetapi jika dilarutkan ke dalam
larutan basa akan berubah menjadi biru. Sebaliknya, lakmus biru jika kontak dengan
larutan asam akan berubah warna menjadi merah. Akan tetapi jika kontak dengan larutan
basa tidak berubah warna. Kertas lakmus hanya menunjukkan apakah suatu larutan
bersifat asam atau basa, tetapi tidak dapat menunjukkan perbedaan kekuatan asam
dengan basa.
2.
Indikator Warna
Untuk mengetahui perbedaan kekuatan asam dan kekuatan basa (pH), kita akan
memerlukan beberapa indikator dengan trayek pH berbeda-beda. Contohnya adalah
fenolftalein (PP) bromtimol biru, metil jingga, dan bromkresol hijau. Indikator-indikator
tersebut menunjukkan perubahan warna pada perubahan pH. Trayek pH dan perubahan
warna beberapa indikator adalah sebagai berikut.
Nama Indikator
Trayek pH
Perubahan Warna
Fenolftalein (PP)
8,3 – 10
tidak berwarna ke merah ungu
Bromtimol Biru (BTB)
6,0 – 7,6
kuning ke biru
Metil Merah (MM)
4,4 – 6,2
merah ke kuning
Metil Jingga (MO)
3,1 – 4,4
merah ke kuning
Gabungan dari beberapa indikator warna akan dapat digunakan untuk memperkirakan
nilai pH larutan.
Indikator warna sebenarnya adalah suatu senyawa asam lemah yang terionisasi
sebagai berikut:
HIn (aq)  H+ (aq) + In– (aq)
Warna senyawa HIn berbeda dengan warna ion In– karena reaksi ionisasi tersebut
adalah reaksi reversible. Hal ini menyebabkan berlakunya kaidah kesetimbangan dengan
nilai konstanta kesetimbangan KIn dapat dihitung. Pada suasana pH sama dengan nilai
pKIn, konsentrasi HIn dan In– berada pada kesetimbangan. Hal ini menyebabkan warna
yang muncul adalah campuran warna HIn dan In–. Ketika pH lebih besar daripada pKIn,
6
kesetimbangan akan bergeser ke arah kanan, sehingga In– terbentuk lebih banyak.
Akibatnya warna larutan adalah warna In–. Sebaliknya, ketika nilai pH kurang dari pKin,
kesetimbangan akan bergeser ke arah kiri dengan pembentukan HIn lebih besar, sehingga
warna larutan adalah warna HIn.
3.
Indikator Universal
Prinisp pada indikator warna digunakan pada indikator universal. Akan tetapi dengan
jumlah indikator warna yang lebih banyak, sehingga perkiraan nilai pH akan lebih akurat.
7