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
