A. Pengertian Asam dan BasaAsam didefinisikan sebagai senyawa yang  menghasilkan ion hidrogen (H+) ketika larut dalam pelarut (biasanya air).

Basa didefinisikan sebagai senyawa yang menghasilkan ion hidroksida (OH-) ketika larut dalam pelarut air.

B. Asam Basa Dalam Kehidupan Sehari-Hari

a) Contoh-Contoh Asam

Asam dapat dengan mudah kita temui dalam kehidupan sehari-hari. Dalam makanan, minuman, buah-buahan, air hujan bahkan di dalam tubuh kita. Berdasarkan asalnya, asam dikelompokkan menjadi 2 kelompok, yaitu asam organik dan asam mineral.

Asam organik berasal dari sumber alami (tumbuhan dan hewan), umumnya bersifat asam lemah. Contoh asam organik adalah asam sitrat terdapat dalam buah jeruk, asam format terdapat dalam gigitan/sengatan semut dan sengatan lebah dan asam asetat yang terdapat dalam cuka makan.

Asam mineral adalah senyawa asam seperti asam klorida (asam lambung) terdapat dalam sistem pencernaan manusia dan hewan. Asam mineral banyak juga dimanfaatkan oleh manusia untuk memenuhi kebutuhan sehari-hari dan umumnya bersifat asam kuat. Contoh asam mineral adalah asam klorida yang digunakan secara luas dalam industri, asam sulfat untuk aki mobil dan asam fluorida yang biasanya digunakan pada pabrik kaca.

Berdasarkan kekuatannya asam dibagi menjadi dua jenis, yaitu asam kuat dan asam lemah. Kekuatan suatu asam dapat ditentukan dari kemampuannya melepaskan ion hidrogen yang bermuatan positif (ion H+) ketika dilarutkan dalam air. Semakin banyak ion H+ yang dilepaskan, semakin kuat sifat asamnya.

Berikut ini adalah tabel beberapa contoh asam kuat dan asam lemah.

No Nama Asam Kuat R. Kimia Keberadaan atau Fungi

1. Asam Klorida HCl Dalam d. pencernakan manusia & hewan

2. Asam Sulfat H2SO4 Dalam Aki mobil

3. Asam Nitrat HNO3 Sebagai bahan baku pembuatan pupuk

4. Asam Bromida HBr Sebagai indikator terjadinya suatu reaksi kimia

No Nama Asam Kuat R. Kimia Keberadaan atau Fungi

5. Asam Asetat CH3COOH Dalam Cuka Makan

6. Asam Sitrat C6H8O7 Dalam Buah Jeruk

7. Asam Format HCOOH Dalam Gigitan/sengatan semut dan lebah

8. Asam Karbonat H2CO3 Dalam Air hujan dan air soda

9. Asam Sianida HCN Dalam Beberapa umbi – umbian (ex: gadung)

b) Contoh-Contoh Basa

Sama halnya dengan zat asam, zat basa juga dapat dengan mudah kita temui dalam kehidupan sehari-hari. Sifat licin dan rasanya yang pahit merupakan cara mudah untuk mengenali zat basa. Beberapa contoh zat basa yang sering digunakan adalah:

1. Natrium hidroksida / soda api / soda ash dan kalium hidroksida, sebagai bahan baku pembersih dalam rumah tangga, misalnya sabun mandi, sabun cuci, detergen, pemutih dan pembersih lantai

2. Magnesium hidroksida dan aluminium hidroksida, terkandung dalam obat nyeri lambung (antasid)

3. Amoniak, untuk pelarut desinfektan (pencegah terjadinya infeksi) dan bahan baku pupuk urea

Sama seperti asam, basa juga dibedakan menjadi basa kuat dan basa lemah. Kekuatan suatu basa dapat ditentukan dari kemampuannya melepaskan ion hidroksida yang bermuatan negatif (ion OH-) ketika dilarutkan dalam air. Semakin banyak ion OH - yang dilepaskan, semakin kuat sifat basanya. Semua rumus kimia basa umumnya mengandung gugus OH-.Jika diketahui rumus kimia suatu basa, maka untuk memberi nama basa, cukup dengan menyebut nama logam dan diikuti kata hidroksida. Berikut ini tabel beberapa contoh basa kuat dan basa lemah:

No Nama Basa Kuat R. Kimia

1. Natrium Hidroksida NaOH

2. Kalium Hidroksida KOH

3. Magnesium Hidroksida HNO3

4. Kalsium Hidroksida Ca(OH)2

5. Barium Hidroksida Ba(OH)2

C. Teori Asam Basa a. Teori Asam Basa Arhenius

Arhenius mendefinisikan :

No Nama Basa Kuat R. Kimia

1. Gas Amonia NH3

2. Amonium Hidroksida NH4OH

3. Aluminium Hidroksida Al(OH)3

4. Besi (II) Hidroksida Fe(OH)2

Jumlah ion H+ yang dapat dihasilkan oleh 1 molekul asam disebut valensi asam, sedangkan ion negatif yang terbentuk dari asam setelah melepaskan ion H+disebut ion sisa asam. Beberapa contoh asam diberikan pada tabel :

Rumus Asam

Reaksi Ionisasi Valensi Asam

Sisa Asam

HF HF H+ + F- 1 F-

HCl HCl H+ + Cl- 1 Cl-

HBr HBr H+ + Br - 1 Br -

HCN HCN H+ + CN- 1 CN-

H2S H2S 2H+ + S2- 2 S2-

HNO3 HNO3 H+ + NO3- 1 NO3

-

H2SO4 H2SO4 2H+ + SO42- 2 SO4

2-

H2SO3 H2SO3 2H+ + SO43- 2 SO4

3-

H3PO4 H3PO4 3H+ + PO43- 3 PO4

3-

H3PO3 H3PO3 3H+ + SO33- 3 SO3

3-

CH3COOH CH3COOH H+ + C2O42- 1 C2O4

2-

H2C2O4 H2CO4 2H+ + C2O42- 2 C2O4

2-

C6H5COOH C6H5COOH H+ + C6H5COO- 1 C6H5COO-

Jumlah ion OH- yang dapat dilepaskan oleh satu molekul basa disebut valensi basa. Beberapa contoh basa diberikan pada tabel :

Rumus Basa

Reaksi Ionisasi Valensi Basa

Sisa Basa

NaOH NaOH Na+ + OH- 1 Na+

KOH KOH K+ + OH- 1 K+

Mg(OH)2 Mg(OH)2 Mg2+ + 2OH- 2 Mg2+

Ca(OH)2 Ca(OH)2 Ca2+ + 2OH- 2 Ca2+

Ba(OH)2 Ba(OH)2 Ba2+ + 2OH- 2 Ba2+

Fe(OH)3 Fe(OH)3 Fe3+ + 3OH- 3 Fe3+

Fe(OH)2 Fe(OH)2 Fe2+ + 2OH- 2 Fe2+

Sr(OH)2 Sr(OH)2 Sr2+ + 2OH- 2 Sr2+

Al(OH)3 Al(OH)3 Al3+ + 3OH- 3 Al3+

b.Teori Asam Basa Bronsted-LowryMenurut Bronsted-Lowry : 

Perhatikan reaksi berikut :

Dari reaksi di atas terlihat bahwa CH3COOH memberi 1 proton (H +) kepada H2O, sehingga CH3COOH bersifat sebagai asam dan H2O bersifat sebagai basa.

Asam Basa KonjugasiBronsted-Lowry juga menyatakan bahwa jika suatu asam memberikan proton (H+), maka sisa asam tersebut mempunyai kemampuan untuk bertindak sebagai basa. Sisa asam tersebut dinyatakan sebagai basa konjugasi. Demikian pula untuk basa, jika suatu basa dapat menerima proton (H+), maka zat yang terbentuk mempunyai kemampuan sebagai asam disebut asam konjugasi.

Pada reaksi tersebut terlihat bahwa H2O dapat bersifat sebagai asam dan basa. Zat yang demikian disebut zat amfoter. Zat

amfoter artinya zat yang memiliki kemampuan untuk bertindak sebagai asam atau basa. Contoh lain yang termasuk amfoter adalah HCO3

–.

Contoh basa konjugasi :Asam → Proton + Basa KonjugasiHCl(aq) ⇄H+(aq) + Cl–(aq)H2O(aq) ⇄H+(aq) + OH–(aq)H2SO4(aq) ⇄H+(aq) + SO4

2–(aq)

Contoh asam konjugasi :Basa +Proton → Asam KonjugasiNH3(aq) + H+(aq) ⇄ NH4

+(aq)H2O(aq) + H+(aq) ⇄ H3O+(aq)OH–(aq) + H+(aq)⇄ H2O(aq)CO3

2–(aq) + H+(aq) HCO3–(aq)

Perhatikan reaksi berikut:HCl(aq) + H2O(l) ⇄ H3O+(aq) + Cl-(aq)Pasangan asam-basa setelah terjadi serah terima proton dinamakan asam basa konjugasi.a. HCl dan Cl– merupakan pasangan asam-basa konjugasi. HCl adalah asam konjugasi dari Cl–dan Cl– adalah basa konjugasi dari HCl.b. H2O dan H3O+ merupakan pasangan asam-basa konjugasi. H2O adalah basa konjugasi dari H3O+ dan H3O+ adalah asam konjugasi dari H2O.

Berikut ini contoh pasangan asam-basa konjugasi pada beberapa reaksi.a. HNO3(aq)+ H2O(l) ⇄H3O+(aq)+ NO3

–(aq)b. H2O(l) + CN–(aq) ⇄ HCN(aq)+ OH–(aq)c. H2SO4(aq)+ OH–(aq) ⇄ HSO4

–(aq) + H2O(aq)

c.Teori Asam Basa LewisLewis mendefinisikan :

Contoh :

Dalam kulit valensi atom N dalam molekul NH3, terdapat 3 (tiga pasang ikatan (N-H)

dan 1 (satu) pasang elektron tidak  berpasangan (:), sedangkan untuk atom B dalam

molekul BF3, terdapat 3 (tiga pasang elektron yang berikatan (B-F). Sepasang

elektron tida berikatan dapat disumbangkan kepada atom pusat B yang kemudian

digunakan bersama-sama, sehingga terjadi ikatan kovalen koordinasi (B-N).

Identifikasi Asam dan Basa

Menguji suatu zat bersifat asam atau basa, proses yang dilakukan tidak dianjurkan dengan cara mencicipinya, karena banyak zat asam atau basa yang dapat merusak kulit (korosif) atau bahkan bersifat racun. Asam dan basa dapat diidentifikasi dengan menggunakan zat yang disebut indikator.

Indikator adalah zat yang dapat memberi warna berbeda dalam lingkungan asam dan lingkungan basa. Indikator dapat dibedakan menjadi indikator alami dan indikator buatan. Prinsip indikator adalah bahan yang memberikan warna berbeda pada lingkungan asam dan basa. Pada umumnya bahan yang memiliki warna menyolok memiliki sifat memberikan warna yang berbeda pada kedua suasana tersebut.

Berdasarkan asalnya, indikator asam basa dapat dibedakan menjadi :

Berikut ini adalah tabel warna dalam larutan asam dan basa beberapa indikator:

Tetapan Kesetimbangan Air (Kw)

Air merupakan pelarut yang unik, masih ingatkah kalian pengertian asam dan basa menurut Bronsted-Lowry? Apakah air termasuk asam atau basa? Menurut Bronsted-Lowry, air dapat bertindak sebagai asam maupun basa (bersifat amfoter). Air berfungsi sebagai basa dalam reaksi dengan asam-asam seperti HCl dan CH3COOH, namun juga berfungsi sebagai asam dalam reaksi dengan basa seperti NH3. Air merupakan elektrolit yang sangat lemah karena hanya sebagian kecil dari air terionisasi menjadi ion H+ dan OH- :

Tetapan kesetimbangan untuk air yaitu :

Karena fraksi molekul air yang terionisasi sangat kecil, konsentrasi air yaitu H 2O hampir-hampir tidak berubah. Dengan demikian :

K [H2O] = Kw = [H+] [OH-]

Konstanta kesetimbangan air (Kw) merupakan hasil kali antara konsentrasi molar ion H+ dengan ion OH- pada suhu tertentu. Dalam air murni pada suhu 25oC, konsentrasi ion H+ sama dengan ion OH-. Penambahan suatu asam akan menyebabkan [H+] dalam larutan bertambah, tetapi tidak akan mengubah hasil kali [H+] dan [OH-]. Hal ini disebabkan karena kesetimbangan akan bergeser ke kiri yang menyebabkan pengurangan [OH-], begitu pula sebaliknya. Sehingga :

Dalam air murni (larutan netral) : [H+] = [OH-]

Dalam larutan asam : [H+] > [OH-]

Dalam larutan basa : [H+] < [OH-]

Berikut ini merupakan harga tetapan kesetimbangan air pada suhu tertentu:

Diposkan oleh Rizky Dwi Fitriani di 20.52 Tidak ada komentar: 

Kirimkan Ini lewat EmailBlogThis!Berbagi ke TwitterBerbagi ke Facebook

Label: Tetapan Kesetimbangan Air (Kw)

Konsep pH

Derajat keasaman dan kebasaaan adalah bilangan yang menyatakan jumlah ion hidrogen (H+) dan jumlah ion hidroksil (OH-) dalam suatu zat. Nilai derajat keasaman dan kebasaan suatu zat tergantung pada jumlah ion H+ dan OH- di dalam air.

Semakin asam suatu zat, semakin banyak ion H+ dan semakin sedikit jumlah ion OH- di dalam air. Sebaliknya semakin basa suatu zat, semakin sedikit jumlah ion H+ dan semakin banyak ion OH- di dalam air. Jumlah ion H+ dan OH- di dalam air dinyatakan dengan pH atau pOH.

Derajat keasaman atau kebasaan suatu zat hanya dinyatakan dengan skala pH. Derajat keasaman suatu zat (pH) ditunjukkan dengan skala 0-14.

Sifat asam atau basa ditentukan oleh skala pH seperti berikut:

Larutan dengan pH < 7 bersifat asam. Larutan dengan pH = 7 bersifat netral. Larutan dengan pH > 7 bersifat basa.

Semakin kecil nilai pH, maka zat tersebut semakin bersifat asam. Sedangkan semakin besar nilai pH suatu zat, maka zat tersebut semakin bersifat basa.

Dalam bentuk matematis pH dapat dinyatakan sebagai persamaan berikut :

pH = –log [H+]= log pH = [H+]-1

pOH = –log [OH–] = log pOH = [OH-]-1

Berdasarkan definisi tersebut, pH dan pOH untuk air pada 25°C dapat dihitung sebagai berikut.

pH = –log [H+] = –log (1,0 × 10–7) = 7

pOH = –log [OH ] = –log (1,0 × 10–7) = 7

Prosedur yang sama juga diterapkan untuk menghitung tetapan ionisasi air, yaitu pKw.

Kw = [H+] [OH– ] = 1,0 × 10–14

pKw = pH + pOH = 14

pH = 14 – pOH dan pOH = 14 – pH

Hubungan α, Ka, dan Kb

Kekuatan asam ditentukan oleh kemampuan menghasilkan ion H+. Semakin banyak ion H+ yang dihasilkan, semakin kuat sifat asamnya. Begitu juga dengan kekuatan basa, sangat ditentukan oleh kemampuan menghasilkan ion OH-. Semakin banyak ion OH- yang dihasilkan, semakin kuat sifat basanya. Jumlah ion H+atau ion OH- yang dihasilkan ditentukan oleh nilai derajat ionisani (α), yang dirumuskan sebagai berikut :

Makin besar Ka, maka makin kuat kuat asam

Asam kuat atau basa kuat adalah asam atau basa yang dalam air sebagian besar atau seluruh molekulnya terurai menjadi ion-ionnya. Asam lemah atau basa lemah adalah asam atau basa yang dalam air sebagian kecil molekulnya terurai menjadi ion-ionnya.Diposkan oleh Rizky Dwi Fitriani di 20.26 Tidak ada komentar: Kirimkan Ini lewat EmailBlogThis!Berbagi ke TwitterBerbagi ke Facebook

Label: Hubungan α - Ka - dan Kb

Menghitung pH Asam

Untuk menyatakan nilai pH suatu larutan asam, maka yang paling awal harus ditentukan (dibedakan) antara asam kuat dengan asam lemah.

Makin besar Kb, maka makin kuat kuat basa

pH Asam Kuat

Bagi asam-asam kuat ( α = 1), maka menyatakan nilai pH larutannya dapat dihitung langsung dari konsentrasi asamnya (dengan melihat valensinya).

Contoh:

Hitunglah pH dari 100 ml larutan 0.001 M HCl !

HCl(aq) H+(aq) + Cl-(aq)[H+] = [HCl] = 0.001 = 10-3 MpH = – log 10-3 = 3

Hitunglah pH dari 0,05 M H2SO4 !

H2SO4(aq) 2 H+(aq) + SO42-(aq)

[H+] = 2[H2SO4] = 2 x 0.05 = 10-1 MpH = – log 10-1 = 1

pH Asam Lemah

Bagi asam-asam lemah, memiliki harga derajat ionisasinya (0 < α < 1) yang berarti senyawa ini terionisasi tidak sempurna sehingga masih ada molekul yang tidak terionisasi.

Contoh:

Hitunglah pH dari 0,1 M CH3COOH, jika diketahui Ka = 10-5

Menghitung pH Basa

pH Larutan Basa Kuat

Untuk menentukan pH larutan basa kuat ( α = 1), maka terlebih dahulu dihitung nilai pOH larutan dari konsentrasi basa.

Contoh:a. Hitunglah pH dari 100 ml larutan KOH 0.1 M

KOH(aq) K+ (aq) + OH–(aq)

[OH–] = 1 x [KOH] = 0.1 = 10 –1

pOH = – log [OH – ] = – log 10 –1

Jadi pH = 14 – pOH = 14 – 1 = 13

b. Hitunglah pH dari 500 ml larutan Ca(OH)2 0.01 M

Ba(OH)2(aq) Ba2+ (aq) + 2 OH– (aq)[OH –] = 2 x [Ba(OH)2] = 2 x 0.01 = 2.10 –2 MpOH = – log [OH–] = – log 2.10 –2

pOH = 2 – log 2Jadi pH = 14 – pOH = 14 – (2 – log 2) = 12 + log 2

pH Larutan Basa LemahBagi basa-basa lemah, memiliki harga derajat ionisasinya (0 < α < 1) yang berarti senyawa ini terionisasi tidak sempurna sehingga masih ada molekul yang tidak terionisasi.

Contoh :Hitunglah pH dari 100 ml 0.001 M larutan NH4OH, jika diketahui tetapan ionisasi basa, Kb = 10 –5

http://4.bp.blogspot.com/-cON2_CKkfno/T9c-ArnuG_I/AAAAAAAAAA0/3TWrUI32w-g/s1600/hitung+basa.png