Asam Basa

A. Asam Basa Arrhenius
Svante August Arrhenius (19 Februari 1859-2 Oktober 1927) seorang ilmuwan Swedia mendefinisikan teori asam-basa sebagai berikut:

Asam adalah suatu spesies yang akan meningkatkan konsentrasi ion H+ di dalam air dan basa adalah suatu spesies yang akan meningkatkan konsentrasi ion OH- di dalam air.

Atau dengan pernytaan lain

Asam adalah suatu spesies yang apabila dilarutkan dalam air akan menghasilkan ion H+ dan basa adalah suatu spesies yang bila dilarutkan dalam air akan menghasilkan ion OH-.

Sebagai contoh gas HCl ketika dilarutkan dalam air akan menghasilkan ion H+ dan Cl- sehingga menurut konsep ini HCl dalam larutan air adalah asam.

HCl(g) -> H+(aq) + Cl-(aq)

Contoh asam yang lain adalah HF, HBr, HNO3, H2SO4, H3PO4, CH3COOH, H2C2O4, dan sebagainya. Sedangkan KOH bila dilarutkan dalam air akan menghasilkan ion K+ dan OH- oleh sebab itu KOH menurut teori Arrhenius adalah basa.

KOH(s) -> K+(aq) + OH-(aq)

Contoh yang lain adalah NaOH, Ca(OH)2, NH4OH, Ba(OH)2 dan lainnya.

Teori asam basa menurut Arrhenius adalah teori yang amat sempit mengingat teori ini hanya terbatas pada spesies yang memiliki H+ atau OH- dan spesies tersebut ada dalam pelarut air artinya apabila spesies tersebut tidak memiliki H+ atau OH- dan reaksinya dijalankan dengan pelarut non-air maka teori ini tidak berlaku.

Sebagai contoh gas ammonia (NH3) dapat bereaksi dengan gas HCl membentuk ammonium klorida padat dengan reaksi sebagai berikut:

NH3(g) + HCl(g) -> NH4Cl(s)

Reaksi diatas adalah salah satu contoh reaksi asam basa yang tidak bisa dijelaskan dengan teori Arrhenius disebabkan reaksi diatas tidak melibatkan adanya H+ dan OH-. Apabila reaksi diatas dilakukan dalam medium air maka yang terlibah adalah larutan NH4OH dan larutan HCl dengan reaksi berikut;

NH4OH(aq) + HCl(aq) -> NH4Cl(aq) + H2O(l)

Nah sudah terlihat kan mengapa teori Arrhenius hanya terbatas pada reaksi yang dijalankan pada medium air yang melibatkan ion H+ dan OH-. Hal ini bisa dijelaskan dengan menggunakan teori asam Bronsted-Lowry dan Lewis.

B. Asam Basa Brownsted - Lowry

Johannes Nicolaus Bronsted dan Thomas Martin Lowry pada tahun 1923 secara terpisah mendefinisikan asam-basa sebagai berikut:

Asam adalah donor proton dan sebaliknya basa disebut sebagai aseptor proton

Kemudian teori ini lebih dikenal sebagai teori asam basa Bronsted-Lowry sebagai penghargaan bagi mereka berdua. Konsep asam basa Bronsted-Lowry tidak menentang konsep asam-basa Arrhenius akan tetapi bisa dikatakan sebagai perluasan dari konsep tersebut.

Ion hidroksida dalam konsep Arrhenius tetap menjadi basa dalam konsep Bronsted-Lowry disebabkan ion hidroksida dapat menerima H+ (aseptor proton) untuk membentuk H2O.

Contoh:

HCl dan HNO3 adalah asam Bronsted-Lowry disebabkan kedua spesies ini mampu memberikan ion H+ (proton H+) kepada air dengan reaksi sebagai berikut:

HCl(aq) + H2O(l) -> H3O+(aq) + Cl-(aq)
HNO3(aq) + H2O ->H3O+(aq) + NO3-(aq)

NH3 dan ion OH- adalah basa menurut Bronsted-Lowry disebabkan kedua spesies ini adalah aseptor proton. NH3 dapat bereaksi dengan air untuk membentuk NH4+ dan OH- dapat bereaksi dengan H+ membentuk air.

NH3(g) + H2O(l) -> NH4+(aq) + OH-(aq)
OH-(aq) + H+(aq) -> H2O(l)

Salah satu keunngulan teori asam-basa Bronsted-Lowry adalah konsep ini bisa menjelaskan mengenai sifat asam basa reaksi yang reversible. Contoh jenis reaksi ini adalah reaksi disosiasi asam lemah CH3COOH.

CH3COOH(aq) + H2O H3O+(aq) + CH3COO-(aq)

Sekarang perhatikan reaksi yang hanya berjalan ke kanan

CH3COOH(aq) + H2O(l) -> H3O+(aq) + CH3COO-(aq)

• CH3COOH adalah asam sebab spesies ini mendonorkan proton pada H2O
• H2O adalah basa sebab spesies ini menerima proton dari CH3COOH

Sedangkan untuk reaksi kebalikkannya

H3O+(aq) + CH3COO-(aq) -> CH3COOH(aq) + H2O(l)

• H3O+ adalah asam sebab spesies ini mendonorkan proton pada CH3COO-
• CH3COO- adalah basa sebab spesies ini menerima proton pada H3O+

Artinya reaksi reversible dari asam lemah diatas memiliki 2 asam dan 2 basa yang saling berpasangan yang kita sebut sebagai pasangan asam basa konjugasi Bronsted-Lowry.

Artinya CH3COOH adalah asam konjugasi dari CH3COO- atau CH3COO- adalah basa konjugasi dari CH3COOH. Keduanya berpasangan sehingga dinamakan asam basa konjugasi Bronsted-Lowry.

Cara mudah mengingat asam basa konjugasi Bronsted-Lowry adalah sebagai berikut:

Untuk membuat asam konjugasi Bronsted-Lowry maka tabahkan satu H+ pada spesies yang ditanyakan, sedangkan untuk membuat basa konjugasi dari Bronsted-Lowry maka tinggal ambil satu H+ dari spesies yang ditanyakan.

• H2SO4 basa konjugasinya (tinggal ambil 1 H+) adalah HSO4-
• HNO3 basa konjugasinya (tinggal ambil 1 H+) adalah NO3-
• PO43- asam konjugasinya (tinggal tambah 1 H+) adalah HPO42-
• Cl- asam konjugasinya (tinggal tambah 1 H+) HCl

Oh ya teorivasam-basa Bronsted-Lowry ini ada kelemahannya juga yaitu dia tidak bisa menjelaskan reaksi asam basa yang tidak melibatkan transfer proton (H+) seperti reaksi berikut;

Fe2+(aq) + 6H2O(l) -> Fe(H2O)62+(aq)
AgCl(s) + NH3(aq) -> Ag(NH3)Cl(aq)

Dua reaksi diatas adalah contoh sebagian kecil reaksi asam basa yang tidak bisa dijelaskan lewat konsep asam basa Bronsted-Lowry akan tetapi dapat dijelaskan dengan menggunakan teori asam-basa Lewis.

C. Asam Basa Lewis

Gilbert N. Lewis pada tahun 1923 mempublikasikan definisi asam basa berdasarkan teori ikatan kimia dimana definisi asam basa Lewis adalah sebagai berikut.

Asam adalah aseptor pasangan elektron bebas sedangkan basa adalah donor pasangan elektron bebas.

Teori asam basa Lewis mencakup pengertian yang lebih luas dibandingkan definisi asam basa Arrhenius dan Bronsted-Lowry. Konsep asam basa Bronsted-Lowry dengan Lewis adalah berbeda akan tetapi kedua konsep ini saling melengkapi. Basa Lewis adalah basa Bronsted-Lowry juga disebabkan dapat mendonorkan pasangan elektron bebasnya, akan tetapi asam Lewis belum tentu menjadi asam Bronsted-Lowry disebabkan asam Bronsted-Lowry adalah donor proton sedangkan asam Lewis adalah acceptor elektron. Spesies apapun yang dapat menjadi aseptor pasangan elektron bebas bisa disebut sebagai asam lewis.

Perlu diingat bahwa basa Lewis adalah donor pasangan elektron bebas, spesies berupa molekul atau ion yang memiliki tendensi untuk mendonorkan pasangan elektron bebasnya maka digolongkan dalam basa Lewis. Contoh basa Lewis adalah ion halide ( Cl-, F-, Br- dan I-), ammonia, ion hidroksida, molekul air, senyawa yang mengandung N, O, atau S, senyawa golongan eter, ketone, molekul CO2 dan lain-lain. Gambar dibawah menunjukkan basa Lewis dengan pasangan elektron bebasnya.

Asam Lewis

Asam Lewis adalah aseptor pasangan elektron bebas. Contoh asam lewis adalah H+, B2H6, BF3, AlF3, ion logam transisi yang bisa mebentuk ion kompleks seperti Fe2+, Cu2+, Zn2+, dan sebagainya. Oh ya mungkin kamu berfikir bahwa untuk menjadi asam Lewis akan selalu diperlukan orbital kosong untuk menampung pasangan elektron yang didonorkan oleh basa Lewis tapi hal ini tidaklah mutlak sebab untuk menjadi asam Lewis tidak selalu suatu spesies menyediakan orbital kosong.

Reaksi asam Lewis dan basa lewis dapat dicontohkan sebagai berikut:

D. Konsep PH dan POH

1. pH Asam Kuat

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

Contoh:

1. Hitunglah pH dari 100 ml larutan 0.01 M HCl !

Jawab:

HCl(aq) → H⁺(aq) + Cl^-(aq)
[H⁺] = [HCl] = 0.01 = 10^-2 M
pH = – log 10^-2 = 2

2. Hitunglah pH dari 2 liter larutan 0.1 mol asam sulfat !

Jawab:

H₂SO₄(aq) → 2 H⁺(aq) + SO₄^2-(aq)

[H⁺] = 2[H₂SO₄] = 2 x 0.1 mol/2.0 liter = 2 x 0.05 = 10^-1 M
pH = – log 10^-1 = 1

2. pH Asam Lemah

Bagi asam-asam lemah, karena harga derajat ionisasinya ¹ 1 (0 <>+ tidak dapat dinyatakan secara langsung dari konsentrasi asamnya (seperti halnya asam kuat). Langkah awal yang harus ditempuh adalah menghitung besarnya [H⁺] dengan rumus

[H⁺] = √ ( C_a . K_a)

dimana:

C_a = konsentrasi asam lemah
K_a = tetapan ionisasi asam lemah

Contoh:

Hitunglah pH dari 0.025 mol CH₃COOH dalam 250 ml larutannya, jika diketahui Ka = 10^-5

Jawab:

Ca = 0.025 mol/0.025 liter = 0.1 M = 10^-1 M
[H⁺] = √ (C_a . K_a) = 10^-1 . 10^-5 = 10^-3 M
pH = -log 10^-3 = 3

3. pH Basa Kuat

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

Contoh:

a. Tentukan pH dari 100 ml larutan KOH 0.1 M !
b. Hitunglah pH dari 500 ml larutan Ca(OH)₂ 0.01 M !

Jawab:

a. KOH(aq) → K⁺(aq) + OH^-(aq)
[OH^-] = [KOH] = 0.1 = 10^-1 M
pOH = – log 10^-1 = 1
pH = 14 – pOH = 14 – 1 = 13

b. Ca(OH)₂(aq) → Ca²⁺(aq) + 2 OH^-(aq)
[OH^-1] = 2[Ca(OH)₂] = 2 x 0.01 = 2.10^-2 M
pOH = – log 2.10^-2 = 2 – log 2
pH = 14 – pOH = 14 – (2 – log 2) = 12 + log 2

4.pH Basa Lemah

Bagi basa-basa lemah, karena harga derajat ionisasinya ¹ 1, maka untuk menyatakan konsentrasi ion OH- digunakan rumus:

[OH^-] = √ (C_b . K_b)

dimana:

C_b = konsentrasi basa lemah
K_b = tetapan ionisasi basa lemah

Contoh:

Hitunglah pH dari 100 ml 0.001 M larutan NH₄OH, jika diketahui tetapan ionisasinya = 10^-5 !

Jawab:

[OH^-] = √ (C_b . K_b) = 10^-3 . 10^-5 = 10^-4 M
pOH = – log 10^-4 = 4
pH = 14 – pOH = 14 – 4 = 10

E. Kekuatan asam dan basa

Dalam mempelajari asam-basa maka kita tidak luput dihadapkan pada seberapa kuat suatu asam dan basa. Apakah suatu zat bersifat sebagai asam kuat, asam lemah atau basa kuat., lalu bagaimanakah kita dapat menentukan kekuatan asam atau kekuatan basa suatu zat?

Yang menjadi penentu kekuatan asam atau basa adalah adalah posisi kesetimbangan reaksi disosiasi asam atau basa dalam air. Sebagai contoh suatau HA dalam air akan mengalami reaksi disosiasi sebagai berikut:

HA + H2O <-> H3O+ + A-

Asam kuat adalah zat dimana reaksi kesetimbangan disosiasinya mengarah jauh ke arah kanan, akibatnya pada keadaan setimbang hampir seluruh asam HA terdisosiasi menjadi H3O+ dan A-.

Sedngakan asam lemah berkebalikan dengan asam kuat yaitu reaksi kesetimbangan disosiasinya mengarah jauh ke arah kiri, jadi sangat sedikit sekali HA yang akan terdisosiasi menjadi H3O+ dan A-.

Untuk menentukan besarnya kekuatan asam yang satu dengan yang lainnya maka kita bisa mengukur harga Ka-nya (Konstanta disosiasi asam) yang dihitung dengan menggunakan rumus sebagai berikut:

HA + H2O <-> H3O+ + A-

Ka = [H3O+][A-] / [HA][H2O]

Rumus diatas dapat disederhanakan menjadi:

Ka = [H+][A-] / [HA]

Yang perlu diperhatikan bahwa H+ diatas mewakili H3O+. Ka adalah tetapan kesetimbangan asam oleh karena itu nilainya sangat dipengaruhi oleh temperatur. Semakin kecil nilai Ka mengindikasikan bahwa asam tersebut adalah asam lemah begitu juga sebaliknya.

Lalu mengapa dibuku-buku pelajaran kimia hanya asam lemah saja yang memiliki nilai Ka sedangakan asam kuat tidak memiliki nilai Ka?

Sebenarnya asam kuat juga memiliki nilai Ka, akan tetapi nilai Ka asam kuat sangat sulit diukur secara tepat disebabkan kita tidak bisa menghitung secara pasti konsentrasi HA pada kondisi setimbang. Ingat bahwa asam kuat kesetimbangannya jauh ke arah kanan sehingga besarnya konsentrasi HA yang tidak terdisosiasi sukar untuk ditentukan.

Bagaimana dengan basa?

Untuk basa hal yang sama seperti diatas dapat diterapkan, missal suatau basa BOH akan terdisosiasi dalam air sebagai berikut:

BOH <-> B+ + OH-

Dan tetapan disosiasi basanya adalah sebagai berikut:

Kb = [B+][OH-] / [BOH]

Berbeda dengan asam tetapan disosiasi basa dilambangan dengan Kb (huruf a dan b pada lambang tetapan disosiasi asam dan basa menyatakan a untuk acid yaitu asam dan b untuk base atau basa).

Sekali lagi Ka dan Kb adalah tetapan kesetimbangan khusus yang menunjukan reaksi disosiasi asam dan basa dalam larutan air. Seperti halnya harga tetapan kesetimbangan yang lain maka nilai Ka dan Kb sangat dipengaruhi oleh temperatur.

F. Derajat Ionisasi Asam Basa

Banyak sedikitnya zat yang terion dinyatakan dalam derajat ionisasi, yaitu perbandingan antara jumlah zat yang mengion dengan jumlah zat mula mula. Jika zat yang mengion sempurna maka derajat ionisasinya = 1, jika hanya mengion sebagian maka derajat ionisasinya adalah 0<1, ionisasinya ="">

G. Menentukan PH dengan alat bantu

1. Menggunakan Kertas Lakmus
Kertas lakmus adalah kertas yang mengandung lakmus (lumut) dan digunakan untuk menunjukkan sifat keasaman dan kebasaan suatu larutan.
larutan asam dapat memerahkan kertas lakmus biru.
larutan basa dapat membirukan kertas lakmus merah.

2. Menggunakan indikator universal
Indikator universal tidak hanya menentukan sifat suatu larutan tapi juga dapat menentukan pH larutan, yang nantinya dapat menunjukkan sifat dari larutan tersebut, dengan mencocokkan warnanya

3. Menggunakan indikator alami
contoh dari indikator alami adalah geranium, kembang sepatu, kunyit, pandan, dan kol merah.

4.. Menggunakan pH meter
pH meter adalah alat yang digunakan untuk mengukur PH suatu larutan.