Kimia Dasar 1 - Makalah Asam dan Basa

 BAB I

PENDAHULUAN

            

1.1.           LATAR BELAKANG

Asam dan basa sudah dikenal sejak zaman dulu. Istilah asam (acid) berasal dari bahasa Latin acetum yang berarti cuka. Istilah basa (alkali) berasal dari bahasa Arab yang berarti abu. Asam dan basa secara tidak sadar merupakan bagian dari kehidupan kita. Kita senantiasa berinteraksi dengan asam dan basa setiap hari. Makanan yang kita konsumsi sebagian besar bersifat asam, sedangkan pembersih yang kita gunakan (sabun, detergen, dll.) adalah basa. Enzim-enzim dan protein dalam tubuh kita juga merupakan asam.

Selain itu, asam dan basa sangat berpengaruh terhadap kondisi lingkungan. Keasaman tanah akan berpengaruh terhadap kondisi tumbuhan yang ada di atasnya. Kualitas air juga dapat ditentukan dengan mengukur tingkat keasamannya. Suatu daerah yang dilanda hujan asam akan mengalami kerusakan lingkungan yang cukup buruk.

Kebanyakan asam dan basa (yang belum bercampur dengan senyawa lain) di alam berupa liquid (larutan). Karena bentuk inilah yang mudah untuk direaksikan dengan senyawa lainnya. Meskipun asam dan basa yang kita konsumsi sehari-hari berupa padatan seperti makanan dan sabun, namun pada akhrinya tetap butuh diencerkan juga (direaksikan atau dicampur dengan air) agar lebih mudah diserap atau digunakan.

Dari hal itulah, kami membuat makalah ini dengan judul “Asam dan Basa”. Alasan lainnya adalah agar sesuai dengan tema yang diberikan oleh dosen, yaitu asam dan basa.

1

1.2.           RUMUSAN MASALAH

1.      Apakah pengertian asam basa menurut Arrhenius?

2.      Apakah pengertian asam basa menurut Bronsted dan Lowry?

3.      Apakah pengertian asam basa menurut Lewis?

4.      Apakah kekurangan dan kelebihan konsep asam basa dari ketiga pakar kimia tersebut?

1.3.           TUJUAN PENULISAN

Untuk mengetahui tentang teori-teori asam basa menurut berbagai pakar-pakar kimia, yaitu teori asam basa menurut Arrhenius, Bronsted dan Lowry, serta Lewis.

                                                                                                                                                          

2

BAB II

ASAM DAN BASA

2.1. TEORI ASAM DAN BASA ARRHENIUS

Pada tahun 1884, Svante Arrhenius (1859-1897) seorang ilmuwan Swedia yang memenangkan hadiah nobel atas karyanya di bidang ionisasi, memperkenalkan pemikiran tentang senyawa yang terpisah atau terurai menjadi bagian ion-ion dalam larutan.

Di tahun 1886, Arrhenius mengusulkan teori disosiasi elektrolit, dengan teori ini ia mendefinisikan asam basa sebagai berikut:Asam adalah zat yang menghasilkan ion hidrogen dalam larutan.Basa adalah zat yang menghasilkan ion hidroksida dalam larutan.

Penetralan terjadi karena ion hidrogen dan ion hidroksida bereaksi untuk

menghasilkan air. 

Menurut Arrhenius, asam adalah zat yang dalam air melepakan ion H+, sedangkan basa adalah zat yang dalam air melepaskan ion OH–. Jadi pembawa sifat asam adalah ion H+, sedangkan pembawa sifat basa adalah ion OH–. Asam Arrhenius dirumuskan sebagai HxZ, yang dalam air mengalami ionisasi sebagai berikut.
HxZ ⎯⎯→ x H+ + Zx–

            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 dapat dilihat pada tabel 5.1.

3

            Sedangkan basa  menurut Arrhenius adalah hidroksida logam, M(OH)x, yang dalam air terurai sebagai berikut, dan ion hidroksida merupakan pembawa sifat basa.
M(OH)x ⎯⎯→ Mx+ + x OH–

             Jumlah ion OH- yang dapat dihasilkan oleh 1 molekul asam disebut valensi basa, sedangkan ion negatif yang terbentuk dari asam setelah melepaskan ion OH- disebut ion sisa basa.

Beberapa contoh basa diberikan pada tabel 5.2.

4

            Dari pengertian tersebut dapat kita cermati bahwa air merupakan gabungan dari ion hydrogen pembawa sifat asam dan ion hidroksida pembawa sifat basa, kehadiran kedua ion ini saling menetralisir sehingga air merupaka senyawa yang bersifat netral.

H2O ⇄ H+ + OH-

            Persamaan diatas menunjukkan adanya ion hydrogen [H+] yang bermuatan positif dan ion hidroksida [OH-] yang bermuatan negatif. Selanjutnya reaksi-reaksi yang melibatkan kedua ion tersebut dikenal dengan reaksi netralisasi.

2.1.1. KEKUATAN ASAM DAN BASA

A. KEKUATAN ASAM

Kekuatan asam dipengaruhi oleh banyaknya ion – ion H+ yang dihasilkan
oleh senyawa asam dalam larutannya. Berdasarkan banyak sedikitnya ion H+
yang dihasilkan, larutan asam dibedakan menjadi dua macam sebagai berikut.

1.    Asam Kuat
Asam kuat yaitu senyawa asam yang dalam larutannya terion seluruhnya menjadi ion-ionnya.

5

Reaksi ionisasi asam kuat merupakan reaksi berkesudahan.

Secara umum, ionisasi asam kuat dirumuskan sebagai berikut.
HA(aq) ⎯⎯→ H+(aq) + A–(aq)

Contoh asam kuat :

Nama	Asam Kuat
Asam klorida Asam nitrat Asam sulfat Asam bromida Asam iodida Asam klorat Asam perklorat Asam klorit Asam bromit Asam perbromat Asam iodit Asam periodat		HCl HNO3 H2SO4 HBr HI HClO3 HClO4 HClO3 HBrO3 HBrO4 HIO3 HIO4

2.      Asam Lemah

Asam lemah yaitu senyawa asam yang dalam larutannya hanya sedikit terionisasi menjadi ion-ionnya. Reaksi ionisasi asam lemah merupakan reaksi kesetimbangan.

6

Secara umum, ionisasi asam lemah valensi satu dapat dirumuskan
sebagai berikut.
HA(aq) ←⎯⎯⎯⎯→ H+(aq) + A–(aq)

Makin kuat asam maka reaksi kesetimbangan asam makin condong ke
kanan, akibatnya Ka bertambah besar. Oleh karena itu, harga Ka merupakan
ukuran kekuatan asam, makin besar Ka makin kuat asam.
           

Berdasarkan persamaan di atas, karena pada asam lemah [H+] = [A–],
maka persamaan di atas dapat diubah menjadi:

c

7

Contoh asam lemah :

Nama	Asam Lemah
Asam asetat Asam askorbat Asam benzoat Asam borat Asam karbonat Asam sitrat Asam format Asam hidrazida Asam sianida Asam fluorida Hidrogen peroksida Asam hipoklorit Asam laktat Asam nitrit Asam oksalat Fenol C6H5OH Asam propanoat Asam sulfit Asam urat Asam fosfat Asam sulfida Asam arsenat Asam butanoat Asam heptanoat Asam heksanoat Asam oktanoat Asam pentanoat	CH3COOH H2C6H6O6 C7H5O2H H3BO3 H2CO3 H3C6H5O7 CHCOOH HN3 HCN HF H2O2 HClO HC3H5O3 HNO2 C2H2O4 C6H5OH CH3CH2COOH H2SO3 C5H3N4O3H H3PO4 H2S H3AsO4 C3H7COOH C4H9COOH C5H11COOH C7H15COOH C6H13COOH

Contoh soal :

Tentukan konsentrasi ion H⁺ dalam masing-masing larutan berikut.

a.       H₂SO₄  0,02 M

b.      HNO₃  0,1 M

c.       CH₃COOH  0,05 M  jika derajat ionisasinya 1%

d.      H₂SO₃  0,001 M JIKA K_a = 1x 10^-5

Jawab :

Petunjuk: H₂SO₄ dan HNO₃ merupakan asam kuat, sedangkan CH₃COOH dan H₂SO₃ termasuk asam lemah.

8

a.       H₂SO₄ →  2H⁺ + SO₄^2-

[H^+]       = x. [HA]

            = 0,04 M

b.      HNO₃  →  H⁺+ NO₃^-

[H^+]       = x. [HA]

            = 1. 0,1

            = 0,2 M

c.       CH₃COOH ↔  CH₃COO^- + H^-

[H⁺]     = [HA] . a

            = 0,05 . 0,01

            = 0,0005 M

d.      H₂SO₃  ↔  2H⁺ + SO₃^2-
 

B. KEKUATAN BASA

Kekuatan basa dipengaruhi oleh banyaknya ion – ion OH– yang dihasilkan oleh senyawa basa dalam larutannya. Berdasarkan banyak sedikitnya ion OH yang dihasilkan, larutan basa juga dibedakan menjadi dua macam sebagai berikut.

1. Basa Kuat

            Basa kuat yaitu senyawa basa yang dalam larutannya terion seluruhnya menjadi ion-ionnya. Reaksi ionisasi basa kuat merupakan reaksi berkesudahan.

Secara umum, ionisasi basa kuat dirumuskan sebagai berikut.

9

M(OH)x(aq) ⎯⎯→ Mx+(aq) + x OH–(aq)

dengan: x = valensi basa
M = konsentrasi basa

contoh basa kuat :

Nama	Basa Kuat
Litium hidroksida Atrium hidroksida Kalium hidroksida Kalsium hidroksida Rubidium hidroksida Stronsium hidroksida Secium hidroksida Barium hidroksida	LiOH NaOH KOH Ca(OH)2 RbOH Sr(OH)2 CsOH Ba(OH)2

2. Basa Lemah

Basa lemah yaitu senyawa basa yang dalam larutannya hanya sedikit terionisasi menjadi ion-ionnya. Reaksi ionisasi basa lemah juga merupakan reaksi kesetimbangan.

Secara umum, ionisasi basa lemah valensi satu dapat dirumuskan sebagai berikut.

M(OH)(aq) ←⎯⎯⎯⎯→ M+(aq) + OH–(aq)

10

Makin kuat basa maka reaksi kesetimbangan basa makin condong ke kanan, akibatnya Kb bertambah besar. Oleh karena itu, harga Kb merupakan ukuran kekuatan basa, makin besar Kb makin kuat basa.

Berdasarkan persamaan di atas, karena pada basa lemah [M+] = [OH–], maka persamaan di atas dapat diubah menjadi:

  

Contoh basa lemah :

Nama	Basa Lemah
gas amoniak besi(II) hidroksida hidroksilamine Aluminium hidroksida Besi (III) hidroksida Amonium hidroksida Metilamin hidroksida Etilamin hidroksida	NH3 Fe(OH)2 NH2OH Al(OH)3 Fe(OH)3 NH4OH CH3NH3OH C2H5NH3OH

11

Contoh soal : Tentukan konsentrasi ion OH- masing-masing larutan berikut

a.       Ca 0,02 M

b.      KOH 0,004 M

c.       Al 0,1 M jika  = 2,5  

d.      OH 0,01 M jika terion sebanyak 5%

Jawab :

Petunjuk : Ca dan KOH merupakan basa kuat sedangkan Al dan  termasuk basa lemah.

a) Ca +

[] = x . [ M(OH)]

            = 2. 0,02

            = 0,04 M

b) KOH         

[] = x . [ M(OH)]

            = 1. 0,04

            = 0,004 M

c) Al ↔ +

[] =

[] =     

[] =  0,1

[] =  M

d) OH ↔ +

[] = [ M(OH)].

            = 0.01 . 0,05

            = 0,0005 M

12

2.2. TEORI ASAM DAN BASA BRONSTED-LOWRY

Di tahun 1923, kimiawan Denmark Johannes Nicolaus Bronsted (1879-1947) dan kimiawan Inggris Thomas Martin Lowry (1874-1936) secara independen mengusulkan teori asam basa baru, yang ternyata lebih umum.

Menurut Lowry dan Bronsted, zat dikayakan sebagai asam karena memiliki kemampuan untuk mendonorkan protonnya, sedangkan basa adalah zat yang menerima proton, sehingga dalam sebuah reaksi dapat melibatkan asam dan basa.

·         Asam : zat yang menghasilkan dan mendonorkan proton (H+) pada zat lain.

·         Basa : zat yang dapat menerima / akseptor proton (H+) dari zat lain.

­­

Perhatikan contoh berikut.

NH₄ ⁺ _(aq)  +  H₂O_(l)  ⎯→  NH_3(aq) + H₃O⁺_(aq)

asam                basa

H₂O_(l)  + NH_3(aq) ⎯⎯→  NH₄⁺_(aq)  +  OH^–_(aq)

asam          basa

Pada contoh di atas terlihat bahwa air dapat bersifat sebagai asam (donor proton) dan sebagai basa (akseptor proton). Zat seperti itu bersifat amfiprotik (amfoter).

Konsep asam-basa dari Bronsted-Lowry ini lebih luas daripada konsep asam-basa Arrhenius karena hal-hal berikut :

1. Konsep asam-basa Bronsted-Lowry tidak terbatas dalam pelarut air, tetapi juga menjelaskan reaksi asam-basa dalam pelarut lain.

13

2. Asam-basa Bronsted-Lowry tidak hanya berupa molekul, tetapi juga dapat berupa kation atau anion. Konsep asam-basa ronsted-Lowry dapat menjelaskan sifat asam dari NH4Cl. Dalam NH4Cl, yang bersifat asam adalah ion NH4+ karena dalam air dapat melepas proton.

2.2.1. ASAM DAN BASA KONJUGASI

Suatu asam setelah melepas satu proton akan membentuk spesi yang disebut basa konjugasi dari asam tersebut. Sedangkan basa yang telah menerima proton menjadi asam konjugasi.

Perhatikan tabel berikut.

Pasangan asam-basa setelah terjadi serah-terima proton dinamakan asam-basa konjugasi.

14

2.3.TEORI ASAM DAN BASA MENURUT LEWIS

Perkembangan selanjutnya adalah konsep asam-basa Lewis, zat dikatakan sebagai asam karena zat tersebut dapat menerima pasangan elektron bebas dan sebaliknya dikatakan sebagai basa jika dapat menyumbangkan pasangan elektron. Konsep asam basa ini sangat membantu dalam menjelaskan reaksi organik dan reaksi pembentukan senyawa kompleks yang tidak melibatkan ion hidrogen maupun proton.

·         Asam : zat yang dapat menerima pasangan electron (akseptor pasangan electron)

·         Basa : zat yang dapat memberikan pasangan electron (donor pasangan electron).

Lewis mengamati bahwa molekul BF₃ juga dapat berperilaku seperti halnya asam (H+) sewaktu bereaksi dengan NH₃. Molekul BF₃ dapat menerima sepasang elektron dari molekul NH₃ untuk membentuk ikatan kovalen antara B dan H.

Teori asam basa Lewis lebih luas dibandingkan teori asam basa Arhenius dan Bronsted Lowry , karena :

• Teori Lewis dapat menjelaskan reaksi asam basa yang berlangsung dalam pelarut air, pelarut bukan air, dan tanpa pelarut sama sekali.
• Teori Lewis dapat menjelaskan reaksi asam basa yang tidak melibatkan transfer proton (H⁺), seperti reaksi antara BF₃ dan NH₃.

Contoh :

Tunjukkan bagaimana reaksi asam basa antara larutan HCl dan NaOH menurut teori Arhenius dapat dijelaskan dengan menggunakan teori Lewis

Reaksi antara larutan HCl dan NaOH ;

HCl_(aq) + NaOH_(aq)  ↔ NaCl_(aq) + H₂O_(l)

Untuk menjelaskan reaksi ini menggunakan teori Lewis, nyatakan reaksi sebagai reaksi ion:

15

HCl ↔ H⁺ + Cl^-                      NaOH ↔ Na⁺ + OH^-

NaCl ↔ Na⁺  + Cl^-                  H₂O

Reaksi ion bersihnya adalah :

H⁺ + OH^-↔ H₂O_(l)

Ikatan kovalen koordinasi antara H dan O yang terbentuk akibat transfer sepasang elektron dari OH^- ke H⁺

Pada reaksi pembentukan senyawa kompleks, juga terjadi proses donor pasangan elektron bebas seperti;

AuCl3 + Cl- ⇄ Au(Cl4)-

            ion klorida memiliki pasangan elektron dapat disumbangkan kepada atom Au yang memiliki orbital kosong (ingat ikatan kovalen koordinasi). Dalam reaksi ini senyawa AuCl3, bertindak sebagai asam dan ion klorida bertindak sebagai basa.

16

BAB III

KESIMPULAN

Asam Basa Menurut Arrhenius :

·         Asam adalah zat yang dalam air melepakan ion H+

·         Basa adalah zat yang dalam air melepaskan ion OH–

·         Konsep asam basa dari Arrhenius masih belum sempurna karena hanya terbatas dalam pelarut air saja.

Asam Basa Menurut Bronsted dan Lowry :

·         Asam adalah zat yang menghasilkan dan mendonorkan proton (H+) pada zat lain.

·         Basa adalah zat yang dapat menerima / akseptor proton (H+) dari zat lain.

·         Konsep asam-basa dari Bronsted-Lowry ini lebih luas daripada konsep asam-basa Arrhenius karena tidak terbatas dalam pelarut air, tetapi juga menjelaskan reaksi asam-basa dalam pelarut lain. Asam-basa Bronsted-Lowry tidak hanya berupa molekul, tetapi juga dapat berupa kation atau anion serta dapat menjelaskan sifat asam dari NH4Cl. Dalam NH4Cl, yang bersifat asam adalah ion NH4+ karena dalam air dapat melepas proton.

Asam Basa Menurut Lewis :

·         Asam : zat yang dapat menerima pasangan electron (akseptor pasangan electron)

·         Basa : zat yang dapat memberikan pasangan electron (donor pasangan electron).

·         Teori asam basa Lewis lebih luas dibandingkan teori asam basa Arhenius dan Bronsted Lowry , karena dapat menjelaskan reaksi asam basa yang berlangsung dalam pelarut air, pelarut bukan air, dan tanpa pelarut sama sekali. Teori Lewis dapat menjelaskan reaksi asam basa yang tidak melibatkan transfer proton (H⁺), seperti reaksi antara BF₃ dan NH₃.

17

DAFTAR PUSTAKA

purba,mikael.2006.kimia untuk sma kelas XI. Jakarta :erlangga

purba,mukael.2006.kimia untuk sma kelas XI semester II. Jakarta : erlangga.

www.google.co.id/teoriasambasa

www.yahoo.co.id/asamdanbasa

www.chemistry.org/asambasadangaram

http://alfikimia.files.wordpress.com/2011/06/tabel-bl.jpg.