ASAM BASA

Istilah asam (acid) berasalah dari bahsasa latin acelum yang berarti cuka. Sebaliknya,senyawa yang memiliki sifat sangat berbeda disbanding asam yaitu senyawa alkali (basa) yang diturunkan dari abu berbagai tanaman. Suatu senyawa dapat diketahui bersifat asam atau basa jika berada dalam bentuk larutannya. Istilah asam digunakan untuk senyawa yang dalam bentuk larutannya menghasilkan ion hydrogen (H+).  Sementara itu, basa digunakan untuk senyawa yang dalam bentuk larutannya terurai menjadi ion hidroksida (OH-). Untuk mengetahui lebih jauh mengenai pengertian maupun pemahaman tentang asam basa sebaiknya ketahuilah beberapa teori yang disebutkan oleh para ahli seperti berikut ini :

1.    Teori Arrhenius

Pada tahun 1886, Svante August Arrhenius, seorang ilmuwan dari Swedia menyatakan teori tentang asam dan basa. Menurut Arrhenius, asam merupakan zat yang menghasilkan ion hydrogen apabila terlarut dalam air, sedangkan basa didefinisikan sebagi zat yang menghasilkan ion hidroksida jika dilarukan dalam air. Jadi teori ini haya terbatas pada pelarut air saja. Jika pelarutnya bukan air dan zat yang terurai tidak mengandung hydrogen dan hidroksida, teori ini tidak berlaku. Contoh reaksi yang tidak dapat dijelaskan dengan teori Arrhenius yaitu :

N ¬ H3 + HCl ---> NH4Cl

Reaksi tersebut tidak melibatkan adanya H+ dan OH-. Proses terurainya zat menjadi ion-ion disebut ionisasi.

2.    Teori Bronsted dan Lowry

Pada tahun 1923, Johannes Nicolaus Bronsted, seorang kimiawan dari Danmark dan Thomas Martin Lowry, yang juga seorang kimiawan dari Amerika Serikat mendefinisikan tentang asam basa.  Menurut Bronsted dan Lowry, asam adalah spesi yang memberikan (donor) proton, sedangkan basa adalah spesi yang bertindak sebagai penerima proton dalam suatu reaksi transfer proton.

Teori Bronsted dan Lowry melengkapi konsep asam basa Arrhenius. Ion hidroksida dalam teori Arrhenius tetap menjadi asam dalam teori Bronsted dan Lowry.  Ion hidroksida ini menerima ion hydrogen membentuk H¬2O.  Teori Bronsted dan Lowry ini memiliki keleman tidak dapat menjelaskan reaksi asam basa yang tidak melibatkan transfer proton.

Salah satu pengembangan dari definisi asam dan basa Bronsted adalah konsep pasangan asam-basa konjugat, yang dapat didefinisikan sebagai suatu asam dan basa konjugatnya atau suatu basa dan asam konjugatnya. Basa konjugat dari suatu asam bronsted ialah spesi yang tersisa ketika suatu proton pindah dari asam tersebut. Sebaliknya, suatu asam konjugat dihasilkan dari penambahan sebuah proton pada asam basa bronsted.

Setiap asam bronsted memiliki satu basa konjugat, dan setiap basa bronsted memiliki satu asam konjugat. Sebagai contoh, ion klorida (Cl) adalah basa konjugat yang terbentuk dari asam HCl, dan H₂O adalah basa konjugat dari asam H₃O⁺. dengan demikian, ionisasi asam asetat dapat dinyatakan sebagai :

CH₃COOH_(aq) + H₂O_(l)            CH₃COO^-_(aq) + H₃O_(aq)

^{asam1                            basa2                          basa1                   asam2}

Subskrip 1 dan 2 menyatakan dua pasangan konjugat asam-basa. Jadi, ion asetat (CH₃COO^-) adalah basa konjugat dari CH₃COOH.

3.    Teori Lewis

Pada tahun 1923, Gilbert N. Lewis seorang kimiawan dari Amerika Serikat mendfinisikan asam basa berdasarkan teori ikatan kimia. Menurut Lewis, asam adalah penerima (akseptor) pasangan electron bebas.  Sementara itu, basa adalah pemberi atau donor pasangan electron bebas.

Teori asam basa lewis lebih luas pengertiaannya dibandingkan dengan dua teori sebelumnya. Spesi apapun yang dapat menerima pasangan electron bebas disebut asam Lewis. Contoh asam Lewis yaitu H+, B2H6, BF6, AlF6, Fe2+, Cu2+, dan Zn2+.  Suatu spesi tidak selalu menyediakan orbital kosong untuk menjadi asam Lewis.

Spesi beruba molekul atau ion yang mendonorkan pasangan electron bebasnya disebut basa Lewis. Contoh ion halide (Cl-, F-, Br- dan I-), NH3, OH-, H2O senyawa yang mengandung unsure N, O atau S senyawa golongan eter, keton dan CO2.

Ciri-ciri asam kuat :

Golongan VIIA

Terionisasi sempurna (α=1)

Merupakan elektrolit kuat

Contoh: HCl, HI, HBr, H2SO4,HNO3

Ciri-ciri asam lemah:

Tidak terionisasi sempurna (α<1)

Merupakan elektrolit lemah

Contoh: CH3COOH, H2CO3, H2S, H3PO4, HCN, dll

Ciri-ciri basa kuat:

Golongan IA dan IIA (kecuali Be)

Contoh: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, Mg(OH)2, Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2

Ciri-ciri basa lemah:

Contoh: Al(OH)3, Be(OH)2, NH4OH, Cu(OH)2, Fe(OH)3

Sifat Asam Basa dari Air

Air merupakan pelarut yang unik, salah satu sifat yang khasnya adalah kemampuannya bertindak sebagai asam maupun sebagai basa. Air berfungsi sebagai basa dalan=m reaksi dengan asam-asam seperti HCl dan CH₃COOH, dan pelarut ini berfungsi sebagai asam dalam reaksi dengan basa seperti NH₃. Air merupakan elektrolit yang sangat lemah dan dengan demikian merupakan penghantar listrik yang buruk, meskipun hanya terionisasi sedikit :

H₂O_(l)                H⁺_(aq) + OH^-_(aq)

Reaksi tersebut disebut autoionisasi. Untuk mebjelaskan dari sudut pandang bronsted lowry, autoionisasinya dinyatakan sebagai :

H₂O + H₂O        H₃O⁺ + OH^-

    ^asam₁         ^basa₂      ^asam₂          ^basa₁

Ketika mempelajari reaksi asam-basa dalam larutan berair, kuantitas yang penting ialah konsentrasi ion hydrogen. Dengan menyatakan proton sebagai H₃O⁺ atau H⁺, kita dapat menuliskan konstanta kesetimbangan untuk autoionisasi air,

Kc = [H₃O⁺][OH^-]                 atau                Kc = [H₃O⁺][OH^-]

               [H₂O]                                                               [H₂O]

Karena fraksi molekul air yang terionisasi sangat kecil, konsentrasi air yaitu [H₂O], hamper-hampir tidak berubah. Dengan demikian.

Kc [H₂O] = Kw = [H⁺][OH^-]

Konstanta kesetimbangan Kw dinamakan kosntanta hasil kali ion, yakni hasil kali antara konsentrasi molar ion H⁺ dan ion OH^- pada suhu tertentu.

Dalam air murni pada suhu 25^oC, konsentrasi ion H⁺ sama dengan konsentrasi ion OH^- dan diketahui sebesar [H⁺] = 1,0x10^-7 M dan [OH^-] = 1,0x10^-7M. jadi,

Kw = [H⁺][OH^-] = 1,0x10^-14

Apabila [H⁺] = [OH^-], larutan berair dikatakan netral. Dalam larutan asam terdapat kelebihan ion H⁺ dan [H⁺] > [OH^-]. Dalam basa ada kelebihan ion hidroksida sehingga [H⁺] < [OH^-].

pH Suatu Ukuran Keasaman

Karena konsentrasi ion H⁺ dan OH^- dalam larutan air sering kali sangat kecil dan karenanya sulit diukur, biokimiawan Denmark Soren Sorensen pada tahun 1909 mengajukan cara pengukuran yang lebih praktis yang disebut pH. pH suatu larutan didefinisikan sebagai logaritma negative dari konsentrasi ion hydrogen (dalam mol per liter)

pH = -log [H₃O⁺]  atau pH= -log [H⁺]

karena pH pada dasarnya hanyalah suatu cara untuk menyatakan konsentrasi ion hydrogen, larutan asam dan larutan basa pda 25^oC dapat diidentifikasi berdasarkan nilai pH-nya, seperti berikut :

larutan asam         : [H⁺] > 1,0 x 10^-7 M, pH < 7,00

larutan basa           : [H⁺] < 1,0 x 10^-7 M, pH > 7,00

larutan netral        : [H⁺] = 1,0 x 10^-7 M, pH = 7,00

pH meningkat dengan menurunnya [H⁺].

Skala pOH yang analog dengan skala pH dapat dibuat dengan menggunakan logaritma negatif dari konsentrasi ion hidroksida. Jadi, kita mendefinisikan pOH sebagai :

pOH= -log [OH^-]

konstanta hasil kali ion untuk air yaitu :

[H⁺][OH^-] = Kw = 1,0x10^-14

Dengan menghitung logaritma negative di kedua sisi, diperoleh

-(log  [H⁺] + log [OH^-]) = -log (1,0x10^-14)

-(log  [H⁺] + log [OH^-]) = 14,00

Dari definisi pH dan pOH kita peroleh :

pH + pOH = 14,00

Contoh:

Dalam larutan NaOH,  [OH^-] ialah 2,9x10^-14M. Hitung pH larutan ini .

Jawab :

pOH    = -log [OH^-]

                             = -log (2,9x10^-14)

                             = 3,54

pH + pOH      = 14

                             = 14 – pOH

                             = 14 – 3,54 = 10,46

Sifat asam basa secara umum :

Asam	Basa
Mempunyai rasa masam Bersifat korosif Dapat megubah kertas lakmus biru menjadi merah Larutan asam dalam air menghantarkan arus listrik	Mempunyai rasa pahit, licin seperti sabun Dapat megubah kertas lakmus merah menjadi biru Larutan asam dalam air menghantarkan arus listrik

Beberapa cara untuk menentukan sifat asam basa, yaitu :

         Menggunakan kertas lakmus

         Menggunakan larutan indikator

         Menggunakan indikator alam

Untuk mengidentifikasi larutan asam atau basa dapat digunakan indikator. Indikator adalah suatu zat yang mempunyai warna berbeda dalam larutan asam dan basa.

Jenis-jenis indikator:

      a. Kertas Lakmus

Ada dua jenis kertas lakmus yaitu lakmus merah dan lakmus biru. Lakmus merah akan berwarna merah pada larutan asam dan netral, sedangkan berwarna biru pada larutan basa. Lakmus biru akan berwarna merah pada larutan asam, sedangkan berwarna biru pada larutan basa dan netral.
b. Indikator Universal

Indikator universal mampu menunjukkan tingkat keasaman dan kebasaan suatu zat.

c. Larutan Indikator

Indikator asam basa adalah zat yang memiliki warna yang berbeda dalam larutan asam dan basa. Indokator asam basa dapat dianggap sebagai asam lemah (HIn)

HIn (aq)  D  H⁺ (aq)  +  In^- (aq)

Berikut ini merupakan indikator asam basa yang sering digunakan :

No	Indikator	Perubahan warna	Trayek pH
1	Metil ungu (MU)	Kuning – ungu	0 – 2
2	Metil kuning (MK)	Merah – kuning	1,2 – 2,3
3	Metil jingga (MJ)	Merah – kuning	2,9 – 4,0
4	Metil merah (MM)	Merah – kuning	4,2 – 6,2
5	Brom timol biru (BB)	Kuning – biru	6,0 – 7,6
6	Timol biru (BTB)	Kuning – biru	8,0 – 9,6
7	Phenolftalein (PP)	Tak berwarna – merah	8,3 – 10,0
8	Alizarin kuning	Kuning – merah	10,1 – 12,0
9	Indikator universal	Merah, orange, kuning – hijau, biru, ungu	-

d.      Indikator Alami
                    Warna indikator alami berbagai larutan

Indikator	Larutan
	Asam	Basa	Netral
Bunga terompet Bunga kana Bunga sepatu	Merah Jingga Merah	Hijau Hijau muda Hijau	Ungu Kuning Merah