Pengertian Asam Basa,pH,dan Indikator Asam Basa

Pengertian Asam Basa,pH,dan Indikator Asam Basa

   1.      Teori Asam Basa Arhenius

Pada akhir abad ke Sembilan belas seorang kimiawan Swedia yang bernama Svante Arrhenius telah mengelompokan mengenai teori asam basa secara umum, yakni

a.       Asam

·         Asam adalah senyawa kimia apabila dilarutkan dalam air akan membebaskan ion-ion hidrogen (H⁺).

·         Memiliki rasa asam

·         Mengubah warna lakmus biru menjadi merah

·         Larutan asam dalam air dapat menghantarkan listrik (Chang, 2004)

Beberapa contoh dari teori asam Arrhenius adalah asam florida (HF), asam klorida (HCl), asam bromida (HBr), asam iodide (HI), asam sianida (HCN).

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

asam klorida                ion hidrogen                ion klorida

--->CH₃COOH_(aq)                    H⁺_(aq)          +          CH₃COO^-_(aq)

asam asetat                      ion hidrogen                 ion asetat

  

b.      Basa

·         Basa adalah senyawa kimia apabila dilarutkan dalam air akan membebaskan ion-ion hidroksida (OH^-).

·         Memiliki rasa pahit.

·         Mengubah lakmus merah menjari biru.

·         Larutan basa dalam air dapat menghantarkan listrik (Chang, 2004)

Beberapa contoh dari teori basa Natrium Hidroksida (NaOH) dan Kalium Hidroksida (KOH).

--->NaOH_(aq)                                   Na⁺_(aq)            +        OH^-_(aq)

natrium hidroksida                   ion natrium             ion hidroksida

--->NH₄OH_(aq)                                 NH₄⁺ _(aq)          +        OH^- _(aq)

amonium hidroksida                ion amonium            ion hidroksida

Kelemahan dari teori adalah Arrhenius hanya berlaku jika pelarutnya air saja. Jika pelarutnya bukan air dan zat yang terurai tidak mengandung hidrogen dan hidroksida makan teori asam basa Arrhenius tidak berlaku.

2. Teori asam basa Brosted Lowry

Pada tahun 1923 seoran kimiawan dari Denmark (Johannes Nicolause Bronsted) dan seorang kimiawan dari Amerika yang bernama Thomas martin Lowry mendifinisikan pengertian asam basa melengkapi dari teori asam basa Arrhenius. Menurut teori Bronsted Lowry.

Asam adalah spesi yang memberikan donor proton sedangkan basa adalah spesi yang menerima proton daam suatu reaksi transfer proton

Contoh dari teori asam basa Bronsted Lowry adalah

1)   HCl(aq) + H₂O(l)  --->                  H₃O⁺(aq) + Cl^- (aq)

        asam-1      basa-2                     asam-2     basa-1

HCl dengan Cl^- merupakan pasangan asam-basa konjugasi.

H₃O⁺ dengan H₂O merupakan pasangan asam-basa konjugasi.

   --->2) H₂O(l) + NH₃ (aq)                 NH₄⁺ (aq) + OH^- (aq)

     Asam-1    basa-2                     asam-2         basa-1

H₂O dengan OH^- merupakan pasangan asam-basa konjugasi.

NH₄⁺ dengan NH₃ merupakan pasangan asam-basa konjugasi.

Pada contoh di atas terlihat bahwa air dapat bersifat sebagai asam (proton donor) dan sebagai basa (proton akseptor). Zat atau ion atau spesi seperti ini bersifat ampiprotik (amfoter).

Manfaat dari teori asam basa menurut Bronsted – Lowry adalah sebagai berikut:

1. Aplikasinya tidak terbatas pada pelarut air, melainkan untuk semua pelarut yang mengandung atom Hidrogen dan bahkan tanpa pelarut.

2. Asam dan basa tidak hanya berwujud molekul, tetapi juga dapat berupa anion dan kation

Namun teori asam basa Bronsted Lowry mempunyai kelemahan yakni tidak dapat menjelaskan reaksi asam basa yang tidak melibatkan transfer proton.

3. Teori Asam Basa Lewis

Pada tahun 1923 seorang kimiawan dari Amerka yang bernama Gilbert N Lewis mendifinisikan pengeritian asam basa untuk menyempurnakan teori Arrhenius dan bronsted  Lowry yang menyebutkan bahwa

Asam adalah penerima pasangan (akseptor) elektron bebas, sedangkan basa adalah pemberi  (donor)pasangan electron bebas.

Contoh dari asam basa Lewis adalah BF₃ dan NH₃ .

1.      Pada gambar pertama, atom B pada molekul BF₃ bertindak sebagai asam, karena ia bertindak sebagai akseptor pasangan elektron bebas dari ion F^– . Sedangkan ion F^– bertindak sebagai basa, karena ia bertindak sebagai donor pasangan elektron untuk atom B pada molekul BF₃.

2.      Pada gambar kedua, ion H⁺ bertindak sebagai asam, karena ia bertindak sebagai akseptor pasangan elektron bebas dari molekul NH₃. Sedangkan atom N pada molekul NH₃ bertindak sebagai basa, karena ia bertindak sebagai donor pasangan elektron untuk ion H⁺ .

   Kekuatan Asam Basa

1. Asam Kuat
Asam kuat yaitu senyawa asam yang dalam larutannya terion seluruhnya
menjadi ion-ionnya. Reaksi ionisasi asam kuat merupakan reaksi
berkesudahan. Secara umum, ionisasi asam kuat dirumuskan sebagai berikut.
HA(aq) ⎯⎯→ H+(aq) + A–(aq)

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

a.       H₂SO₄ 0,02 M

Jawab:

H₂SO₄ → 2H⁺ + SO₄^2–

[H⁺] = x · [HA] = 2 · 0,02 = 0,04 M

b.      HNO₃ 0,1 M

Jawab :

HNO₃ → H₊ + NO₃^–

[H⁺] = x · [HA] = 1 . 0,1 = 0,2 M

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

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

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

Jawab :

CH₃COOH  CH₃COO^– + H⁺

[H⁺] = [HA] . α

        = 0,05 . 0,01

        = 0,0005 M

b.      H₂SO₃ 0,001 M jika K_a = 1 × 10–5

Jawab :

H₂SO₃  2H⁺ + SO₃^2–

[H⁺] = 

[H⁺] = 

[H⁺] = 

[H⁺] = 10^–4 M

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.

M(OH)x(aq) ⎯⎯→ Mx+(aq) + x OH–(aq)

dengan: 

x = valensi basa
M = konsentrasi basa

  Tentukan konsentrasi ion OH^– masing-masing larutan berikut.

a.       Ca(OH)₂ 0,02 M 

Jawab :

a. Ca(OH)₂ → Ca²⁺ + 2OH^–

[OH^–] = x . [M(OH)]

                 = 2 . 0,02

                 = 0,04 M

b.      KOH 0,004 M

      Jawab      

           b. KOH → K⁺ + OH^–

[OH^–] = x . [M(OH)]

                       = 1 . 0,004

                       = 0,004 M

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)

 

• 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:

 

  Tentukan konsentrasi ion OH^– masing-masing larutan berikut.

a.  Al(OH)₃ 0,1 M jika K_b = 2,5 × 10^–6

     Jawab :

     Al(OH)₃  Al³⁺ + 3OH^–

     [OH^–] = 

     [OH^–] = 

     [OH^–] = 5 × 10⁻⁴ M

b.  NH₄OH 0,01 M jika terion sebanyak 5%

     Jawab :

     NH₄OH  NH₄⁺ + OH^–

     [OH^–] = [M(OH)] . α

                = 0,01 . 0,05

                = 0,0005 M

Indikator Asam Basa

Kertas lakmus

Kertas lakmus terbagi menjadi 2 jenis, yaitu lakmus merah dan Biru. Kertas lakmus adalah indikator asam basa yang paling praktis, mudah dan murah, serta penggunaannya sangat mudah. Kertas lakmus juga memiliki kelemahan, yaitu tidak dapat digunakan untuk mengukur secara teliti hal ini dikarenakan, perubahan warna yang ditujukan tidak dapat menunjukan secara tepat tingkat pH larutan.

Tabel. Perubahan warna kertas lakmus pada berbagai jenis larutan

Jenis larutan	Lakmus merah	Lakmus biru
Asam	Merah	Merah
Basa	Biru	Biru
Garam	Merah	biru

Larutan Indikator

                              

Larutan indikator yang sering di gunakan adalah fenolftalein (PP), metil merah (mm), metil jingga (mo), dan bromtimol blue (BTB). Larutanm indikator dipergunakan dalam laboratorium untuk titrasi larutan. Penggunakan larutan indikator pada titrasi harus dengan ketelitian pengamatan yang tinggi. Hal ini dikarenakan, perubahan warna akan terjadi hanya dengan beberapa mL.

Indikator Universal

Indikator universal akan memberikan warna tertentu jika di teteskan atau dicelupkan kedalam larutan asam atau basa. Warna yang terbentuk kemudian di cocokan dengan warna standar yang sudah diketahui nilai pH-nya. Nilai pH dapat ditentukan dengan indikator pH (indikator universal), yang memperlihatkan warna bermacam-macam untuk tiap niali pH yang relatif sempit hal ini karena indikator universal di lengkapi dengan peta warna, sehingga kita bisa menentukan nilai pH zat berdasrkan warna-warna tersebut.

Makin asam suatu larutan makin kecil nilai pH-nya. Larutan dengan pH = 1 itu artinya mereka akan memiliki 10 kali lebih besar sifat asam daripada mereka yang memiliki larutan dengan pH = 2, itu juga berlaku untuk larutan dengan pH sama dengan  1 yanga akan memiliki sifat 100 sifat asam yang lebih besar daripada mereka larutan yang memiliki pH sama dengan 3 dan seterusnya. Makin besar nilai pH suatu zat, maka zat tersebut makin basa.

pH meter

pH meter adalah salah satu peralatan yang dapat membantu kita dalam menentukan pH suatu larutan. pH meter mempunyai elektroda yang dapat di celupkan kedalam larutan yang akan diukur pH-nya. Nilai pH dapat dengan mudah dilihat secara langsung melalui angka yang tertera pada layar digital dari alat tersebut.

Indikator alami

Beberapa tumbuhan dapat digunakan sebagai indikator karena tumbuhan tersebut memperlihatkan perubahan warna dalam larutan asam atau basa. Jenis atau bagian tumbuhan yang dapat digunakan sebagai indikator alami, anatara lain bunga sepatu, mawar, kunyit, dan kubis ungu. Indikator ini banyak digunakan di labolatorium sekolah karena penggunaan mereka relatif minim “biaya”.