Asam dan Basa

Teori Asam Basa

1.             Teori Asam Basa Arrhenius

Mencetuskan tentang senyawa yang terpisah atau terurai menjadi bagian ion-ion dalam larutan. Arrhenius juga menjelaskan bagaimana kekuatan asam dalam larutan aqua (air) bergantung pada konsentrasi ion-ion hidgrogen di dalamnya.

Menurut Arrhenius, asam adalah zat yang bila dilarutkan dalam air akan melepaskan ion H⁺. Asam dapat dikelompokkan berdasarkan jumlah ion H⁺ yang terionisasi dalam air, rumus dan kekuatan asamnya.

a.              Jumlah ion H⁺ yang terionisasi

1)      Asam monoprotik, yaitu asam yang melepaskan satu ion H⁺ dalam pelarut air. Contoh:  HCl → H⁺ + Cl⁻

2)      Asam diprotik, yaitu asam yang melepaskan dua ion H⁺ dalam pelarut air.

Contoh:  H₂SO₄ → 2H⁺ + SO₄²⁻

3)      Asam tripotik, yaitu asam yang melepaskan tiga ion H⁺ dalam pelarut air.

Contoh: H₃PO₄→3H⁺ + PO₄³⁻

b.             Berdasarkan rumus kimia

1)      Asam nonoksi, yaitu asam yang tidak mengandung oksigen.

Contoh: HCN→ H⁺ + CN⁻

2)      Asam oksi, yaitu asam yang mengandung oksigen.

Contoh:  H₂SO₄ → 2H⁺ + SO₄²⁻

c.              Berdasarkan kekuatan asam terdiri dari asam kuat dan asam lemah

1)      Asam kuat adalah asam yang derajat ionisasinya mendekati 1 atau mengalami ionisasi sempurna.

Contoh: HClO₄ ; HCl ; HBr

2)      Asam lemah adalah asam yang derajat ionisasinya kecil atau mengalami ionisasi sebagian.

Contoh: HCOOH; H₂CO₃ ; H₂S

Basa  adalah zat yang dalam air melepaskan ion OH⁻ .  Berdasarkan jumlah ion OH⁻ yang terionisasi dibedakan menjadi basa monohidroksi dan basa polihidroksi. Basa monohidroksi adalah basa yang melepas satu ion OH⁻, sedangkan basa polihidroksi adalah basa yang melepaskan lebih dari satu ion OH⁻.

Contoh:

NaOH → Na⁺ + OH⁻ (basa monohidroksi)

Mg (OH)₂ →
Mg²⁺ + 2OH⁻ (basa polihidroksi)

2.             Teori Brosted-Lowry

Pengertian asam-basa menurut Brosted-Lowry reaksi kiri dan kanan saling berhubugan. Jika larutan tersebut bersifat asam, maka akan terbentuk basa konjugasi dari asam tersebut. Basa konjugasi adalah basa yang dapat menerima H⁺ (proton) yang akan digunakan untuk membentuk asam lagi.

Contoh basa konjugasinya:

Asam         proton       basa konjugasi

HCl     →    H⁺                   Cl⁻

Jika basa menerima proton, akan terbentuk asam konjugasinya.

Contoh:

Basa        proton      asam konjugasinya

NH₄     +    H⁺    →       NH₄⁺

3.             Teori Asam-Basa Lewis

Teori asam-basa Lewis menyatakan asam adalah molekul atau ion yang menerima pasangan elektron sedangkan basa adalah molekul atau ion yang dapat memberikan pasangan elektron.

Reaksi boron triflourida dengan amoniak.

NH₃ menyerahkan pasangan elektron bebas kepada molekul BF₃. Menurut teori Lewis NH₃ bertindak sebagai basa dan BF₃ bertindak sebagai asam.

Sifat-sifat Asam dan Basa

Ciri-ciri umum larutan asam sebagai berikut.

1)             Berrsifat masam.

2)             Bersifat korosif, terutama terhadap logam.

3)             Dapat memerahkan kertas lakmus biru.

4)             Larutan dalam air dapat mengahntarkan arus listrik.

Ciri umum larutan basa sebagai berikut.

1)             Rasanya pahit.

2)             Bersifat licin.

3)             Dapat membirukan kertas lakmus merah.

4)             Larutan dalam air dapat menghantarkan arus listrik.

5)             Jika mengenai kulit, kulit akan melepuh (berisaf kaustik).

Reaksi Asam Basa

Reaksi Netralisasi

Reaksi penetralan (neutralization reaction) merupakan reaksi antara asam dengan basa. Reaksi asam-basa dalam medium air biasanya menghasilkan air dan garam (salt), yang merupakan senyawa ionik yang terbentuk dari suatu kation selain H⁺ dan suatu anion selain OH⁻ dan O²⁻ :

Asam + basa → garam + air

Contoh reaksi netralisasi adalah titrasi asam-basa. Titrasi asam-basa digunakan untuk menentukan kadar atau konsentrasi suatu larutan. Jika salah satu larutan diketahui molaritasnya, molaritas larutan yang lain dapat ditentukan dengan rumus:

(NxV) asam = (NxV)basa

(a x M x V)asam = ( b x M x V) basa

Keterangan:

N = normalitas (N)

a = valensi asam/jumlah ion H⁺

b = valensi basa/ jumlah ion OH⁻

M = molaritas (M)

V = volume larutan (mL)

pH Asam dan Basa Lemah, pH Asam dan Basa Kuat

1.             Asam Kuat dan Basa Kuat

Asam dan basa kuat adalah larutan yang mengalami ionisasi secara sempurna. Dalam perhitungan [H⁺] dan [OH⁻] dilihat dari reaksinya.

[H⁺] = a x Ma

[OH⁻] = b x Mb

Di mana:

[H⁺] = konsentrasi ion H⁺ (mol/L)

[OH⁻] = konsentrasi ion OH⁻ (mol/L)

A = jumlah atom H

B = jumlah atom OH

Ma = konsentrasi asam (mol/L)

Mb = konsentrasi basa (mol/L)

2.             Asam Lemah dan Basa Lemah

Asam dan basa lemah adalah larutan yang tidak terionisasi secara sempurna. Jadi, harga derajat ionisasi 0< α < 1.

Asam lemah:

Dari rumus di atas, dapat diketahui dan dapat disimpulkan bahwa konsentrasi ion [H] sebanding dengan harga Ka. Di mana jika harga Ka makin besar, maka konsentrasi ion [H⁺] makin besar. Untuk itu kekuatan asam ditentukan oleh besarnya harga Ka.

3.             Derajat Keasaman (pH) dan Derajat Kebasaan (OH⁻)

pH = -log [H⁺]

pOH = -log [OH⁻]

pKw = -logKw

pKa = -logKa

pKb = -logKb

pH + pOH = 14

Harga pH berbanding terbalik dengan konsentrasi ion H⁺ dan berbanding lurus dengan konsentrasi ion OH⁻. Jika makin besar konsentrasi ion H⁺ makin kecil harga pH dan makin besar konsentrasi ion OH⁻, makin besar pula harga pH.

Sumber:

Cerdas, T. S. (2018). Pocket Shortcut Kimia. Solo: Genta Smart Publisher.

Chang, R. (2004). Kimia Dasar Konsep-konsep Inti. Jakarta: Erlangga.

Wulandari, T. d. (2018). Detik- Detik Ujian Nasional Kimia. Yogyakarta: Intan Pariwara.