ASAM DAN BASA
A. Klasifikasi Asam dan Basa
Asam dan basa merupakan sesuatu yang tidak asing lagi dalam kehidupan kita sehari-hari. Banyak barang dalam kehidupan sehari – hari termasuk kedalam contoh asam dan basa, seperti buah-buahan, sayur-sayuran, bahan industri dan lain sebagainya. Asam dan basa dapat berfungsi sebagai bahan dasar dari banyak produk dan obat – obatan, disamping itu kimia asam basa berperan penting dalam proses industri dan sangat diperlukan dalam mempertahankan sistem biologis.
Secara umum asam memiliki rasa masam, misalnya cuka yang mempunyai rasa dari asam asetat, dan lemon serta buah buahan sitrun lainnya yang mengandung asam sitrat. Basa memiliki rasa pahit, terasa licin seperti sabun. Di dalam air basa dapat menghantarkan arus listirik
Ada beberapa teori yang menjelaskan sifat asam dan sifat basa, antara lain Arrhenius, Bronsted dan Lowry, serta Lewis. Berikut ini akan dijelaskan sifat asam menurut Arrhenius, Bronsted dan Lowry, serta Lewis.
Gambar 1.1 Jeruk purut contoh buah yang mengandung asam
1. Teori asam basa menurut Arrheniuss
Konsep asam dan basa sudah dikenal sejak abad 18 – an. Pada tahun 1887 seorang ilmuwan Swedia, Svante August Arrhenius, mengemukakan suatu teori tentang asam – basa. Arrhenius berpendapat bahwa dalam air, larutan asam dan basa akan mengalami penguraian menjadi ion- ionnya dan kekuatan asam dalam air tergantung pada konsentrasi ion-ion hidrogen di dalamnya.
Gambar 1.2 Svante August Arrhenius
Sumber: www.sciencephoto.com
a. Asam
Asam adalah suatu zat yang bila dilarutkan ke dalam air akan menghasilkan ion hidrogen (H+). Asam umumnya merupakan senyawa kovalen. Misalnya gas hidrogen klorida yang merupakan senyawa kovalen, tetapi apabila dilarutkan kedalam air akan terurai menjadi ion - ionnya. Perhatikan contoh asam berikut.
Ion H+ tidak berupa proton bebas akan tetapi terikat pada molekul air, membentuk H3O+ (aq) (ion hidronium). Akan tetapi untuk kepastian di sini kita akan menuliskannya sebagai H+ saja. Perlu diingat bahwa yang menyebabkan sifat asam adalah ion H+. Oleh karena itu, senyawa seperti etanol (C2 H5 OH), gula pasir (C12H22O11), meskipun mengandung atom hidrogen tetapi tidak bersifat asam, sebab tidak dapat melepaskan ion H+ ketika dilarutkan kedalam air. Namun ada senyawa yang tidak mempunyai atom hidrogen tetapi bersifat asam yaitu beberapa oksida bukan logam, sebab mereka dapat bereaksi dengan air menghasilkan ion H+. Oksida semacam ini disebut oksida asam.
Berdasarkan jumlah ion H+ yang dapat dilepaskan, senyawa asam dikelompokkan ke dalam beberapa jenis yaitu :
1. Asam monoprotik, yaitu senyawa asam yang melepaskan satu ion H+
Contoh : HCl (aq), HBr (aq), dan HNO3 (aq).
2. Asam diprotik, yaitu senyawa asam yang melepaskan dua ion H+
Contoh : H2SO4 (aq) dan H2CO3 (aq)
3. Asam tripotik, yaitu senyawa asam yang melepaskan tiga ion H+, keberadaannya relatif sedikit. Asam tripotik yang paling banyak dikenal adalah asam fosfat.
Contoh : H3PO4 (aq)
Tabel 1.1. Berbagai jenis asam
Tabel 1.2. Basa dan ionisasinya dalam air.
Berdasarkan jumlah gugus OH yang diikat, senyawa basa dikelompokkan dalam beberapa jenis yaitu :
1. Basa monohidroksi, yaitu senyawa basa yang memiliki satu gugus OH-, contoh: NaOH(aq), KOH(aq) dan NH4OH(aq)
2. Basa dihidroksi, yaitu senyawa basa yang memiliki dua gugus OH-
contoh: CaH2 (aq) dan Ba(OH)2 (aq)
3. Basa trihidroksi, yaitu senyawa basa yang memiliki tiga gugus OH-,
contoh: Al(OH)3 (aq) dan Fe(OH)3 (aq)
1.1. Sifat larutan asam dan basa
Secara umum asam dikatakan sebagai zat yang mengion dalam air menghasilkan ion OH-. Untuk mengenali sifat suatu larutan dapat diketahui dengan menggunakan indikator asam basa. Indikator asam basa adalah suatu zat yang memberikan warna berbeda pad larutan asam dan basa. Dengan adanya perbedaan warna tersebut, indikator asam basa dapat digunakan untuk mengetahui apa suatu zat termasuk asam atau basa. Salah satu indikator asam basa yang praktis digunakan adalah lakmus. Lakmus berasal dari spesies lumut kerak yang dapat berbentuk larutan atau kertas. Lakmus yang sering digunakan berbentuk kertas karena lebih sukar teroksidasi dan menghasilkan perubahan warna yang jelas.
Ada dua jenis kertas lakmus, yaitu:
1). Kertas lakmus merah. Kertas lakmus merah berubah menjadi berwarna biru dalam larutan basa dan pada larutan asam atau netral warnanya tidak berubah (tetap merah).
2) Kertas lakmus biru. Kertas lakmus biru berubah menjadi berwarna merah dalam larutan asam dan pada larutan basa atau netral warnanya tidak berubah (tetap biru).
Untuk mengetahui apakah suatu larutan mengandung ion H+ dan ion OH- dapat diuji dengan menggunakan kertas lakmus.
Untuk semakin memahami sifat larutan asam basa, kamu dapat melakukan kegiatan eksperimen berikut.
Kegiatan 1.1 Uji larutan asam-basa dengan kertas lakmus.
A. Alat dan bahan
Alat :
1. Gelas ukur
2. Pipet Tetes
3. Gunting
Bahan :
1. Air suling
2. Larutan Cuka
3. Air Kapur
4. Ammonia
5. HCl
6. NaOH
7. Air Sabun
8. Air Jeruk
9. Lakmus Biru dan Merah
B. Prosedur kerja
1. Siapkan kertas lakmus merah dan biru.
2. Siapkan larutan yang tercantum di tabel pengamatan
3. Ambil kertas lakmus merah dan biru, kemudian celupkan ke dalam larutan pertama yang kalian siapkan
4. Catat hasil perubahan warna pada kertas lakmus merah dan biru. Kemudian lakukan hal yang sama untuk larutan yang lain
C. Hasil pengamatan
Buat dan lengkapi tabel di bawah ini pada buku kerja kalian.
1.2 pH Larutan
a. Konsep pH.
Derajat keasaman merupakan ukuran konsentrasi asam dan basa yang sering dinyatakan dengan istilah pH. Besarnya [H+] dalam suatu larutan merupakan salah satu ukuran untuk menentukan tingkat keasaman suatu larutan. Tingkat keasaman suatu larutan tergantung pada molaritas ion H+ semakin besar, maka semakin asam larutan itu. Tetapi, pernyataan kekuatan asam menggunakan [H+] memberikan angka yang sangat kecil dan penulisannya tidak sederhana. Untuk menyatakan tingkat atau derajat keasaman suatu larutan, ahli kimia Denmark, Soren Peer Lauritz Sorensen, mengajukan istilah pH. pH merupakan logaritma negatif dari konsentrasi ion hidrogen dalam larutan berair. Bilangan ini diperoleh dari hasil logaritma konsentrasi H+ . Bilangan ini kita kenal dengan skala pH. Harga pH berkisar anatara 1 -14 dan ditulis:
Pada suhu 250C, molaritas ion H+ air murni adalah 1,0 x 10-7M, sehingga
pH = - log [H+]
pH = - log (1,0 x 10-7) M
pH = 7
Pada suhu 250C, pKw = pH + pOH = 14
Dari uraian di atas dapat kita simpulkan bahwa:
a. Larutan bersifat netral jika [H+] = [OH-] atau pH = pOH = 7
b. Larutan bersifat asam jika [H+] > [OH-] atau pH < 7
c. Larutan bersifat basa jika [H+] < [OH-] atau pH > 7
Karena pH dan konsentrasi ion H+ dihubungkan dengan negatif, maka makin besar konsentrasi ion H+ makin kecil pH, dan karena bilangan dasar logaritma adalah 10, maka larutan yang nilai pH-nya berbeda sebesar n mempunyai perbedaan ion H+ sebesar 10n. Pehatikan contoh berikut ini.
Jika konsentrasi ion H+ = 0,01 M, maka pH = - log 0,01 = 2
Jika konsentrasi ion H+ = 0,001 M, (10 kali lebih kecil)
maka pH = - log 0,001
= 3 (1 naik satuan)
Jadi dapat disimpulkan:
· Makin besar konsentrasi ion H+ makin kecil pH
· Larutan dengan pH = 1 adalah 10 kali lebih asam daripada larutan dengan pH = 2
Contoh 1.1
Tentukan konsentrasi ion H+ dan pH dalam larutan H2SO4 0,1 M!
Penyelesaian :
H2SO4 2 H+ + SO42-
[H+] = x . [HA]
= 2 . 0,02
= 0,04 M
pH = -log [H+]
pH = -log 0,04
pH = 2 -log 4
b. Mengukur pH Larutan
Ada beberapa cara yang dapat digunakan untuk mengukur pH larutan, yakni dengan menggunakan indikator, indikator universal, dan pH meter.
1. Indikator
Indikator adalah suatu asam atau basa organik lemah yang menunjukkan warna yang sangat berbeda antara bentuk tidak terionisasi dan bentuk terioniasasinya. Untuk menentukan titik ekuivalen dalam suatu titrasi, kita harus mengetahui dengan tepat berapa volume yang ditambahkan dari buret ke asam ke dalam labu. Salah satu cara untuk mencapai tujuan ini adalah dengan menambahkan beberapa tetes indikator asam basa ke dalam larutan asam saat awal titrasi. Pilihan indikator untuk titrasi tertentu bergantung pada sifat asam dan basa yang digunakan dalam titrasi (kuat atau lemah).
Kimia merupakan ilmu yang dekat dengan kehidupan sehari – hari. Indikator asam dan basa dapat diperoleh dari bahan – bahan alam disekitar kita. Banyak indikator asam basa adalah pigmen tumbuhan. Misalnya, mahkota bunga sepatu, kunyit, kol merah, dan kulit manggis. Ekstrak kunyit berwarna kuning, tetapi dalam larutan asam warna kuning dan kunyit akan menjadi lebih cerah. Jika beraksi dengan larutan basa, maka akan berwarna jingga kecokelatan. Dengan mendidihkan irisan kubis merah dalam air kita dapat mengekstrasikan pigmen yang menunjukkan berbagai warna pada berbagai pH.
Harga pH suatu larutan dapat diperkirakan dengan menggunakan trayek pH indikator. Indikator memiliki trayek perubahan warna yang berbeda – beda. Dengan demikian dari uji larutan dengan beberapa indikator akan diperoleh daerah irisan pH larutan. Contoh suatu larutan dengan brom timol biru (6,0 – 7,6) berwarna biru dan dengan fenolflalein ( 8,3 – 10,0) tidak berwarna, maka pH larutan itu adalah 7,6 – 8,3. Hal ini disebabkan jika brom timol biru berwarna biru, berarti pH larutan lebih besar dari 7,6 dan jika dengan fenolftalein tidak berwarna, berarti pH larutan kurang dari 8,3.
Gambar 1.3 Trayek perubahan pH pada indikator asam basa
Sumber : khairul-anas.blogspot.com
2. Indikator Universal
Alat yang sering digunakan dalam laboratorium adalah kertas indikator universal dan pH meter. Indikator universal dapat digunakan untuk mengukur pH larutan yang menunjukkan pH suatu larutan dari perubahan warnanya. Penggunaan kertas indikator universal dilakukan dengan meneteskan larutan yang akan diukur pH- Nya. Kemudian warna yang timbul pada kertas indikator dibandingkan dengan suatu kode warna untuk menentukan pH larutan tersebut.
Tabel 1.3 Warna Indikator universal larutan
pH Warna Universal Indikator pH Warna Universal Indikator
1 Merah 1 Biru
2 Merah lebih muda 2 Biru muda
3 Merah muda 3 Ungu sangat muda
4 Merah Jingga 4 Ungu muda
5 Jingga 5 Ungu tua
6 Kuning 6 Ungu tua
7 Hijau 7 Ungu tua
3. pH Meter
Harga pH suatu larutan dapat diketahui dengan menggunakan pH- meter atau suatu indikator. pH meter merupakan suatu rangkaian elektronik yang dilengkapi suatu elektroda yang dirancang khusus untuk dicelupkan ke dalam larutan yang akan diukur. Bila elektroda kaca ini dimasukkan ke dalam larutan akan timbul beda potensial yang akan diakibatkan oleh adanya ion H+ dalam larutan. Besar beda potensial ini menunjukkan angka yang menyatakan pH larutan tersebut. pH-meter adalah alat pengukur pH dengan ketelitian yang sangat tinggi.
Gambar 1.4. pH meter
Sumber: www.camlab.co.uk dan www.te2.com.au
Kegiatan 1.2 Menentukan pH larutan dengan menguji larutan dengan indikator
A. Alat dan Bahan
Alat :
1. Tabung reaksi
2. Pipet tetes
3. Gunting
Bahan :
1. Indikator metil jingga
2. Indikator metil merah
3. Indikator bromtimol biru
4. Indikator fenoflatein
5. Kertas lakmus
6. Larutan elektrolit A, B, C dan D
B. Prosedur kerja
1. Siapkan kertas lakmus merah dan biru lalu dipotong-potong menjadi ukuran yang kecil dan tetesi kertas lakmus dengan larutan elektrolit A
2. Sediakan empat tabung reaksi
3. Tuangkan 3mL larutan elektrolit A ke dalam masing-masing tabung reaksi dan tambahkan 3 tetes larutan indikator pada setiap tabung yaitu metil jingga pada tabung I, metil merah pada tabung 2, bromtimol biru pada tabung 3, dan fenoflatein pada tabung 4. Catat pengamatan anda dan perkiraan pH larutan A
4. Dengan hal yang sama, lakukan pada elektrolit yang lain.
C. Hasil Pengamatan
Buat dan lengkapi tabel dibawah ini pada buku kerja kalian dan buat laporan secara tertulis.
No Indikator Larutan
Warna Indikator Harga pH
1 Lakmus merah
2 Lakmus biru
3 Metil jingga
4 Metil merah
5 Bromtimol biru
6 Fenoflatein
7 Perkiraan harga pH
1.3 Kekuatan Asam Basa
Asam dikatakan kuat atau lemah, tergantung apakah ionisasinya total atau parsial dalam larutan. Pada asam lemah perpindahan ion hidrogen ke air tidak berlangsung sampai selesai. Dengan demikian, asam lemah seperti asam asetat merupakan elektrolit lemah, kemampuannya untuk menghantarkan listrik tidak sebaik asam kuat karena ion – ion yang dikandungnya lebih sedikit. Larutan elektrolit yang dibedakan atas elektrolit kuat dan elektrolit lemah. Larutan asam dan larutan basa juga merupakan larutan elektrolit yang dibedakan atas asam – basa kuat dan asam – basa lemah.
Asam dan basa merupakan zat elektrolit, sehingga asam dan basa dapat dibedakan menjadi asam kuat dan asam lemah serta basa kuat dan basa lemah. Kemampuan suatu asama menghasasilkan ion H+ menentukan kekuatan asam zat tersebut.
Asam kuat ialah elektrolit kuat yang terionisasi sempurna dalam air. Kebanyakan asam kuat adaalah asam anorganik, asam klorida (HCl), asam nitrat (HNO3), asam perklorat (HClO4), dan asam sulfat (H2SO4).
HCl(aq) + H2O(l) " H3O+(aq) + Cl-(aq)
HNO3(aq) + H2O " H3O+ (aq) + NO-3(aq)
HClO4 (aq) + H2O(l) " H3O+ (aq) + HClO-4 (aq)
H2SO4(aq) + H2O(l) " H3O+ (aq) + H2SO-4 (aq)
Kebanyakan asam hanya terionisasi sedikit dalam air. Asam Seperti ini digolongkan ke asam lemah. Pada kesetimbangan, asam lemah mengandung campuran antara molekul asam yang tidak terionisasi, ion H3O+, dan basa konjugasi. Contoh asam lemah antara lain asam hidrofluorat (HF), asam asetat (CH3COOH), dan ion ammonium (NH4+). Kekuatan asam lemah bergantung pada derajat ionisasinya.
Basa kuat yaitu senyawa asam yang dalam larutanya terion seluruhnya menjadi ion – ionnya di dalam air. Contohnya adalah KOH, NaOH, Ba(OH)2.
KOH(s) " K+(aq) + OH-(aq)
NaOH(s) " Na+ (aq) + OH-(aq)
Ba(OH)2 " Ba2+(aq) + 2OH-(aq)
Basa lemah yaitu senyawa basa yang dalam larutannya hanya sedikit terionisasi menjadi ion – ionnya,
NH3(aq) + H2O(l) NH4+(aq) + OH-(aq)
Jumlah ion H+ atau ion OH- yang dihasilkan ditentukan oleh nilai derajat ionisasi (α). Derajat ionisasi (α) adalah perbandingan antara jumlah mol zat yang terionisasi dengan jumlah mol mula-mula. Derajat ionisasi (α) dirumuskan sebagai berikut.
α=
dengan: α = derajat ionisasi
n = jumlah mol……………………………………… (mol)
Asam dan basa yang mempunyai derajat ionisasi besar (mendekati 1) merupakan asam dan basa kuat, sedangkan asam dan basa yang derajat ionisasinya kecil (mendekati 0) disebut asam dan basa lemah. Asam dan basa kuat merupakan elektrolit kuat, sedangkan asam dan basa lemah merupakan elektrolit lemah. Selain itu, kekuatan asam dan basa dapat dinyatakan oleh tetapan kesetimbangannya, yaitu tetapan ionisasi asam (Ka) dan tetapan ionisasi basa (Kb).
1. Tetapan ionisasi asam (Ka)
Suatu larutan asam HA terionisasi dalam air dengan derajat ionisasi sebesar α menurut persamaan reaksi berikut.
HA (aq) H+ (aq) + A- (aq)
Jika:
[HA] Mula-mula = Ma
Derajat ionisasi HA = α
HA terionisasi = Ma . α
HA sisa = Ma – Ma. α
Karena larutan asam HA bersifat encer, maka tetapan ionisasi asam (Ka) dapat dirumuskan sebagai berikut.
Ka =
dengan: Ka = tetapan ionisasi asam
[H+] = molaritas H+ …………….. (M)
[A-] = molaritas A- ……………… (M)
[HA] = molaritas HA……………... (M)
Karena [H+] = [A-] (koefisien sama), dan [HA] mula-mula (derajat ionisasi HA sangat kecil) maka:
Ka =
[H+]2 = Ka . Ma
[H+] =
Apabila persamaan di atas diselesaikan dengan mensubstitusikan α pada [H+] maka akan diperoleh nilai α seperti berikut.
HA (aq) H+ (aq) + A- (aq)
Ma Ma . α Ma . α
karena [H+] = Ma . α dan (HA) = Ma
[H+] =
Ma . α =
α =
α =
dimana: Ma = konsentrasi asam lemah
Ka = tetapan ionisasi asam lemah
Untuk asam kuat nilai pembagi sangat kecil sehingga nilai Ka sangat besar dan posisi kesetimbangan berada di sebelah kanan (hasil reaksi). Pada asam kuat, misal HCl, molaritas ion H+ dalam larutan sama dengan molaritas asam (Ma) dikalikan dengan jumlah atom H+ yang dilepas (valensi asam = a). Secara matematika dapat dirumuskan sebagai berikut.
[H+] = a x Ma
dengan: a = valensi asam
[H+] = molaritas H+ ………… (M)
Ma = molaritas asam ………… (M)
Contoh 1.2
Tentukan konsentrasi ion H+ dan derajat ionisasi dalam larutan CH3COOH 0,01 M jika diketahui harga Ka = 1,8 x 10-5.
Jawab: CH3COOH (aq) H+ (aq) + CH3COO – (aaq)
a. [H+] = b. α =
= =
= = 0,042
= 4,2 x 10-4
2. Tetapan ionisasi basa
Suatu larutan basa B terionisasi dalam pelarut air dengan derajat ionisasi sebesar (α) menurut persamaan reaksi berikut.
MOH (aq) " M+(aq) + OH- (aq)
Jika:
[MOH] Mula-mula = Mb
Derajat ionisasi HA = α
HA terionisasi = Mb . α
HA sisa = Mb – Mb. α
Konstanta kesetimbangan ionisasi basa lemah diberi simbol Kb.
Kb =
Karena [M+] = [OH-] (koefisien sama), dan [MOH] sisa = [MOH] mula-mula (derajat ionisasi MOH sangat kecil) maka:
Kb =
[OH-]2 = Kb . Mb
[OH -] =
degan cara yang sama seperti pada asam lemah akan diperoleh:
α =
Untuk basa kuat nilai pembagi sangat kecil sehingga nilai Kb sangat besar dan posisi kesetimbangan berada di sebelah kanan (hasil reaksi). Pada basa kuat, misal NaOH, molaritas ion OH - dalam larutan sama dengan molaritas basa (Mb) dikalikan dengan jumlah atom OH- yang dilepas (valensi basa = b). Secara matematika dapat dirumuskan sebagai berikut.
[OH-] = b x Mb
dengan: b = valensi asam
[OH-] = molaritas OH- ………… (M)
Mb = molaritas basa ………… (M)
Contoh 1.3
Tentukan konsentrasi ion OH- dari larutan NH4OH 0,2M jika diketahui Kb NH4OH = 1,8 x 10-5.
Jawab:
[OH -] =
=
=
= 1,89 x 10-3 M
Contoh 1.4
Tentukan pH larutan 0,1 M CH3COOH jika derajat ionisasinya 0,01.
Jawab:
[H+] = α . a
= 0,01 . 0,1
= 10-3
pH = - log [H+]
= - log 10-3
= 3
Contoh 1.5
Tentukan pH larutan amoniak (NH4OH) 0,4 M bila Kb amoniak adalah 1,0 x 10 -5!
Jawab:
NH4OH (aq) NH4+ (aq) + OH- (aq)
[OH -] =
=
=
= 2 x 10-3
pOH = - log 2 x 10-3
= 3 – log 2
pH = 14 – pOH
= 14 – (3 – log 2)
= 11 + log 2
= 11,30
Contoh 1.6
Tentukan harga pH larutan H2SO4 0,01 M!
Jawab:
Reaksi ionisasi: H2SO4 (aq) " 2 H+ (aq) + SO42—(aq)
0,01 M 0,02 M 0,01 M
[H+] = a . Ma
= 2 x 0,01 M
= 2 x 10 -2 M
pH = - log [H+]
= - log 2 x 10-2
= 2 – log 2
= 2 – 0,30
= 1,70
Contoh 1.7
Tentukan harga pH larutan NaOH 0,05 M!
Jawab:
Reaksi ionisasi: NaOH (aq) " Na+ (aq) + OH – (aq)
0,05 M 0,05 M 0,05 M
[OH-] = b. Mb
= 1 . 0,05 M
= 5 x 10 -2
pOH = - log 5 x 10-2
= 2 – log 5
pH = 14 – pOH
= 14 – (2 – log 5)
= 12 + log 5
= 12 + 0,70
= 12,70
Contoh 1.8
Tentukan pH larutan jika 17,1 gram Ba(OH)2 dilarutkan dalam air sehingga volume larutan menjadi 500 mL! (Ar Ba = 137; O = 16; H = 1)
Jawab:
[Ba(OH)2] =
= 0,2 M
Ba(OH)2 " Ba2+ + 2OH-
0,2 M 0,2 M 0,4 M
[OH-] = 0,4 M
pOH = - log 0,4
= - log 4 x 10-1
= 1 – log 4
pH = 14 – pOH
= 14 – (1 – log 4)
= 13 + log 4
= 13 + 0,60
= 13,60
1.4 Reaksi Asam Dan Basa Dalam Larutan
1. Reaksi antara Asam dengan Basa
Jika larutan asam dan basa dicampur, maka ion H+ dari asam dan ion OH- dari basa akan bergabung membentuk molekul air, sedangkan anion dari asam dan kation dari basa akan berikatan membentuk senyawa garam. Karena hasil reaksi antara asam dengan basa membentuk air yang bersifat netral, maka reaksi tersebut disebut reaksi penetralan. Tetapi karena reaksi tersebut juga menghasilkan garam, maka reaksi tersebut juga sering dikenal dengan sebutan reaksi penggaraman.
Asam + Basa " Garam + Air
Contoh:
1. HCl + NaOH " NaCl + H2O
2. H2SO4 + 2 NH4OH " (NH4)2SO4 + 2 H2O
3. 2 CH3 COOH + Ba (OH)2 " (CH3COO)2Ba + 2 H2O
a. Asam Kuat dan Basa Kuat
Reaksi penetralan asam kuat dan basa kuat menghasilkan garam yang bersifat netral. Jika HCl dicampurkan dengan NaOH, maka iom H+ dari HCl akan bereaksi dengan ion OH- dari NaOH membentuk air (H2O). Reaksi ini disebut reaksi penetralan. Sementara, Cl- dari HCl akan bereaksi dengan ion Na+ dari NaCl membentuk garam NaCl.
HCl(aq) + NaOH(aq) " NaCl(aq) + H2O(1)
Asam kuat basa kuat garam (netral) air
Reaksi ionisasinya adalah :
H+(aq) + Cl- (aq) + Na+ (aq) + OH- (aq) " Na+ (aq) + Cl- (aq) + H2O (aq)
b. Asam Lemah dan Basa Kuat
Jika asam lemah CH3COOH dicampurkan dengan basa kuat NaOH, maka akan dihasilkan garam CH3COONa yang bersifat basa. Reaksi yang terjadi adalah:
CH3COOH(aq) + NaOH(aq) " CH3COONa(aq) + H2O(1)
Asam lemah basa kuat garam (bersifat basa) air
Karena CH3COOH merupakan asam lemah maka akan mengion sebagian, sedangkan NaOH akan mengion sempurna. Reaksi ionnya dapat dituliskan sebagai berikut :
CH3COOH (aq) + Na+(aq) + OH-(aq) " CH3COO(aq) + Na+(aq) + H2O(1)
c. Asam Kuat dan Basa Lemah
Perhatikan apa yang terjadi bila asam kuat, seperti HCl, dan ammonia, NH3, suatu basa lemah dicmpur dalam larutan air. Maka akan dihasilkan garam NH4Cl yang bersifat asam. Reaksi yang terjadi adalah:
NH4OH(aq) + HCl(aq) " NH4Cl(aq) + H2O(l)
Basa lemah Asam Kuat Garam (bersifat asam) air
NH4OH terurai sebagai dalam larutannya:
NH4OH(aq) + H+(aq) + Cl-(aq) " NH4+(aq) + Cl-(aq) + H2O(l)
Maka reaksi ion bersihnya adalah :
NH4OH(aq) + H+(aq) " NH4+(aq)+ H2O(l)
d. Asam Lemah dan Basa Lemah
Jika asam lemah CH3COOH dicampurkan dengan basa lemah NH4OH, maka akan terbentuk garam NH4CH3COO dan air. Reaksi yang terjadi adalah:
CH3COOH(aq) + NH4OH(aq) " NH4CH3CO(aq) + H2O(1)
basa lemah asam lemah garam air
Karena asam CH3COOH dan basa NH4OH bersifat lemah, maka reaksi ion bersihnya tidak ada. Reaksi penetralan asam lemah dan basa lemah dapat menghasilkan garam yang bersifat asam, basa, atau netral. Hal ini bergantung dari kekuatan relalif asam lemah dan basa lemah tersebut, yang dinyatakan oleh perbandingan tetapan ionisasinya Ka dan Kb.
2. Reaksi antara Oksida Basa dengan Asam
Reaksi antara oksida basa dengan asam akan menghasilkan garam dan air. Bila air diuapkan maka akan dihasilkan garam yang mempunyai sifat yang berbeda dari reaktan. Contoh:
MgO (s) + 2 HCl(aq) " MgCl2 (aq) + H2O(l)
Al2O3 (s) + 6 HI (aq) " 2 AlI3 (aq) + 3 H2O(l)
3. Reaksi antara Basa dengan Oksida Asam
Bila oksida asam direaksikan dengan larutan basa dengan perbandingan tertentu, akan dihasilakan senyawa garam dan air. Oksida asam adalah senyawa pembentuk asam bila bereaksi dengan air.
Contohnya adalah reaksi antara KOH dengan SO3.
KOH(aq) + SO3(g) " K2SO4 (aq) + H2O (l)
4. Reaksi yang menghasilkan gas CO2
Garam karbonat jika direaksikan dengan asam kuat encer akan menghasilkan gas karbon dioksida (CO2), air dan garam lain.
Contoh:
Na2CO3 (aq) + HCl(aq) " 2 NaCl(aq) + H2O (l) + CO2 (g)
5. Reaksi Logam dengan Asam
Logam-logam selain logam mulia, yiaut Cu, Hg, Ag, Pt, dan Au jika direaksikan dengan asam kuat encer (misalnya H2SO4 dan HCl) akan menghasilkan garam dan gas hidrogen.
Contoh:
Mg(s) + H2SO4 (aq) " MgSO4 (zq) + H2(g)
6. Reaksi pengendapan
Beberapa reaksi larutan elektrolit dapat menghasilkan endapan. Endapan tersebut merupakan senyawa elektrolit garam atau basa yang sukar larut dalam air. Reaksi pengendapan ini dapat berupa reaksi antara dua jenis larutan garam, reaksi suatu larutan asam dengan suatu larutan garam, dan reaksi suatu larutan basa dengan suatu larutan garam.
Untuk mengetahui apakah suatu reaksi menghasilkan endapan atau tidak, harus diketahui kelarutan zat yang akan terjadi. Perhatikan contoh reaksi berikut.
2 NaI + Pb (NO3)2 " Pbl2(s) + 2 NaNO3
Pada reaksi tersebut akan dihasilkan endapan PbI2. Berikut merupakan zat-zat yang sukar larut dan mudah larut.
1. Hampir semua asam larut, kecuali H2S dan H2SiO3.
2. Sebagian besar basa sukar larut, kecuali basa golongan IA, yaitu NaOH, KOH, LiOH, RbOH, dan CsOH.
3. Garam nitrat, asetat, klorat, dan perklorat mudah larut.
4. Garam klorida, bromide, dan ionidia mudah larut, kecuali AgCl, AgBr, PbBr2, Hg2Br2, Agl, Pbl2, Hg2I2, dan Hgl2.
5. Garam fluorida mudah larut, kecuali MgF2, CaF2, SrF2, dan BaF2.
6. Garam sulfat mudah larut, kecuali SrSO4, BaSO4, PbSO4 dan HgSO4.
7. Garam sulfide sukar larut, kecuali sulfide golongan IA, sulfida golongan IIA, dan (NH4)2S.
Latihan 1.1
1. Suatu larutan asam memiliki pH 3. Tentukanlah nilai pOH dalam larutan tersebut.
2. Diketahui data pH dari 0,5M larutan asam sebagai berikut
No 1 2 3 4 5
Asam HA HB HC HD HE
pH 5,8 4,5 1,0 8,1 3,0
Berdasarkan data diatas, tentukanlah larutan yang paling asam.
3. Jika diketahui konsentrasi ion OH dalam larutan NaOH sebesar 5.10-12. Tentukanlah konsentrasi ion H+.
4. Jelaskan apa yang dimaksud dengan pH.
5. Larutan KOH memiliki konsentrasi sebesar 4.10-3M, tentukanlah nilai pH-nya!
6. Larutan asam formiat (HCOOH) 0,1 M mengalami ionisasi 6%. Tentukanlah harga Ka asam tersebut.
7. Sebanyak 3,42gram Ba(OH)2 (M = 171) dilarutkan dalam 250mL larutan. Berapakah harga pH larutan tersebut.
8. Larutan 0,1 M NaOH 10 mL mempunyao derajat ionisasi x. Jika larutan tersebut ditambah air menjadi 100mL, derajat ionisasinya menjadi. . .
9. Larutan asam lemah HA sebanyak 500 mL (Ka = 3,2.10-5) mempunyai pH 3-log 4. Massa asam HA (M, = 60) yang terlarut adalah. . .
10. Hitunglah pH dari :
a. HCl 0,25 M
b. HNO3 0,50 M
c. NaOH 0,2 M
d. Ca (OH)2 0,4 M
2. Teori Asam Basa Bronsted-Lowry.
Menurut teori asam basa Arrhenius bahwa asam merupakan senyawa jika dilarutkan dalam air akan menghasilkan ion H+ dalam larutan, sedangkanbasa adalah senyawa yang jika dilarutkan dalam air akan menghasilkan ion OH- dalam larutan. Teori asam basa Arrhenius mempunyai kelemahan untuk menjelaskan fakta-fakta baru yang ditemukan. Dalam kenyataan di alam ternyata ada fakta yang tidak mematuhi aturan Arrhenius tersebut, antara lain:
1. Gas HCl dan gas NH3 dapat langsung berekasi membentuk NH4Cl.
HCl(g) + NH3(g)" NH4Cl(s)
2. Larutan Na2CO3 jika dites dengan indikator menunjukkan sifat basa padahal dalam senyawa tersebut tidak mengandung ion OH-.
Oleh karena itu perlu ada teori asam-basa yang baru yang lebih mampu menjelaskan fenomena reaksi kimia. Menanggapi kekurangan teori asam-basa Arrhenius tersebut, pada tahun 1923, seorang ahli dari Denmark bernama Johanes N. Bronsted dan Thomas M. Lowry mengembangkan konsep asam-basa berdasarkan serah-terima proton (H+). Asam akan memberikan proton (H+) kepada suatu basa, sedangkan basa akan menerima proton (H+) dari asam. Konsep asam-basa berdasarkan serah-terima proton ini dikenal dengan konsep asam basa Bronsted-Lowry.
Perhatikan contoh berikut.
NH4+(aq) + H2O "NH3(aq) + H3O+(aq)
Asam Basa
H2O(1) + NH3 (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 Bronsted-Lowry tidak terbatas dalam pelarut air, tetapi juga menjelaskan reaksi asam-basa dalam pelarut lain atau bahkan reaksi tanpa pelarut. Asam-basa Bronsted-Lowry tidak hanya berupa molekul, tetapi juga dapat berupa kation atau anion. Konsep asam-basa Bronsted-Lowry dapat menjelaskan sifat asam dari NH4Cl. Dalam NH4Cl yang bersifat asam adalah ion NH4+ karena dalam air dapat melepas proton.
Asam dan basa terdapat sebagai pasangan asam-basa konjugasi. Salah satu contohnya adalah CH3COOH dan CH3COO-, dimana CH3COO- adalah basa konjugasi dari CH3COOH dan CH3COOH adalah asam konjugasi dari CH3COO-. Pasangan asam dan basa konjugasinya, dan basa dengan asam kojugasinya masing-masing disebut juga pasangan asam dan basa kojugasi.
Pasangan asam basa konjugasi HA/A-
HA + H2O A- + H3O
asam basa basa konjugasi asam konjugasi
Pasangan asam basa konjugasi B/BH-
B + H2O BH+ + OH-
basa asam asam konjugasi basa konjugasi
Tabel 1.4 Pasangan asam basa konjugasi
HClO4 ClO4-
H2SO4 HSO4-
Hl I-
HBr Br‑
HCl Cl
HNO3 NO3
H3O+ H2O
HSO4 SO42-
H2SO3 HSO3
H3PO4 H2PO4
HF F-
CH3COOH CH3COO-
H2CO3 HCO3
H2S HS-
HClO ClO
HBrO BrO
NH4+ NH3
HCN CN
HCO3 CO32-
H2O2 HO2
Asam Lemah
HS Basa Kuat
S2-
H2O OH
OH O2-
Contoh 1.9
Tentukan pasangan konjugasi pada reaksi berikut
HSO4-(aq) + CO32-(aq) SO42-(aq) + HCO3-(aq)
Jawab:
Transfer proton yang terjadi adalah :
HSO4-(aq) + CO32-(aq) SO42-(aq) + HCO3-(aq)
Asam Basa Basa konjugasi Asam konjugasi
Pasangan konjugasi HSO4- dan SO42-
Pasangan konjugasi CO32- dan HCO3-
Beberapa molekul dan ion dapat berfungsi baik sebagai asam maupun sebagai basa tergantung dari kondisi reaksi sehingga disebut amfoter. Contoh yang paling umum adalah air itu sendiri. Air berfungsi sebagai asam dengan memberikan ion hidrogen kepada NH3 (OH- berfungsi sebagai asam konjugasi) dan sebagai basa dengan menerima ion hidrogen dari CH3COOH (H3O+ sebagai asam konjugasi). Dengan cara yang sama ion hidrogen karbonat dapat berfungsi sebagai asam.
HC3O+(aq) + H2O(1) H3O+ (aq) + CO32-(aq)
Atau sebagai basa
HC3O+(aq) + H2O(1) H2CO(3)(aq) + OH-(aq)
Latihan 1.2
1. Diketahui reaksi sebagai berikut
H2O + CO32- 1 OH- + HCO3-
Tentukan pasangan asam basa menurut Bronsted-Lowry pada reaksi diatas!
2. Perhatikan reaksi berikut.
HCO2H + PO43- 1 HCO2- + HPO42-
Menurut Bronsted-Lowry, basa konjugasi pada reaksi di atas adalah?
3. Tentukan konsep dasar asam basa menurut Bronsted-Lowry!
4. Tentukanlah basa konjugasi dari asam berikut:
a. HF c. H2SO4
b. HNO3 d. NH4+
5. Tentukanlah asam konjugasi dari masing-masing basa berikut:
a. OH- c. NH2-
b. H3O+ d. NH3
3. Teori Asam Basa Lewis
Konsep asam – basa menurut Bronsted – Lowry mempunyai keterbatasan yaitu dalam menjelaskan reaksi – reaksi yang melibatkan senyawa tanpa proton (H+). Misalnya reaksi antara oksida basa, Na2O dan oksidasi asam SO3 yang membentuk garam Na2SO4, dan reaksi antara senayawa NH3 dan BF3 dan beberapa reaksi yang melibatkan senyawa kompleks.
Na2O(s) + SO3(g) " Na2SO4(s)
Pada tahun 1924, G.N Lewis, mengemukakan konsep asam dan basa. Menurut Lewis asam merupakan senyawa yang menerima pasangan elektron dari senyawa lain sehingga membentuk ikatan kovalen koordinasi. Contohnya antara lain BF3 dan FeCl3. Basa merupakan senyawa yang dapat memberi pasangan elektron, contohnya NH3, H2O, dan CN-. (donor pasangan elektron) dan suatu asam Lewis merupakan jenis asam yang menerima pasangan sepasang elektron (akseptor pasangan elektron). Salah satu contohnya adalah reaksi antara BF3 dan NH3.
Gambar 1.5 Gilbert Newton Lewis
Sumber: www.osulibrary.oregonstate.edu
Pada reaksi tersebut BF3 bertindak sebagai asam, sedangkan NH3 bertindak sebagai basa. Perhatikan reaksi berikut ini.
Pada reaksi kedua H2O bertindak sebagai basa, sedangkan CO2 bertindak sebagai asam. Teori asam basa Lewis lebih luas daripada teori asam basa Arrhenius dan teori asam basa Bronsted – Lowry. Hal ini disebabkan teori Lewis dapat menjelaskan reaksi asam basa dalam pelarut air, pelarut selain air, bahkan tanpa pelarut, teori lewis dapat menjelaskan reaksi asam basa tanpa melibatkan transfer proton (H+) seperti reaksi antara NH3 dan BF3.
Secara umum dalam teori asam basa Lewis, seluruh interaksi antara asam dan basa akan melibatkan ikatan kovalen koordinat. Asam Lewis zat yang dapat menerima sepasang elektron untuk membentuk ikatan kovalen. Contoh (H+) dan BF3. Basa lewis zat yang mendonorkan sepasang elektron untuk membentuk ikatan kovalen. Contoh Cl, NH3 dan H2O.
B. APLIKASI KONSEP pH DALAM PENCEMARAN
Tidak sekedar menjawab rasa haus, air yang kita komsumsi harus memenuhi kebutuhan tubuh akan cairan intraselular dan ekstraselular. Sesuai namanya, yang intraselular adalah cairan di dalam sel yang memungkinkan sel berfungsi. Sedangkan yang ekstraselular merendam sel – sel, mengalirkan nutrisi, sel dan produk buangan melewati jaringan – jaringan dalam tubuh.
Bumi sebenarnya menyediakan banyak sekali sumber air. Ada air permukaan ( sungai, danau, laut), air angkasa (air hujan, salju) ada pula air tanah (ada air tanah dangkal, selain yang dalam). Hanya saja, tak beda dengan produk yang berjajar di toko, masing – masing mempuyai kualitasnya sendiri. Yang paling rentan pencemaran air permukaan.
Fakta berbicara, air bening belum tentu sehat. Mineral yang dibutuhkan bagi kesehatan tubuh itu, dalam kadar yang tidak pas bisa menjadi malapetaka. Sebagai Contoh, kandungan mangan (Mn) yang pas berguna dalam mengaktifkan sejumlah enzim dalam tubuh, namun kandungan diatas 0,5 mg/L dapat menyebabkan rasa aneh, meninggalkan noda kecoklatan pada cucian, dan yang paling gawat, dapat menyebabkan kerusakan pada hati. Seng (Zn) dalam jumlah kecil merupakan unsur penting dalam metabolisme sehingga kalau anak kekurangan seng, pertumbuhan bisa terhambat. Namun, terlalu banyak seng akan menyebabkan rasa pahit dan sepet pada air minum.
pH sangat penting sebagai parameter kualitas air karena ia mengontrol tipe dan laju kecepatan reaksi beberapa bahan di dalam air. Selain itu ikan dan mahluk-mahluk akuatik lainnya hidup pada rentang pH tertentu, sehingga dengan diketahuinya nilai pH maka kita akan tahu apakah air tersebut sesuai atau tidak untuk menunjang kehidupan mereka.
Sebagai contoh, danau Toba. Berbagai jenis ikan, tumbuhan, bahkan masyarakat disekitar danau Toba bergantung pada kualitas airnya. Kondisi air danau toba belakangan ini sangat marak di bicarakan, baik dari segi kuantitas maupun kualitas airnya. Masalah utama saat ini adalah terjadinya penurunan kualitas air danau toba akibat meningkatnya aktivitas manusia disekitar danau toba, misalnya perusahaan-perusahaan, keramba ikan, maupun limbah rumah tangga. Saat ini, air danau toba menunjukkan pH air sudah berada di level 8,5 dalam skala 6 – 9 (Tribun Medan , Juni 2012). Hal ini mengindikasikan bahwa kehidupan makhluk hidup yang terdapat pada ekosistem danau Toba akan terganggu jika kualitas air danau terus menurun.
Besaran pH berkisar dari 0 (sangat asam) sampai dengan 14 (sangat basa/alkalis). Nilai pH kurang dari 7 menunjukkan lingkungan yang masam sedangkan nilai diatas 7 menunjukkan lingkungan yang basa (alkalin). Sedangkan pH = 7 disebut sebagai netral.
Fluktuasi pH air sangat ditentukan oleh alkalinitas air tersebut. Apabila alkalinitasnya tinggi maka air tersebut akan mudah mengembalikan pH-nya ke nilai semula, dari setiap “gangguan” terhadap pengubahan pH. Dengan demikian kunci dari penurunan pH terletak pada penanganan alkalinitas dan tingkat kesadahan air. Apabila hal itu telah dikuasai maka penurunan pH akan lebih mudah dilakukan.
b
a
Gambar 1.6 a. Salah satu sisi pandang kawasan danau Toba b. Keramba ikan di danau Toba
Sumber: www.simataraja.info dan www.suara-aktualita.com
Pada teorinya, jika pH lebih rendah dari 6 maka perlu ditambahkan kalsium karbonat (CaCO3) atau sering disebut kapur, atau bisa ditambahkan sedikit garam agar pH naik. Apabila pH lebih tinggi dari 8 bisa diturunkan dengan daun ketapang kering yang dimasukkan ke dalam kolam. Jika air telah berwarna kecoklatan berarti pH telah stabil. Namun apakah hal ini bisa dilakukan untuk kawasan seluas danau Toba? Untuk itu mari kita jaga kelestarian danau Toba.
Tidak ada komentar:
Posting Komentar