Asam dan Basa

A. Pengertian Asam Basa

Asam dan basa merupakan zat kimia yang banyak digunakan dalam kehidupan sehari hari.

1. Asam

Istilah asam (acid) berasal dari bahasa Latin “Acetum” yang berarti cuka, karena diketahui zat utama dalam cuka adalah asam asetat.secara umum asam yaitu zat yang berasa masam.

2. Basa

Basa (alkali) berasal dari ahasa arabyang berarti abu. Secara umum basa yaitu zat yang berasa pahit bersifat kaustik.

B. Teori Asam Basa

1. Teori Asam dan basa menurut Svante Arrhenius

Arrhenius menyatakan mulekul – mulekul zat elektrolit selalu menshasilkan ion – ion positif dan negatif jika dilarutkan dalam air. Pada tahun 1984 Ilmuan Swedia, Svante Arrhenius mengemukakan pengertian asam – asam berdasarkan reaksi ionisasi. Menurut Arrhenius, asam merupakan zat yang jika dilarutkan dalam air menghasilkan ion . Adapun basa merupakan zat yang jika dilarutkan dalam air akan menghasilkan ion .

                                           Contoh senyawa Asam – Basa menurut Svante Arrhenius

2. Teori Asam dan Basa menurut Bronsted-Lowry

Pada tahun 1923, ilmwuan Denmark Johannes Bronsted dan Ilmuwan Inggris Thomas Lowry mengemukakan teori asam dan basah berdasarkan serah terima proton.

Teori

• Asam adalah donor proton (ion hidrogen).
• Basa adalah akseptor proton (ion hidrogen).

Pengertian asam dan basa yang dikemukakan oleh Bronsted – Lowry  memperbaiki kelemahan teori asam – basa  Arrhenius. Pengertian asam – basa Arrhenius hanya berlaku untuk senyawa yang larut dalam pelarut air karena reaksi ionisasi yang menghasilkan ion  dan ion  hanya terjadi dalam pelarut air.

Dalam suatu persamaan reaksi asam – basa berdasarkan teori Bronsted – Lowry, suatu asam dan basa masing – masing mempunyai pasangan. Pasangan asam disebut basa konjugasi sedangkan pasangan basa disebut asam konjugasi.

3.Teori Asam Basa menurut Lewis

Menurut pandangan ini, bahwa asam adalah struktur yang mempunyai afinitas terhadap paangan elektron yang diberikan oleh basa. Dimana basa tersebut didefenisikan sebagai zat yang mempunyai pasangan elektron yang belum mendapat pemilikan bersama. (Rosenberg,1985)
Lewis juga mengkelompokan senyawa sebagai asam dan basa menurut kemampuannya melepaskan / menerima electron. Menurut lewis :
Asam : Senyawa yang menerima pasangan electron
Senyawa dengan electron valensi <8
Basa : Senyawa yang mendonorkan pasangan electron
Mempunyai pasangan electron bebas
Contoh: reaksi antara NH3 dan BF3
H3N: + BF3 H3N BF3
Nitrogen mendonorkan pasangan elektron bebas kepada boron. Pasangan bebas yang didonorkan ditandaai dengan tanda panah antara atom nitrogen dan boron.

C. Identifikasi Asam – Basa

Senyawa asam dapat dibedakan dari senyawa basa, salah satunya dengan mencicipi rasanya. Namun, tidak semua zat dapat di identifikasi dengan cara itu. Senyawa – senyawa asam-basa dapat diidentifikasi secara aman dengan menggunakan indikator. Indikator merupakan zat warna yang warnanya berbeda jika berada dalam kondisi asam dan basa. Indikator yang dapat digunakan adalah kertas lakmus, indikator asam – basa dan indikator alami.

1. Mengidentifikasi asam – basa dengan kertas lakmus

  Senyawa sam – basa dapat diidentifikasi menggunakan kertas lakmus dengan cara mengamati perubahan warna kertas lakmus ketika bereaksi dengan larutan. Ada dua macam kertas lakmus yaitu kertas lakmus merah dan kertas lakmus biru.

Ketika dicelupkan dalam larutan asam dan larutan basa, kertas lakmus merah dan lakmus biru akan menghasilkan perubahan warna yang berbeda. Larutan yang bersifat asam adalah air jeruk dan larutan cuka, sedangkan larutan yang bersifat basa adalah air sabun dan larutan soda kue.

Kertas lakmus merah yang dicelupkan dalam larutan asam tidak akan berubah warna, jika kertas tersebut dicelupkan pada larutan basa akan berubah warna menjadi biru. Sebaliknya, jika kertas lakmus biru yang dicelupkan kelarutan asam, lakmus akan berubah menjadi merah. Adapaun jika dicelupkan kelarutan basa, warnanya tetap biru.

2. Mengidentifikasi asam – basa dengan indikator asam – basa

Selain kertas lakmus, kita juga dapat menggunakan indikator asam – basa untuk membedakan asam dan basa. Indikator asm – basa adalah zat kimia yang mempunyai warna yang berbeda dalam larutan asam dan basa. Sifat itulah yang menyebabkan indikator asam – basa dapat digunakan untuk mengidentifikasi sifat asam dan basa. Ada beberapa jenis indikator asam – basa diantaranya fenolftalein, metil orange, bromotimul biru, metil ungu, bromokresol ungu, fenol merah, timolftalein dan metil orange.

Jika kita meneteskan larutan asam – basa kedalam larutan tersebut, kita akan melihat perubahan warna larutan indikator. Perhatikan tabel berikut:

3.Mengidentifikasi Asam–Basa dengan indikator alami

Selain indikator buatan, kamu juga dapat mengidentifikasi senyawa asam dan basa menggunakan indikator alami. Indikator tersebut dapat dibuat dari bumbu dapur, bunga dan buah – buahan.

D. Kekuatan Asam Basa

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

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:

• 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.

2. Kekuatan Basa

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

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:

E. Derajat Keasaman (pH)

1.Konsep pH

• Untuk menyatakan tingkat atau derajat keasaman suatu larutan, pada tahun 1910, seorang ahli dari Denmark, Soren Lautiz Sorensen memperkenalkan suatu bilangan yang sederhana.
• Bilangan ini diperoleh dari hasil logaritma konsentrasi H+.
• Bilangan ini kita kenal dengan skala pH. Harga pH berkisar antara 1 – 14 dan ditulis:

• 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 tanda 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.

• Perhatikan contoh di bawah 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 (naik 1 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.

2. Pengukuran pH

• Untuk menentukan pH suatu larutan dapat dilakukan dengan beberapa cara, antara lain sebagai berikut.

1). Menggunakan Beberapa Indikator

• Indikator adalah asam organik lemah atau basa organik lemah yang dapat berubah warna pada rentang harga pH tertentu (James E. Brady, 1990).
• 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 fenolftalein (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.

2). Menggunakan Indikator Universal

3). Menggunakn pH Meter

pH Meter adalah alat pengukur pH dengan ketelitian yang sangat tinggi

Hidrolisis Garam

HIDROLISIS GARAM

(HYROLYSIS OF SALTS)

A. Sifat larutan garam

Garam merupakan senyawa ion, yang terdiri dari kation logam dan anion sisa asam. Kation garam dapat dianggap berasal dari suatu basa, sedangkan anionnya berasal dari suatu asam. Dari hasil suatu percobaan diketahui bahwa sifat larutan garam begantung pada kekuatan relatif asam-basa penyusunnya.

• Garam dari asam kuat dan basa kuat bersifat netral
• Garam dari asam kuat dan basa lemah bersifat asam
• Garam dari asam lemah dan basa kuar bersifat basa
• Garam dari asam lemah dan basa lemah bergantung pada harga tetapan ionisasi asam dan tetapan ionisasi basanya (Ka dan Kb)

Ka > Kb : bersifat asam

Ka < Kb : bersifat basa

Ka = Kb : bersifat netral

B. Konsep hidrolisis

Sebelum memulai pembahasan tentang hidrolisis garam maka perhatikan video berikut

Hidrolisis merupakan istilah yang umum digunakan untuk reaksi zat dengan air. Menurut konsep hidrolisis, komponen garam (kation atau anion) yang berasal dari asam lemah atau basa lemah bereaksi dengan air (terhidrolisis). Hidrolisis kation menghasilkan ion H₃O⁺ (H⁺), sedangkan hidrolisis anion menghasilkan ion hidoksida (OH^–).

Hidrolisis garam merupakan reaksi asam-basa Bronsted-Lowry. Semakin kuat suatu asam semakin lemah basa konjugasinya, dan sebaliknya. Jadi, komponen garam yang berasal dari asam lemah atau basa lemah merupakan basa atau asam konjugasi yang relatif kuat, dapat bereaksi dengan air, sedangkan komponen garam yang berasal dari asam kuat dan basa kuat merupakan basa atau asam konjugasi yang sangat lemah, tidak dapat bereaksi dengan air. Berdasarkan reaksi asam dan basa terhadap air terdapat empat jenis garam.

• Garam dari asam kuat dan basa kuat tidak terhidrolisis. Dengan demikian larutan bersifat netral.

NaCl → Na⁺ + Cl^–

Na⁺ + H₂O   (tidak ada reaksi)

Cl^– + H₂O  (tidak ada reaksi)

• Garam dari basa kuat dan asam lemah akan mengalami hidrolisis sebagian, yaitu hidrolisis anionnya yang berasal dari asam lemah. Hidrolisis anion ini akan menghasilkan ion OH^–. Sehingga larutan bersifat basa.

NaCH₃COO → Na⁺ + CH₃COO^–

Na⁺ + H₂O   (tidak ada reaksi)

CH₃COO^– + H₂O →  CH₃COOH + OH^–

• Garam dari asam kuat dan basa lemah akan mengalami hidrolisis sebagian, yaitu hidrolisis kation yang berasal dari basa lemah. Sehingga larutan bersifat asam.

NH₄Cl → NH₄⁺ + Cl^–

NH₄⁺ + H₂O →  NH₃ + H₃O⁺

Cl^– + H₂O   (tidak ada reaksi)

• Garam dari asam lemah dan basa lemah terhidrolisis dalam air, sehingga disebut hidrolisis total. Sifat larutan bergantung pada kekuatan realtif asam dan basa yang bersangkutan. Jika Ka < Kb, maka anion akan terhidrolisis lebih banyak dan larutan bersifat basa. Kb < Ka, maka kation yang terhidrolisis lebih banyak dan larutan bersifat asam. Jika Ka = Kb larutan bersifat netral.

NH₄CH₃COO → NH₄⁺ + CH₃COO^–

NH₄⁺ + H₂O →  NH₃ + H₃O⁺

CH₃COO^– + H₂O →  CH₃COOH + OH^–

C. Menghitung pH larutan garam

• Garam dari asam kuat dan basa kuat

Garam yang berasal dari asam kuar dan basa kuat tidak mengalami hidrolisis, sehingga laurtannya bersifat netral (pH = 7).

• Garam dari basa kuat dan asam lemah

Garam dari basa kuat dan asam lemah mengalami hidrolisis parsial, yaitu hidrolisis anion.

A^– + H₂O HA + OH^–

Kw = Tetapan ionisasi kesetimbangan air

Ka = Tetapan ionisasi asam lemah

M = Konsentrasi anion yang terhidrolisis

• Garam asam kuat dan basa lemah

Garam yang berasal dari asam kuat dan basa lemah mengalami hidrolisis kation.

BH⁺ + H₂O B + H₃O⁺

Kw = Tetapan ionisasi kesetimbangan air

Kb = Tetapan ionisasi basa lemah

M = Konsentrasi kation yang terhidrolisis

• Garam dari asam lemah dan basa lemah

Garam yang berasal dari asam lemah dan basa lemah mengalami hidrolisis total. pH larutan sukar dikaitkan dengan harga Ka dan Kb maupun konsentrasi garam. pH larutan dapat dihitung melalui pengukuran:

Kw= Tetapan ionisasi kesetimbangan air

Ka = Tetapan ionisasi asam lemah

Kb = Tetapan ionisasi basa lemah (Michael Purba, 2006: 122-131)

Download RPP

Daftar Pustaka

Michael Purba. 2006. Kimia Untuk SMA Kelas XI. Jakarta.

Kelarutan dan Hasil kali Kelarutan

          Peta Konsep Kelarutan dan Hasil Kali Kelarutan

                                                                      

A. Pengertian Kelarutan

Kelarutan adalah jumlah maksimum zat yang dapat larut dalam sejumlah tertentu pelarut. Biasanya dinyatakan dalam satuan gram/liter atau mol/liter. Berdasarkan definisi tersebut, maka larutan dapat dibedakan menjadi 3 jenis yaitu :

1. Larutan jenuh.

Adalah suatu keadaan ketika suatu larutan telah mengandung suatu zat terlarut dengan konsentrasi maksimum.

2. Larutan kurang jenuh.

Adalah larutan yang masih dapat melarutkan zat terlarut.

3. Larutan lewat jenuh.

Adalah larutan yang sudah tidak dapat lagi melarutkan zat terlarut, sehingga menyebabkan terbentuknya endapan.

B. Pengertian Hasil Kali Kelarutan

          Hasil kali kelarutan ialah hasil kali konsentrasi ion-ion dari larutan jenuh garam yang sukar larut dalam air, setelah masing-masing konsentrasi dipangkatkan dengan koefisien menurut persamaan ionisasinya. Garam-garam yang sukar larut seperti  , AgCl , HgF_2. Jika dimasukkan dalam air murni lalu diaduk, akan terlarut juga walaupun hanya sedikit sekali. Karena garam-garam ini adalah elektrolit, maka garam yang terlarut akan terionisasi, sehingga dalam larutan akan terbentuk suatu kesetimbangan.

C. Faktor-Faktor yang Mempengaruhi Kelarutan

1.    Jenis Pelarut

Pernahkan kalian mencampurkan minyak dengan air? Jika pernah, pasti kalian telah mengetahui bahwa minyak dan air tidak dapat bercampur. Sebab, minyak merupakan senyawa non-polar, sedangkan air merupakan senyawa polar. Senyawa non-polar tidak dapat larut dalam senyawa polar, begitu juga sebaliknya. Jadi, bisa disimpulkan bahwa kedua zat bisa bercampur, asalkan keduanya memiliki jenis yang sama.

2.     Suhu

Kalian sudah mengetahui bahwa gula lebih cepat larut dalam air panas daripada dalam air dingin, bukan? Kelarutan suatu zat berwujud padat semakin tinggi, jika suhunya dinaikkan. Dengan naiknya  suhu larutan, jarak antarmolekul zat padat menjadi renggang. Hal ini  menyebabkan ikatan antarzat padat mudah terlepas oleh gaya tarik molekul-molekul air, sehingga zat tersebut mudah larut.

3.    Pengadukan

Dari pengalaman sehari-hari, kita tahu bahwa gula lebih cepat larut dalam air jika diaduk. Dengan diaduk, tumbukan antarpartikel gula dengan pelarut akan semakin cepat, sehingga gula mudah larut dalam air.

2.  Kesetimbangan Kelarutan

3.  Hasil Kali Kelarutan (K_sp)

        Hasil kali Kelarutan adalah nilai tetapan kesetimbangan garam atau basa yang sukar larut dalam larutan jenuh. Dapat dikaitkan dengan kelarutan sesuai dengan stokiometri reaksi. Pada larutan jenuh terjadi kesetimbangan antara ion-ion dengan zat yang tidak larut. Proses ini terjadi dengan laju reaksi yang sama sehingga terjadi reaksi kesetimbangan. Contohnya reaksi kesetimbangan pada larutan jenuh CaC₂O₄ dalam air adalah:

CaC₂O_4(s) ↔ Ca²⁺ _(aq) + C₂O_4(aq)

Konstanta kesetimbangan:

 Oleh karena CaC₂O₄ yang larut dalam air sangat kecil maka konsentrasi CaC₂O₄dianggap tetap. Sesuai dengan harga K untuk kesetimbangan heterogen, konstanta reaksi ini dapat ditulis:

Ksp = [Ca²⁺] [C₂O₄^2-]

Ksp atau konstanta hasil kali kelarutan adalah hasil kali konsentrasi ion-ion dalam larutan jenuh, dipangkatkan masing-masing koefisien reaksinya.

Rumus dan harga Ksp  beberapa senyawa dapat dilihat pada Tabel dibawah ini

 

4.  Pengaruh Ion Senama

• Ion senama memperkecil kelarutan
• Ion senama dari elektrolit yang sukar larut dapat diabaikan

Dalam larutan jenuh Ag₂CrO₄ terdapat kesetimbangan antara Ag₂CrO₄ padat dengan ion Ag⁺ dan ion CrO₄^2–.

Apa yang terjadi jika ke dalam larutan jenuh tersebut ditambahkan larutan AgNO₃ atau larutan K₂CrO₄? Penambahan larutan AgNO₃ atau K₂CrO₄ akan memperbesar konsentrasi ion Ag⁺ atau ion CrO₄^2– dalam larutan.

Sesuai asas Le Chatelier tentang pergeseran kesetimbangan, penambahan konsentrasi ion Ag⁺ atau ion CrO₄^2– akan menggeser kesetimbangan ke kiri. Akibatnya jumlah Ag₂CrO₄ yang larut menjadi berkurang. Jadi dapat disimpulkan bahwa ion senama memperkecil kelarutan (Keenan, 1992).

5.  Reaksi Pengendapan

       ·  Q_c < K_sp    : larutan belum jenuh

       ·  Q_c = K_sp    : larutan tepat jenuh

       ·  Q_c > K_sp     :  terjadi pengendapan

6. Hubungan Ksp dengan pH

            Harga pH sering digunakan untuk menghitung Ksp suatu basa yang sukar larut. Sebaliknya, harga Ksp suatu basa dapat digunakan untuk menentukan pH larutan (James E. Brady, 1990).

Sumber:

Brady, J. E. 199o. Kimia Universitas Asas dan Struktur. Binarupa Aksara: Jakarta.

Keenan,W. Charles. 1992. Kimia Untuk Universitas Jilid 1. Erlangga. Jakarta.