LARUTAN ASAM BASA
Teori Asam Basa Arrhenius
Sang Ilmuwan Svante August Arrhenius (1859
–1927)Arrhenius lahir pada tanggal 19 Februari, sejak dari muda ia menonjol
dalam perhitungan aritmetika, dan sangat tertarik pada matematika dan fisika.
Pada tahun 1876 ia masuk universitas Uppsala mempelajari matematika, Kimia dan
fisika. Pada tahun 1884 ia menulis tentang penelitiannya pada konduktivitas
elektrolit. Dari hasil penelitiannya ini orang khirnya tahu bahwa sifat
elektrolit baru ada ketika dilarutkan ke dalam air. Pemikiran tentang hubungan
antara sifat listrik dan afinitas zat kimia diperkenalkan oleh Berzelius dan
dilengkapi dengan adanya publikasi dari Arrhenius diberi hadiah Nobel pada
tahun 190.
Pada tahun 1884 Svante Arrhenius menyatakan
bahwa garam seperti NaCl memisahkan diri ketika larut dalam air dan
menghasilkan partikel yang dinamakan ion NaCl(s) → Na+(aq)
+ Cl-(aq) . Tiga tahun kemudian Arrhenius menyatakan bahwa asam
adalah molekul netral yang mengionisasi ketika larut dalam air dan memberikan
ion H+ dan ion negatif. Menurut teorinya, hidrogen klorida adalah asam karena
dapat mengionisasi ketika larut dalam air dan memberikan ion hidrogen (H+)
dan klorida (Cl-) seperti yang terlihat di bawah ini.
HCl(g) → H+(aq) + Cl-(aq)
Asam Arrhenius mencakup senyawa seperti HCl, HCN dan H2SO4.
Arrhenius juga berpendapat bahwa basa adalah senyawa yang mengionisasi dalam
air untuk memberikan ion OH- dan ion positif. NaOH adalah basa
menurut Arrhenius karena dapat memisahkan diri dalam air untuk memberikan ion
hidroksida (OH-) dan natrium (Na+). reaksinya adalah: NaOH(s) → Na+(aq)
+ OH-(aq) Teori ini menjelaskan kenapa asam memiliki sifat yang
serupa. Sifat yang khas dari asam dihasilkan dari keberadaan ion H+.
Ini juga menjelaskan kenapa asam menetralkan basa dan sebaliknya. Asam
memberikan ion H+, basa memberikan ion OH-, sehingga ion
tersebut membentuk air. H+(aq) + OH-(aq) → H2O(l)
.
Teori Arrhenius memiliki beberapa kekurangan.
teori inihanya dapat diaplikasikan dalam reaksi yang terjadi dalam air tidak
menjelaskan mengapa beberapa senyawa, yang mengandung hidrogen dengan bilangan
oksidasi +1(seperti HCl) larut dalam air untuk membentuk larutan asam,
sedangkan yang lain seperti CH4 tidak. tidak dapat menjelaskan
mengapa senyawa yang tidak memiliki OH, seperti Na2CO3 memiliki
karakteristik seperti basa.
Teori Asam Basa Brønsted-Lowry
Sang Ilmuwan JOHANNES NICOLAUS BRØNSTED 1879-
1947) lahir pada 22 Februari pada tahun 1879 di West Jutland Denmark. Brønsted,
merupakan ahli kimia fisik yang dikenal dengan konsep asam basanya. merupakan
perumus sifat katalik dan kekuatan asam basa. Ia sangat tertarik mempela ari
termodinamika,dan men adi perintis studi termodinamika tentang interkonversi
modifikasi belerang, namun ia juga menger akan penelitian dalam bidang larutan
lektrolit. Pada tahun 1903 ia menikah dengan Charlotte Lou se Warberg,
yang merupakan ahli teknik perempuan pertama yang ada di Denmark
Johannes Bronsted dan Thomas Lowry pada tahun
1923, menggunakan asumsi sederhana yaitu:
Asam memberikan ion H+ pada ion
atau molekul lainnya, yang bertindak sebagai basa. Contoh, disosiasi air,
melibatkan pemindahan ion H+ dari molekul air yang satu dengan
molekul air yang lainnya untuk membentuk ion H3O+ dan OH-
2H2O(l) → H3O+(aq)
+ OH–(aq)
Reaksi antara HCl dan air menjadi dasar untuk
memahami definisi asam dan basa menurut Brønsted-Lowry. Menurut teori ini,
ketika sebuah ion H+ ditransfer dari HCl ke molekul air, HCl tidak
berdisosiasi dalam air membentuk ion H + dan Cl-.
Tetapi, ion H+ ditransfer dari HCl ke molekul air untuk membentuk
ion H3O+, seperti berikut ini.
HCl(g) + 2H2O(l) → H3O+(aq)
+ Cl(aq)
Sebagai sebuah proton, ion H+
memiliki ukuran yang lebih kecil dari atom yang terkecil, sehingga tertarik ke
arah yang memiliki muatan negatif yang ada dalam larutan. Maka, H+
yang terbentuk dalam larutan encer, terikat pada molekul air. Model Brønsted,
yang menyebutkan bahwa ion H+ ditransfer dari satu ion atau molekul
ke yang lainnya, ini lebih masuk akal daripada teori Arrhenius yang menganggap
bahwa ion H+ ada dalam larutan encer.
Dari pandangan model Brønsted, reaksi antara
asam dan basa selalu melibatkan pemindahan ion H+ dari donor proton
ke akseptor proton. Asam bisa merupakan molekul yang netral.
HCl(g) + NH3(aq) → NH4+(aq)
+ Cl–(aq)
Bisa ion positif
NH4+(aq) + OH–(aq)
→ NH3(aq) + H2O(l)
Atau ion negatif
H2PO4–(aq) +
H2O(l) → HPO42–(aq) + H3O+(aq)
Senyawa yang mengandung hidrogen dengan
bilangan oksidasi +1 dapat menjadi asam. Yang termasuk asam Brønsted adalah
HCl, H2S, H2CO3, H2PtF6,
NH4 +, HSO4- , and HMnO4. .Basa Brønsted
dapat diidentifikasi dari struktur Lewis. Berdasarkan model Brønsted, sebuah
basa adalah ion atau molekul yang dapat menerima proton. Untuk memahami
pengertian ini, lihat pada bagaimana suatu basa seperti ion OH menerima proton.
H2PO4- (aq)
+ H2O(l) → HPO42–(aq) + H3O+(aq)
Untuk membentuk ikatan kovalen dengan ion H+
yang tidak memiliki electron valensi, harus tersedia dua elektron untuk
membentuk sebuah ikatan. Maka, hanya senyawa yang memiliki pasangan elektron
bebas, yang dapat bertindak sebagai akseptor ion H+ atau basa
Brønsted.
Model Brønsted menambah jenis zat yang dapat
bertindak sebagai basa, baik yang berbentuk ion ataupun molekul, selama senyawa
tersebut memiliki satu atau lebih pasangan elektron valensi tak berikatan dapat
menjadi basa Brønsted.
Teori Brønsted menjelaskan peranan air pada
reaksi asam-basa. Air terdisosiasi membentuk ion dengan mentransfer ion H+
dari salah satu molekulnya yang bertindak sebagai asam ke molekul air lain yang
bertindak sebagai basa.
H2O(l) + H2O(l) → H3O+(aq)
+ OH–(aq)
Asam
basa
Asam bereaksi dengan air dengan mendonorkan
ion H+ pada molekul air yang netral untuk membentuk ion H3O+.
HCl(g) + H2O(l) → H3O+(aq)
+ Cl–(aq)
asam
basa
Karena reaksi asam basa merupakan reaksi yang
reversibel, bagian yang terbentuk ketika suatu asam kehilangan proton cenderung
bersifat basa, dan bagian yang menerima proton cenderung bersifat asam. Sebuah
asam dan sebuah basa yang dihubungkan oleh sebuah proton disebut pasangan asam
basa konjugasi.
H – A + :B → B – H+
+ A –
Asam
Basa Asam
Basa
Sehingga pada:
H2O(l) + H2O(l) →H3O+(aq)
+ OH–(aq)
Asam
Basa Asam
Basa
Terdapat pasangan asam basa konjugasi: H2O
– OH- dan H3O+- H2O, juga dalam reaksi
pelarutan HCl:
HCl(g) + H2O(l) →H3O+(aq)
+ Cl–(aq)
Asam
Basa Asam
Basa
dengan pasangan asam basa konjugasi: HCl-Cl-
dan H3O+- H2O
Model Brønsted bahkan dapat diperluas untuk
reaksi yang tidak terjadi dalam larutan. Contoh yang paling klasik adalah
reaksi antara gas hidrogen klorida dengan uap amoniak membentuk amonium
klorida.Reaksi ini mencakup transfer ion H+ dari HCl ke NH3
dan kemudian reaksi asam basa terjadi melalui fasa gas. Namun teori asam basa
Brønsted-Lowry ini tidak dapat menjelaskan bagaimana suatu reaksi asam basa
dapat terjadi tanpa adanya transfer proton dari asam ke basa. Kekurangan ini
kemudian mendorong peneliti lain, yaitu G.N. Lewis untuk mendefinisikan lebih
lanjut asam dan basa.
Teori Asam Basa Lewis
Pada umumnya definisi asam-basa mengikuti apa
yang dinyatakan oleh Arrhenius atau Bronsted-Lowry, tapi dengan adanya struktur
yang diajukan Lewis muncul definisi asam dan basa baru.
Asam Lewis didefinisikan sebagai spesi yang
menerima pasangan elektron.
Basa Lewis didefinisikan sebagai spesi yang
memberikan pasangan elektron.
Sehingga H+ adalah asam Lewis,
karena ia menerima pasangan elektron, sedangkan OH- dan NH3
adalah basa Lewis, karena keduanya adalah penyumbang pasangan elektron. Yang
menarik dalam definisi asam Lewis adalah, terdapat senyawa yang tidak memiliki
hidrogen dapat bertindak sebagai asam. Contoh, molekul BF3. Jika
kita menentukan struktur Lewis dari BF3, tampak B kurang dari oktet
dan dapat menerima pasangan elektron., sehingga dapat bertindak sebagai asam
Lewis Dalam kenyataan molekul yang tidak mencapai oktet sering merupakan asam
Lewis yang kuat karena molekul tersebut dapat mencapai konfigurasi oktet dengan
menerima pasangan elektron tak berikatan. Senyawa yang termasuk dalam perioda
yang lebih bawah dari perioda dua dapat bertindak sebagai asam Lewis sangat
baik, dengan memperbanyak susunan valensi terluar mereka. Akibatnya, SnCl4
bertindak sebagai asam Lewis berdasarkan reaksi berikut:
SnCl4 + 2Cl-(
aq) → SnCl 62-
Atom pusat dikelilingi 12 elektron valensi,
elektronnya menjadi lebih banyak dari 8.
Indikator Asam Basa
Jika kita ingin mengetahui apakah suatu
senyawa bersifat asam, basa atau bahkan tidak keduanya cara yang paling mudah
dan murah adalah dengan kertas lakmus. Apa itu lakmus? Lakmus berasal dari kata
litmus yaitu sejenis tanaman yang dapat menghasilkan warna jika ada asam atau
basa. Lakmus merupakan asam lemah, dan biasa ditulis sebagai Hlit. Ketika dalam
air terbentuk :
HLit →H+(aq) + Lit- (aq)
Ketika berbentuk Hlit, berwarna merah dan
ketika berbentuk ion berwarna biru. Untuk mengetahui bagaimana reaksinya ketika
ada asam atau basa, maka kita gunakan asas Le Chatelier.
Namun kekuatan asam atau basa tidak dapat
ditunjukkan oleh lakmus. Maka digunakan beberapa indikator lain yang memiliki
perubahan warna berbeda jika pH atau kekuatan asamnya berbeda, misalnya methyl
orange (metil jingga) yang akan berwarna kuning jika pH lebih besar dari 4,4
sehingga dapat mendeteksi asam lemah dan asam kuat dan fenolftalein yang
berwarna merah jikaada basa kuat. Trayek pH beberapa indikator diantaranya:Penggunaan
beberapa buah indikator untuk mengetahui pH satu jenis larutan dinilai kurang
efektif, karena banyaknya zat, memerlukan biaya cukup mahal untuk
diidentifikasi keasamannya. Untuk itu dibuatlah indikator universal, yang
secara praktis menunjukkan warna tertentu untuk nilai pH tertentu. Indikator
ini pundapat dibuat dalam bentuk lembaran kertas yang efisien.
Derajat disosiasi asam basa
Dalam larutan elektrolit kuat, zat-zat
elektrolit terurai seluruhnya menjadi ion-ionnya (ionisasi empurna) dan dalam
larutan elektrolit lemah, zat-zat elektrolit hanya sebagian saja yang terurai
menjadi ion-ionnya (ionisasi sebagian). Sedangkan zat-zat nonelektrolit dalam
larutan tidak terurai menjadi ion-ion.
Berikut ini, beberapa contoh reaksi ionisasi
untuk elektrolit kuat.
HCl + H2O → H3O +(aq)
+ Cl-(aq)
NaOH + H2O → Na+(aq) +
OH- (aq)
Jumlah zat elektrolit yang terionisasi
dibandingkan dengan jumlah zat semula dapat dinyatakan dengan derajat disosiasi
(α) dan ditulis dengan rumus berikut ini.
α = Mol zat terionisasi
Mol zat mula mula
Berdasarkan rumus di atas, maka nilai α
untuk:
1. Elektrolit kuat, α = 1
2. Elektrolit lemah, 0 < α < 1
3. Non-elektrolit, α = 0
Suatu asam atau basa yang merupakan suatu
elektrolit kuat disebut asam atau basa kuat. Dengan demikian jika asam
merupakan elektrolit lemah, maka ia merupakan asam lemah, karena hanya
mengandung sedikit ion H+, demikian juga dengan basa lemah akan
terdapat sedikit ion OH-.
Derajat Keasaman, pH
Kita terkadang menemukan zat yang rasanya
sangat asam dan sedikit asam, atau menemukan zat asam yang kekuatan merusaknya
besar dan ada yang hanya menimbulkan gatal di kulit saja. Berdasarkan kemampuan
ionisasi dan kadar ion H+ larutan asam dan basa terbagi dalam
kelompok asam dan basa kuat, serta , asam dan basa lemah. Kita memerlukan nilai
tertentu untuk mengukur kekuatan asam atau basa tersebut, dan untuk saat ini
kita menggunakan besaran pH, untuk menentukan derajat keasaman suatu larutan.
1. Hubungan Konsentrasi Asam dengan Harga pH
Larutan asam kuat terionisasi sempurna
sehingga harga α -nya = 1.
Untuk menentukan [H+] pada asam,
perhatikan contoh soal berikut ini.
Berapa konsentrasi H+ dalam 500mL
larutan HCl 0,1M?
Jawab:
Reaksi
ionisasi: HCl(aq) → H+(aq) +
Cl-(aq)
[HCl] = 0,1 M
Larutan asam lemah mempunyai daya hantar
listrik yang lemah karena jumlah ion-ionnya relatif sedikit. Reaksi ionisasi
asam lemah merupakan reaksi kesetimbangan. Perhatikan reaksi kesetimbangan asam
lemah HA:
HA(aq) → H+(aq) + A–(aq)
Ka = [H+][A-] /
[HA]
Ka adalah konstanta kesetimbangan asam.
Karena [H+] = [A-], maka :
Ka = [H+]2 /
[HA]
[H+] =(Ka[HA] )1/2
= √(Ka[HA])
2. Hubungan Konsentrasi Basa dengan Harga pH
Basa kuat dalam larutannya akan terionisasi
sempurna. Untuk menentukan konsentrasi OH‑ pada basa kuat,
perhatikan contoh soal berikut ini.
Contoh :
Berapa konsentrasi OH- dalam 100mL
Ca(OH)2 yang mempunyai konsentrasi 0,2M?
Jawab:
Reaksi:
Ca(OH)2(aq) → Ca2+(aq) + 2OH-(aq)
[OH] = 2 x [ Ca(OH)2] = 2 (
0,2M ) = 0,4 M
Reaksi ionisasi basa lemah merupakan reaksi
kesetimbangan, maka harga konstanta kesetimbangan basanya (Kb) dapat ditentukan
berdasarkan persamaan reaksi ionisasinya. Basa lemah sukar larut dalam air,
satu-satunya basa lemah yang larut baik dalam air adalah NH4OH (larutan
ammonia). Untuk menentukan konsentrasi OH- sama dengan cara
menentukan H+.
Perhatikan reaksi kesetimbangan berikut.
NH4OH = NH4+ + OH–
Kb = [NH4+ ][OH-
]/ [NH4OH ]
Karena [OH-] » [NH4+],
maka : Kb = [OH- ]2 /[NH4OH ]
NH4OH yang terurai sangat sedikit,
maka:
[NH4OH] sisa » [NH4OH]
mula-mula, Sehingga :
[OH‑] = (Kb . [OH-] )1/2
= √(Kb . [OH-] )
Titrasi Asam Basa
Titrasi adalah teknik laboratorium dimana
kita dapat menentukan konsentrasi suatu zat yang tidak diketahui, dengan
pereaksi lain yang konsentrasinya ditentukan. Pada umumnya masih dilakukan cara
titrasi yang sederhana, dengan menggunakan gelas kimia, dan Biuret.
Jika kita membeli asam cuka di pasar, atau di
toko maka kita tidak pernah menemukan ukuran kandungan asam dalam bentuk
kemolaran seperti yang kita pelajari. Namun dalam botol masih tercantum kadar
cuka berupa persen volume. Untuk itu kita coba mengukur berapa konsentrasi asam
cuka sehingga dapat diketahui kebenaran kandungannya
Contoh :
Untuk mengetahui % asam cuka dilakukan dengan
titrasi 2 mL larutan asam cuka dan memerlukan 35 mL larutan NaOH 0,1M. massa
jenis larutan 950 g/L.
a. Tentukan kemolaran asam cuka!
b. Berapa % kadar asam cuka tersebut?
Jawab:
M asam = ( V basa x M basa ) / V basa =
(35 x 0,1) / 2 = 1, 75
b. Dalam 1 liter larutan cuka terdapat 1,75 x
60 gram cuka = 105 gram cuka. Berat 1 liter larutan = 950 gram.
Maka kadar asam cuka = 105 /950 X 100% =
11,05 %
Pada saat titrasi, kita menemukan titik akhir
titrasi. Pada titik akhir titrasi ini jumlah mol ekivalen antara zat yang
dititrasi dan penitrasi sama dan ditunjukkan dengan perubahan warna indikator
asam basa, setelah diketahui volumenya kita dapat melakukan perhitungan.
Saat titrasi, digunakan indikator untuk
mengetahui kapan asam dan basa akan bercampur dengan komposisi yang tepat
seimbang untuk saling menetralkan .Ketika warna indikator berubah, sering
dikatakan sebagai titik akhir titrasi.
Untuk membuat kurva titrasi dapat dilakukan
dengan melakukan titrasi asam basa dari larutan asam dan basa yang memiliki
konsentrasi 1 M, dan dengan volume 25 mL. Satu larutan asam dalam labu
Erlenmeyer dan yang lain dalam buret. Bentuk kurva titrasi yang akan dihasilkan
sangat beragam tergantung kamu campurkan apakah asam kuat dengan basa kuat,
atau asam kuat dengan basa lemah, asam lemah dengan basa kuat atau asam lemah
dan basa lemah.
Sumber : http://eldesfiari.wordpress.com/kimia-kelas-xi/semester-ii-2/1-asam-basa/
Tidak ada komentar:
Posting Komentar