Materi Asam Basa Kajian Teori

28

6. Materi Asam Basa

a. Perkembangan Konsep Asam Basa Asam dan basa sudah dikenal sejak zaman dahulu. Istilah asam berasal dari bahasa latin acetum yang berarti cuka yang mengandung unsur pokok asam asetat H 3 CCOOH. Sedangkan alkali berasal dari bahasa Arab yang artinya abu. Sudah banyak teori yang berusaha untuk menerangkan sifat asam dan basa, salah satunya adalah Lavoisier tahun 1777. Lavoisiser menyatakan bahwa oksigen merupakan suatu unsur yang dimiliki oleh semua asam. Sedangkan tahun 1810, Davy menunjukkan bahwa asam hidroklorida tidak mengandung oksigen hanya mengandung hidrogen dan klor, sehingga ditetapkanlah bahwa hidrogen yang menjadi unsur dasar di dalam asam. 1 Teori Arrhenius Arrhenius mengajukan teori bahwa elektrolit yang dilarutkan di dalam air akan terurai menjadi ion-ion. Jika elektrolit tersebut kuat akan terurai sempurna, sedangkan elektrolit lemah terurai sebagian. Arrhenius menyatakan bahwa asam adalah suatu jenis zat yang jika terurai menghasilkan ion hidrogen H + , misalnya HCl. HClaq H + aq +Cl - aq Sedangkan basa adalah suatu jenis zat yang jka terurai menghasilkan ion hidroksida OH - NaOHaq Na + aq + OH - aq Teori Arrhenius berhasil menerangkan aktivitas katalis dari asam dalam reaksi dari asam-asam tertentu. Asam yang memiliki daya konduksi yang paling 29 baik yaitu asam kuat merupakan katalis paling efektif. Semakin tinggi konsentrasi H + di dalam larutannya maka asam semakin kuat Pettruci, Herring, Madura Bissonette, 2007. Kelemahan-kelemahan konsep asam dan basa Arrhenius antara lain adalah: a Tidak dapat menerangkan sifat-sifat CO 2 dan NH 3 . b Senyawa yang mengandung hidrogen tidak pasti bersifat asam, terlihat pada senyawa hidrokarbon, misalnya CH 3 -CH=CH 2 . c Senyawa yang mengandung gugus hidroksi tidak pasti bersifat basa. Senyawa-senyawa fenol dan golongannya mengandung gugus OH, namun justru bersifat asam. Contohnya fenol, eugenol, vanilin, dan sebagainya. d Senyawa yang pahit dan mengandung gugus OH tidak pasti bersifat basa. Senyawa alkanoid bersifat basa, namun sifat basa ditentukan oleh adanya gugus amina, -N-H Sastrohamidjojo, 2005. 2 Teori Bronsted-Lowry Salah satu keterbatasan teori Arrhenius adalah tidak dapat mengenal senyawa basa kecuali yang menghasilkan OH - . Selain itu, zaman Arrhenius telah banyak reaksi yang menggunakan pelarut bukan air seperti ammonia cair. Misalnya adalah ammonium klorida dan natrium amida bereaksi di dalam ammonia cair sebagai berikut: Reaksi lengkap : NH 4 Claq + NaNH 2 aq NaClaq + 2NH 3 aq Reaksi ion : NH 4 + aq + Cl - aq + Na + aq + NH 2 - aq Na + aq + Cl - aq + 2NH 3 aq Reaksi ion bersih : NH 4 + aq + NH 2 - aq 2 NH 3 aq 30 Reaksi ion bersih dianggap sebagai reaksi dengan NH 4 + analog H + dan NH 2 - dengan OH - . Reaksi tersebut dapat dijelaskan dengan teori yang diajukan oleh J. N Bronsted di Denmark dan T. M Lowry di Inggris pada tahun 1923. Berdasarkan teori Bronsted-Lowry, asam adalah donor proton dan basa adalah akseptor proton, seperti yang ditunjukkan dalam reaksi: NH 4 + aq + NH 2 - aq NH 3 aq + NH 3 aq NH 3 pelarut adalah basa konjugat dari asam NH 4 + dan juga merupakan basa konjugat dari basa NH 2 - . Contoh reaksi yang lain adalah rekasi ammonia dengan air: NH 3 aq + H 2 O l NH 4 + aq + OH - aq Dalam reaksi tersebut, H 2 O bertindak sebagai asam karena memberikan suatu proton yang diambil oleh NH 3 . Dengan demikian, NH 3 bersifat basa karena menerima proton. Dalam reaksi balik, NH 4 + adalah asam dan OH - adalah basa. Asam dan basa yang saling mengait sebagai pasangan NH 3 NH 4 + atau pasangan H 2 OOH - disebut pasangan konjugat. Jika molekul NH 3 dilihat sebagai basa, maka ion NH 4 + merupakan asam konjugat dari NH 3 . Demikian juga pada molekul H 2 O, molekul H 2 O dilihat sebagai asam dan ion OH - merupakan basa konjugat dari H 2 O Pettruci et al., 2007. 3 Teori Lewis Pada tahun 1923, G. N Lewis mengajukan teori asam basa yang erat kaitannya dengan struktur dan ikatan. Teori ini tidak terbatas pada reaksi yang melibatkan H + dan OH - , namun mampu memperluas konsep reaksi asam basa ke Asam 1 Basa 1 Asam 2 Basa 2 31 dalam gas dan padatan. Teori ini digunakan untuk menjelaskan reaksi molekul organik. Asam Lewis adalah spesies yang merupakan akseptor pasangan elektron, dan basa Lewis adalah spesies yang merupakan donor pasangan elektron. Reaksi antara asam Lewis dan basa Lewis menghasilkan pembentukan ikatan kovalen diantara keduanya. Asam berisi orbital yang belum terisi penuh dan kekurangan elektron, sedangkan basa memiliki pasangan elektron yang dapat digunakan bersama. Spesies dengan kulit valensi tak lengkap adalah asam Lewis. Jika asam Lewis membentuk ikatan kovalen koordinat dengan basa Lewis, oktetnya menjadi lengkap Pettruci et al., 2007. b. Indikator Asam Basa Indikator asam basa merupakan senyawa organik yang bersifat asam atau basa lemah yang berubah warnanya dalam larutan sesuai dengan pH larutan. Salah contohnya adalah kertas lakmus. Kertas lakmus terdiri dari dua macam yaitu kertas lakmus merah dan kertas lakmus biru. Kertas lakmus merah akan berubah warnanya menjadi biru dalam larutan basa, dan pada larutan asam warnanya tetap. Sedangkan kertas lakmus biru akan berubah warnanya menjadi merah dalam larutan asam, dan pada larutan basa warnanya tetap. Kesetimbangan asam basa indikator dirumuskan sebagai berikut: H 2 O + HIn In - + H 3 O + Warna asam warna basa Seperti terlihat pada persamaan tersebut, asam dan basa pasangannya mempunyai warna yang berbeda. itulah sebabnya warna larutan berubah dengan berubahnya harga pH larutan. pH larutan dapat ditentukan menggunakan pH- 32 meter. pH-meter merupakan alat elektronik yang memungkinkan diukurnya pH suatu larutan dengan ketelitian tinggi. Beberapa larutan indikator adalah metil jingga, metil merah, fenolftalein, metil kuning dan bromotimol merah Rivai, 2006. Burdge dan Overby 2015 memaparkan tentang trayek perubahan warna beberapa larutan indikator. Larutan indikator ini akan memberikan perubahan warna sesuai dengan pH larutan. Trayek perubahan warna beberapa larutan indikator ditunjukkan pada Tabel 1. Tabel 1. Trayek Perubahan Warna Larutan Indikator Indikator Dalam Larutan Asam Dalam Larutan Basa Rentang pH Bromfenol biru Kuning Ungu kebiruan 3,0 – 4,6 Metil jingga Jingga Kuning 3,1 – 4,4 Metil merah Merah Kuning 4,2 – 6,3 Bromtimol biru Kuning Biru 6,0 – 7,6 Phenolptalein Tak berwarna Pink kemerahan 8,3 – 10,0 Beberapa indikator adalah pigmen tanaman. Salah satu contoh pigmen tanaman yang dapat digunakan sebagai indikator asam basa adalah kubis merahkubis ungu. Ekstrak pigmen dari kubis merah dapat memberikan warna berbeda pada variasi pH Chang Goldsby, 2016. c. Kesetimbangan Air Air merupakan elektrolit sangat lemah dan mengalami reaksi autoionisasi air sebagai berikut H 2 Ol + H 2 Ol H 3 O + aq + OH - aq Reaksi autoionisasi adalah reaksi kesetimbangan, sehingga dapat ditulis: K = [� � + ][�� − ] [� �] [� �] ............................................................................. persamaan 1 33 Konsentrasi molar dari air yang terletak pada penyebut dalam persamaan tersebut harganya hampir konstan, sehingga dituliskan: K.[H 2 O] 2 = Kw ...................................................................................persamaan 2 Jika persamaan 2 disubstitusikan pada persamaan 1, maka persamaan kesetimbangannya akan menjadi: Kw = [H 3 O + ] [OH - ] Kw adalah konstanta hasil kali ion dari air atau konstanta ionisasi dari air. Pada 25 ℃ dalam air murni harga [H 3 O + ] = [OH - ] = 1 × 10 -7 M, sehingga harga Kw = 1 × 10 -7 M 1 × 10 -7 M = 1 × 10 -14 . Jika [H 3 O + ] = [OH - ] larutan berair dikatakan netral. Dalam larutan asam, [H 3 O + ] [OH - ] dan pada larutan basa [H 3 O + ] [OH - ] Pettruci et al., 2007. d. Pengaruh Asam Kuat dan Basa Kuat Terhadap Kesetimbangan Air Asam kuat dan basa kuat akan terionisasi sempurna dalam air dan autoionisasi yang terjadi sedikit sekali. Perhitungan [H + ] dalam larutan berair suatu asam kuat, maka asam kuat tersebutlah yang menjadi satu-satunya sumber ion [H + ]. Kontribusi autoionisasi dalam air dapat diabaikan kecuali pada larutan yang sangat encer. HCl dalam larutan berair akan terionisasi sesuai dengan persamaan reaksi: HClaq H + aq + Cl - aq Pada basa kuat, perhitungan [OH - ] diperoleh dari basa kuat yang merupakan satu-satunya sumber OH - . Kontribusi dari autoionisasi air dapat diabaikan kecuali jika larutan sangat encer. NaOH dalam larutan berair akan terionisasi sesuai dengan persamaan reaksi: NaOHaq Na + aq + OH - aq Pettruci et al., 2007. 34 e. Pengaruh Asam Lemah dan Basa Lemah Terhadap Kesetimbangan Air Dalam larutan asam lemah atau basa lemah, terdapat dua kesetimbangan yaitu kesetimbangan asam lemah atau kesetimbangan basa lemah dan kesetimbangan air. Dalam larutan asam lemah, terdapat kesetimbangan: HAaq H + aq + A - aq H 2 Ol H + aq + OH - aq H + dari HA menggeser kesetimbangan air ke kiri sehingga H + dari air makin kecil dan dapat diabaikan. Sehingga diperoleh: Ka = [� + ][ − ] [� ] Ka [HA] = [H + ] 2 , sehingga [H + ] = √Ka [HA] Dalam larutan basa lemah, terdapat kesetimbangan: Baq + H 2 Ol BH + aq + OH - aq H 2 Oaq H + aq + OH - aq OH - dari B menggeser kesetimbangan air ke kiri sehingga OH - dari air makin kecil dan dapat diabaikan. Sehingga diperoleh: Kb = [ � + ][ �� − ] [ ] , dimana [BH + ] = [OH - ] Ka [B] = [OH - ] 2 , sehingga [OH - ] = √Kb [B] Chang Goldsby, 2016. f. Hubungan Ka dan Kb dengan Derajat Ionisasi � Kemampuan asam dan basa untuk terionisasi dalam air tidak sama, ada yang besar, sedang dan kecil sekali. Kemampuan tersebut dinyatakan sebagai derajat . ionisasi �. Secara matematis, derajat ionisasi � dapat dirumuskan sebagai berikut: 35 � = y er − Reaksi asam lemah dalam keadaan serimbang: HAaq H + aq + A - aq a. Ka = [� + ][ − ] [� ] , Ka = C α ×C α C −α Karena asam sangat lemah, harga � sangat kecil, maka 1¬� = 1 Ka = � C −α , sehingga α = √ K C Dengan cara yang sama untuk basa lemah diperoleh: α = √ K C Chang Goldsby, 2016. g. Konsep pH Pada tahun 1909, Soren Sorensen seorang biokimiawan Denmark mengajukan istilah pH untuk mengacu pada “potensial ion hidrogen”. pH menurut Sorensen didefinisikan sebagai negatif dari [H + ]. pH = − log [H + ] Secara matematis, kuantitas pOH dapat dirumuskan sebagai berikut: pOH = − log [OH - ] Persamaan Kw dapat diambil logaritma negatif menjadi: Kw = [H + ] = [OH - ] = 1 × 10 -14 − log Kw = − log [H + ] [OH - ]= − log 1 × 10 -14 pKw = − log [H + ] + [OH - ]= − − 14,00 Ca1 − � Ca � Ca� 36 pKw = pH + pOH = 14,00 Chang Goldsby, 2016.

B. Penelitian yang Relevan