MAKALAH ASAM DAN BASA INDONESIA

TUGAS KELOMPOK
MATA KULIAH KIMIA DASAR I

LARUTAN ASAM DAN BASA

Disusun Oleh:
1.

Nofi Untari

(ACB 116 005)

2.

Indah Purnama Sari

(ACB 116 010)

3.

Lusi Devi Alvionita

(ACB 116 015)

4.

Ani Ristiani Hartono

(ACB 116 020)

5.

Noraini

(ACB 116 025)

PRODI PENDIDIKAN FISIKA
JURUSAN PMIPA FKIP
UNIVERSITAS PALANGKA RAYA
2016

i

KATA PENGANTAR
Puji syukur kami panjatkan kehadirat Allah SWT atas berkat rahmat dan hidayah-Nya
sehingga kami dapat menyelesaikan tugas kami dengan judul Makalah Tentang Asam
Basahingga selesai yang disusun untuk memenuhi tugas kimia dibawah bimbingan bapak Dosen.
Salwat dan salam tak lupa kami haturkan kepada Nabi Muhammad SAW yang telah membawa
kami dari alam kebodohan hingga kea lam yang penuh dengan imu pengetahuan dan teknologi.
Dalam penyusunan makalah ini,kami mengambil dari bebebrapa literature baik dari
buku-buku maupun wahana keilmuan yang lain. Makalah ini, penulis susun secara sistematis dan
berdasarkan data-data yag relevan. Pada kesempatan ini, tak lupa kami haturkn ucapan terima
kasih kepada :
 Bapak Deklin Frantinus, S.Pd, M.Pd selaku dosen pembimbing
 Teman-teman sekelas atas dukungan dan saran
 Semua pihak yang tidak bisa disebutkan satu persatu dalam membantu pengerjaan
makalah ini
Kami sadar akan kemampuan dan kelemahan kami maka kami mengharapkan kritik dan
masukan dalam perbaikan makalah selanjutnya. Akhir kata kami ucapkan terima kasih.

Palangka Raya, November 2016

Penulis

i

DAFTAR ISI

Kata Pengantar………………………………………..
Daftar Isi
BAB I Pendahuluan
1.1 Latar Belakang
1.2 Rumusan Masalah
1.3 Tujuan Penulisan
BAB II Pembahasan
2.1Pengertian Asam dan Basa
2.2 Teori Asam-Basa Arrhenius
2.2.1 Konsep pH, pOH dan pKw
2.2.2 Kekuatan Asam Basa
2.2.3 Menghitung pH Larutan Asam dan Basa
2.2.4 Reaksi Asam dengan Basa (Reaksi Penetralan)

2.3 Teori Asam-Basa Bronsted-Lowry dan Lewis
2.3.1 Teori Asam Basa Bronsted-Lowry
2.3.2 Pasangan Asam dan Basa Konjugasi
2.3.3 Kekuatan Relatif Asam dan Basa
2.3.4 Teori Asam-Basa Lewis
BAB III Penutup
3.1 Kesimpulan
3.2 Saran
Daftar Pustaka

ii

BAB I
PENDAHULUAN
A. LATAR BELAKANG
Dalam kehidupan sehari – hari, senyawa asam dan basa dapat dengan mudah kita
temukan. Mulai dari makanan, minuman, tubuh manusia, hewan hingga suku cadang kendaraan
bermotor. Buah – buahan mengandung senyawa asam, contohnya, jeruk mengandung asam
sitrat, tomat mengandung asam askorbat, apel mengandung asam malat, sedangkan anggur
mengandung asam tartrat. Minuman ringan mengandung asam karbonat. Lambung manusia

mengandung asam klorida yang berguna untuk membunuh kuman dalam tubuh. Beberapa
produk rumah tangga yang mengandung basa. Contohnya,sabun, deterjen, dan pembersih
peralatan rumah tangga.
B.

RUMUSAN MASALAH

1.

Apakah Pengertian Asam dan Basa ?

2.

Apa Teori Asam- Basa menurut Arrhenius?

3.

Apa Teori Asam dan Basa menurut Bronsted- Lowry dan Lewis?

C. TUJUAN

1.

Untuk Menjelaskan Pengertian Asam dan Basa

2.

Untuk Menjelaskan Teori Asam- Basa Menurut Arrhenius

3.

Untuk Menjelaskan Teori Asam dan Basa Menurut Bronsted-Lowry dan Lewis

1

BAB II
PEMBAHASAN
2.1 Pengertian Asam dan Basa
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.
2.2 Teori Asam dan Basa Menurut Arrhenius
Larutan asam dan basa merupakan contoh dari larutan elektrolit. Pada tahun 1884, Svante
Arrhenius (1859-1897) seorang ilmuwan Swedia yang memenangkan hadiah nobel atas karyanya
di bidang ionisasi, memperkenalkan pemikiran tentang senyawa yang terpisah atau terurai
menjadi bagian ion-ion dalam larutan. Dia menjelaskan bagaimana kekuatan asam dalam larutan
aqua (air) tergantung pada konsentrai ion-ion hidrogen di dalamnya.
Menurut Arrhenius, asam adalah zat yang dalam air melepakan ion H+, sedangkan basa adalah
zat yang dalam air melepaskan ion OH–. Jadi pembawa sifat asam adalah ion H+, sedangkan
pembawa sifat basa adalah ion OH–. Asam Arrhenius dirumuskan sebagai HxZ, yang dalam air
mengalami ionisasi sebagai berikut.HxZ ⎯⎯→ x H+ + Zx–
Jumlah ion H+ yang dapat dihasilkan oleh 1 molekul asam disebut valensi asam, sedangkan ion
negatif yang terbentuk dari asam setelah melepaskan ion H+ disebut ion sisa asam. Beberapa
contoh asam dapat dilihat pada tabel 5.1.

Basa Arrhenius adalah hidroksida logam, M(OH)x, yang dalam air terurai sebagai berikut.
M(OH)x ⎯⎯→ Mx+ + x OH–
Jumlah ion OH– yang dapat dilepaskan oleh satu molekul basa disebut valensi basa. Beberapa
contoh basa diberikan pada tabel 5.2.
Asam sulfat dan magnesium hidroksida dalam air mengion sebagai berikut.
H2SO4 ⎯⎯→ 2 H+ + SO42–
Mg(OH)2 ⎯⎯→ Mg+ + 2 OH–

2

2.2.1 Konsep pH, pOH, dan pKw
A.Konsep pH, pOH, dan pKw
Dari uraian tetapan kesetimbangan air dapat disimpulkan bahwa besarnya [H+] dalam suatu
larutan merupakan salah satu ukuran untuk menentukan tingkat keasaman suatu larutan.
Untuk menyatakan tingkat atau derajat keasaman suatu larutan, pada tahun 1910, seorang ahli
3

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:

Analog dengan di atas, maka:

Sedangkan hubungan antara pH dan pOH adalah:
Kw = [H+] [OH–]
– log Kw = –log [H+] + (–log [OH–])

Pada suhu 25 ºC, 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 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.
B. Tetapan Kesetimbangan Air (Kw)
4

Air murni hampir tidak menghantarkan arus listrik. Hanya alat pengukuran yang sangat peka
yang dapat menunjukkan bahwa air murni memiliki daya hantar listrik yang sangat kecil.
Artinya, hanya sebagian kecil molekul-molekul air dapat terionisasi menjadi ion H+ dan ion
OH–.
Persamaan ionisasi air dapat ditulis sebagai:
H2O(l) ←⎯⎯⎯⎯→ H+(aq) + OH–(aq)
Harga tetapan air adalah:

Konsentrasi H2O yang terionisasi menjadi H+ dan OH– sangat kecil dibandingkan dengan
konsentrasi H2O mula-mula, sehingga konsentrasi H2O dapat dianggap tetap, maka harga
K[H2O] juga tetap, yang disebut tetapan kesetimbangan air atau ditulis Kw. Jadi,

Pada suhu 25 °C, Kw yang didapat dari percobaan adalah 1,0 × 10–14. Harga Kw ini tergantung

pada suhu, tetapi untuk percobaan yang suhunya tidak terlalu menyimpang jauh dari 25 °C, harga
Kw itu dapat dianggap tetap.
Harga Kw
pada berbagai
Kw = [H+][OH–] = 10–14

suhu

dapat

5

dilihat

pada

tabel

5.3

berikut.

Oleh karena [H+][OH–] = 10–14, maka [H+]= 10–7 dan [OH–] = 10–7. Artinya, dalam 1 liter air
murni terkandung ion H+ dan ion OH– masing-masing sebanyak 10–7 mol.
Jika ke dalam air ditambahkan suatu asam, maka [H+] akan bertambah tetapi hasil perkalian
[H+][OH–] tetap sama dengan Kw. Hal ini dapat terjadi karena kesetimbangan bergeser ke kiri
yang menyebabkan pengurangan [OH–]. Kesetimbangan juga akan bergeser jika ke dalam air
ditambahkan suatu basa. Dari pembahasan ini dapat disimpulkan sebagai berikut.

C. 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.
6

2. Menggunakan Indikator Universal
pH suatu larutan juga dapat ditentukan dengan menggunakan indikator universal, yaitu campuran
berbagai indikator yang dapat menunjukkan pH suatu larutan dari perubahan warnanya.
Warna indikator universal larutan dapat dilihat pada tabel 5.4.

3. Menggunakan pH–meter
pH–meter adalah alat pengukur pH dengan ketelitian yang sangat tinggi.

2.2.2 Kekuatan Asam dan Basa
7

Sebagaimana larutan elektrolit yang dibedakan atas elektrolit kuat dan elektrolit lemah, maka
larutan asam dan larutan basa yang merupakan larutan elektrolit juga dibedakan atas asam-basa
kuat dan asam-basa lemah. Perbedaan kekuatan larutan asam-basa ini dipengaruhi oleh banyak
sedikitnya ion-ion pembawa sifat asam dan ion-ion pembawa sifat basa yang dihasilkan saat
terionisasi.
A. 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)

dengan: x = valensi asam
M = konsentrasi asam
2. Asam Lemah
Asam lemah yaitu senyawa asam yang dalam larutannya hanya sedikit terionisasi menjadi ionionnya. Reaksi ionisasi asam lemah merupakan reaksi kesetimbangan.
Secara umum, ionisasi asam lemah valensi satu dapat dirumuskan sebagai berikut.
HA(aq) ←⎯⎯⎯⎯→ H+(aq) + A–(aq)
[H+ ][A ] = [HA] a K –
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:
Ka = [H+ ]2
8

HA
[H+]2 = Ka · [HA]

dengan Ka = tetapan ionisasi asam
Konsentrasi ion H+ asam lemah juga dapat dihitung jika derajat ionisasinya (α) diketahui.

B. Kekuatan Basa
Kekuatan basa dipengaruhi oleh banyaknya ion – ion OH– yang dihasilkan oleh senyawa basa
dalam larutannya. Berdasarkan banyak sedikitnya ion OHyang dihasilkan, larutan basa juga
dibedakan menjadi dua macam sebagai berikut.
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 ionionnya. 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)
9

Kb = [M+ ][OH ]
[M(OH)]–
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:
Kb =[OH−]2
[M(OH)]
[OH–]2 = Kb · [M(OH)]

dengan Kb= tetapan ionisasi basa
Konsentrasi ion OH– basa lemah juga dapat dihitung jika derajat ionisasinya (α) diketahui.

2.2.3 Menghitung pH Larutan
Setelah kita dapat menghitung konsentrasi ion H+ dan ion OH–, maka kita dapat menghitung
harga pH–nya.

10

A. Menghitung pH Larutan Asam

2.2.4 Reaksi Penetralan
A. Reaksi Asam dengan Basa Menghasilkan Air dan Garam
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.

Contoh:
1. HCl + NaOH ⎯⎯→ NaCl + H2O

11

2. H2SO4 + 2 NH4OH ⎯⎯→ (NH4)2SO4 + 2 H2O
3. 2 CH3COOH + Ba(OH)2 ⎯⎯→ (CH3COO)2Ba + 2 H2O
Walaupun reaksi asam-basa disebut reaksi penetralan, tetapi hasil reaksi itu (garam) tidak selalu
bersifat netral, melainkan tergantung pada kekuatan asam–basa yang membentuknya. Jika
larutan asam dan basa dicampur, maka sifat garam yang terbentuk ada tiga kemungkinan, yaitu:
a. Jika asam kuat + basa kuat ⎯⎯→ garam (netral).
c. Jika asam kuat + basa lemah ⎯⎯→ garam (asam).
d. Jika asam lemah + basa kuat ⎯⎯→ garam (basa).

2.3 Teori Asam –Basa Bronsted-Lowry dan Lewis
Teori asam basa Arrhenius berhasil menjelaskan beberapa senyawa asam atau basa, tetapi teori
tersebut masih memiliki keterbatasan, di antaranya senyawa asam dan basa hanya berlaku di
dalam pelarut air, pembentukan ion H+ atau OH– adalah ciri khas asam basa. Jika dalam suatu
reaksi tidak membentuk ion H+ atau OH–, reaksi tersebut tidak dapat dikatakan sebagai reaksi
asam atau basa.
2.3.1 Teori Asam Basa Bronsted-Lowry
Fakta menunjukkan, banyak reaksi asam basa yang tidak melalui pembentukan ion H+ atau OH–,
misalnya reaksi antara HCl(g) dan NH3(g). Persamaannya :
HCl(g) + NH3(g) → NH4Cl(s)
Menurut Arrhenius, reaksi HCl dan NH3 dalam fasa gas tidak dapat dikategorikan sebagai reaksi
asam basa karena tidak membentuk ion H+ dan OH–, padahal kedua senyawa itu adalah asam dan
basa. Akibat keterbatasan teori Arrhenius, pada 1923, Johanes Bronsted dan Thomas Lowry
mengemukakan teori asam basa berdasarkan transfer proton (ion H+).

12

Menurut Bronsted-Lowry, dalam reaksi yang melibatkan transfer proton, asam adalah spesi yang
bertindak sebagai donor proton, sedangkan basa adalah spesi yang bertindak sebagai akseptor
proton. Proton (ion H+) dalam air tidak berdiri sendiri melainkan terikat pada molekul air karena
atom O pada molekul H2O memiliki pasangan elektron bebas yang dapat digunakan untuk
berikatan kovalen koordinasi dengan proton membentuk ion hidronium, H3O+. Persamaan
reaksinya :
H2O(l) + H+(aq) → H3O+(aq)
Teori asam-basa Bronsted-Lowry dapat diterapkan terhadap reaksi HCl dan NH3. Dalam fasa
gas, HCl dan NH3 tidak terionisasi karena keduanya molekul kovalen yang tergolong reaksi asam
basa.
HCl(g)
Asam

+

NH3(g)
Basa

→

NH4Cl(s)
Garam

Pada reaksi tersebut, molekul HCl bertindak sebagai donor proton (asam), dan
molekul NH3 bertindak sebagai akseptor proton (basa). Menurut Bronsted-Lowry, reaksi asam
basa yang melibatkan transfer proton membentuk keadaan kesetimbangan. Contoh reaksi
antara NH3 dan H2O , arah panah menunjukkan bahwa proton menerima pasangan elektron bebas
dari NH3 , dan ikatan N–H terbentuk. persamaan reaksinya sebagai berikut.
NH3(aq) + H2O(l) ↔ NH4+(aq) + OH–(aq)
Reaksi ke kanan, NH3 menerima proton dari H2O. Jadi, NH3 adalah basa dan H2O adalah asam.
Pada reaksi kebalikannya, NH4+ donor proton terhadap OH–. Oleh sebab itu, ion NH4+ adalah
asam dan ion OH– adalah basa. Spesi NH3 dan NH4+ berbeda dalam hal jumlah
protonnya. NH3 menjadi ion NH4+ melalui pengikatan proton, sedangkan
ion NH4+ menjadi NH3 melalui pelepasan proton. Spesi NH4+ dan NH3 seperti ini dinamakan
pasangan konjugasi asam basa.
Pasangan konjugat asam basa terdiri atas dua spesi yang terlibat dalam reaksi asam basa, satu
asam dan satu basa yang dibedakan oleh penerimaan dan pelepasan proton. Asam pada pasangan
itu dinamakan asam konjugat dari basa, sedangkan basa adalah basa konjugat dari asam.
Jadi, NH4+ adalah asam konjugat dari NH3 dan NH3 adalah basa konjugat dari NH4+.
2.3.2 Pasangan Asam dan Basa Konjugasi
Asam Basa Konjugasi

13

Bronsted-Lowry juga menyatakan bahwa jika suatu asam memberikan proton (H+), maka sisa
asam tersebut mempunyai kemampuan untuk bertindak sebagai basa. Sisa asam tersebut
dinyatakan sebagai basa konjugasi. Demikian pula untuk basa, jika suatu basa dapat menerima
proton (H+), maka zat yang terbentuk mempunyai kemampuan sebagai asam disebut asam
konjugasi.

Pada reaksi tersebut terlihat bahwa H2O dapat bersifat sebagai asam dan basa. Zat yang demikian
disebut zat amfoter. Zat amfoter artinya zat yang memiliki kemampuan untuk bertindak sebagai
asam atau basa. Contoh lain yang termasuk amfoter adalah HCO3–.
Contoh basa konjugasi:
Asam → Proton + Basa Konjugasi
HCl(aq) ⇄H+(aq) + Cl–(aq)
H2O(aq) ⇄H+(aq) + OH–(aq)
H2SO4(aq) ⇄H+(aq) + SO42–(aq)
NH4 +(aq) ⇄H+(aq) + NH

Contoh asam konjugasi sebagai berikut.
Basa +Proton → Asam Konjugasi
NH3(aq) + H+(aq) ⇄ NH4+(aq)
H2O(aq) + H+(aq) ⇄ H3O+(aq)
OH–(aq) + H+(aq)⇄ H2O(aq)
14

CO32–(aq) + H+(aq) HCO3–(aq)

Perhatikan reaksi berikut:
HCl(aq) + H2O(l) ⇄ H3O+(aq) + Cl-(aq)
Pasangan asam-basa setelah terjadi serah terima proton dinamakan asam basa konjugasi.
a. HCl dan Cl– merupakan pasangan asam-basa konjugasi. HCl adalah asam konjugasi dari Cl –
dan Cl– adalah basa konjugasi dari HCl.
b. H2O dan H3O+ merupakan pasangan asam-basa konjugasi. H2O adalah basa konjugasi dari
H3O+ dan H3O+ adalah asam konjugasi dari H2O.
2.3.3 Kekuatan Relatif Asam dan Basa
Dalam Konsep asam-basa Bronsted-Lowry, yang disebut asam kuat adalah spesi yang mudah
melepas proton, sedangkan basa kuat adalah spesi yang mempunyai kecenderungan kuat menarik
proton. Sebaliknya, asam lemah adalah spesi yang sukar melepas proton, sedangkan basa lemah
adalah spesi yang lemah menarik proton. Kekuatan asam dan basa Bronsted-Lowry bersifat
relatif. Dalam air, HCL bersifat sebagai asam kuat sedangkan CH3COOH bersifat asam lemah.
Jadi, dapat dikatakian bahwa HCL merupakan asam yang lebih kuat daripada CH3COOH.
Walaupun CH3COOH bersifat asam lemah dalam air , ia bersifat asam kuat dalam NH3. Hal itu
menunjukan bahwa NH3 merupakan basa yang lebih kuat daripada air. Kekuatan relatif dari
berbagai asam dan basa dapat dilihat pada tabel :
Tabel: kekuatan Relatif Berbagai Asam dan Basa
Asam
Basa Konjugasi
Asam paling kuat
HClO4
ClO4–
Basa paling lemah
–
HI
I
HBr
Br–
HCl
Cl–
H2SO4
HSO4–
HNO3
NO3–
+
H3O
H2O
HSO4–
SO4–
H3PO4
H2PO4–
HF
F–
HNO2
NO2–
HCOOH
HCOO–
CH3COOH
CH3COO–
H2CO3
HCO3–
H2S
HS–
15

Asam paling lemah

NH4+
HCN
HS–
H2O
NH3

NH3
CN–
S2–
OH–
NH2–

Basa paling kuat

2.3.4 Teori Asam Basa Lewis
Beberapa reaksi tertentu mempunyai sifat reaksi asam-basa, tetapi tidak cocok dengan teori
Bronsted-Lowry maupun teori Arrhenius. Misalnya, reaksi antara oksida basa Na2O dan oksida
asam SO3 membentuk garam Na2SO4. Persamaannya:
Na2O(s) + SO3(g) → Na2SO4(s)
Menurut Lewis, konsep asam dan basa secara umum mencakup reaksi oksida asam dan oksida
basa, termasuk reaksi transfer proton. Menurut Lewis, asam adalah spesi yang bertindak sebagai
akseptor pasangan elektron bebas dari spesi lain membentuk ikatan kovalen koordinasi. Basa
adalah spesi yang bertindak sebagai donor pasangan elektron bebas kepada spesi lain membentuk
ikatan kovalen koordinat.
Reaksi Na2O dan SO3 melibatkan reaksi ion oksida, yaitu O2– dari padatan ionik Na2O dan
gas SO3. Reaksinya sebagai berikut.
Na2+ O2–(s) + SO3(g) → 2Na+ + SO42–(s)

Pada reaksi di atas, Na2O bertindak sebagai donor pasangan elektron bebas (basa)
dan SO3 sebagai akseptor pasangan elektron bebas (asam).
Tinjau reaksi antara NH3 dan BF3. Reaksi ini merupakan reaksi asam basa menurut Lewis.
Persamaan reaksinya:
NH3(g) + BF3(g) → H3N–BF3(s)

Dalam reaksi tersebut, BF3 bertindak sebagai akspetor pasangan elektron bebas (asam)
16

dan NH3 sebagai donor pasangan elektron bebas (basa).

BAB III
PENUTUP
3.1 Kesimpulan
1. Pengertian asam dan basa

17

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. Basa
(alkali) berasal dari ahasa arabyang berarti abu. Secara umum basa yaitu zat yang berasa pahit
bersifat kaustik.
2. Teori Asam- Basa menurut Arrhenius
Menurut Arrhenius, asam adalah zat yang dalam air melepakan ion H+, sedangkan basa adalah
zat yang dalam air melepaskan ion OH–. Jadi pembawa sifat asam adalah ion H+, sedangkan
pembawa sifat basa adalah ion OH–. Asam Arrhenius dirumuskan sebagai HxZ, yang dalam air
mengalami ionisasi sebagai berikut.HxZ ⎯⎯→ x H+ + Zx–
3. Teori Asam dan Basa menurut Bronsted- Lowry dan Lewis
Menurut Bronsted-Lowry, dalam reaksi yang melibatkan transfer proton, asam adalah spesi yang
bertindak sebagai donor proton, sedangkan basa adalah spesi yang bertindak sebagai akseptor
proton.
Menurut Lewis, konsep asam dan basa secara umum mencakup reaksi oksida asam dan oksida
basa, termasuk reaksi transfer proton. Menurut Lewis, asam adalah spesi yang bertindak sebagai
akseptor pasangan elektron bebas dari spesi lain membentuk ikatan kovalen koordinasi. Basa
adalah spesi yang bertindak sebagai donor pasangan elektron bebas kepada spesi lain membentuk
ikatan kovalen koordinat.
3.2 Saran
Asam dan Basa sangat berpengaruh bagi kehidupn sehari-hari, kita harus mempelajarinya
lebih mendalam agar kita dapat menggunakannya dengan benar dan dapat bermanfaat untu diri
kita. Bagi para pembaca, diharapkan agar lebih memperdalam pengetahuan tentang asam-basa
baik melalui buku-buku refrensi Kimia maupun lewat situs-situs web dan lebih baiknya lagi
apabila dapat dilakukan percobaan agar lebih memahami tentang Asam-Basa karena
kegunaannya yang sangat besar bagi kehidupan kita sehingga perlu dipelajari dan dipahami.
DAFTAR PUSTAKA

18

Anonim. 2012. Teori Asam Basa menurut Arrhenius.
http://tunjuk-tangan.blogspot.co.id/2012/02/teori-asam-basa-menurut-arrhenius-bse.html
(diakses 13 November 2016)
Anonim. 2013. Asam dan Basa. http://www.ilmukimia.org › Asam dan Basa › Kimia Anorganik
(diakses 13 November 2016)
E, Winarni. 2007. KIMIA. Jakarta: Satu Buku
Justina Sandri, Muchtaridi. 2007. KIMIA 2. Jakarta: Yudistira
Purba Michael, Sunardi.2006.KIMIA 2 untuk SMA/MA Kelas XI. Jakarta: Erlangga
Retnowati, Priscilla. 2006. SeribuPena KIMA. Jakarta: Erlangga.

19