Asam dan Basa

A.    Teori-Teori Asam Basa

Ada beberapa pendapat yang menjelaskan penyebab sifat asam dan basa. Pada tahun 1777, Antoine Laurent Lavoiser (1743-1794) mengemukakan bahwa asam mengandung unsur oksigen. Ternyata, pemikiran Lavoisier ini salah karena ada asam yang tidak mengandung oksigen, misalnya asam klorida. Pada tahun 1810, Sir Humphrey Davy kemudian menyimpulkan bahwa unsur hidrogenlah, dan bukan unsur oksigen, yang merupakan unsur dasar asam. Kemudian tahun1814 Joseph Louis Gay-Lussac (1778-1850) menyimpulkan bahwa asam adalah suatu zat yang dapat menetralkan alkali dan kedua golongan senyawa itu hanya dapat didefinisikan dalam kaitan satu dengan yang lain. Berikut adalah perbandingan sifat asam dan basa diberikan pada:

Tabel 2.1 Perbedaan Sifat Asam dan Basa

Sifat Asam	Sifat Basa
Mempunyai rasa asam	Mempunyai rasa pahit dan licin
Korosif (dapat merusak logam)	Bersifat kaustik (dapat merusak kulit)
Dapat memerahkan kertas lakmus biru	Dapat membirukan kertas lakmus merah
Dapat menetralkan larutan basa	Dapat menetralkan larutan asam

Berikut adalah beberapa teori tentang asam dan basa yang digunakan hingga saat ini.

1.   Teori Asam Basa Arrhenius

a.  Asam

Asam adalah zat yang akan menghasilkan ion hidrogen (ion H⁺). Hal ini berarti ion H⁺  merupakan pembawa sifat asam. Asam Arrhenius dapat dirumuskan sebagai berikut.

H_xZ(aq) →  xH⁺(aq) + Z^x-(aq)

Jumlah ion H⁺ yang dihasilkan oleh ionisasi 1 molekul asam disebut valensi asam, sedangkan ion negatif yang terbentuk setelah asam melepaskan ion H⁺ disebut ion sisa asam. Nama asam sama dengan nama ion sisa asam dengan didahului kata asam. Asam yang hanya menghasilkan sebuah ion H⁺ disebut asam monoprotik (asam berbasa satu), sedangkan asam yang menghasilkan dua ion H⁺ setiap molekulnya disebut asam diprotik (asam berbasa dua), begitu seterusnya. Beberapa contoh asam dan reaksi ionisasinya diberikan pada:

Tabel 2.2 Beberapa Jenis Asam dan Reaksi Ionisasinya

Rumus Asam	Nama Asam	Reaksi Ionisasi	Sisa Asam
Asam Monoprotik
HF	asam flourida	HF →  H+ + F-	F-
HBr	asam bromide	HBr →  H+ + Br-	Br-
HCN	asam sianida	HCN →  H+ + CN-	CN-
HClO4	asam perklorat	HClO4 →  H+ + ClO4-	ClO4-
HNO2	asam nitrit	HNO2→  H+ + NO2-	NO2-
Asam Diprotik
H2S	asam sulfide	H2S →  2H+ + S-	S-
H2SO3	asam sulfit	H2SO3 →  2H+ + SO3-	SO32-
H2CO3	asam karbonat	H2CO3 →  2H+ +CO32-	CO32-
H2C2O4	asam oksalat	H2C2O4 →  2H+ + C2O4-	C2O42-
H2SO4	asam sulfat	H2SO4 →  2H+ + SO42-	SO42-
Asam Tiprotik
H3PO3	asam fosfit	H3PO3 →  3H+ + PO33-	PO33-
H3PO4	asam fosfat	H3PO4 →  3H+ + PO43-	PO43-
H3AsO3	asam arsenit	H3AsO3 →  3H+ + AsO33-	AsO33-
H3AsO4	asam arsenat	H3AsO4 →  3H+ + AsO43-	AsO43-

b.   Basa

Basa adalah senyawa yang dalam air dapat menghasilkan ion hidroksida (OH^-). Jadi, pembawa sifat basa adalah ion OH^-. Basa Arrhenius merupakan hidroksida logam, dapat dirumuskan sebagai M(OH)_x, dan dalam air mengion sebagai berikut.

M(OH)_x(aq) →  M^x+(aq) + xOH^-(aq)

Jumlah ion OH^- yang dapat dilepaskan oleh satu molekul basa disebut valensi basa. Beberapa contoh basa Arrhenius diberikan pada:

Tabel 2.3 Beberapa Contoh Basa dan Reaksi Ionisasinya

Rumus Basa	Nama Basa	Reaksi Ionisasi	Valensi Basa
NaOH	natrium hidroksida	NaOH →  Na+ + OH-	1
KOH	kalium hidroksida	KOH →  K+ + OH-	1
Mg(OH)2	magnesium hidroksida	Mg(OH)2 →  Mg2+ + OH-	2
Ca(OH)2	kalsium hidroksida	Ca(OH)2 →  Ca2+ + OH-	2
Ba(OH)2	barium hidroksida	Ba(OH)2 →  Ba+ + OH-	2
Fe(OH)3	besi (III) hidroksida	Fe(OH)3 →  Fe3+ + OH-	3
Fe(OH)2	basi (II) hidroksida	Fe(OH)2 →  Fe2+ + OH-	2
Al(OH)3	alumunium hidroksida	Al(OH)3 →  Al3+ + OH-	3
Sr(OH)2	stronsium hidroksida	Sr(OH)2 →  Sr2+ + OH-	2

c.    Kekurangan Asam Basa Arrhenius

Teori Arrhenius memiliki beberapa kekurangan:

1)      hanya dapat diaplikasikan dalam reaksi yangterjadi dalam air

2)      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

3)      tidak dapat menjelaskan mengapa senyawa yang tidak memiliki OH^-, seperti Na₂CO₃memiliki karakteristik seperti basa.

Berdasarkan kemampuannya untuk terionisasi dalam larutannya, senyawa asam dan basa dibagi menjadi 4 kelompok yaitu:

a)Asam kuat, yaitu asam yang mudah terionisasi dan banyak menghasilkan ion H⁺ dalam larutannya. Contoh: HCl, HBr, HI, H₂SO₄, NHO₃, dan HClO₄.

b)      Asam lemah, yaitu asam yang sedikit terionisasi dan menghasilkan sedikit ion H⁺ dalam larutannya. Contoh: CH₃COOH, HCN, HF, H₂S, H₃PO₄, H₂PO₄, dan H₃PO_3.

c)Basa kuat, yaitu basa yang mudah terionisasi dan banyak menghasilkan ion OH^- dalam larutannya. Contoh: KOH, NaOH, Ba(OH)₂, dan Ca(OH)₂.

d)     Basa lemah, yaitu basa yang sedikit terionisasi dan menghasilkan sedikit ion OH^-dalam larutannya. Contoh: NH₃, Al(OH)₂, Zn(OH)_2, dan NH₄OH.

2.   Teori Asam Basa Bronsted-Lowry

a.    Pengertian Asam dan Basa

Teori asam basa Arrhenius menyatakan bahwa senyawa HCl bersifat asam karena dalam larutannya menghasilkan ion H⁺, sedangkan NaOH bersifat basa karena dalam larutannya melepaskan ion OH^-. Teori asam basa Arrhenius ini berlaku jika dalam keadaan berikut.:

 “Senyawa yang terlibat dalam reaksi harus dalam bentuk larutan. Dan Suatu senyawa dikatan bersifat asam jika dalam larutannya menghasilkan ion H⁺, sedangkan suatu senyawa dikatakan bersifat basa jika dalam larutannya melepaskan ion OH^-.”

Tetapi dalam kenyataan di alam ternyata fakta yang tidak memenuhi aturan Arrhenius tersebut, antara lain:

1)   Gas HCl dan gas NH₃ dapat langsung bereaksi membentuk NH₄Cl.

HCl + NH₃ →  NH₄Cl      Mengapa?

2)   Larutan Na₂CO₃ jika dites dengan indicator menunjukkan sifat basa padahal dalam senyawa tersebut tidak mengandung ion OH^-. Mengapa?

Berdasarkan fakta di atas, maka dapat disimpulkan bahwa teori asam basa Arrhenius belum bisa menjelaskan semua fenomena reaksi kimia.

Menanggapi kekurangan teori asam dan basa Arrhenius tersebut, pada tahun 1923, seorang ahli dari Denmark bernama Johanes N. Bronsted dan Thomas M. Lowry dari Inggris yang bekerja sendiri-sendiri, tetapi dalam waktu yang bersamaan mengembangkan konsep asam basa berdasarkan serah-terima proton (H⁺). Konsep asam basa berdasarkan serah-terima proton dikenal dengan konsep asam-basa Bronsted-Lowry.

Menurut konsep asam-basa Bronsted-Lowry pengertian asam dan basa adalah sebagai berikut:

1)   Asam adalah gugus (spesi) yang cenderung memberi atau melepaskan proton (donor proton)

2)   Basa adalah gugus (spesi) yang cenderung menerima proton (akseptor proton)

Konsep asam-basa dari Bronsted-Lowry lebih luas daripada konsep asam basa Arrhenius karena hal-hal berikut: 

a)   Konsep asam-basa Bronsted-Lowry tidak terbatas dalam pelarut air, tetapi juga mennjelaskan reaksi asam basa dalam pelarut lain atau bahkan reaksi tanpa pelarut.

b)   Asam basa Bronsted-Lowry tidak hanya berupa molekul, tetapi jjuga 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 melepaskan proton.

b.   Asam dan Basa Konjugasi

Suatu asam, setelah melepaskan satu proton, akan membentuk spesi yang disebut basa konjugasi dari asam itu. Spesi itu adalah suatu basa karena dapat menyerap proton dan membentuk kembali asam semula.

Asam ↔  Basa konjugasi + H⁺

Demikian juga dengan suatu basa, setelah menyerap saru proton akan membentuk suatu spesi yang disebut asam konjugasi dari basa itu.

Basa + H⁺ ↔ Asam konjugasi

Pasangan asam dan basa setelah terjadi serah terima proton dinamakan asam-basa konjugasi.

HA	+	H2O	↔	H3O+	+	A-
asam		Basa		asam konjugasi		basa konjugasi

Berikut beberapa contoh asam basa menurut Bronsted dan Lowry diberikan:

Tabel 2.4 Contoh Asam Basa

No	Asam 1		Basa 2		Basa 1		Asam 2
a.	HNO3	+	NH3	↔	NO3-	+	NH4+
b.	HCl	+	H2O	↔	Cl-	+	H3O+
c.	S2-	+	H2O	↔	HS-	+	CH-

Beberapa zat dapat berlaku sebagai basa bila dihadapkan dengan asam dan berlaku sebagai asam bila dihadapkan pada basa. Zat tersebut disebut senyawa amfotir (amfiprotik).

3.      Teori Asam Basa Lewis

a.     Pengertian Asam Basa

Lewis menyatakan bahwa asam adalah suatu molekul  atau ion yang dapat menerima pasangan elektron, sedangkan basa adalah suatu molekul atau ion yang dapat memberikan pasangan elektronnya.

b.   Keunggulan Asam Basa Lewis

Beberapa keunggulan asam basa Lewis yaitu sebagai berikut:

1)   Sama dengan teori Bronsted dan Lowry. Teory ini dapat menjelaskan sifat asam basa dalam pelarut lain ataupun tanpa pelarut.

2)   Teori ini dapat menjelaskan sifat asam basa molekul atau ion yang mempunyai pasangan electron bebas atau yang dapat menerima pasangan electron bebas.

3)   Dapat menerangkan sifat basa dari zat-zat organic seperti DNA dan RNA yang mengandung atom nitrogen yang memiliki pasangan electron bebas.

B.  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 macan sebagai berikut.

1.   Asam Kuat

Reaksi ionisasi asam kuat merupakan reaksi berkesudahan. Secara umum, ionisasi asam kuat dirumuskan sebagai berikut.

HA

→

H+

+

A-

[H+]

=

valensi asam

.

M

2.   Asam Lemah

Reaksi ionisasi asam lemah merupakan reaksi kesetimbangan. Secara umum, ionisasi asam lemah dapat dirumuskan sebagai berikut.

HA	↔	H+	+	A-
[H+] =   Ka .HA

C.  Kekuatan Basa

     Kekuatan basa dipengaruhi oleh banyaknya ion-ion OH^- yang dihasilkan oleh senyawa basa dalam larutannya. Berdasarkan banyak sedikitnya ion OH^- yang dihasilkan, larutan basa dibedakan menjadi dua macam yaitu,

1.   Basa Kuat

            Basa kuat yaitu senyawa basa yang dalam larutannya terion seluruhnya mmenjadi ion-ionnya. Reaksi ionisasi basa kuat merupakan reaksi berkesudahan.

Secara umum, ionisasi basa kuat dirumuskan sebagai berikut.

M(OH)x

→

Mx+

+

x OH-

[OH-]

=

valensi basa

.

M

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)

→

M+

+

OH-

[OH+]

=

Kb .M(OH)

D.    Derajat Keasaman (pH)

a.       Konsep pH

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

pH

=

-log [H+]

Analog dengan di atas, maka:

pOH

=

-log [OH-]

Sedangkan hubungan antara pH dan pOH adalah:

Kw	=	[H+] [OH+]
-log Kw	=	-log [H+] + (-log[OH-])

pKw

=

pH + pOH

Pada suhu 25°C , pK_w  = pH + pOH  = 14

b.      Pengukuran pH

1)      Menggunakan Beberapa Indikator

      Indikator adalah asam organic lemah atau basa organik lemah yang dapat berubah warna pada rentang harga pH tertentu. Harga pH pada larutan dapat diperkirakan dengan menggunakan trayek pH indikator. Indikator memiliki trayek perubahan warna berbeda-beda.

2)      Menggunakan Indikator Universal

      pH suatu larutan juga dapat ditentukan dengan menggunakan indicator universal, yaitu campuran berbagai indikator yang dapat menunjukkan pH suatu larutan dari perubahan warnanya.

Warna indikator universal larutan dapat dilihat pada tabel 1.5

Tabel 2.5 Warna Indikator Universal pada Berbagai pH

pH	Warna Indikator Universal	pH	Warna Indikator Universal
1	merah	8	biru
2	merah lebih muda	9	biru muda
3	merah muda	10	ungu sangat muda
4	merah jingga	11	ungu muda
5	jingga	12	ungu tua
6	kuning	13	ungu tua
7	hijau	14	ungu tua

3)      Menggunakan pH-meter

      pH-meter adalah alat pengukur pH dengan ketelitian sangat tinggi.

E.     Reaksi Penetralan

1)      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 dan 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

Jika larutan asam basa dicampur, maka sifat garam yang terbentuk ada tiga kemungkinan, yaitu:

a.       Jika asam kuat + basa kuat →  garam (netral)

b.      Jika asam kuat + basa lemah →  garam (asam)

c.       Jika asam lemah + basa kuat →  garam (basa)

2)      Titrasi Asam-Basa

Reaksi penetralan dapat digunakan untuk menetapkan kadar atau konsentrasi suatu larutan asam atau basa. Penetapan kadar suatu larutan ini disebut titrasi asam-basa. Titrasi adalah penambahan larutan baku (larutan yang telah diketahui dengan tepat konsentrasinya) ke dalam larutan lain dengan bantuan indikator sampai tercapai titik ekuivalen. Saat perubahan warna indikator disebut titik akhir titrasi.

F.      Reaksi-reaksi dalam Larutan Asam dan Basa

1)      Reaksi Penetralan

Reaksi penetralan yaitu reaksi yang dihasilkan apabila terjadi reaksi antara asam dengan basa.

2)      Reaksi Pembentukan Gas

a.       Gas Hidrogen, terjadi jika asam direaksikan dengan sebagian logam.

b.      Gas Karbon Dioksida, antara lain dihasilkan dari reaksi antara garam-garam karbonat dengan asam.

3)      Reaksi Pengendapan

4)      Reaksi Oksida