asam-basa

BAB I

PENDAHULUAN

A. Latar Belakang

Mata pelajaran kimia merupakan salah satu mata pelajaran yang

dicantumkan dalam Struktur Kurikulum Tingkat Satuan Pendidikan (KTSP) yang

penggunaannya ditetapkan dalam Permen 24 Tahun 2006.

Mata Pelajaran Kimia bertujuan agar peserta didik menyadari keteraturan

dan keindahan alam serta mengagungkan kebesaran Tuhan YME, memupuk

sikap ilmiah yaitu jujur, objektif, terbuka, ulet, kritis, dan dapat bekerjasama

dengan orang lain, memperoleh pengalaman dalam menerapkan metode ilmiah

melalui percobaan atau eksperimen, meningkatkan kesadaran tentang terapan

kimia yang dapat bermanfaat dan juga merugikan bagi individu, masyarakat, dan

lingkungan serta menyadari pentingnya mengelola dan melestarikan lingkungan

demi kesejahteraan masyarakat, memahami konsep, prinsip, hukum, dan teori

kimia serta saling keterkaitannya dan penerapannya untuk menyelesaikan

masalah dalam kehidupan sehari-hari dan teknologi.

Mata pelajaran Kimia di SMA/MA merupakan kelanjutan IPA di SMP/MTs

yang menekankan pada fenomena alam dan pengukurannya dengan perluasan

pada konsep abstrak yang meliputi aspek-aspek sebagai berikut: konsep asam

basa, teori-teori asam basa, kekuatan asam basa, serta reaksi-reaksi asam

basa.

B. Deskripsi Singkat

Mata diklat ini membahas tentang Pendalaman Materi Kimia yang meliputi

Teori-teori Asam Basa, Kekuatan Asam Basa, dan Reaksi-Reaksi Asam Basa

melalui penyampaian teori.

Pendalaman Materi Kimia 1

C. Manfaat

Modul ini bermanfaat bagi para PNS yang mengikuti diklat teknis pendidikan

untuk menambah wawasan, memahami dan mampu mengaplikasikan

pendalaman materi Kimia.

D. Tujuan Pembelajaran

1. Kompetensi Dasar : Setelah mengikuti mata diklat ini peserta dapat

mendeskripsikan teori-teori asam basa dengan

menentukan sifat larutan dan menghitung pH

larutan

2. Indikator Keberhasilan : Peserta mampu menjelaskan Teori-Teori Asam

Basa, Kekuatan Asam Basa, serta Reaksi-

Reaksi Asam Basa dan Ciri-Cirinya.

E. Materi Pokok dan Sub Materi Pokok

1. Materi Pokok

a. Teori-Teori Asam Basa

b. Kekuatan Asam Basa

c. Reaksi-Reaksi Asam Basa dan Perhitungannya

2. Sub Materi Pokok

1.1 Teori Asam Basa Arrhenius dan pH Larutan

1.2 Teori Asam Basa Bronsted Lowry

1.3 Teori Asam Basa Lewis

2.1 Hubungan Keelektrolitan dan Kekuatan Asam Basa

2.2 Hubungan pH Larutan dan Kekuatan Asam Basa


2.3 Derajat Disosiasi dan Perhitungan [H+] dan [OH-]

3.1. Reaksi-Reaksi Asam Basa

3.2. Perhitungan Stoikiometri Reaksi Asam Basa

F. Petunjuk Belajar

Untuk mencapai hasil pembelajaran yang optimal peserta perlu

mengikuti beberapa petunjuk, antara lain sebagai berikut :

1. Peserta diklat memahami modul pembelajaran agar mengerti pokok

bahasan, sub pokok bahasan, kompetensi dasar serta indikator hasil

belajar.

2. Peserta harus membaca modul agar dapat memahami materi

dengan baik.


BAB II

TEORI-TEORI ASAM BASA

A. Teori Asam Basa Arrhenius dan pH Larutan

Pengertian asam dan basa yang modern mula-mula dikemukakan oleh

Svante Arrhenius pada tahun 1887. Menurut Arrhenius, asam adalah zat yang

bila dilarutkan dalam air akan mengalami ionisasi dengan membentuk ion

hidrogen [H+] sebagai satu-satunya ion positif. Sementara itu, basa didefinisikan

sebagai zat yang bila dilarutkan dalam air akan mengalami ionisasi dengan

membentuk ion-ion hidroksida [OH-] sebagai satu-satunya ion negatif.

Dengan demikian, dapat dikatakan bahwa asam adalah senyawa yang

mengandung ion hidrogen dengan satu atau lebih unsur lain dan basa

merupakan senyawa yang mengandung ion hidroksida dengan satu atau lebih

unsur lain.

a) Asam

Berdasarkan banyaknya ion hidrogen yang dihasilkan maka larutan asam

dapat dibagi menjadi asam monobasis dan asam polibasis

1) Asam monobasis (berbasa satu) adalah asam yang dalam larutan air akan

menghasilkan satu ion hidrogen (H+).

Contohnya adalah:

HCl(aq) H+(aq) + Cl (aq)

asam klorida ion hidrogen ion klorida

CH3COOH(aq) H+(aq) + CH3COO-

(aq)

Pendalaman Materi Kimia

Indikator Keberhasilan:Peserta mampu menjelaskan teori-teori asam basa

4

asam asetat ion hidrogen ion asetat

2) Asam polibasis (berbasa banyak) adalah asam yang dalam larutan air

menghasilkan lebih dari satu ion hidrogen (H+).

Contohnya adalah:

H2SO4(aq) H+(aq) + HSO4 (aq)

asam sulfat ion hidrogen ion hidrogensulfat

HSO4(aq) H+(aq) + SO4(aq)

ion hidrogen sulfat ion hidrogen ion sulfat

Asam monobasis dan polibasis disebut juga asam monoprotik dan

poliprotik. Dalam keadaan sebenarnya, ion hidrogen tidak dapat berdiri bebas.

Dalam larutan air, ion hidrogen (H+) akan berikatan secara koordinasi dengan

molekul air (H2O) menjadi ion hidronium (H3O+).

H+(aq)+ H2O(l) H3O+

(aq)

Dengan demikian, reaksi ionisasi dalam contoh tersebut di atas dituliskan

sebagai berikut:

HCl(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + Cl-(aq)

CH3COOH(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + CH3COO-

(aq)

H2SO4(aq) + 2H2O(l) 2H3O+(aq) + SO4

2- (aq)

b) Basa

Seperti halnya larutan asam, larutan basa juga dibagi menjadi basa

monoasidik dan poliasidik. Pembagian ini menunjukkan sifat keasaman

(hidroksitas) suatu basa.

1) Basa monoasidik yaitu basa yang dalam larutan air menghasilkan

NaOH(aq) Na+(aq) + OH-

(aq)

natrium hidroksida ion natrium ion hidroksida

NH4OH(aq) NH4+ (aq) + OH- (aq)


amonium hidroksida ion amonium ion hidroksida

2) Basa poliasidik, yaitu basa yang dalam larutan air menghasilkan lebih dari

satu ion hidroksida (OH-)

Contohnya adalah:

Ca(OH)2(aq) Ca2+(aq) + 2OH- (aq)

kalsium hidroksida ion kalsium ion hidroksida

Berdasarkan sifat-sifat ion di atas, maka reaksi antara ion H+ dan OH- dapat

membentuk H2O. Proses ini disebut dengan netralisasi.

pH Larutan

Pada pembahasan asam basa Arrhenius, kita telah mempelajari

penggunaan H+ dan OH- untuk menjelaskan pengertian asam-basa. Selain

menjelaskan pengertian asam basa H+ dan OH- juga dapat digunakan untuk

menerangkan derajat keasaman atau kebasaan larutan asam basa. Semakin

besar konsentrasi H+, semakin besar sifat asamnya. Sebaliknya, semakin besar

konsentrasi OH-, semakin besar sifat basanya.

Namun, pernyataan kekuatan asam atau kekuatan basa menggunakan

[H+] dan [OH-] memberikan angka yang nilainya sangat kecil dan cara

penulisannya tidak sederhana. Untuk menghindari kesulitan-kesulitan yang dapat

ditimbulkan oleh penggunaan angka-angka yang tidak sederhana ini, pada 1909,

Soren Peter Lauritz Sorensen (1868-1939), seorang ahli biokimia dari Denmark

mengajukan penggunaan istilah pH. Angka pH suatu larutan menyatakan derajat

atau tingkat keasaman larutan tersebut. Nilai pH diperoleh sebagai hasil negatif

logaritma 10 dari konsentrasi ion H+. Dengan demikian, untuk larutan asam

berlaku:

pH = - log [H+]

Analog dengan pH, untuk larutan basa berlaku

pOH = - log [OH-]


B. Teori Asam Basa Bronsted-Lowry

Pada tahun 1923, Johanes Bronsted dan Thomas Lowry mengemukakan

bahwa reaksi asam dan basa dapat dipandang sebagai reaksi transfer proton,

dan asam-basa dapat didefinisikan dalam bentuk transfer proton.

Menurut teori asam-basa Bronsted-Lowry, suatu asam adalah spesi yang

memberikan (donor) proton, sedangkan basa adalah yang bertindak sebagai

penerima (akseptor) proton dalam suatu reaksi transfer proton.

Pada reaksi asam Basa Bronsted-Lowry, terdapat dua pasangan asam

basa. Pasangan pertama merupakan pasangan antara asam dengan basa

konjugasi (yang menyerap proton); dalam hal ini ditandai dengan Asam-1 dan

Basa-1. Pasangan kedua adalah pasangan antara basa dengan asam konjugasi

(yang memberi proton); dalam hal ini ditandai dengan Basa-2 dan Asam-2.

Rumusan kimia pasangan asam-basa konjugasi hanya berbeda satu proton (H+).

Perhatikan contoh-contoh berikut.

Asam-1 + Basa-2 Basa-1 + Asam-2

HCl + NH3 Cl- + NH4+

H2O + CO3 OH- + HCO3-

CH3COOH + H2O CH3COO- + H3O+

HNO2 + CH3COOH NO2-+ CH3COOH2+

Teori tersebut bertentangan dengan yang dikemukakan Arrhenius, yakni

bahwa jika ada senyawa yang bersifat asam (menghasilkan ion H+) tidak

memiliki hubungan dengan senyawa lain yang bersifat basa (menghasilkan OH-).

Sekarang dapat diungkapkan beberapa cara yang menunjukkan bahwa

model asam-basa menurut Bronsted-Lowry lebih luas cakupannya dibandingkan

model dari Arrhenius. Menurut model Bronsted-Lowry :

Basa adalah spesi akseptor proton, misalnya ion OH-.

Asam dan basa dapat berupa ion atau molekul.

Reaksi asam-basa tidak terbatas pada larutan air.


Beberapa spesi dapat bereaksi sebagai asam atau basa tergantung pada

pereaksi

Menurut Bronsted dan Lowry, asam adalah suatu zat yang dapat memberi

proton (donor ion H+), sedangkan basa adalah suatu zat yang dapat menerima

proton (akseptor ion H+). Berdasarkan definisi tersebut, dapat dikatakan bahwa

jika terdapat zat yang bersifat asam, harus terdapat zat yang bersifat basa,

demikian pula sebaliknya. Hal ini sesuai dengan “memberikan proton”, yang

memiliki pengertian tidak mungkin terjadi peristiwa “memberikan proton” jika

tidak ada zat lain yang akan “menerima proton” tersebut.

C. Teori Asam Basa Lewis

Di tahun 1923 ketika Bronsted dan Lowry mengusulkan teori asam-

basanya, Lewis juga mengusulkan teori asam basa baru juga. Lewis, yang juga

mengusulkan teori oktet, memikirkan bahwa teori asam basa sebagai masalah

dasar yang harus diselesaikan berlandaskan teori struktur atom, bukan

berdasarkan hasil percobaan.

Teori asam basa Lewis:

Asam: zat yang dapat menerima pasangan elektron.

Basa: zat yang dapat mendonorkan pasangan elektron.

Semua zat yang didefinisikan sebagai asam dalam teori Arrhenius juga

merupakan asam dalam kerangka teori Lewis karena proton adalah akseptor

pasangan elektron . Dalam reaksi netralisasi proton membentuk ikatan koordinat

dengan ion hidroksida.

H+ + OH- H2O

Situasi ini sama dengan reaksi fasa gas yang pertama diterima sebagai

reaksi asam basa dalam kerangka teori Bronsted dan Lowry.


HCl(g) + NH3(g) NH4Cl(s)

Dalam reaksi ini, proton dari HCl membentuk ikatan koordinat dengan

pasangan elektron bebas atom nitrogen.

Keuntungan utama teori asam basa Lewis terletak pada fakta bahwa

beberapa reaksi yang tidak dianggap sebagai reaksi asam basa dalam kerangka

teori Arrhenius dan Bronsted Lowry terbukti sebagai reaksi asam basa dalam

teori Lewis. Sebagai contoh reakasi antara boron trifluorida BF3 dan ion fluorida

F-.

BF3 + F- BF4-

Reaksi ini melibatkan koordinasi boron trifluorida pada pasangan elektron

bebas ion fluorida. Menurut teori asam basa Lewis, BF3 adalah asam. Untuk

membedakan asam semacam BF3 dari asam protik (yang melepas proton,

dengan kata lain, asam dalam kerangka teori Arrhenius dan Bronsted Lowry),

asam ini disebut dengan asam Lewis. Boron membentuk senyawa yang tidak

memenuhi aturan oktet, dan dengan demikian adalah contoh khas unsur yang

membentuk asam Lewis.

Karena semua basa Bonsted Lowry mendonasikan pasangan elektronnya

pada proton, basa ini juga merupakan basa Lewis. Namun, tidak semua asam

Lewis adalah asam Bronsted Lowry sebagaimana dinyatakan dalam contoh di

atas.

Dari ketiga definisi asam basa di atas, definisi Arrhenius yang paling

terbatas. Teori Lewis meliputi asam basa yang paling luas. Sepanjang yang

dibahas adalah reaksi di larutan dalam air, teori Bronsted Lowry paling mudah

digunakan, tetapi teori Lewis lah yang paling tepat bila reaksi asam basa

melibatkan senyawa tanpa proton.


D. Rangkuman

Menurut Arrhenius, Asam ialah senyawa yang dalam larutannya dapat

menghasilkan ion H+, sedangkan Basa ialah senyawa yang dalam larutannya

dapat menghasilkan ion OH-.

Contoh:

1) HCl(aq) → H+(aq) + Cl-(aq)

2) NaOH(aq) → Na+(aq) + OH-(aq)

Menurut Bronsted-Lowry Asam ialah proton donor, sedangkan basa

adalah proton akseptor.

Contoh:

1) HAc(aq) + H2O(l) ↔ H3O+(aq) + Ac-(aq)

asam-1 basa-2 asam-2 basa-1

HAc dengan Ac- merupakan pasangan asam-basa konjugasi. H3O+ dengan H2O

merupakan pasangan asam-basa konjugasi.

2) H2O(l) + NH3(aq) ↔ NH4+(aq) + OH-(aq)

asam-1 basa-2 asam-2 basa-1

H2O dengan OH- merupakan pasangan asam-basa konjugasi. NH4+ dengan NH3

merupakan pasangan asam-basa konjugasi.

Teori asam basa Lewis menyatakan bahwa asam adalah zat yang dapat

menerima pasangan elektron, sedangkan basa adalah zat yang dapat

mendonorkan pasangan elektron.

E. Latihan

Jawablah pertanyaan ini dengan benar?

1. Apa yang anda ketahui tentang asam dan basa?

2. Jelaskan teori asam basa yang dikemukakan oleh Arrhenius!


BAB III

KEKUATAN ASAM BASA

A.

Hubungan Keelektrolitan dan Kekuatan Asam Basa

Kekuatan larutan elektrolit dapat diuji dengan menggunakan alat penguji

elektrolit. Larutan elektrolit kuat dapat diketahui dengan adanya nyala lampu dan

gelembung gas. Adapun pada larutan elektrolit lemah, lampu tetap menyala,

tetapi mungkin redup bahkan tidak menyala. Meskipun demikian, tetap terjadi

gelembung gas. Hal yang sama terjadi pada larutan asam/basa kuat yang dapat

diketahui dengan nyala lampu dan adanya gelembung gas. Adapun untuk larutan

asam/basa lemah hanya terdapat gelembung gas dan lampu tidak menyala atau

menyala redup.

Asam kuat bereaksi dengan air menghasilkan larutan yang mengandung

ion hidronium (H3O+) dan anion dari asam. Sebagai contoh, jika HCl dilarutkan

dalam air, akan terbentuk ion H3O+(aq) dan Cl-(aq). Larutan asam kuat/basa kuat ini

akan menghasilkan arus listrik, seperti halnya garam. Adapun asam lemah

seperti asam asetat (CH3COOH) hanya menghasilkan gelembung gas atau

lampu menyala, tetapi redup. Hal tersebut juga berlaku untuk basa lemah.

B. Hubungan pH Larutan dan Kekuatan Asam-Basa


Indikator Keberhasilan:Peserta mampu menjelaskan kekuatan asam basa

11

Kekuatan asam basa dapat juga ditentukan dari pH larutan dengan

konsentrasi yang sama. pH asam kuat lebih kecil dibandingkan pH asam lemah,

sedangkan pH basa kuat lebih besar dibandingkan dengan pH basa lemah.

Asam kuat dalam air menghasilkan ion H+ secara sempurna sehingga memiliki

harga pH kecil (berkisar 1-2). Adapun asam lemah dalam air menghasilkan ion

H+ secara tidak sempurna sehingga memiliki pH besar (berkisar (3-5).

Begitu juga basa kuat dalam air menghasilkan ion OH- secara sempurna

sehingga memiliki harga pOH kecil (harga pH besar, yaitu berkisar 12-13). Basa

lemah dalam air menghasil ion OH- secara tidak sempurna sehingga memiliki

harga pOH besar (harga pH kecil, yaitu berkisar 9-11). Harga kisaran tersebut

sangat bergantung pada konsentrasi senyawanya.

C. Derajat Disosiasi dan Perhitungan [H+] dan [OH-]

Kekuatan asam ditentukan oleh kemampuan menghasilkan ion H+.

Semakin banyak ion H+ yang dihasilkan, semakin kuat sifat asamnya. Begitu juga

kekuatan basa, sangat ditentukan oleh kemampuan menghasilkan ion OH-.

Semakin banyak ion OH- yang dihasilkan, semakin kuat sifat basanya. Jumlah

ion H+ atau ion OH- yang dihasilkan ditentukan oleh nilai derajat ionisasi (a), yang

dirumuskan sebagai berikut:

a = å mol zat yang terionisasi

å mol zat yang dilarutkan

Untuk asam/basa kuat : a mendekati 1

Untuk asam/basa lemah : 0 < a < 1

a. Asam Kuat

Asam kuat merupakan senyawa elektrolit kuat. Di dalam air, senyawa ini

dapat menghasilkan ion H+ secara sempurna, yaitu seluruh molekul asam

membentuk ion. Jumlah mol zat yang terionisasi sama dengan jumlah mol zat

mula-mula. Dengan demikian, harga derajat ionisasi sama dengan satu (α = 1).


Dalam penulisan reaksi ionisasi asam kuat, digunakan satu anak panah

yang menyatakan bahwa seluruh asam kuat terionisasi. Perhatikan reaksi

berikut.

HCl (aq) H+ (aq) + Cl- (aq)

H2SO4 (aq) 2H+(aq) + SO4

2-(aq)

Contoh senyawa asam kuat lainnya adalah HBr (aq), HI (aq), HNO3 (aq), dan

HClO4 (aq). Konsentrasi ion H+ yang dihasilkan dan koefisien senyawa asalnya.

Konsentrasi ion H+ dapat dihitung emnggunakan persamaan berikut.

[H+] = a x Ma

Keterangan : a = jumlah atom H yang dilepas

Ma = kemolaran asam

b. Basa Kuat

Basa kuat merupakan senyawa elektrolit kuat. Di dalam air, senyawa ini

menghasilkan ion OH- secara sempurna, yaitu seluruh molekul basa membentuk

ion (α = 1). Dalam penulisan ionisasi basa kuat, digunakan satu anak panah

yang menunjuk ke arah yang menyatakan bahwa seluruh basa kuat terionisasi.

Perhatikan contoh reaksi ionisasi basa kuat berikut.

NaOH (aq) Na+ (aq) + OH- (aq)

Ba(OH)2 (aq) Ba2+ (aq) + 2OH- (aq)

Contoh basa kuat lainnya adalah KOH (aq), RbOH (aq), Ca(OH)2 (aq), dan

Sr(OH)2 (aq). Konsentrasi ion OH- yang dihasilkan dapat dihitung secara

stoikiometri sesuai dengan koefisien ion OH-. Konsentrasi ion OH- dihitung

menggunakan rumus berikut.

[OH-] = b x Mb

Keterangan : b = jumlah gugus OH yang diikat

Mb = kemolaran basa

c. Asam Lemah


Senyawa asam lemah merupakan elektrolit lemah sehingga di dalam air

dapat terionisasi, tetapi tidak sempurna. Harga derajat ionisasi asam lemah

berkisar antara mol dan satu ( 0 < α < 1 ). Senyawa ini terionisasi tidak sempurna

sehingga masih ada molekul yang tidak terionisasi. Reaksinya merupakan reaksi

kesetimbangan. Penulisan reaksi ionisasi asam lemah digunakan dua anak

panah dengan arah bolak balik. Perhatikan contoh reaksi berikut.

CH3COOH (aq) CH3COO- (aq) + H+ (aq)

HF (aq) H+ (aq) + F- (aq)

H2S (aq) H+ (aq) + HS- (aq)

d. Basa Lemah

Seperti asam lemah, basa lemah merupakan senyawa elektrolit lemah

yang akan mengalami reaksi ionisasi tidak sempurna ( 0 < α < 1 ). Perhatikan

reaksi berikut.

NH4OH (aq) NH4+ (aq) + OH- (aq)

Dengan menggunakan prinsip penurunan yang sama seperti pada

perhitungan konsentrasi ion H+ dalam asam lemah, diperoleh persamaan berikut.

[OH-] = √Kb x Mb (1 – α)

Pada umumnya, senyawa basa lemah memiliki harga α yang sangat kecil

sehingga dapat diabaikan. Dengan demikian, persamaan umum yang biasa

digunakan untuk menghitung konsentrasi OH- adalah

[OH-] = √Kb x √Mb

Derajat ionisasi basa lemah dihitung menggunakan rumus berikut.

α = [OH - ]

Mb

Adapun hubungan α dengan Kb dapat dituliskan sebagai berikut.

α =√ KbMb

D. Rangkuman


Asam kuat bereaksi dengan air menghasilkan larutan yang mengandung

ion hidronium (H3O+) dan anion dari asam. Kekuatan asam basa dapat juga

ditentukan dari pH larutan dengan konsentrasi yang sama. pH asam kuat lebih

kecil dibandingkan pH asam lemah, sedangkan pH basa kuat lebih besar

dibandingkan dengan pH basa lemah. Asam kuat dalam air menghasilkan ion H+

secara sempurna sehingga memiliki harga pH kecil (berkisar 1-2). Adapun asam

lemah dalam air menghasilkan ion H+ secara tidak sempurna sehingga memiliki

pH besar (berkisar (3-5).

Kekuatan asam ditentukan oleh kemampuan menghasilkan ion H+.

Semakin banyak ion H+ yang dihasilkan, semakin kuat sifat asamnya. Begitu juga

kekuatan basa, sangat ditentukan oleh kemampuan menghasilkan ion OH-.

Semakin banyak ion OH- yang dihasilkan, semakin kuat sifat basanya. Jumlah

ion H+ atau ion OH- yang dihasilkan ditentukan oleh nilai derajat ionisasi (a).

E. Latihan

Jawablah pertanyaan ini dengan benar?

1. Tentukan asam konjugat dari HCO3-.

2. Tentukan pasangan asam-basa konjugasi dari reaksi:

HSO4- + CO3

2- SO42- + HCO3

-


BAB IVREAKSI ASAM BASA DAN PERHITUNGANNYA

A. Reaksi-Reaksi Asam Basa

a. Reaksi Larutan asam dan larutan basa

Larutan asam akan menghasilkan garam dan air jika direaksikan dengan

larutan basa.

Perhatikan reaksi-reaksi asam basa berikut ini.

HCl (aq) + NaOH (aq) NaCl (aq) + H2O (l)

2HCl (aq) + Ba(OH)2 (aq) BaCl2 (aq) + H2O (l)

H2SO4 (aq) + 2NaOH (aq) Na2SO4 (aq) + 2H2O (l)

H2SO4 (aq) + Ba(OH)2 (aq) BaSO4 (s) + 2H2O (l)

HNO3 (aq) + KOH (aq) KNO3 (aq) + H2O (l)

CH3COOH (aq) + NaOH (aq) CH3COONa (aq) + H2O (l)

b. Reaksi Oksida Asam dan Larutan Basa

Oksida asam merupakan senyawa antara unsur nonlogam dan oksigen.

Oksida asam dan air bereaksi membentuk larutan asam.

SO3 (g) + H2O (l) H2SO4 (aq)

Cl2O7 (aq) + H2O (l) 2HClO4 (aq)

N2O5 (aq) + H2O (l) 2HNO3 (aq)


Indikator Keberhasilan:Peserta mampu mencontohkan reaksi asam basa dan perhitungannya.

Asam + Basa Garam + Air

Oksida asam + air asam

16

Selanjutnya, larutan asam yang terbentuk dengan larutan basa bereaksi

menghasilkan garam dan air. Secara keseluruhan, reaksi antara oksida asam

dan basa berlangsung sebagai berikut.

Perhatikan reaksi-reaksi berikut.

SO3 (g) + 2NaOH (aq) Na2SO4 (aq) + H2O (l)

Cl2O7 (aq) + 2KOH (aq) 2KClO4 (aq) + H2O (l)

N2O5 (aq) + Ba(OH)2 (aq) Ba(NO3)2 (aq) + H2O (l)

SO3 (g) + Ca(OH)2 (aq) CaSO4 (aq) + H2O (l)

c. Reaksi Oksida Basa dan Larutan Asam

Oksida basa bereaksi dengan air membentuk larutan basa. Oksida basa

merupakan senyawa antara unsur logam dan oksigen.

Na2O (s) + H2O (l) 2NaOH (aq)

K2O (s) + H2O (l) 2KOH (aq)

BaO (s) + H2O (l) Ba(OH)2 (aq)

CaO (s) + H2O (l) Ca(OH)2 (aq)

Selanjutnya, larutan basa yang terbentuk akan bereaksi dengan larutan

asam akan menghasilkan garam dan air. Secara keseluruhan, reaksi antara

oksida asam dan basa berlangsung sebagai berikut.

Perhatikan reaksi-reaksi berikut.

Na2O (s) + 2HCl (aq) 2NaCl (aq) + H2O (l)

K2O (s) + H2SO4 (aq) K2SO4 (aq) + H2O (l)


Oksida asam + basa garam + air

Oksida basa + H2O basa

Oksida basa + asam garam + air

17

BaO (s) + 2HNO3 (aq) Ba(NO3)2 (aq) + H2O (l)

CaO (s) + 2 HBr (aq) CaBr2 (aq) + H2O (l)

B. Perhitungan Stoikiometri Reaksi Asam-Basa

Jika suatu larutan asam dicampurkan dengan suatu larutan basa, akan

dihasilkan garam dan air. Campuran reaksi akan memiliki harga pH yang

bervariasi bergantung pada jenis asam dan basa yang dicampurkan.

a. Perhitungan Reaksi Pencampuran Larutan Asam-Basa

Reaksi pencampuran asam kuat dan basa kuat memberikan tiga

kemungkinan hasil reaksi, yaitu asam kuat dan basa kuat habis bereaksi, asam

kuat berlebih dan basa kuat habis bereaksi, serta asam kuat habis bereaksi dan

basa kuat berlebih.

1). Asam Kuat dan Basa Kuat Habis bereaksi

Jika asam kuat dan basa kuat yang dicampurkan keduanya habis

bereaksi, setelah reaksi hanya akan terdapat garam dan air. Pada kondisi ini,

larutan bersifat netral dengan pH = 7. Keadaan ini akan tercapai jika

perbandingan jumlah mol pereaksi sesuai dengan perbandingan koefisien

reaksinya.

Contoh soal.

Jika 100 mL larutan HCl 0,1 M dan 100 mL larutan NaOH 0,1 M dicampurkan,

tentukan pH campuran tersebut dan jumlah garam NaCl (Mr = 58,5) yang

terbentuk.

Jawab:

Jumlah mmol HCl = volume HCl X kemolaran HCl

= 100 mL x 0,1 M = 10 mmol

Jumlah mmol NaOH = Volume NaOH x kemolaran NaOH

= 100 mL x 0,1 M = 10 mmol.

Persamaan reaksi:

HCl (aq) + NaOH (aq) NaCl (aq) + H2O (l)


Perbandingan jumlah mmol HCl dan NaOH sesuai dengan perbandingan

koefisiennya sehingga kedua pereaksi tepat habis bereaksi. Hasil reaksi memiliki

pH = 7.

Jumlah mmol NaCl = jumlah mmol HCl

= jumlah mmol NaOH = 10 mmol.

Massa NaCl = jumlah mmol NaCl x Mr NaCl

= 10 mmol x 58,5 mg mmol-1 = 585 mg

Jadi, pH campuran = 7, dan massa garam NaCl = 585 mg.

2). Salah Satu Pereaksi Berlebih

Pada reaksi antara asam kuat dan basa kuat, apabila salah satu pereaksi

berlebih, pada akhir reaksi akan diperoleh garam, air, dan sisa asam kuat/basa

kuat. Nilai pH campuran hasil reaksi akan bergantung pada jenis pereaksi yang

berlebih. Campuran akan bersifat asam apabila asam kuat berlebih dan bersifat

basa bila basa kuat berlebih.

Contoh soal.

Jika 500 mL larutan HBr 0,1 M dan 500 mL larutan NaOH 0,2 M dicampurkan,

tentukan pH campuran dan jumlah garam NaBr (Mr = 103) yang dihasilkan.

Jawab.

Jumlah mmol HBr = volume HBr x kemolaran HBr

= 500 mL x 0,1 M = 50 mmol.

Jumlah mmol NaOH= volume NaOH x kemolaran NaOH

= 500 mL x 0,2 M = 100 mmol

Persamaan reaksi:

HBr (aq) + NaOH (aq) NaBr (aq) + H2O (l)

HBr dan NaOH memiliki koefisien reaksi yang sama besar, tetapi jumlah mmol

HBr lebih kecil daripada jumlah mmol NaOH. Dalam hal ini, senyawa yang habis

bereaksi adalah senyawa yang memiliki jumlah mmol yang lebih kecil (HBr).

Jumlah mmol NaOH sisa = 100 mmol - 50 mmol = 50 mmol


[NaOH]sisa = jumla hmmolNaOH sisa

Volume total =

50mmol1.000mL

= 5 x 10-2 M

[OH-] = [NaOH]sisa = 5 x 10-2 M

pOH = -log [OH-] = -log 5 x 10-2 = 2 – log 5

pH = 14 – pOH = 12 + log 5 = 12,7

jumlah mmol NaBr = jumlah mmol HBr = 50 mmol.

Massa NaBr = jumlah mmol NaBr x Mr NaBr

= 50 mmol x 103 mg mmol-1 = 5.150 mg = 5,15 g

Jadi, pH campuran = 12,7 dan dihasilkan 5,15 g NaBr.

b. Perhitungan Campuran Reaksi

Derajat keasaman atau pH suatu larutan dapat diubah sesuai dengan

kebutuhan. Salah satu caranya dengan menambahkan senyawa basa atau

asam. Dengan perhitungan kimia, jumlah senyawa basa atau asam yang harus

ditambahkan dapat diperkirakan. Untuk itu, pelajarilah contoh soal campuran

reaksi berikut ini dengan harga pH yang diketahui.

Contoh soal.

Suatu larutan dengan volume 100 mL memiliki pH = 2. Berapa jumlah NaOH

padatan yang harus ditambahkan agar pH larutan bertambah menjadi 4? Volume

larutan dianggap tidak berubah akibat penambahan NaOH dan Mr NaOH = 40.

Jawab.

Keadaan awal:

pH = 2

[H+] = 10-2 M

Jumlah mmol H+ = volume x kemolaran H+

= 100 mL x 10-2 M

= 1 mmol

Keadaan akhir:

pH = 4


[H+] = 10-4 M

Jumlah mmol H+ = volume x kemolaran H+

= 100 x 10-4

= 0,01 mmol.

Jumlah mmol H+ yang bereaksi = jumlah mmol H+ awal – jumlah mmol H+ akhir

= 1 mmol – 0,01 mmol

= 0,99 mmol

Ion H+ bereaksi dengan NaOH berdasarkan persamaan reaksi berikut.

H+ (aq) + NaOH (aq) Na+ (aq) + H2O (l)

Jumlah mmol NaOH= jumlah mmol H+

= 0,99 mmol

Massa NaOH = jumlah mmol NaOH x Mr NaOH

= 0,99 mmol x 40 mg mmol-1

= 39,6 mg.

Jadi, NaOH yang harus ditambahkan sebanyak 39,6 mg.

D. Rangkuman

Jika suatu larutan asam dicampurkan dengan suatu larutan basa, akan



Reaksi pencampuran asam kuat dan basa kuat memberikan tiga

kemungkinan hasil reaksi, yaitu asam kuat dan basa kuat habis bereaksi, asam

kuat berlebih dan basa kuat habis bereaksi, serta asam kuat habis bereaksi dan

basa kuat berlebih.

Jika asam kuat dan basa kuat yang dicampurkan keduanya habis

bereaksi, setelah reaksi hanya akan terdapat garam dan air. Pada kondisi ini,

larutan bersifat netral dengan pH = 7. Keadaan ini akan tercapai jika

perbandingan jumlah mol pereaksi sesuai dengan perbandingan koefisien

reaksinya.


Pada reaksi antara asam kuat dan basa kuat, apabila salah satu pereaksi

berlebih, pada akhir reaksi akan diperoleh garam, air, dan sisa asam kuat/basa

kuat. Nilai pH campuran hasil reaksi akan bergantung pada jenis pereaksi yang

berlebih. Campuran akan bersifat asam apabila asam kuat berlebih dan bersifat


E. Latihan

Jawablah pertanyaan ini dengan benar!

1. Terdapat 200 mL larutan H2SO4 yang memiliki pH = 1. Berapa jumlah

NaOH (Mr = 40) padatan yang harus ditambahkan agar pH larutan

berubah menjadi 2? Perubahan volume akibat penambahan NaOH

dianggap tidak terjadi.


BAB V

PENUTUP

A. Kesimpulan

1. Menurut Arrhenius, Asam ialah senyawa yang dalam larutannya dapat

menghasilkan ion H+, sedangkan Basa ialah senyawa yang dalam

larutannya dapat menghasilkan ion OH-.

2. Menurut Bronsted-Lowry Asam ialah proton donor, sedangkan basa

adalah proton akseptor.

3. Teori asam basa Lewis menyatakan bahwa asam adalah zat yang dapat

menerima pasangan elektron, sedangkan basa adalah zat yang dapat

mendonorkan pasangan elektron.

4. Asam kuat bereaksi dengan air menghasilkan larutan yang mengandung

ion hidronium (H3O+) dan anion dari asam. Kekuatan asam basa dapat

juga ditentukan dari pH larutan dengan konsentrasi yang sama. pH asam

kuat lebih kecil dibandingkan pH asam lemah, sedangkan pH basa kuat

lebih besar dibandingkan dengan pH basa lemah.

5. Kekuatan asam ditentukan oleh kemampuan menghasilkan ion H+.

Semakin banyak ion H+ yang dihasilkan, semakin kuat sifat asamnya.

Begitu juga kekuatan basa, sangat ditentukan oleh kemampuan

menghasilkan ion OH-. Semakin banyak ion OH- yang dihasilkan, semakin

kuat sifat basanya.

6. Jika suatu larutan asam dicampurkan dengan suatu larutan basa, akan



7. Pada reaksi antara asam kuat dan basa kuat, apabila salah satu pereaksi

berlebih, pada akhir reaksi akan diperoleh garam, air, dan sisa asam

kuat/basa kuat. Nilai pH campuran hasil reaksi akan bergantung pada

jenis pereaksi yang berlebih.


8. Campuran akan bersifat asam apabila asam kuat berlebih dan bersifat


B. Tindak Lanjut

Apabila guru ingin melaksanakan pendalaman materi Kimia, hendaknya

terlebih dahulu membuat pemetaan analisa standar kompetensi dan

kompetensi dasar untuk mengetahui materi essensial, karena tidak semua

pokok bahasan harus dilaksanakan pendalaman, dalam pelaksanaan

pendalaman materi perlu memahami strategi dan metodologi pembelajaran

yang sesuai dengan materi yang akan disampaikan


DAFTAR PUSTAKA

Oxtoby, David W., et al, Kimia Modern, Penerbit Erlangga, Jakarta, 2001

Rahmini, Sri, et al, Ilmu Pengetahuan Alam Kimia 1 Untuk SMP/MTs Kelas VII, PT. Aneka Ilmu, Semarang, 2007

Sutresna, Nana, Cerdas Belajar Kimia untuk Kelas XI SMA/MA Program IPA, Penerbit Grafindo Media Pratama, Bandung, 2007

Departemen Agama RI, Badan Litbang dan Diklat, Pusdiklat Tenaga Teknis Keagamaan, Modul Pendalaman Materi IPA Untuk Guru Madrasah Tsanawiyah, Modul 2, Jakarta, 2008

Departemen Agama RI, Badan Litbang dan Diklat, Pusdiklat Tenaga Teknis Keagamaan, Modul Diklat Rumpun Bidang Pendidikan dan Akademik, Pendalaman Materi Kimia Aspek Asam dan Basa, Jakarta, 2009


asam-basa

Documents