BAB I PENDAHULUAN 1.1 Latar Belakang Asam dan basa merupakan dua golongan zat kimia yang sangat penting. Dalam kehidupan sehari-hari, kita mengenal berbagai zat yang kita golongkan sebagai asam, misalnya asam cuka, asam sitrun, asam jawa, asam belimbing, serta asam lambung. Salah satu sifat asam adalah rasanya yang masam. Kita juga mengenal zat yang kita golongkan sebagai basa, misalnya kapur sirih, kaustik soda, air sabun dan air abu. Salah satu sifat basa adalah dapat melarutkan lemak, itulah sebabnya abu (abu gosok) digunakan untuk mencuci piring. 1.2 Tujuan dan Manfaat Tujuan : 1. Untuk memenuhi tugas mata kuliah Kimia Dasar I 2. Untuk mengulas materi asam-basa 3. Untuk memberikan informasi kegunaan asam-basa dalam kehidupan sehari-hari Manfaat : 1. Pembaca dapat mengetahui tentang teori asam-basa 2. Pembaca dapat mengetahui kegunaan asam-basa dalam kehidupa sehari-hari 1.1 Pembatasan Masalah Pembahasan masalah pada makalah ini dibatasi tentang teori asambasa, sifat-sifat dan jenis-jenis asam-basa, konsep perhitungan asambasa, dan kurva pH. 1.2 Metode Penelitian Makalah ini disusun dengan menggunakan metode studi pustaka yang datanya diambil dari buku dan internet. 1.3 Sistematika Penulisan BAB I : PENDAHULUAN 1.1 Latar Belakang 1.2 Perumusan Masalah 1.3 Pembatasan Masalah 1.4 Tujuan dan Manfaat Pembuatan Makalah 1.5 Metode Penelitian 1.6 Sistematika Penyusunan Makalah BAB II : LANDASAN TEORI 2.1 Pengertian Asam dan Basa

2.2 Hubungan Antara Teori Bronsted-Lowry dan Teori Arrhenius 2.3 Hubungan Antara Teori Lewis dan Teori Bronsted-Lowry 2.4 Sifat-sifat Asam dan Basa 2.5 Jenis-Jenis dan Perhitungan Konsentrasi Asam-Basa 2.6 Kurva pH (Titrasi) BAB III : APLIKASI ASAM-BASA DALAM KEHIDUPAN SEHARI-HARI 1.1 Aplikasi Asam-basa Pada Bidang Pertanian 1.2 Aplikasi Asam-basa Pada Bidang Industri BAB IV : PENUTUP 4.1 Kesimpulan 4.2 Saran DAFTAR PUSTAKA

BAB II

2

LANDASAN TEORI 2.1 Pengertian Asam dan Basa Istilah asam merupakan terjemahan dari istilah yang digunakan untuk hal yang sama dalam bahasa-bahasa Eropa seperti acid (bahasa Inggris), zuur (bahasa Belanda), atau Sure (bahasa Jerman) yang secara harfiah berhubungan dengan rasa masam. Dalam kimia, istilah asam memiliki arti yang lebih khusus. Definisi umum dari basa adalah senyawa kimia yang menyerap ion hydronium ketika dilarutkan dalam air. Basa adalah lawan dari asam, yaitu ditujukan untuk unsur/senyawa kimia yang memiliki pH lebih dari 7. Kostik merupakan istilah yang digunakan untuk basa kuat. jadi kita menggunakan nama kostik soda untuk natrium hidroksida (NaOH) dan kostik postas untuk kalium hidroksida (KOH). Terdapat tiga definisi asam-basa yang umum diterima dalam kimia, yaitu definisi Arrhenius, Brnsted-Lowry, dan Lewis. Tabel 2.1 Pengertian Asam-Basa TEORI Arhenius ASAM Senyawa dilarutkan BronstedLowry Lewis yang dalam BASA jika Senyawa air dilarutkan yang dalam jika air

menghasilakn ion H+ Zat yang memberi proton.

menghasilkan ion OHZat yang menerima proton.

Ion/molekul yang bertindak Ion/molekul yang bertindak sebagai penerima sebagai pemberi pasangan elektron pasangan elektron.

Asam (yang sering diwakili dengan rumus umum HA) secara umum merupakan senyawa kimia yang bila dilarutkan dalam air akan menghasilkan larutan dengan pH lebih kecil dari 7. Dalam definisi modern, asam adalah suatu zat yang dapat memberi proton (ion H+) kepada zat lain (yang disebut basa), atau dapat menerima pasangan elektron bebas dari suatu basa. Suatu asam bereaksi dengan suatu basa dalam reaksi penetralan untuk membentuk garam. Contoh asam adalah asam asetat (ditemukan dalam cuka) dan asam sulfat (digunakan dalam

3

baterai atau aki mobil). Asam umumnya berasa masam; walaupun demikian, mencicipi rasa asam, terutama asam pekat, dapat berbahaya dan tidak dianjurkan. Asam dan basa bersangkutan disebut sebagai pasangan asam-basa konjugasi. Bronsted dan Lowry secara terpisah mengemukakan definisi ini, yang mencakup zat-zat yang tak larut dalam air (tidak seperti pada definisi Arrhenius). Definisi yang dikemukakan oleh Gilbert N. Lewis ini dapat mencakup asam yang tak mengandung hidrogen atau proton yang dapat dipindahkan, seperti besi(III) klorida. Asam dapat dibagi menjadi asam kuat dan asam lemah. Basa juga dapat dibagi menjadi basa kuat dan basa lemah. Dimana: Asam kuat adalah asam yang terionisasi 100% dalam larutan. Asam lemah adalah salah satu yang tidak terionisasi seluruhnya ketika asam lemah tersebut dilarutkan dalam air. Basa kuat adalah sesuatu seperti natrium hidroksida atau kalium hidroksida yang bersifat ionik. Kamu dapat memperkirakan senyawa tersebut terpisah 100% menjadi ion logam dan ion hidroksida dalam larutan. Basa lemah adalah salah satu yang tidak berubah seluruhnya menjadi ion hidroksida dalam larutan.

Tabel 2.2 Contoh Asam Kuat dan Asam Lemah Tabel 2.3 Contoh Basa Kuat dan Basa Lemah Asam Kuat HCl H2SO4 HNO3 Asam Lemah CH3COOH H2S HF HCN H2CO3 \

Basa Kuat KOH CaCOH2 NaOH

Basa Lemah NH3

2.2 Hubungan Antara Teori Bronsted-Lowry dan Teori Arrhenius

4

Teori Bronsted-Lowry tidak berlawanan dengan teori Arrhenius Teori Bronsted-Lowry merupakan perluasan teori Arrhenius. Ion hidroksida tetap berlaku sebagai basa karena ion hidroksida menerima ion hidrogen dari asam dan membentuk air. Asam menghasilkan ion hidrogen dalam larutan karena asam bereaksi dengan molekul air melalui pemberian sebuah proton pada molekul air. Ketika gas hidrogen klorida dilarutkan dalam air untuk menghasilkan asam hidroklorida, molekul hidrogen klorida memberikan sebuah proton (sebuah ion hidrogen) ke molekul air. Ikatan koordinasi (kovalen dativ) terbentuk antara satu pasangan mandiri pada oksigen dan hidrogen dari HCl. Menghasilkan ion hidroksonium, H3O+.

Gambar 2.1

Ketika asam yang terdapat dalam larutan bereaksi dengan basa, yang berfungsi sebagai asam sebenarnya adalah ion hidroksonium. Sebagai contoh, proton ditransferkan dari ion hidroksonium ke ion hidroksida untuk mendapatkan air.

Tampilan elektron terluar, tetapi mengabaikan elektron pada bagian yang lebih dalam:

Gambar 2.2

5

Adalah sesuatu hal yang penting untuk mengatakan bahwa meskipun anda berbicara tentang ion hidrogen dalam suatu larutan, H+(aq), sebenarnya anda sedang membicarakan ion hidroksonium. Permasalahan hidrogen klorida / amonia Hal ini bukanlah teori suatu masalah yang berlarut-larut anda dengan sedang menggunakan Bronsted-Lowry. Apakah

membicarakan mengenai reaksi pada keadaan larutan ataupun pada keadaan gas, amonia adalah basa karena amonia menerima sebuah proton (sebuah ion hidrogen). Hidrogen menjadi tertarik ke pasangan mandiri pada nitrogen yang terdapat pada amonia melalui sebuah ikatan koordinasi.

Gambar 2.3 Jika amonia berada dalam larutan, amonia menerima sebuah proton dari ion hidroksonium:

Jika reaksi terjadi pada keadaan gas, amonia menerima sebuah proton secara langsung dari hidrogen klorida:

Cara yang lain, amonia berlaku sebagai basa melalui penerimaan sebuah ion hidrogen dari asam. Pasangan konjugasi Ketika hidrogen klorida dilarutkan dalam air, hampir 100% hidrogen klorida bereaksi dengan air menghasilkan ion hidroksonium dan ion klorida. Hidrogen klorida adalah asam kuat, dan kita cenderung menuliskannya dalam reaksi satu arah:

Pada faktanya, reaksi antara HCl dan air adalah reversibel, tetapi hanya sampai pada tingkatan yang sangat kecil. Supaya menjadi bentuk yang6

lebih umum, asam dituliskan dengan HA, dan reaksi berlangsung reversibel.

Perhatikan reaksi ke arah depan: A-: H3O+ adalah asam karena H3O+ mendonasikan sebuah proton (ion hidrogen) ke ion A-. Ion A- adalah basa karena A- menerima sebuah proton dari H3O+. Reaksi reversibel mengandung dua asam dan dua basa. Kita dapat menganggapnya berpasangan, yang disebut pasangan konjugasi. HA adalah asam karena HA mendonasikan sebuah proton (ion Air adalah basa karena air menerima sebuah proton dari HA. Akan tetapi ada juga reaksi kebalikan antara ion hidroksonium dan ion hidrogen) ke air.

Gambar 2.4 Ketika asam, HA, kehilangan sebuah proton asam tersebut membentuk sebuah basa A-. Ketika sebuah basa, A-, menerima kembali sebuah proton, basa tersebut kembali berubah bentuk menjadi asam, HA. Keduanya adalah pasangan konjugasi. Anggota pasangan konjugasi berbeda antara satu dengan yang lain melalui kehadiran atau ketidakhadiran ion hidrogen yang dapat ditransferkan. Jika anda berfikir mengenai HA sebagai asam, maka A- adalah sebagai basa konjugasinya. Jika anda memperlakukan A- sebagai basa, maka HA adalah sebagai asam konjugasinya. Air dan ion hidroksonium juga merupakan pasangan konjugasi. Memperlakukan air sebagai basa, ion hidroksonium adalah asam konjugasinya karena ion hidroksonium memiliki kelebihan ion hidrogen yang dapat diberikan lagi.

7

Memperlakukan ion hidroksonium sebagai asam, maka air adalah sebagai basa konjugasinya. Air dapat menerima kembali ion hidrogen untuk membentuk kembali ion hidroksonium. Contoh yang kedua mengenai pasangan konjugasi Berikut ini adalah reaksi antara amonia dan air yang telah kita lihat sebelumnya:

Gambar 2.5 Hal pertama yang harus diperhatikan adalah forward reaction terlebih dahulu. Amonia adalah basa karena amonia menerima ion hidrogen dari air. Ion amonium adalah asam konjugasinya - ion amonium dapat melepaskan kembali ion hidrogen tersebut untuk membentuk kembali amonia. Air berlaku sebagai asam, dan basa konjugasinya adalah ion hidroksida. Ion hidroksida dapat menerima ion hidrogen untuk membentuk air kembali. Perhatikanlah hal ini pada tinjauan yang lain, ion amonium adalah asam, dan amonia adalah basa konjugasinya. Ion hidroksida adalah basa dan air adalah asam konjugasinya. 2.3 Hubungan Antara Teori Lewis dan Teori Bronsted-Lowry Basa Lewis Hal yang paling mudah untuk melihat hubungan tersebut adalah dengan meninjau dengan tepat mengenai basa Bronsted-Lowry ketika basa Bronsted-Lowry menerima ion hidrogen. Tiga basa Bronsted-Lowry dapat kita lihat pada ion hidroksida, amonia dan air, dan ketianya bersifat khas.

8

Gambar 2.6 Teori Bronsted-Lowry mengatakan bahwa ketiganya berperilaku sebagai basa karena ketiganya bergabung dengan ion hidrogen. Alasan ketiganya bergabung dengan ion hidrigen adalah karena ketiganya memiliki pasangan elektron mandiri - seperti yang dikatakan oleh Teori Lewis. Keduanya konsisten. Jadi bagaimana Teori Lewis merupakan suatu tambahan pada konsep basa? Saat ini belum - hal ini akan terlihat ketika kita meninjaunya dalam sudut pandang yang berbeda. Tetapi bagaimana dengan reaksi yang sama mengenai amonia dan air, sebagai contohnya? Pada teori Lewis, tiap reaksi yang menggunakan amonia dan air menggunakan pasangan elektron mandiri-nya untuk membentuk ikatan koordinasi yang akan terhitung selama keduanya berperilaku sebagai basa. Berikut ini reaksi yang akan anda temukan pada halaman yang berhubungan dengan ikatan koordinasi. Amonia bereaksi dengan BF3 melalui penggunaan pasangan elektron mandiri yang dimilikinya untuk membentuk ikatan koordinasi dengan orbital kosong pada boron.

9

Gambar 2.7 Sepanjang menyangkut amonia, amonia menjadi sama persis seperti ketika amonia bereaksi dengan sebuah ion hidrogen - amonia menggunakan pasangan elektron mandiri-nya untuk membentuk ikatan koordinasi. Jika anda memperlakukannya sebagai basa pada suatu kasus, hal ini akan berlaku juga pada kasus yang lain. Asam Lewis Asam Lewis adalah akseptor pasangan elektron. Pada contoh sebelumnya, BF3 berperilaku sebagai asam Lewis melalui penerimaan pasangan elektron mandiri milik nitrogen. Pada teori Bronsted-Lowry, BF 3 tidak sedikitpun disinggung menganai keasamannya. Inilah tambahan mengenai istilah asam dari pengertian yang sudah biasa digunakan. Bagaimana dengan reaksi asam basa yang lebih pasti - seperti, sebagai contoh, reaksi antara amonia dan gas hidrogen klorida?

Pastinya adalah penerimaan pasangan elektron mandiri pada nitrogen. Buku teks sering proton kali menuliskan hal ini seperti jika amonia elektron mendonasikan pasangan elektron mandiri yang dimilikinya pada ion hidrogen sederhana dengan tidak adanya disekelilingnya. Ini adalah sesuatu hal yang menyesatkan! anda tidak selalu memperoleh ion hidrogen yang bebas pada sistem kimia. Ion hidogen sangat reaktif dan selalu tertarik pada yang lain. Tidak terdapat ion hidrogen yang tidak bergabung dalam HCl. Tidak terdapat orbital kosong pada HCl yang dapat menerima pasangan elektron. Mengapa, kemudian, HCl adalah suatu asam Lewis?

10

Klor lebih elektronegatif dibandingkan dengan hidrogen, dan hal ini berarti bahwa hidrogen klorida akan menjadi molekul polar. Elektron pada ikatan hidrogen-klor akan tertarik ke sisi klor, menghasilkan hidrogen yang bersifat sedikit positif dan klor sedikit negatif.

Gambar 2.8 Pasangan elektron mandiri pada nitrogen yang terdapat pada molekul amonia tertarik ke arah atom hidrogen yang sedikit positif pada HCl. Setelah pasangan elektron mandiri milik nitrogen mendekat pada atom hidrogen, elektron pada ikatan hidrogen-klor tetap akan menolak ke arah klor. Akhirnya, ikatan koordinasi terbentuk antara nitrogen dan hidrogen, dan klor terputus keluar sebagai ion klorida. Hal ini sangat baik ditunjukkan dengan notasi "panah melengkung" seperti yang sering digunakan dalam mekanisme reaksi organik.

Gambar 2.9 2.4 Sifat-sifat Asam dan Basa Secara umum, asam memiliki sifat sebagai berikut: Rasa: masam ketika dilarutkan dalam air. Sentuhan: asam terasa menyengat bila disentuh, terutama bila

asamnya asam kuat. Kereaktifan: asam bereaksi hebat dengan kebanyakan logam, yaitu

korosif terhadap logam. Hantaran listrik: asam, walaupun tidak selalu ionik, merupakan

elektrolit. Sifat kimia Dalam air, reaksi kesetimbangan berikut terjadi antara suatu asam (HA) dan air, yang berperan sebagai basa, HA + H2O A- + H3O+

11

Tetapan asam adalah tetapan kesetimbangan untuk reaksi HA dengan air: Asam kuat mempunyai nilai Ka yang besar (yaitu, kesetimbangan

reaksi berada jauh di kanan, terdapat banyak H3O+; hampir seluruh asam terurai). Misalnya, nilai Ka untuk asam klorida (HCl) adalah 107. Asam lemah mempunyai nilai Ka yang kecil (yaitu, sejumlah cukup

banyak HA dan A- terdapat bersama-sama dalam larutan; sejumlah kecil H3O+ ada dalam larutan; asam hanya terurai sebagian). Misalnya, nilai Ka untuk asam asetat adalah 1,8 10-5. Sifat-sifat Basa 1. 2. 3. 4. 5. 6. Kaustik Rasanya pahit Licin seperti sabun Nilai pH lebih dari sabun Mengubah warna lakmus merah menjadi biru Dapat menghantarkan arus listrik

2.5 Jenis-Jenis dan Perhitungan Konsentrasi Asam-Basa Jenis-jenis asam

Asam monokromatik : melepas satu ion H+ Contoh : HCl, Hbr, CH3COOH, HNO3, HF Asam diprotik :melepas dua ion H+ Contoh : H2SO4, H2CO3 Asam Tripotik : melepas tiga ion H+ Contoh : H3PO4

Jenis-jenis Basa

Basa monohidroksi : memiliki satu gugus OHContoh : NaOH, KOH, NH4OH Basa dihidroksi : memiliki dua gugus OHContoh : Ca(OH)2, Ba(OH)2

Perhitungan konsentrasi

Asam Kuat : [ H+ ] = a . Ma a Ma = Banyaknya atom H+ / valensi H+ = Molaritas asam Asam Lemah :