ASAM-BASA

TEORI ASAM BASA

1.Teori Arrhenius (oleh Svante August Arrhenius)

Asam : pengionan dalam air melepaskan ion H⁺

contoh: HCl, H₂SO₄, H₂CO₃, H₃PO₄,HCN, HNO₃

HCl + H₂O à H⁺ + Cl^- + H₂O

Basa : pengionan dalam air melepaskan ion OH^-

contoh: NaOH, KOH, Ba(OH)₂, Ca(OH)₂

NaOH + H₂O à Na⁺ + OH^- + H₂O

Reaksi asam basa : Reaksi penetralan

·      Penggabungan ion H⁺ dan OH^- membentuk air

·      Kation yang terikat pada OH^- dan anion yang terikat pada H⁺ membentuk senyawa ionik (garam)

HCl + NaOH à NaCl + H₂O

     Asam    Basa       Garam    Air

2.Teori Bronsted Lowry (oleh Bronsted dan Lowry)

Dasar teori: pertukaran proton (H⁺)

·   Asam: sebagai donor (pemberi) proton

·   Basa: sebagai akseptor (penerima) proton

Amfiprotik/ Amfoter: bisa bersifat asam atau basa

Contoh : H₂O, NH₃, HCH₃COO, H₂PO₄^-

HCl  +  H₂O à H₃O⁺ + Cl^-

Asam    basa

H₂O  +  NH₃ à NH4⁺ + OH^-

                       Asam    basa

Reaksi asam basa :

·      Reaksi perpindahan proton dari asam ke basa

·      Membentuk asam dan basa konjugasi

ü  Asam kuat: basa konjugasi lemah

ü  Basa kuat: asam konjugasi lemah

HCl  +  H₂O  à  H₃O⁺  +  Cl^-

Asam1  basa1    asam2     basa2

-Asam konjugasi memiliki atom H lebih banyak  daripada basa konjugasinya

-Basa konjugasi memiliki muatan negatif lebih banyak daripada asam konjugasinya

H₂PO₄^-                        à     HPO₄^2-

asam konjugasi             basa konjugasi

note:

Semua asam basa Arrhenius adalah asam basa bronsted lowry

3.Teori Lewis (oleh Lewis)

Dasar teori : pemakaian pasangan elektron bebas

Asam : menerima pasangan elektron bebas

Ex: H⁺, kation logam (Fe³⁺, Al³⁺)

Senyawa melibatkan unsur gol.III biasanya asam lewis kuat (membentuk ikatan kovalen koordinasi)

Basa :  memberikan pasangan elektron bebas

Ex: OH^-, atom dan ion dari golongan V - VII (F^-,Cl^-)

Reaksi asam basa :

·      Pemakaian bersama pasangan elektron (ex: pada ikatan kovalen koordinasi)

Ex: Reaksi BF₃ (asam) dan NH₃ (basa)

       Reaksi pembentukan senyawa kompleks

note:

Semua asam basa Arrhenius adalah asam basa Lewis

Asam:

Ion H+ menyebabkan:

·   Mengubah warna lakmus biru menjadi merah

·   Memberi rasa asam

·   Bereaksi dengan logam dan basa

Contoh asam dalam kehidupan sehari-hari:

ü  Asam sitrat (pada jeruk dan anggur)

ü  Asam asetat (cuka)

ü  Asam askorbat (vitamin C)

ü  Asam sulfat (air aki)

Basa:

·   Memberi rasa pahit

   Contoh basa dalam kehidupan sehari-hari:

ü  Natrium bikarbonat (Soda kue)

ü  Amonia (untuk pupuk)

ü  Natrium hidroksida (pada pembersih oven)

Gabungan asam dan basa : memberi rasa asin

TETAPAN KESETIMBANGAN PENGIONAN ASAM BASA

Asam basa mengion dalam larutan dengan derajat pengionan yang berbeda

§ Asam kuat dan basa kuat : (mendekati 1)

Ex : asam kuat à H₂SO₄, HNO₃, HCl, HClO_4,HBr

       Basa kuat à KOH, NaOH, Mg(OH)_2,LiOH

§ Asam lemah dan basa lemah:  (sgt jauh dari 1)

Ex : asam lemah à H₂CO₃,CH₃COOH,HCN, H₃PO₄

       Basa lemah à Fe(OH)₃, NH₄OH, Al(OH)₃

o Tetapan kesetimbangan pengionan asam = Ka

Semakin tinggi Ka, semakin kuat asam

o Tetapan kesetimbangan pengionan basa = Kb

Semakin tinggi Kb, semakin kuat basa

o Tetapan Kesetimbangan autoionisasi air = Kw

Terjadi karena adanya sifat amfiprotik air

Asam Dan Basa Monovalen

valensi asam atau basa adalah satu

asam lemah monovalenàEx: asam asetat

CH₃COOH à H⁺ + CH3COO^-

basa lemah monovalenàEx: natrium hidroksida

NH₄OH à NH₄⁺ + OH^-

Pasangan asam-basa konjugasi:

Asam makin lemah, basa konjugasinya makin kuat

è Ka x Kb = Kw

Asam Dan Basa Polivalen

valensi asam atau basa adalah lebih dari satu

Asam dan basa polivalen mengion secara bertahap dan tiap tahap memiliki nilai tetapan kesetimbangan sendiri.

Contoh: Asam sulfat

H₂SO₄ à H⁺  + HSO₄^-

HSO₄^- à H⁺  + SO₄^2-

KONSENTRASI ION H⁺ DAN pH (derajat keasaman)

Asam/Basa Kuat:

à elektrolit kuat (mengion hampir sempurna dalam air)

pH dapat ditentukan langsung dari nilai konsentrasi (C) asam dan basa tersebut.

[H+]= C asam.valensi asam       

[OH^-]= C basa.valensi basa        

Asam/Basa Lemah:

o   Konsentrasi H⁺ dari asam dan OH^- dari basa bergantung pada derajat ionisasi (α)dan tetapan ionisasi (Ka (asam) atau Kb (basa))

[H+] =    √ Ka.C asam  

[OH^-]= √ Kb.C basa

pH = - log [H+]                           pH + pOH = 14

pOH = - log [OH-]

Ket: C=konsentrasi (Molaritas)

INDIKATOR ASAM-BASA (INDIKATOR pH)

Nilai pH dapat diukur dengan:

·   pH meter

·   indikator asam basa (indikator pH) à zat (suatu asam atau basa lemah) yang akan berubah warna jika pH berubah pada kisaran tertentu.

Kisaran pH yang menyebabkan indikator berubah warna disebut trayek pH.

è Bila pH < trayek pH maka indikator akan menunjukkan warna asamnya

è Bila pH > trayek pH maka indikator akan menunjukkan warna basa

Contoh indikator: biru bromtimol (pH 6,0 – 7,6),  merah metil (3,2 – 4,4), kuning alizarin (10,1 – 12,0)