Asam-Basa Kimia Kelas XI B usiness Name Indikator: 3.1.1 Menjelaskan teori asam basa berdasarkan konsep Arrhenius, Brosnted Lowry dan Lewis 3.1.2 Menjelaskan pengertian indikator asam-basa 3.1.3 Menyebutkan paling sedikit 3 contoh indikator asam-basa 3.1.4 Menghitung ph asam/basa lemah dan asam/basa kuat A. Teori Asam-Basa Teori Arrhenius Teori Asam-Basa pertama kali dirumuskan oleh Svante Arrhenius pada tahun 1884. Arrhenius berpendapat bahwa ion hidrogen didapatkan melalui ionisasi suatu larutan asam di dalam air. Sebagai contoh, pada reaksi ionisasi asam klorida molekul hidrogen klorida akan terionisasi membentuk ion hidrogen dan ion klorida. Arrhenius juga berpendapat bahwa basa adalah senyawa yang menghasilkan ion hidroksida pada larutan encer.
Teori Bronsted-Lowry Pada tahun 1923, J.N. Bronsted dan T.M. Lowry berpendapat bahwa asam adalah donor proton (H + ) dan basa akseptor proton (H + ). Berdasarkan teori Bronsted-Lowry proses ionisasi HCl dijelaskan pada reaksi berikut: Reaksi tersebut menunjukkan bahwa HCl mendonorkan proton sehingga bertindak sebagai asam. H 2 O, sebagai penerima proton, diklasifikasikan sebagai basa. Pada reaksi ammonia dengan air, NH 3 menerima proton dan bertindak sebagai basa. H 2 O yang mendonorkan proton bertindak sebagai asam. Pasangan asam-basa konjugasi Menurut teori Bronsted-Lowry suatu basa, setelah menerima proton, memiliki potensi untuk bereaksi sebagai asam. Suatu asam, yang telah mendonorkan proton, berpotensi bertindak sebagai basa. Pada reaksi: asam basa asam basa CH 3 COOH bertindak sebagai asam dan OH sebagai basa. Ion CH 3 COO, dalam kondisi tertentu, mampu menerima proton. basa asam asam basa CH 3 COO menerima proton dari H 3 O + dan bereaksi sebagai basa. Pasangan CH 3 COOH/CH 3 COO tersebut yang disebut dengan pasangan asam-basa konjugasi.
Teori Lewis Tahun 1938 ilmuwan bernama G.N. Lewis melihat pengertian asam-basa dari sudut pandang yang berbeda. Lewis mendefinisikan basa sebagai donor pasangan elektron dan asam sebagai penerima pasangan elektron. Reaksi antara asam dan basa tersebut akan membentuk suatu ikatan kovalen. Gambar 1. Contoh reaksi asam basa menurut Lewis Sumber: www.chem-is-try.org B. Indikator Asam-Basa Indikator merupakan senyawa yang dapat bereaksi dengan senyawa asam dan basa yang m e n g h a s i l k a n perubahan warna t e r t e n t u, bergantung pada ph larutan. I n d i k a t o r m e m b e r i k a n k i s a r a n / t r a y e k Gambar 2. Trayek perubahan warna dari beberapa perubahan ph. indikator Batasan ph di Sumber: nurul.kimia.upi.edu mana terjadi perubahan warna indikator disebut trayek perubahan warna.
Tabel 1. Trayek perubahan warna dari beberapa indikator Indikator Universal Indikator universal adalah gabungan dari beberapa jenis indikator. Setiap komponen indikator universal akan memberikan warna tertentu yang terkait dengan nilai ph tertentu. Indikator universal tersedia dalam bentuk larutan dan kertas Gambar 4. Larutan indikator universal Sumber: sumberbelajar.kemdikbud.go.id Gambar 3. Kertas indikator universal Sumber: wekasyah88.blogspot.com
C. Mengitung ph Larutan Pada tahun 1909 ahli kimia bernama S.P.L. Sorenson mengusulkan suatu konsep ph yang menyatakan derajat keasaman larutan sebagai fungsi konsentrasi ion H + dengan rumus: Konsentrasi ion H + dan OH dalam larutan selalu berada dalam kesetimbangan dengan molekul air. Oleh karena itu, perhitungan [H + ] dala larutan asam dan basa dapat diperoleh dari kesetimbangan reaksi auto-ionisasi air sebagai berikut: dengan tetapan kesetimbangannya, Kw: Untuk air murni, pada suhu 25 C, nilai Kw adalah 1,0x10-14 sehingga diperoleh: Oleh karena ph = -log [H + ], maka persamaan di atas dapat ditulis: Tetapan ionisasi asam (Ka) Suatu larutan asam HA terionisasi dalam air dengan derajat ionisasi sebesar α menurut persamaan reaksi berikut.
Karena larutan asam HA bersifat encer, maka tetapan ionisasi asam (Ka) dapat dirumuskan sebagai berikut. Dengan: Ka = tetapan ionisasi asam [H + ] = molaritas H +... (M) [A ] = molaritas A... (M) [HA] = molaritas HA... (M) Jika molaritas awal asam HA dinyatakan sebagai [HA], maka persamaan di atas dapat dituliskan Untuk asam kuat (α 1), nilai pembagi sangat kecil ( 0) sehingga nilai Ka sangat besar dan posisi kesetimbangan berada di sebelah kanan (hasil reaksi). Pada asam kuat, misal HCl, molaritas ion H + dalam larutan sama dengan molaritas asam (Ma) dikalikan dengan jumlah atom H + yang dilepas (valensi asam = a). Secara matematika dapat dirumuskan sebagai berikut. Dengan: a = valensi asam [H + ] = molaritas H +... (M) Ma = molaritas asam... (M)
Untuk asam lemah (α << 1), akibatnya Ka sangat kecil dan posisi kesetimbangan berada di sebelah kiri. Persamaan tetapan ionisasi asam di atas dapat ditulis Molaritas ion H + dari asam lemah dapat ditentukan dari nilai Ka dan molaritas asam lemah HA. Jika molaritas ion H + sama dengan molaritas A, maka dari persamaan Ka sebelumnya diperoleh persamaan Jadi, molaritas asam lemah dapat ditentukan dengan rumus berikut: