Indikator asam-basa adalah senyawa halokromik yang ditambahkan dalam jumlah kecil ke dalam sampel, umumnya adalah larutan yang akan memberikan warna sesuai dengan kondisi pH larutan tersebut. Pada temperatur 25° Celsius, nilai pH untuk larutan netral adalah 7,0.
1. TEORI ASAM BASA
Dalam kehidupan sehari-hari, kita mengenal berbagai zat yang kita golongkan sebagai asam dan basa. Contoh senyawa asam : asam jawa, asam cuka, asam sitrat pada jeruk. Contoh senyawa basa : sabun, air kapur. Salah satu sifat asam dapat dikenali dari rasanya yang masam dan bersifat korosif, sedangkan sifat basa rasanya pahit dan licin bila dipegang. Contoh : kapur sirih mempunyai rasa pahit dan sabun terasa licin bila dipegang.
Pada bab tentang larutan elektrolit di kelas X telah dibahas bahwa larutan asam, basa dan garam dapat terionisasi menjadi ion-ionnya sehingga digolongkan ke dalam larutan elektrolit. Ion-ion apakah yang menyebabkan sifat asam atau basa suatu
larutan ? Beberapa teori yang menjelaskan sifat asam dan basa, antara lain teori Arrhenius (1887), Bronsted dan Lowry (1923), serta Lewis (1923).
- Teori asam basa Arrhenius
Menurut Arrhenius, asam adalah zat yang dalam air melepaskan ion H+. Pembawa sifat asam adalah ion H+. Reaksi ionisasi asam dalam air dapat dirumuskan sebagai berikut :
HxA (aq) → xH+ (aq) + Ax- (aq)
Jumlah ion H+ yang dapat dihasilkan oleh satu molekul asam disebut valensi asam, sedangkan ion lain yang bermuatan negatif disebut ion sisa asam. Asam yang dalam larutannya banyak menghasilkan ion H+ (terionisasi sempurna) disebut asam kuat, sedangkan asam yang sedikit menghasilkan ion H+ (terionisasi sedikit) disebut asam lemah. Dalam penulisan reaksi ionisasi, asam kuat ditulis dengan satu anak panah, sedangkan ionisasi asam lemah ditulis dengan anak panah bolak balik.
Asam kuat merupakan asam yang dianggap terionisasi sempurna dalam larutannya. Bila dalam air terlarut asam kuat, misalnya HCl 0,1 M maka akan dapat mengganggu kesetimbangan air.
Asam lemah merupakan asam yang hanya sebagian kecil yang dapat terionisasi. Oleh karena hanya sedikit terionisasi berarti dalam larutan asam lemah terjadi kesetimbangan reaksi antara ion yang dihasilkan asam tersebut dengan molekul asam yang terlarut dalam air.
Basa kuat seperti juga halnya dengan asam kuat, yaitu basa yang dalam larutannya dianggap terionisasi sempurna. Basa kuat akan mengakibatkan kesetimbangan air bergeser ke kiri karena adanya ion OH- yang berasal dari basa yang terlarut tersebut.
‐), sedangkan basa lemah akan bereaksi dengan air membentuk kation dengan mengambil proton dari molekul air (OH‐ dihasilkan dari molekul air yang kehilangan proton atau H+).
1. BAB 5
LARUTAN ASAM DAN
BASA
Standar Kompetensi:
Memahami sifat-sifat larutan asam-basa, metode pengukuran, dan
terapannya.
Kompetensi Dasar:
Mendeskripsikan teori-teori asam-basa dengan menentukan sifat
larutan dan mengitung pH larutan.
3. A. Menunjukkan Asam dan Basa
Larutan asam:
pH < 7
Larutan netral:
pH = 7
Larutan basa:
pH > 7
4. B. Teori Asam-Basa Arrhenius
Menurut Arrhenius, asam adalah zat yang dalam air
melepaskan ion H+.
Asam Arrhenius dapat dirumuskan sebagai H Z dan
dalam air mengalami ionisasi sebagai berikut. x
H Z(aq) x H+(aq) + Z x- (aq)
x
1. Asam
5. 2. Basa
Menurut Arrhenius, basa adalah senyawa yang
dalam air dapat menghasilkan ion hidroksida
(OH-).
Basa Arrhenius merupakan hidroksida logam,
dapat dirumuskan sebagai M(OH) , dan dalam
air mangion sebagai berikut.
M(OH) (aq) Mx+(aq) + xOH-(aq)
x
x
6. C. Konsep pH, pOH, dan pKw
pH = -log [OH+]
Tetapan kesetimbangan air (Kw )
Kw = [H+] ´ [OH-]
Dalam air murni
pH + pOH = pKw
pOH = -log [OH-]
7. 1. Derajat Ionisasi
D. Kekuatan Asam
α =
jumlah zat yang mengion
jumlah zat mula-mula
Jika zat mengion sempurna, maka derajat ionisasinya = 1.
Jika zat tidak ada yang mengion, maka derajat ionisasinya = 0.
Jika, batas-batas harga derajat ionisasi adalah 0 < α < 1.
Zat elektrolit yang mempunyai derajat ionisasi besar (mendekati 1)
disebut elektrolit kuat, sedangkan zata yang derajat ionisasinya kecil
(mendekati 0), disebut elektrolit lemah.
0 £ α £ 1
8. 2. Tetapan Ionisasi Asam (K )
a
Tetapan kesetimbangan untuk ionisasi asam disebut tetapan ionisasi asam dan
diberi lambang K .
K
a
Reaksi ionisasi asam lemah valensi satu
3. Hubungan (K ) dengan (a)
a = M
a
HA(aq) H+ (aq) + A-(aq)
K =
[H+][A-]
a [HA]
a
9. Reaksi ionisasi basa lemah bervalensi satu
LOH(aq) L+(aq) + OH-(aq)
Tetapan kesetimbangan persamaaan untuk ionisasi basa disebut tetapan
ionisasi basa (K ).
[L+] ´ [OH -]
[LOH]
K =
b
Hubungan tetapan ionisasi basa dengan derajat ionisasi basa adalah sebagai
berikut.
K
b
a = M
b
E. Kekuatan Asam
10. F. Menghitung pH Larutan Asam-Basa
1. Asam Kuat
[H+] = M ´ valensi asam
contoh
Berapakah pH dari larutan HCl 0,01M
11. 2. Asam Lemah
Jika tetapan ionisasi asam (K ) diketahui
NH (aq) H+(aq) + A-(aq)
Jika tetapan ionisasi asam (a) diketahui
contoh
a
12. 3. Asam Lemah Polivalen
Asam lemah polivalen (asam bervalensi banyak) mengion secara
bertahap
Contoh:
13. 4. Basa Kuat
Contoh:
Berapakah pH larutan Ba (OH) 2 0,001 M?
5. Basa Lemah
14. G. Indikator Asam-Basa
1. Trayek Perubahan Warna Indikator Asam-Basa
Indikator Trayek Perubahan Warna Perubahan Warna
Lakmus
5,5 – 8,0
Metil jingga
2,9 – 4,0
Metil merah
4,2 – 6,3
Bromtimol biru
6,0 – 7,6
fenolftalein
8,3 – 10,0
merah-biru
merah-kuning
merah-kuning
kuning-biru
tidak berwarna-merah
15. 2. Menentukan pH dengan Menggunakan Beberapa Indikator
Contoh
Suatu larutan berwarna biru jika ditetesi dengan indikator bromtimol
biru (6,0 – 7,6) dan tidak berwarna dengan indikatror fenolftalein (8,3
– 100). Berapa pH larutan itu?
Jawab:
Jika dengan indikator bromtimol biru berwarna biru, berarti pH larutan
lebih besar dari 7,6.
Jika dengan indikator fenolftalein tidak berwarna, berarti pH larutan
kurang dari 8,3.
Jadi, pH larutan tersebut adalah antara 7,6 – 8,3.
7,6 < pH < 8,3
16. H. Reaksi Asam dengan Basa
1. Reaksi Asam dengan Basa
Larutan asam mengandung ion H+ dan suatu anion sisa asam, sedangkan
larutan basa mengandung ion OH- dan suatu kation logam.
HA(aq) H+ (aq) + A-(aq)
LOH(aq) L+ (aq) + OH-(aq)
Apa yang terjadi jika suatu larutan asam dicampurkan dengan suatu larutan
basa?
Ion H+ dari asam akan bereaksi dengan ion H- dari basa membentuk air.
H+(aq) + OH-(aq) H O(l)
Asam Basa Air2
Ion negatif sisa asam dan ion positif basa? Akan bergabung membentuk
senyawa ion yang disebut garam.
Oleh karena itu, reaksi asam dengan basa disebut juga reaksi penggaraman.
Asam + Basa Garam + Air
17. 2. Campuran Asam dan Basa
Campuran ekivalen asam dengan basa belum tentu bersifat
netral, kecuali campuran asam kuat dengan basa kuat.
• Jika mol H+ = mol OH-, maka campuran akan bersifat
netral.
• Jika mol H+ > mol OH- , maka campuran akan
bersifat asam; dan konsentrasi H dalam campuran
ditentukan oleh jumlah H+ yang bersisa.
• Jika mol H- > mol OH+ , maka campuran akan
bersifat basa; dan kosentrasi ion OH- dalam campuran
ditentukan oleh jumlah mol ion OH- yang bersisa.
19. A. Pengertian Asam dan Basa Menurut Bronsted
dan Lowry
Asam Bronsted-Lowry = donor proton
Basa Bronsted-Lowry = akseptor proton
20. B. Pasangan Asam dan Basa Konjungsi
1. Asam
Suatu asam, setelah melepas satu proton, akan membentuk spesi
yang disebut basa konjungsi dari asam itu.
asam Basa konjugasi H+
contoh
asam Proton + Basa konjugasi
HCl H + + Cl-
H2O H + + OH-
21. 2. Basa
Suatu basa, setelah meyerap satu proton akan membentuk
satu spesi yang disebut asam konjugasi dari basa itu.
Basa + H+ Asam konjugasi
contoh
Basa + Proton Asam konjugasi
NH3 + H + NH4+
H2O + H + H3O+
22. C. Kekuatan Relatif Asam dan Basa
Asam Basa
Asam Kuat
Asam
terlemah
HCIO
H SO
HCI
HNO
H O+
H PO
H CO
NH+
H O
NH
OH-
CIO -
HSO-
CI-
NO-
H O
H PO -
HCO-
NH
OH-
NH-
O2-
Basa
terlemah
Basa
terkuat
4
2 4
3
3
2 3
3 4
4
2
3
4
4
3
2
2 4
3
3
2
K ´ K = K
a b w
Semakin kuat asam, semakin lemah basa konjungsinya, dan
sebaliknya.
23. D. Teori Asam-Basa Lewis
Asam : akseptor pasangan elektron
Basa : donor pasangan elektron
NH4+ adalah suatu basa karena memberi pasangan
elektron, sedangkan ion H+ adalah suatu asam
karena menerima pasangan elektron.
