SEPULUH AK 3 (SMKN 13 BDG): 10/14/11

INDIKATOR ASAM BASA

Telah disebutkan bahwa asam mempunyai rasa asam, sedangkan basa mempunyai rasa pahit. Namun begitu, tidak dianjurkan untuk mengenali asam dan basa dengan, cara mencicipinya, sebab banyak diantaranya yang dapat merusak kulit (korosif) atau bahkan bersifat racun. Asam dan basa dapat diken.ali dengan menggunakan zat indikator, yaitu zat yang meniberi warna berbeda dahlia) lingkungan asam dan lingkungan basa (zat yang warnanya dapat berubah saat berinteraksi atau bereaksi dengan senyawa asam maupun senyawa basa).
Dalam laboratorium kimia, indikator asam-basa yang biasa di gunakan adalah indikator buatan dan indikator alami, Berikut ini penjelasan tentang indikator asam-basa buatan dan indikator asam-basa alami.

Derajat keasaman (pH)

Indikator Tingkat Keasaman Suatu zat asam yang di masukkan ke dalam air akan mengakibatkan bertambahnya ion hidrogen (H+) dalam air dan berkurangnya ion hidroksida (OH^-). Sedangkan pada basa, akan terjadi sebaliknya. Zat basa yang dimasukkan ke dalam air akan mengakibatkan bertambahnya ion hidroksida (OH^-) dan berkurangnya ion hidrogen (H⁺).
Jumlah ion H+ dan OH^- di dalam air dapat di gunakan untuk menentukan derajat keasaman atau kebasaan suatu zat. Semakin asam suatu zat, semakin banyak ion H+ dan semakin sedikit jumlah ion OH^- di dalam air. Sebaliknya semakin basa suatu zat, semakin sedikit jumlah ion H⁺ dan semakin banyak ion OH- di dalam air.

Proses netralisasi

Apabila suatu larutan asam dengan larutan basa dicampurkan dalam suatu bejana, maka ion H⁺ (dari asam) akan bereaksi dengan ion OH^-(dari 311 basa) membentuk air. Reaksi antara ion H⁺ dengan OH^- tersebut dapat di tuliskan sebagai berikut. H⁺ + OH^- air
ini karena selain air, basil reaksi antara asam dan basa adalah suatu zat yang bersifat netral, yaitu zat yang tidak bersifat asam maupun basa. Zat netral yang di maksudkan di sini adalah garam. Mengingat reaksi netralisasi dapat menghasilkan garam, maka reaksi ini juga di kenal dengan istilah reaksi penggaraman. Secara sederhana, reaksi netralisasi atau reaksi penggaraman dapat di tuliskan sebagai berikut.
gbgmbr

Contoh sederhana dari reaksi penggaraman adalah reaksi antara asam klorida (HC1) dengan natrium hidroksida (NaOH), yang akan membentuk natrium klorida NaCl (garam dapur) dan air. Pada dasarnya, reaksi penggaraman (netralisasi) sangat berguna bagi kehidupan manusia.
Reaksi netralisasi tidak hanya terbatas pada pembentukkan garam dan air. Dalam kehidupan sehari-hari banyak dijumpai prinsip atau reaksi netralisasi, termasuk dalam bidang kesehatan dan pertanian. Perhatikan contoh berikut ini : gas-gas sisa, baik yang berasal dari kendaraan bermotor atau pabrik, mengandung gas belerang dioksida dan nitrogen oksida.
Gas-gas ini dilepas ke udara sehingga menimbulkan polusi. Gas-gas tersebut juga larut dalam titik-titik air di awan sehingga membentuk larutan asam sulfat dan asam nitrat. Ketika terjadi hujan, larutan-larutan ini bercampur dan turun bersama hujan. Inilah yang dinamakan dengan hujan asam.
Hujan asam merugikan manusia dan lingkungan. Berikut adalah dampak yang ditimbulkan oleh hujan asam:

Hujan asam dapat menyebabkan matinya tumbuhan dan ikan. Asam yang terdapat dalam air hujan dapat bereaksi dengan mineral dalam tanah. Tumbuhan menjadi kekurangan mineral sehingga mati atau tidak tumbuh dengan baik. Hujan asam juga dapat melarutkan aluminium dari mineral dalam tanah dan bebatuan, kemudian menghanyutkannya ke sungai sehingga dapat meracuni ikan dan mahluk air lainnya.
Hujan asam yang bereaksi dengan logam dapat merusak jembatan, mobil, kapal laut, dan rangka bangunan. Hujan asam dapat merusak bangunan (gedung/ rumah) yang terbuat dari batu kapur.

Sumber : http://www.chem-is-try.org/materi_kimia/kimia-industri/teknologi-proses/indikator-asam-basa/

:p

A. MENURUT ARRHENIUS

Menurut teori Arrhenius, zat yang dalam air menghasilkan ion H⁺ disebut asam danbasa adalah zat yang dalam air terionisasi menghasilkan ion OH^- .

HCl --> H⁺ + Cl^-

NaOH --> Na⁺ + OH^-

Meskipun teori Arrhenius benar, pengajuan desertasinya mengalami hambatan berat karena profesornya tidak tertarik padanya. Desertasinya dimulai tahun 1880, diajukan pada 1883, meskipun diluluskan teorinya tidak benar. Setelah mendapat bantuan dari Van’ Hoff dan Ostwald pada tahun 1887 diterbitkan karangannya mengenai asam basa. Akhirnya dunia mengakui teori Arrhenius pada tahun 1903 dengan hadiah nobel untuk ilmu pengetahuan.

Sampai sekarang teori Arrhenius masih tetap berguna meskipun hal tersebut merupakan model paling sederhana. Asam dikatakan kuat atau lemah berdasarkan daya hantar listrik molar. Larutan dapat menghantarkan arus listrik kalau mengandung ion, jadi semakin banyak asam yang terionisasi berarti makin kuat asamnya. Asam kuat berupa elektrolit kuat dan asam lemah merupakan elektrolit lemah. Teori Arrhenius memang perlu perbaikan sebab dalam lenyataan pada zaman modern diperlukan penjelasanyang lebih bisa diterima secara logik dan berlaku secara umum. Sifat larutan amoniak diterangkan oleh teori Arrhenius sebagai berikut:

NH₄ OH --> NH₄ ⁺ + OH^-

Jadi menurut Svante August Arrhenius (1884) asam adalah spesi yang mengandung H⁺ dan basa adalah spesi yang mengandung OH^-, dengan asumsi bahwa pelarut tidak berpengaruh terhadap sifat asam dan basa.

Sehingga dapat disimpulkan bahwa: Asam ialah senyawa yang dalam larutannya dapat menghasilkan ion H ⁺ .

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)

B. MENURUT BRONSTED-LOWRY
Asam ialah proton donor, sedangkan basa adalah proton akseptor.

Teori asam basa dari Arrhenius ternyata tidak dapat berlaku untuk semua pelarut, karena khusus untuk pelarut air. Begitu juga tidak sesuai dengan reaksi penggaraman karena tidak semua garam bersifat netral, tetapi ada juga yang bersifat asam dan ada yang bersifat basa.

Konsep asam basa yang lebih umum diajukan oleh Johannes Bronsted, basa adalah zat yang dapat menerima proton. Ionisasi asam klorida dalam air ditinjau sebagai perpindahan proton dari asam ke basa.

HCl + H ₂ O --> H ₃ O ⁺ + Cl ^-

Demikian pula reaksi antara asam klorida dengan amoniak, melibatkan perpindahan proton dari HCl ke NH ₃ .

HCl + NH ₃ ⇄ NH ₄ ⁺ + Cl ^-
Ionisasi asam lemah dapat digambarkan dengan cara yang sama.
HOAc + H ₂ O ⇄ H ₃ O ⁺ + OAc ^-

Pada tahun 1923 seorang ahli kimia Inggris bernama T.M. Lowry juga mengajukan hal yang sama dengan Bronsted sehingga teori asam basanya disebut Bronsted-Lowry. Perlu diperhatikan disini bahwa H ⁺ dari asam bergabung dengan molekul air membentuk ion poliatomik H ₃ O ⁺ disebut ion Hidronium.

Reaksi umum yang terjadi bila asam dilarutkan ke dalam air adalah:

HA + H ₂ O ⇄ H ₃ O ⁺ + A ^-

^asam basa asam konjugasi basa konjugasi

Penyajian ini menampilkan hebatnya peranan molekul air yang polar dalam menarik proton dari asam.

Perhatikanlah bahwa asam konjugasi terbentuk kalau proton masih tinggal setelah asam kehilangan satu proton. Keduanya merupakan pasangan asam basa konjugasi yang terdi dari dua zat yang berhubungan satu sama lain karena pemberian proton atau penerimaan proton. Namun demikian disosiasi asam basa masih digunakan secara Arrhenius, tetapi arti yang sebenarnya harus kita fahami.

Johannes N. Bronsted dan Thomas M. Lowry membuktikan bahwa tidak semua asam mengandung ion H ⁺ dan tidak semua basa mengandung ion OH ^- .

Bronsted – Lowry mengemukakan teori bahwa asam adalah spesi yang memberi H ⁺ ( donor proton ) dan basa adalah spesi yang menerima H ⁺ (akseptor proton). Jika suatu asam memberi sebuah H ⁺ kepada molekul basa, maka sisanya akan menjadi basa konjugasi dari asam semula. Begitu juga bila basa menerima H ⁺ maka sisanya adalah asam konjugasi dari basa semula.

Teori Bronsted – Lowry jelas menunjukkan adanya ion Hidronium (H ₃ O ⁺ ) secara nyata.

Contoh:

HF + H ₂ O ⇄ H ₃ O ⁺ + F ^-

Asam basa asa m konjugasi basa konjugasi

HF merupakan pasangan dari F ^- dan H ₂ O merupakan pasangan dari H ₃ O ⁺ .

Air mempunyai sifat ampiprotik karena dapat sebagai basa dan dapat sebagai asam.

HCl + H ₂ O --> H ₃ O ⁺ + Cl ^-

Asam Basa

NH ₃ + H ₂ O ⇄ NH ₄ ⁺ + OH ^-

Basa Asam

Manfaat dari teori asam basa menurut Bronsted – Lowry adalah sebagai berikut:

1. Aplikasinya tidak terbatas pada pelarut air, melainkan untuk semua pelarut yang mengandunh atom Hidrogen dan bahkan tanpa pelarut.

2. Asam dan basa tidak hanya berwujud molekul, tetapi juga dapat berupa anion dan kation.

Contoh lain:
1) HAc(aq) + H ₂ O(l) --> H ₃ O+(aq) + Ac ^- (aq)
asam-1 basa-2 asam-2 basa-1
HAc dengan Ac ^- merupakan pasangan asam-basa konyugasi.
H ₃ O+ dengan H ₂ O merupakan pasangan asam-basa konyugasi.
2) H ₂ O(l) + NH ₃ (aq) --> NH ₄ ⁺ (aq) + OH ^- (aq)
asam-1 basa-2 asam-2 basa-1
H ₂ O dengan OH ^- merupakan pasangan asam-basa konyugasi.
NH ₄ ⁺ dengan NH ₃ merupakan pasangan asam-basa konyugasi.

Pada contoh di atas terlihat bahwa air dapat bersifat sebagai asam (proton donor) dan sebagai basa (proton akseptor). Zat atau ion atau spesi seperti ini bersifat ampiprotik (amfoter).

Penulisan Asam Basa Bronsted Lowry

C. Menurut G. N. Lewis

Selain dua teori mengenai asam basa seperti telah diterangkan diatas, masih ada teori yang umum, yaitu teori asam basa yang diajukan oleh Gilbert Newton Lewis ( 1875-1946 ) pada awal tahun 1920. Lewis lebih menekankan pada perpindahan elektron bukan pada perpindahan proton, sehingga ia mendefinisikan : asam penerima pasangan elektron dan basa adalah donor pasangan elekton. Nampak disini bahwa asam Bronsted merupakan asam Lewis dan begitu juga basanya. Perhatikan reaksi berikut:

Reaksi antara proton dengan molekul amoniak secara Bronsted dapat diganti dengan cara Lewis. Untuk reaksi-reaksi lainpun dapat diganti dengan reaksi Lewis, misalnya reaksi antara proton dan ion Hidroksida:

Ternyata teori Lewis dapat lebih luas meliput reaksi-reaksi yang tidak ternasuk asam basa Bronsted-Lowry, termasuk kimia Organik misalnya:

CH ₃ ⁺ + C ₆ H ₆ ⇄ C ₆ H ₆ CH ₃ ⁺