MAKALAH KIMIA KELAS 11: LARUTAN ASAM BASA

BAB I

PENDAHULUAN

1.1. Latar Belakang

Senyawa asam dan basa sering ditemukan dan berperan penting dalam kehidupan sehari-hari. Contoh bahan yang bersifat asam yaitu pada buahan-buahan misalnya lemon dan jeruk. Sedangkan contoh bahan yang bersifat basa yaitu sabun dan deterjen. Untuk menjelaskan mengenai senyawa asam dan basa, terdapat beberapa teori asam basa, diantaranya yaitu teori Arrhenius, teori Bronsted-Lowry, teori asam basa Lewis, dan teori Lux-Flood.

Terdapat beberapa cara yang dapat digunakan untuk membedakan antara senyawa asam dan basa, misalnya dengan menggunakan indikator lakmus. Senyawa asam dapat mengubah lakmus biru menjadi berwarna merah, sebaliknya senyawa basa dapat mengubah lakmus merah menjadi berwarna biru. Selain itu, untuk membedakan apakah suatu senyawa bersifat asam atau basa dapat juga menggunakan indikator phenolphthalein. Jika setelah penambahan phenolphthalein warna larutan berubah menjadi merah muda atau pink, maka larutan tersebut bersifat basa. Senyawa asam dan basa masing-masing memiliki sifat spesifik yang dapat membedakannya satu sama lain, misalnya dengan rasanya. Senyawa asam cenderung memiliki rasa masam, sedangkan senyawa basa memiliki rasa agak pahit. Perbedaan lain yang dapat membedakan kedua senyawa ini yaitu kemampuannya melarutkan zat lain. Senyawa asam bersifat korosif sehingga dapat melarutkan beberapa logam aktif, sedangkan senyawa basa dapat melarutkan lemak. Oleh karena itu, abu gosok yang bersifat basa dapat digunakan untuk mencuci sisa lemak yang ada di piring.

Senyawa asam dan basa juga dapat digolongkan lebih lanjut berdasarkan sifat keras dan lunaknya. Penggolongan ini didasarkan pada ligan dan ion logamnya. Ligan (anion) keras dan lunak digolongkan berdasarkan polarisabilitas anion, yaitu kemampuan suatu anion untuk mengalami polarisasi akibat medan listrik yang berasal dari ion logam (kation). Sedangkan ion logam (kation) keras dan lunak digolongkan berdasarkan polarisabilitas kation, yaitu kemampuan suatu kation untuk mempolarisasi suatu anion dalam suatu ikatan. Penggolongan ini penting dilakukan untuk memudahkan pemahaman mengenai pengertian dari suatu asam atau basa yang keras dan lunak. Pemahaman sifat asam basa yang keras dan lunak juga dibutuhkan untuk mengetahui interaksi yang terjadi diantara asam basa tersebut, apakah interaksi yang bersifat ionik atau interaksi yang bersifat kovalen. Oleh karena itu maka dibuat makalah ini sebagai tugas dalam mata kuliah Kimia Anorganik II agar mahasiswa lebih mampu memahami segala aspek yang berkaitan dengan teori asam basa.

1.2. Tujuan

Adapun tujuan dari pembuatan makalah ini adalah sebagai berikut:

1. Untuk memenuhi nilai tugas mata kuliah Kimia Anorganik II.

2. Untuk mengetahui berbagai teori asam basa.

3. Mengetahui dan memahami materi mengenai asam dan basa.

1.3. Rumusan Masalah

 Adapun rumusan masalah yang akan dibahas pada makalah ini adalah :

1. Apa definisi dari asam dan basa?

2. Bagaimana memberi nama pada basa ?

3. Bagaimana mengidentifikasi asam basa ?

4. Bagaimana indikator asam basa ?

5. Bagaimana sifat-sifat dari asam dan basa?

6. Apa sajakah jenis-jenis asam dan basa?

7. Apa sajakah teori- teori yang menjelaskan tentang asam dan basa?

8. Apakah kekurangan dan kelebihan dari berbagai teori asam basa tersebut?

9. Bagaimana reaksi dari asam dan basa?

BAB II

PEMBAHASAN

2.1. Pengertian Asam dan Basa

Sekitar tahun 1800, banyak kimiawan Prancis termasuk Antoine Lavoisier secara keliru berkeyakinan bahwa semua asam mengandung oksigen. Lavoisier mendefinisikan asam sebagai zat mengandung oksigen karena pengetahuannya akan asam kuat hanya terbatas pada asam-asam okso dan karena is tidak mengetahui komposisi sesungguhnya dari asamasam halida, HCI, HBr, dan HI.

Lavoisier-lah yang memberi nama oksigen dari dua kata bahasa Yunani yaitu oxus (asam) dan gennan (menghasilkan) yang berarti “penghasil/pembentuk asam”. Setelah unsur klorin, bromin, dan iodin teridentifikasi dan ketiadaan oksigen dalam asam – asam halida ditemukan oleh Sir Humphry Davy pada tahun 1810, definisi oleh Lavoisier tersebut kemudian ditinggalkan. Kimiawan Inggris pada waktu itu, termasuk Humphry Davy berkeyakinan bahwa semua asam mengandung hidrogen. Setelah itu pada tahun 1884, ahli kimia Swedia yang bernama Svante August Arrhenius dengan menggunakan landasan ini, mengemukakan teori ion dan kemudian merumuskan pengertian asam. Basa dapat dikatakan sebagai lawan dari asam. Jika asam dicampur dengan basa, maka kedua zat itu saling menetralkan sehingga sifat asam dan basa dihilangkan.

Istilah asam berasal dari bahasa Latin “Acetum” yang berarti cuka, karena diketahui zat utama dalam cuka adalah asam asetat. yaitu zat yang berasa masam.

Basa (alkali) berasal dari bahasa arab yang berarti abu. Secara umum basa yaitu zat yang berasa pahit dan bersifat kaustik. 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. Basa dapat dibagi menjadi basa kuat dan basa lemah. Kekuatan basa sangat tergantung pada kemampuan basa tersebut melepaskan ion OH dalam larutan dan konsentrasi larutan basa tersebut.

2.2. Teori Asam Basa

2.2.1. Teori Asam Basa Arrhenius (Svante August Arrhenius)

Teori asam basa Arrhenius didasarkan pada pembentukan ion dan pada larutan berair (aqueous solution).

Ø  Asam adalah spesies yang menghasilkan ion H+ atau H3O+ dalam larutan berair.

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

HCl + H₂O  à  H⁺ + Cl^- + H₂O

Ø  Basa adalah  spesies yang menghasilkan ion OH- dalam larutan berair.

contoh: NaOH, KOH, Ba(OH)2, Ca(OH)2

NH₃ + H₂O  à  NH₄₊ + OH^-

Secara umum :

Asam + Basa               Garam + Air

Konsep asam basa Arrhenius terbatas hanya pada larutan air, sehingga tidak dapat diterapkan pada larutan non-air, fasa gas dan fasa padatan dimana tidak ada H+ dan OH-.

Keunggulan atau kelebihan dari teori asam basa Arrhenius yaitu mampu menyempurnakan teori asam yang dikemukakan oleh Justus Von Liebig. Liebig menyatakan bahwa setiap asam memiliki hidrogen (asam berbasis hidrogen). Pernyataan ini tidak tepat, sebab basa juga memiliki hidrogen.

Sedangkan kekurangan atau kelemahan dari teori asam basa Arrhenius yaitu:

Ø  Teori asam basa Arrhenius terbatas dalam pelarut air, namun tidak dapat menjelaskan reaksi asam-basa dalam pelarut lain atau bahkan reaksi tanpa pelarut.

Ø  Teori asam basa Arrhenius hanya terbatas sifat asam dan basa pada molekul, belum mampu menjelaskan sifat asam dan basa ion seperti kation dan anion.

Ø  Tidak menjelaskan mengapa beberapa senyawa, yang mengandung hidrogen dengan bilangan oksidasi +1 (seperti HCl) larut dalam air untuk membentuk larutan asam, sedangkan yang lain seperti CH4 tidak.

Ø  Tidak dapat menjelaskan mengapa senyawa yang tidak memiliki OH-, seperti Na2CO3 memiliki karakteristik seperti basa.

Asam dan basa dapat dikelompokan menjadi asam basa monovalen dan asam basa polivalen. Asam basa monovalen yaitu senyawa yang valensi asam atau basa adalah satu.

1. asam lemah monovalen

Contohnya : asam asetat

CH₃COOH à H⁺ + CH3COO^-

2. basa lemah monovalen

Contohnya : natrium hidroksida

NH₄OH à NH₄⁺ + OH^-

Sedangkan asam basa polivalen yaitu senyawa yang valensi asam atau basa adalah lebih dari satu. Asam dan basa polivalen mengion secara bertahap dan tiap tahap memiliki nilai tetapan kesetimbangan sendiri.

Contohnya : Asam sulfat

H₂SO₄ à H⁺  + HSO₄^-

HSO₄^- à H⁺  + SO₄^2-

Pasangan asam-basa konjugasi secara singkat yaitu asam makin lemah, basa konjugasinya makin kuat.

Ka x Kb = Kw

2.2.2. Teori Asam Basa Brønsted-Lowry (Bronsted dan Lowry)

Teori asam basa Brønsted-Lowry didasarkan pada transfer proton.

·         Asam adalah spesies pemberi (donor) proton.

·         Basa adalah spesies penerima (akseptor) 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 akan menyebabkan reaksi perpindahan proton dari asam ke basa dan membentuk asam dan basa konjugasi.

Ø  Asam kuat: basa konjugasi lemah

Ø  Basa kuat: asam konjugasi lemah

HCl  +  H2O  à  H3O+  +  Cl-

Asam1  basa1    asam2     basa2

Asam konjugasi memiliki atom H lebih banyak  daripada basa konjugasinya sedangkan basa konjugasi memiliki muatan negatif lebih banyak daripada asam konjugasinya. Semua asam basa Arrhenius adalah asam basa bronsted lowry

H2PO4-               à           HPO42-

asam konjugasi             basa konjugasi

Berdasarkan teori ini, reaksi antara gas HCl dan NH3 dapat dijelaskan sebagai reaksi asam basa, yaitu:

HCl(g) + NH3(g) →NH4Cl(s)

simbol (g) dan (s) menyatakan zat berwujud gas dan padat. Hidrogen khlorida mendonorkan proton pada amonia dan berperan sebagai asam.

Menurut teori BrΦnsted dan Lowry, zat dapat berperan baik sebagai asam maupun basa. Bila zat tertentu lebih mudah melepas proton, zat ini akan berperan sebagai asam dan lawannya sebagai basa. Sebaliknya, bila zuatu zat lebih mudah menerima proton, zat ini akan berperan sebagai basa.

Dalam suatu larutan asam dalam air, air berperan sebagai basa.

HCl + H2O → Cl– + H3O+

asam1+basa 2 → basa konjugat1+asam konjugat2

·         Basa konjugat dari suatu asam adalah spesi yang terbentuk ketika satu proton pindah dari asam tersebut.

·         Asam konjugat dari suatu basa adalah spesi yang terbentuk ketika satu proton ditambahkan ke basa tersebut.

Dalam reaksi di atas, perbedaan antara HCl dan Cl– adalah sebuah proton, dan perubahan antar keduanya adalah reversibel. Hubungan seperti ini disebut hubungan konjugat, dan pasangan HCl dan Cl– juga disebut sebagai pasangan asam-basa konjugat.

Larutan dalam air ion CO3 2– bersifat basa. Dalam reaksi antara ion CO32– dan H2O, yang pertama berperan sebagai basa dan yang kedua sebagai asam dan keduanya membentuk pasangan asam basa konjugat.

H2O + CO32– → OH– + HCO3–

asam1+basa 2 → basa konjugat1+asam konjugat2

Zat disebut sebagai amfoter bila zat ini dapat berperan sebagai asam atau basa. Air adalah zat amfoter. Reaksi antara dua molekul air menghasilkan ion hidronium dan ion hidroksida adalah contoh reaksi zat amfoter.

H2O + H2O → OH– + H3O+

asam1+basa 2 → basa konjugat1+asam konjugat2

Adapun kelebihan teori asam dan basa Bronsted – Lowry yaitu konsep yang telah disampaikan Bronsted dan Lowry mengenai Teori Asam Basa tidak terbatas hanya pada pelarut air saja, namun konsepnya dapat dengan jelas menjelaskan dan menerjemahkan mengenai reaksi asam dan basa dalam pelarut air, bahkan mengenai reaksi tanpa pelarut.

Contoh : Reaksi antara asam klorida, HCl, dengan amonia, NH3 dengan menggunakan pelarut benzena. Reaksinya seperti ini :

HCl (benzena) + NH3 (benzena) -> NH4Cl(s)

Sedangkan kekurangan teori basa dan asam Bronsted – Lowry yaitu teori Bronsted-Lowry memiliki kelemahan yaitu tidak mampu menjelaskan alasan suatu reaksi asam dengan basa dapat terjadi tanpa adanya transfer proton dari yang bersifat asam ke yang bersifat basa.

2.2.3. Teori Asam Basa Lewis (Lewis)

Teori asam basa Lewis didasarkan pada transfer pasangan elektron.

Ø  Asam adalah spesies penerima (akseptor) pasangan elektron.

Contohnya : H+, kation logam (Fe3+, Al3+)

Ø  Basa adalah spesies pemberi (donor) pasangan elektron.

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

Reaksi asam basa merupakan pemakaian bersama pasangan elektron (contohnya : pada ikatan kovalen koordinasi) dan semua asam basa Arrhenius adalah asam basa Lewis

Adapun kelebihan teori asam dan basa Lewis yaitu:

Ø  Teori asam dan basa Lewis mampu menjelaskan suatu zat memiliki sifat basa dan asam dengan pelarut lain dan bahkan dengan yang tidak mempunyai pelarut.

Ø  Teori asam dan basa Lewis mampu menjelaskan suatu zat memiliki sifat basa dan asam molekul atau ion yang memiliki PEB atau pasangan elektron bebas. Contoh terdapat pada proses pembentukan senyawa komplek.

Ø  Teori asam dan basa Lewis mampu menerangkan dan menjelaskan suatu senyawa bersifat basa dari zat-zat organik, contohnya dalam DNA dan RNA didalamnya  mengandung atom N, nitrogen, dimana memiliki PEB atau pasangan elektron bebas

Sedangkan kekurangan teori basa dan asam Lewis yaitu teori Lewis memiliki kelemahan yaitu hanya mampu menjelaskan asam-basa yang memiliki 8 ion atau oktet.

2.2.4.  Asam Basa Lux-Flood

Teori Asam Basa Lux-Flood merupakan penghidupan kembali teori asam basa oksigen yang diusulkan oleh kimiawan Jerman Hermann Lux pada tahun 1939, kemudian dikembangkan oleh Håkon Flood sekitar tahun 1947 dan masih digunakan sampai sekarang pada bidang geokimia modern dan elektrokimia lelehan garam. Konsep teori asam basa Lux-Flood ditinjau berdasarkan ion oksida (O2-). Konsep ini digunakan untuk menerangkan sistem non proton yang tidak dapat dijelaskan dengan definisi asam basa Bronsted-Lowry. Teori ini biasanya digunakan untuk meramalkan reaksi-reaksi yang berlangsung pada suhu tinggi dan proses pengolahan serta perekayasaan mineral dan logam.

Menurut teori asam basa Lux-Flood, senyawa yang bersifat asam yaitu senyawa-senyawa yang menjadi akseptor ion oksida. Sedangkan senyawa yang bersifat basa yaitu senyawa-senyawa yang menjadi pendonor ion oksida.  Contoh reaksi antara CaO (kapur) dan SiO2 (pasir) yang terjadi pada suhu tinggi. Persamaan reaksi yang terjadi sebagai berikut.

CaO(s) + SiO2(s) → CaSiO3(s)

Reaksi CaO atau SiO2 dapat pula terjadi pada suhu rendah sesuai persamaan berikut:

SO3(g) + H2O(l0 → H2SO4(aq)

SiO2(g) + H2O(l) → H2CO3(aq)

Adapun kelebihan teori asam basa lux-flood yaitu karakterisasi oksida logam dan non logam menggunakan sistem ini bermanfaat dalam industri pembuatan logam.

Sedangkan kelemahan teori Lux-Flood yaitu teori ini terbatas hanya pada senyawa-senyawa yang memiliki ion oksida saja. Teori ini tidak dapat menjelaskan sifat kebasaan dan keasaman suatu senyawa yang tidak memiliki ion oksida di dalamnya.

2.2.5. Asam Basa Keras dan Lunak (Konsep HSAB)

Asam basa Lewis diklasifikasikan menurut sifat keras dan lunaknya. Logam dan ligan dikelompokkan menurut sifat keras dan lunaknya berdasarkan pada polarisabilitas unsur yang pada akhirnya dikemukakanlah suatu prinsip yang disebut Hard and Soft Acid Base (HSAB). R.G Pearson awal tahun 1960 mengusulkan bahwa asam basa lewis dapat diklasifikasikan sebagai asam basa lunak (soft) atau keras (hard). Asam basa lunak adalah asam basa yang elektron-elektron valensinya mudah terpolarisasi atau terlepaskan, sedangkan asam basa keras adalah asam basa yang tidak mempunyai elektron valensi atau yang elektron atau elektron valensinya sukar terpolarisasi. Dengan kata lain asam basa lunak mempunyai sifat terpolarisasi tinggi dan asam basa keras mempunyai sifat terpolarisasi rendah. Konsep ini kemudian dikenal dengan nama HSAB yang singkatan dari “hard soft acids and base” (asam basa keras lemah) atau yang biasa dikenal sebagai asam basa pearson.

Ligan-ligan dengan atom yang sangat elektronegatif dan memiliki ukuran kecil merupakan basa keras (misalnya : OH-, F-), sebaliknya ligan-ligan dengan atom yang elektron terluarnya mudah terpolarisasi akibat pengaruh ion dari luar merupakan basa lemah (misalnya : S2O32-, I-). Sedangkan ion-ion logam yang berukuran kecil, bermuatan positif besar, elektron terluar tidak mudah dipengaruhi oleh ion lain dari luar, dikelompokkan ke dalam asam keras (contohnya : H+, Si4+), sebaliknya ion-ion logam yang berukuran besar, bermuatan kecil atau nol, elektron terluarnya mudah dipengaruhi oleh ion lain, dikelompokkan ke dalam asam lemah (contohnya : Ag+, Cd2+). Selain dari asam basa keras dan lunak, terdapat juga ligan dan ion logam yang tidak termasuk pada golongan keras ataupun lunak, yaitu golongan intermediet. Di bawah ini adalah tabel ligan dan ion logam yang tergolong asam basa keras, lunak, dan intermediet.

Tabel 2.1 Tabel Klasifikasi Asam Keras, Lunak, dan Intermediet

Asam Keras	Asam Lunak	Intermediet
Li+, Na+, K+, Rb+	Tl+, Cu+, Ag+, Au+
Be2+, Mg2+, Ca2+, Sr2+, Sn2+, Mn2+, Zn2+	Hg2+, Cd2+, Pd2+, Pt2+	Pb2+, Fe2+, Co2+, Ni2+, Cu2+, Os2+
Al3+, Ga3+, In3+, Sc3+, Cr3+, Fe3+, Co3+, Y3+	Tl3+	Ru3+, Rh3+, Ir3+
Th4+, Pu4+, Ti4+, Zr4+
[VO]2+, [VO2]+

Tabel 2.1 Tabel Klasifikasi Basa Keras, Lunak, dan Intermediet      

                       

Basa Keras	Basa Lunak	Intermediet
F-, Cl-	I-, H-, R-	Br-
[OH]-, [RO]-, [RCO2]-, [CO3]2-, [NO3]-, [PO4]3-, [SO4]2-, [ClO4]-	[CN]-, [RS]-, [SCN]-	[N3]-, [NO2]-, [SO3]2-
H2O, ROH, R2O, NH3, RNH2	CO, RNC, RSH, R2S, R3P, R3As, R3Sb	C6H5NH2

a. Syarat-Syarat Asam-Basa Keras (Hard):

a)    Jari-jari atom kecil

b)   Bilangan oksidasinya tinggi

c)    Polaritasnya rendah

d)   Elektronegatifitasnya tinggi

b. Syarat-Syarat Asam-Basa Lunak (Soft) :

a)    Jari-jari atom

b)   Bilangan oksidasinya rendah

c)    Polaritasnya tinggi

d)    Ekektronegatifitasnya rendah

Jadi dari keterangan di atas dapat disimpulkan

1.    Asam keras cenderung berikatan dengan basa keras

2.    Asam lunak cenderung berikatan dengan basa lunak

3.    Interaksi asam-basa keras cenderung bersifat elektrostatik

4.    Interaksi asam-basa lunak cenderung bersifat kovalen

c. Interaksi Asam Basa Keras dan Lunak

Berdasarkan prinsip HSAB, asam keras cenderung lebih suka untuk berkoordinasi dengan basa keras, dan demikian juga halnya dengan asam lunak yang cenderung lebih suka berkoordinasi dengan basa lunak. Asam keras dan basa keras cenderung mempunyai atom yang kecil, oksidasi tinggi, kepolaran rendah, dan keelektronegatifan tinggi. Sedangkan asam dan basa lunak cenderung mempunyai atom yang besar, tingkat oksidasi rendah, dan elektronegatifan rendah. Interaksi antara asam keras dan basa keras disebut dengan interaksi ionik, sedangkan interaksi antara asam lemah dan basa lemah lebih bersifat kovalen. Contohnya antara Cr3+ dan OH-. Cr3+ merupakan asam kuat dan OH- merupakan basa kuat, sehinnga kedua asam basa ini akan berinteraksi secara kuat melalui pembentukan ikatan koordinasi karena pasangan elektron bebas unsur O pada OH- akan menempati orbital kosong yang ada di Cr3+.

Pada kenyataannya asam keras yang berikatan dengan dengan basa keras akan memiliki kestabilan yang lebih tinggi dibandingkan asam keras yang berikatan dengan basa lunak. Asam keras (misalnya : Fe3+) yang berikatan dengan halogen, kestabilannya akan menurun berdasarkan urutan : F- > Cl- > Br- > I-. Sedangkan asam lunak (misalnya : Hg2+) yang berikatan dengan golongan halogen, kestabilannya akan meningkat berdasarkan urutan : F- < Cl- < Br- < I-. Hal ini disebabkan karena F- dan Cl- merupakan basa keras, sehingga akan lebih stabil jika berikatan dengan asam keras, sebaliknya I‑ yang merupakan basa lunak, akan lebih stabil jika berikatan dengan asam lunak.                                            

2.2.6. Teori Asam Basa Sistem Pelarut

Asam basa sistem basa sistem pelarut dikembangkan oleh Cady Esley. Berdasarkan teori ini, yaitu

·         asam sistem pelarut yaitu spesies kimia yang bila dilarutkan dalam pelarut tertentu dapat meningkatkan konsentrasi kation karakteristik dari pelarut tersebut.

Contoh cairan NH4Cl dilarutkan dalam cairan NH3, maka NH4Cl bertindak sebagia asam sistem pelarut karena dalam NH3, cairan NH4Cl teriosisasi menjadi NH4+ + Cl-. NH4+ inilah yang disebut kation karakteristik pelarut (KKP).

·         Sedangkan basa sistem pelarut yaitu suatu spesi kimia yang bila dilarutkan dalam pelarut tertentu dapat meningkatkan anion karakteristik plarut tersebut.

Contoh melarutkan kristal NaCl dalam cairan POCl2, maka NaCl disebut anion karakteristik pelarut (AKP). Karena dalam campuran NaCl terurai menjadi Na+ dan Cl-. Cl- inilah yang disebut AKP.

Kelebihan dari teori ini adalah sifat keasaman dan kebasaan suatu senyawa dapat ditingkatkan karakteristiknya.

Kelemahan dari teori ini adalah tidak semua pelarut dapat atau mampu meningkatkan karakteristik sifat keasaman ataupun kebasaan suatu senyawa.

2.2.7. Teori Asam Basa Asam Usanovich

Usanovich merupakan seorang ahli kimia Rusia. Teori Asam Basa Asam Usanovich tidak diakui oleh dunia atau bisa dibilang bukan teorinya. Hal ini disebabkan teori yang diungkapkan tersebut merupakan gabungan dari semua teori asam basa yang pernah diungkapkan ahli-ahli kimia yang lain.

Mikhail Usanovich telah mengembangkan teori umum yang tidak membatasi keasaman suatu senyawa yang hanya mengandung hidrogen saja, tetapi lebih umum dari teori asam basa Lewis. Teori Usanovich dapat diringkas:

·         Asam didefinisikan sebagai  spesies yang dapat menyumbangkan kation untuk kemudian bergabung dengan (menerima) anion untuk menetralkan basa menghasilkan garam.

·         Basa didefinikasikan sebagai spesies yang dapat memberikan anion (elektron) untuk bergabung dengan kation atau menetralkan asam kemudian menghasikan garam .

Definisi Usanovich ini telah mencakup semua definisi yang telah ada sebelumnya dan konsep redoks (oksidasi-reduksi) sebagai kasus khusus dalam reaksi asam-basa.

Beberapa contoh reaksi asam-basa Usanovich:

Na2O (basa) + SO3 (asam) → 2 Na+ + SO42−

(yg dipertukarkan: anion O2−)

3 (NH4)2S (basa) + Sb2S3 (asam) → 6 NH4+ + 2 SbS43−

(yg dipertukarkan: anion S2−)

Na (basa) + Cl (asam) → Na+ + Cl−

(yg dipertukarkan: elektron)

2.3. Reaksi- Reaksi Asam dan Basa

A. Reaksi Penetralan

Jika larutan asam san larutan basa direaksikan maka terjadi reaksi penetralan, yaitu reaksi yang saling meniadakan sifat asam dan basa yang menghasilkan garam dan air.

Contoh :

Asam + Basa                Garam + Air

HnA + B(OH)m           BnAm + H2O

B. Reaksi Oksida Asam dan Oksida Basa

Oksida asam adalah oksida bukan logam yang saat bereaksi dengan air membentuk asam.

CO2 + H2O                 H2CO3

SO2 + H2O                 H2SO3

SO3 + H2O                 H2SO4

N2O5 + H2O              2 HNO3

P2O5 + H2O               2 H3PO4

Oksida asam akan bereaksi dengan larutan basa membentuk garam dan air

CO2 + 2 NaOH                      Na2CO3 + H2O

Oksida basa adalah oksida logam yang saat bereaksi dengan air akan menghasilkan basa:

Na2O + H2O ---> 2 NaOH

K2O + H2O ---> 2 KOH

Oksida basa akan bereaksi dengan larutan asam membentuk garam dan air

Na2O + H2SO4 ---> Na2SO4 + H2O

Fe2O3 + HNO3 ---> 2 Fe(NO3)3 + 3 H2O

C. Reaksi yang menghasilkan Endapan

Untuk mengetahui suatu reaksi menghasilkan endapan atau tidak....ada dua cara. Cara pertama menggunakan tabel kelarutan (dengan menghitung nilai perbandingan Ksp dengan Qsp nya), contoh :

BaCl2(aq) + Na2SO4(aq) ---> BaSO4(s) + 2NaCl (aq)

Reaksi Ion (larutan elektrolit terurai menjadi ion2nya dan yang mengendap tidak diuraikan).

Ba2+(aq) + 2Cl-(aq) + 2Na+(aq) + SO42-(aq) ---> BaSO4(s) + 2Na+(aq) + 2Cl-(aq)

Reaksi ion bersihnya (ion2 yang sama di ruas kiri dan kanan dihilangkan)

Ba2+(aq) + SO42-(aq) ---> BaSO4(s)

D. Reaksi yang Menghasilkan Gas

a. Reaksi yang menghasilkan gas CO2

CaCO3(s) + 2HCl(aq) ---> CaCl2(s) + H2O(l) + CO2(g)

Na2CO3(s) + H2SO4(aq) ---> Na2SO4(aq) + H2O(l) + CO2(g)

Kedua reaksi di atas sebenarnya menghasilkan H2CO3 akan tetapi segera terurai menjadi H2O(l) dan CO2(g).

b. Reaksi yang menghasilkan gas NH3

NH4Cl(s) + KOH(aq) ---> KCl(aq) + H2O(l) + NH3(g)

reaksi di atas sebenarnya menghasilkan NH4OH akan tetapi segera terurai menjadi H2O(l) dan NH3(g)

c. Reaksi yang menghasilkan gas H2S

FeS(s) + H2SO4 ---> FeSO4 + H2S

E. Reaksi Logam dengan Asam Kuat

Logam + Asam Kuat ---> Garam + gas Hidrogen

Ca(s) + 2HCl(aq) ---> CaCl2(s) + H2O(g)

Na(s) + H2SO4(aq) ---> Na2SO4(aq) + H2(g)

2.4. Sifat- Sifat Asam dan Basa

Ada beberapa sifat-sifat khusus untuk membedakan suatu zat atau senyawa berupa asam atau basa yaitu:

2.4.1. Sifat Asam

Karena Ion hidrogen mempunyai muatan positif (makanya dikasih tanda plus (+) disebelah atas belakang H). Secara umum, Asam memiliki sifat sebagai berikut:

• Rasa masam jika dilarutkan dalam air (hanya untuk asam lemah) 
• Sentuhan : terasa menyengat bila disentuh dan dapat merusak kulit (terutama jika asam pekat) 
• Bersifat korosif terhadap logam. Dapat menyebabkan karat, dapat pula merusak jaringan kulit/iritasi dan melubangi benda yang terbuat dari kain, kayu atau kertas jika konsentrasinya tinggi (pengalaman pribadi, kalian mau coba? Dio kayanya semangat nih) 
• Hantaran listrik : merupakan cairan elektrolit walaupun tidak selalu ionik (dapat menghantarkan listrik walau tidak selalu berbentuk ion) 
• Derajat keasaman (pH) lebih kecil dari 7 
• Mengubah warna lakmus menjadi berwarna merah

2.4.2. Sifat Basa

Sedangkan Ion hidroksida mempunyai muatan negatif (makanya dikasih tanda minus (-) disebelah atas belakang OH). Basa adalah lawan dari asam. Secara umum, Basa memiliki sifat sebagai berikut:

• Rasa pahit jika dilarutkan dalam air (hanya untuk basa lemah) 
• Sentuhan : terasa licin seperti sabun bila disentuh (hanya untuk basa lemah) 
• Bersifat kaustik (dapat merusak jaringan kulit/iritasi) 
• Hantaran listrik : dapat menghantarkan listrik (merupakan larutan elektrolit) 
• Derajat keasaman (pH) lebih besar dari 7 
• Mengubah warna lakmus menjadi berwarna biru 
• Dalam keadaan murni umumnya berupa kristal padat 
• Dapat mengemulsi minyak 

2.5. Jenis- Jenis Asam dan Basa

2.5.1. Jenis- Jenis Asam

Asam terbagi dua jenis yaitu Asam Kuat dan Asam Lemah.

a. Asam Kuat yaitu Asam yang dapat terionisasi 100% dalam larutan

Contoh asam Kuat:

o   Asam sulfat (H2SO4)

o   Asam klorida (HCl)

o   Asam nitrat (HNO3)

o   Asam bromida (HBr)

o   Asam iodida (HI)

o   Asam klorat (HClO4)

b. Asam lemah yaitu Asam yang tidak terionisasi seluruhnya pada saat dilarutkan dalam air.

Contoh asam lemah:

o   Asam askorbat

o   Asam karbonat

o   Asam sitrat

o   Asam etanoat

o   Asam laktat

o   Asam fosfat

2.5.2. Jenis- Jenis Basa

Seperti halnya asam, basa juga terbagi menjadi 2 jenis yaitu Basa Kuat dan Basa Lemah

a. Basa Kuat yaitu Basa yang dapat terionisasi sempurna sesuai dengan unsure pembentuk basa tersebut.

Contoh basa kuat:

o   Litium hidroksida (LiOH)

o   Natrium hidroksida (NaOH)

o   Kalium hidroksida (KOH)

o   Kalsium hidroksida (Ca(OH)2)

o   Stronsium hidroksida (Sr(OH)2)

o   Rubidium hidroksida (RbOH)

o   Barium hidroksida (Ba(OH)2)

o   Magnesium hidroksida (Mg(OH)2)

b. Basa Lemah yaitu basa tidak berubah seluruhnya menjadi ion hidroksida dalam larutan. Amonia adalah salah satu contoh basa lemah. Sudah sangat  jelas  ammonia  tidak mengandung ion hidroksida, tetapi amonia bereaksi dengan air untuk menghasilkan ion amonium dan ion hidroksida.

Akan tetapi, reaksi berlangsung reversibel, dan pada setiap saat sekitar 99% amonia tetap ada sebagai molekul amonia. Hanya sekitar 1% yang menghasilkan ion hidroksida. Disebut basa lemah karena zat terlarut dalam larutan ini tidak mengion seluruhnya,  α  ≠ 1, (0 <  α < 1). Penentuan besarnya konsentrasi OH-  tidak dapat ditentukan langsung dari konsentrasi basa lemahnya (seperti halnya basa kuat).

Berikut ini contoh basa lemah :

o   gas amoniak (NH3)

o   besi hidroksida (Fe(OH)2)

o   Hydroksilamine (NH2OH)

o   Aluminium hidroksida (Al(OH)3)

o   Ammonia hydroksida (NH4OH)

o   Metilamin hydroxide (CH3NH3OH

o   Etilamin hydroxide (C2H5NH3OH)

2.6. Indikator Asam Basa

Indikator asam – basa adalah zat kimia yang mempunyai warna yang berbeda dalam larutan asam dan basa. Sifat itulah yang menyebabkan indikator asam – basa dapat digunakan untuk mengidentifikasi sifat asam dan basa. Ada beberapa jenis indikator asam – basa diantaranya fenolftalein, metil orange, bromotimul biru, metil ungu, bromokresol ungu, fenol merah, timolftalein dan metil orange. Jika kita meneteskan larutan asam – basa kedalam larutan tersebut, kita akan melihat perubahan warna larutan indikator. Perhatikan tabel berikut:

Indikator asam - basa		Warna yang dihasilkan
		Larutan asam		Larutan basa
Fenolftalein		Bening		Merah muda
Metil oranye		Merah		Kuning
Bromotimol biru		Kuning		Biru
Metil ungu		Ungu		Hijau
Bromokresol ungu		Kuning		Ungu
Fenol merah		Kuning		Merah
Timolftalien		Bening		Biru
Metil oranye		Merah		Kuning

2.6.1 Trayek Perubahan Warna Indikator Asam Basa

Batas – batas pH ketika indikator mengalami perubahan warna disebut trayek perubahan warna indikator tersebut.

Indikator	Perubahan Warna dengan Meningkatnya pH	Rentang pH
Asam Pikrat	Tidak berwarna - kuning	0,1 – 0,8
Tanol Biru	Kuning	0,2 – 2,8
2,6 – Dinitro Feno	Tidak berwarna – Kuning Merah	2,0 – 4,0
Metil Kuning	Kuning	2,9 – 4,0
Brompenol Biru	Kuning – Biru	3,0 – 4,6
Metil Orange	Merah – Kuning	3,7 – 4,4
Bromkesol Hijau	Kuning – Biru	3,8 – 5,4
Nietyl Merah	Merah – Kuning	4,2 – 6,8
Litmus	Merah – Biru	5,0 – 8,0
Metil Ungu	Ungu – Hijau	4,8 – 5,4
P. Nitropenol	Tidak berwarna - Kuning	5,6 – 7,6
Bromkesol Ungu	Kuning – Ungu	5,2 – 6,8
Bromtimol Biru	Kuning – Biru	6,0 – 7,6
Netral Merah	Merah – Kuning	6,8 – 8,0
Kenol Merah	Kuning – Biru	6,8 – 8,4
p-a-Noftalfttalein	Kuning – Biru	7,0 – 9,0
Tinolftalein	Tidak berwarna – Biru kuning	9,3 – 10,6
Alizarin Kuning R	Violet	10,1 – 12,0
Fenolfttalein	Tidak berwarna -Merah	8,0 – 9,6

2.7.  Aplikasi Asam Basa Dalam Kehidupan

Asam merupakan kebutuhan industri yang vital. Empat macam asam yang paling penting dalam industri adalah asam sulfat, asam fosfat, asam nitrat dan asam klorida. Asam sulfat (H₂SO₄) merupakan cairan kental menyerupai oli. Umumnya asam sulfat digunakan dalam pembuatan pupuk, pengilangan minyak, pabrik baja, pabrik plastik, obat-obatan, pewarna, dan untuk pembuatan asam lainnya. Asam fosfat (H₃PO₄) digunakan untuk pembuatan pupuk dan deterjen. Namun, sangat  disayangkan bahwa fosfat dapat menyebabkan masalah pencemaran di danau-danau dan aliran sungai.

Asam nitrat (HNO3) banyak digunakan untuk pembuatan bahan peledak dan pupuk. Asam nitrat pekat merupakan cairan tidak berwarna yang dapat mengakibatkan luka bakar pada kulit manusia. Asam klorida (HCl) adalah gas yang tidak berwarna yang dilarutkan dalam air. Asap HCl  dan ion-ionnya yang terbentuk dalam larutan, keduanya berbahaya bagi jaringan tubuh manusia.

Dalam keadaan murni, pada umumnya basa berupa kristal padat. Beberapa produk rumah tangga yang mengandung basa, antara lain deodorant, antasid, dan sabun. Basa yang digunakan secara luas adalah kalsium hidroksida, Ca(OH)₂ yang umumnya disebut soda kaustik suatu basa yang berupa  tepung kristal putih yang mudah larut dalam air. Basa yang paling banyak digunakan adalah amoniak. Amoniak merupakan gas tidak berwarna dengan bau yang sangat menyengat,  sehingga sangat mengganggu saluran pernafasan dan paru-paru bila gas terhirup. Amoniak digunakan sebagai pupuk, serta bahan pembuatan rayon, nilon dan asam nitrat.

BAB III

KESIMPULAN

Berdasarkan penjelasan dalam makalah ini, diperoleh kesimpulan sebagai berikut:

1. Menurut Arrhenius, asam adalah zat yang dalam air melepakan ion H+, sedangkan basa adalah zat yang dalam air melepaskan ion OH–.

2. Menurut Bronsted-Lowry. Asam adalah zat yang menyediakan proton dan basa penerima proton.

3. Menurut Lewis asam sebagai akseptor pasangan elektron, dan suatu basa sebagai donor pasangan tersebut.

4. Asam adalah zat yang berasa asam dengan pH dibawah tujuh sedangkan basa adalah zat yang bersifat kaustik dengan pH diatas tujuh dan senyawa yang menyerap ion hydronium ketika dilarutkan dalam air.

5. Basa kuat adalah jenis senyawa sederhana yang dapat mendeprotonasi asam sangat lemah di dalam reaksi asam – basa, sedangkan basa lemah adalah larutan basa tidak berubah seluruhnya menjadi ion hidroksida dalam larutan.

6. Prinsip HSAB menggolongkan asam basa menjadi asam basa keras dan lunak.

7. Asam basa keras dan lunak dapar berinteraksi satu sama lain, namun asam keras akan cenderung berinteraksi dengan basa keras dan asam lunak juga akan cenderung berinteraksi dengan basa lunak.

8. Indikator adalah senyawa kompleks yang bisa bereaksi dengan asam dan basa. Indikator digunakan untuk mengidentifikasi apakah suatu zat bersifat asam atau basa.

9. Empat macam asam yang paling penting dalam industri adalah asam sulfat, asam fosfat, asam nitrat dan asam klorida.

DAFTAR PUSTAKA

Chang, Raymond. 2003. Kimia Dasar Jilid 1. Jakarta : Erlangga.

Cotton F.A dan G. Wilkinson. 1989. Kimia Anorganik Dasar. Jakarta: UI-Press.

Huheey, J.E., Keiter, E.A., and Keiter, R.L. 1993. Inorganic Chemistry. New York. HarperCollins College Publisher.

Petrucci, Ralph. H.1985. Kimia Dasar Jilid 1. Jakarta : Erlangga.

Anonim. 2013. Materi Kimia Kelas X  Asam Basa. http://www.chem-is-try.org/materi_kimia/kimia-smk/kelas_x/asam-basa/ pada tanggal 3 Mei 2015 pukul 13.00.

Anonim. 2013.http://santrinitas.wordpress.com. Di akses pada 3 Mei 2015 pukul 13.00.

BACA JUGA:

Bagikan Artikel ini