Kimia Asam Basa

Dalam tulisan ini, kita akan mempelajari senyawa asam dan basa, ciri-ciri senyawa asam dan basa, serta metode untuk membedakan asam dan basa. Selain itu, kita akan mempelajari tingkat keasaman larutan (pH), menghitung pH larutan asam dan basa, serta menghitung pH larutan hasil reaksi asam dan basa. Selain menghitung  pH larutan, kita juga akan mempelajari beberapa konsep teori asam-basa serta berbagai jenis oksida yang dapat menghasilkan senyawa asam dan basa saat dilarutkan di dalam air.

Saat kita masuk ke dapur atau kamar mandi, kita dapat menemukan berbagai macam senyawa asam dan basa. Saat kita membuka lemari pendingin, kita dapat menemukan minuman ringan (soft drink) yang banyak mengandung asam karbonat. Cuka merupakan asam, sedangkan soda kue merupakan basa. Pada bak tempat cucian, kita menemukan amonia dan bahan pencuci lainnya, yang merupakan basa. Di dalam kotak obat, kita menemukan obat aspirin, suatu senyawa asam, dan berbagai jenis antasida yang merupakan senyawa basa. Kehidupan kita sehari-hari dipenuhi oleh asam dan basa.

Beberapa sifat asam yang dapat diamati di sekeliling kita, antara lain :

Berasa masam (ingat, di laboratorium, kita mengujinya, bukan mencicipinya)
Terasa sangat pedih bila terkena kulit (korosif)
Bereaksi dengan logam-logam tertentu (lihat : Elektrokimia I : Penyetaraan Reaksi Redoks dan Sel Volta) menghasilkan gas hidrogen
Bereaksi dengan batu kapur (CaCO3) dan soda kue (NaHCO3) menghasilkan gas karbon dioksida
Bereaksi dengan kertas lakmus dan mengubah lakmus biru menjadi merah
Beberapa sifat basa yang dapat diamati di sekeliling kita, antara lain :

Berasa pahit (ingat, di laboratorium, kita mengujinya, bukan mencicipinya)
Terasa licin di kulit
Bereaksi dengan minyak dan lemak
Bereaksi dengan kertas lakmus dan mengubah lakmus merah menjadi biru
Bereaksi dengan asam menghasilkan garam dan air
Sejumlah asam dan basa yang dapat kita temukan di dalam kehidupan sehari-hari dapat dilihat pada tabel di bawah ini :

Asam yang Umum Kita Temukan di Rumah
Nama Kimia Rumus Molekul Nama Pasaran/Kegunaan
asam hidroklorat HCl asam murat
asam asetat CH3COOH cuka
asam sulfat H2SO4 larutan elektrolit pada aki
asam karbonat H2CO3 air terkarbonasi
asam borat H3BO3 antiseptik, obat tetes mata
asam asetilsalisilat C16H12O6 aspirin
Basa yang Umum Kita Temukan di Rumah
amonia NH3 pembersih
natrium hidroksida NaOH larutan alkali (lindi) kuat
natrium bikarbonat NaHCO3 soda kue
magnesium hidroksida Mg(OH)2 susu magnesia
kalsium karbonat CaCO3 antasida
aluminium hidroksida Al(OH)3 antasida
Saat kita melihat tabel di atas, kita menemukan fakta bahwa semua asam mengandung ion hidrogen (ion H+), sedangkan kebanyakan basa mengandung ion OH-. Dua teori dasar yang dapat digunakan untuk menjelaskan konsep asam-basa secara mikroskopis adalah sebagai berikut :

1. Teori Asam-Basa Arrhenius

Teori ini digunakan dalam larutan dengan air sebagai pelarut. Teori ini merupakan teori asam-basa modern yang pertama kali berkembang. Menurut teori ini, asam adalah suatu bahan yang apabila dilarutkan di dalam air, menghasilkan ion H+ (ion hidrogen). Sebaliknya, basa adalah suatu bahan yang apabila dilarutkan di dalam air, menghasilkan ion OH- (ion hidroksida).


HCl(g) merupakan asam Arrhenius, sebab pada saat larut di dalam air, gas tersebut akan terionisasi (membentuk ion) dengan melepaskan ion H+.

HCl(g) +  H2O(l) →  HCl(aq) →  H+(aq) +  Cl-(aq)

Menurut teori Arrhenius, natrium hidroksida diklasifikasikan ke dalam kelompok basa, sebab pada saat larut, akan dihasilkan ion hidroksida.

NaOH(s) +  H2O(l) →  NaOH(aq) →  Na+(aq) +  OH-(aq)

Arrhenius juga mengelompokkan reaksi antara asam dan basa sebagai reaksi netralisasi, sebab jika kita mencampurkan suatu larutan asam dengan suatu larutan basa, kita akan mendapatkan larutan netral yang terdiri atas air dan garam.

HCl(aq) +  NaOH(aq) →  H2O(l) +  NaCl(aq)

H+(aq) +  Cl-(aq) +  Na+(aq) +  OH-(aq) →  H2O(l) +  Na+(aq) +  Cl-(aq)

(Air terbentuk dari penggabungan ion hidrogen dan ion hidroksida; Persamaan ion bersih sama untuk semua reaksi asam-basa Arrhenius, yaitu H+(aq) + OH-(aq) →  H2O(l).

Teori ini tetap digunakan, walaupun jarang. Sama seperti teori-teori lain, teori ini memiliki beberapa keterbatasan. Sebagai contoh, reaksi fasa gas antara gas amonia dan gas hidrogen klorida dalam wadah tertutup, berlangsung melalui persamaan reaksi berikut :

NH3(g) +  HCl(g) →  NH4+ + Cl- →  NH4Cl(s)

Dua gas yang tidak berwarna bercampur, dan kemudian menghasilkan padatan putih amonium klorida. Ion di dalam persamaan reaksi ini menunjukkan peristiwa yang sesungguhnya terjadi; HCl memberikan ion H+-nya kepada amonia. Pada dasarnya ini merupakan hal yang sama seperti yang terjadi pada reaksi HCl dengan NaOH. Sebaliknya, reaksi yang melibatkan amonia tidak dapat dikelompokkan ke dalam reaksi asam-basa, sebab reaksi tersebut tidak terjadi di dalam air dan tidak melibatkan ion hidroksida. Oleh karena itu, untuk menerangkan proses yang terjadi pada amonia, suatu teori asam-basa baru dikembangkan, yaitu teori asam-basa Bronsted-Lowry.

2.Teori Asam-Basa Bronsted-Lowry


Teori ini menggunakan konsep memberi dan menerima ion hidrogen. Teori Bronsted-Lowry berusaha mengatasi keterbatasan teori Arrhenius dengan mendefinisikan asam sebagai penyumbang (donor) proton (ion H+) dan basa sebagai penerima (akseptor) proton (ion H+).  Basa menerima ion H+ dengan melengkapi satu pasang elektron bebas untuk membentuk ikatan kovalen koordinasi (datif) (lihat : Ikatan Kimia dan Tata Nama Senyawa Kimia).

Pada reaksi antara NH3 dengan HCl, spesi HCl bertindak sebagai pemberi proton, atau sebagai asam. Sedangkan amonia sebagai penerima proton atau sebagai basa. Amonia memiliki pasangan elektron bebas yang tidak berikatan yang dapat digunakan untuk membentuk ikatan kovalen koordinasi (datif).

Menurut teori asam-basa Arrhenius, reaksi asam-basa merupakan reaksi netralisasi. Namun, menurut teori asam-basa Bronsted-Lowry, reaksi asam-basa merupakan reaksi kompetisi untuk menangkap proton. Sebagai contoh, berikut adalah reaksi amonia dengan air :

HN3)g) +  H2O(l) →  NH4OH(aq) <—>  NH4+(aq) +  OH-(aq)

Amonia merupakan basa (menangkap proton), sedangkan air merupakan asam (memberikan proton) pada reaksi maju (dari kiri ke kanan). Tetapi, pada reaksi balik (dari kanan ke kiri), ion amonium (NH4+) adalah asam, dan ion hidroksida (OH-) adalah basa. Jika keasaman air lebih kuat dari ion amonium, maka konsentrasi ion amonium dan ion hidroksida relatif besar pada saat kesetimbangan. Namun, sebaliknya, jika ion amonium lebih asam dibandingkan air, maka jumlah amonia menjadi jauh lebih banyak dibandingkan ion amonium pada saat kesetimbangan.

Bronsted-Lowry mengatakan bahwa jika suatu asam bereaksi dengan suatu basa, pasangan asam-basa konyugasi dapat terbentuk. Pasangan asam-basa konyugasi dibedakan oleh satu buah ion H+. Pada contoh di atas, NH3 adalah suatu basa, dan NH4+ adalah asam konyugasinya. Di sisi lain, H2O adalah suatu asam, dan ion OH- adalah basa konyugasinya. Pada reaksi di atas, ion OH- merupakan basa kuat, dan amonia merupakan basa lemah. Akibatnya, kesetimbangan cenderung bergeser ke kiri. Dengan demikian, pada kesetimbangan tidak terdapat banyak ion hidroksida.

Selanjutnya kita akan mempelajari konsep asam-basa kuat-lemah. Namun demikian, yang penting untuk diingat, bahwa kekuatan asam-basa tidak sama dengan konsentrasi. Kekuatan merujuk pada jumlah ionisasi atau penguraian yang terjadi pada asam-basa. Konsentrasi merujuk pada jumlah asam-basa yang dimiliki di dalam larutan.

Asam Kuat

Pada saat kita melarutkan gas hidrogen klorida ke dalam air, HCl tersebut akan bereaksi dengan molekul air dan memberikan sebuah proton (ion H+) kepada molekul air.

HCl(g) +  H2O(l) →    H3O+(aq) +  Cl-(aq)

Ion H3O+ disebut ion hidronium. Reaksi ini terjadi hingga kondisi sempurna, yang berarti bahwa reaktan tetap berubah menjadi produk sampai semua habis digunakan. Pada kasus ini, semua HCl terionisasi sempurna menjadi ion H3O+ dan ion Cl-, sehingga tidak ada lagi HCl-nya. Asam seperti HCl, yang terionisasi 100% di dalam air, disebut asam kuat. Sebagai catatan, bahwa air disini, bertindak sebagai basa, menerima proton dari hidrogen klorida.

Asam kuat terionisasi sempurna, maka mudah untuk menghitung konsentrasi ion hidronium dan ion klorida di dalam larutan jika kita mengetahui konsentrasi awal asam kuat tersebut. Sebagai contoh, misalkan kita melarutkan gas HCl 0,1 mol ke dalam satu liter air. Dengan demikian, konsentrasi HCl mula-mula adalah 0,1 mol/L (0,1 M). Kita dapat menuliskan konsentrasi HCl 0,1 M dengan lambang [HCl] = 0,1 M. Senyawa HCl terionisasi sempurna sesuai dengan persamaan reaksi berikut :

HCl(g) +  H2O(l) →    H3O+(aq) +  Cl-(aq)

Berdasarkan persamaan reaksi di atas, terlihat bahwa setiap mol HCl yang terionisasi, akan menghasilkan satu mol ion H3O+ dan satu ion mol Cl-. Dengan demikian, konsentrasi ion dalam larutan HCl 0,1 M adalah :

[H3O+] = 0,1 M

[Cl-] = 0,1 M

Berikut adalah daftar asam kuat yang paling umum kita temukan dalam kehidupan sehari-hari :

Nama Kimia Rumus Molekul
Asam Hidroklorat/Asam Klorida HCl
Asam Hidrobromat/Asam Bromida HBr
Asam Hidroiodat/Asam Iodida HI
Asam Nitrat HNO3
Asam Perklorat HClO4
Asam Sulfat (hanya ionisasi pertama) H2SO4
Asam sulfat disebut pula sebagai asam diprotik, sebab asam tersebut dapat memberikan dua proton, tetapi hanya pada ionisasi pertama yang terjadi 100% secara sempurna. Asam-asam lain yang ditampilkan dalam tabel merupakan asam monoprotik, sebab hanya memberikan satu proton.

Basa Kuat

Menghitung konsentrasi ion hidroksida sangat mudah. Sebagai contoh, kita memiliki 1,5 mol/L (1,5 M) larutan NaOH. Larutan natrium hidroksida tersebut akan terdisosiasi (pecah/terurai) sempurna menjadi ion-ion.

NaOH(aq) →  Na+(aq) +  OH-(aq)

Konsentrasi ion yang dihasilkan masing-masing 1,5 M.

Asam Lemah

Saat kita melarutkan asam asetat (CH3COOH) ke dalam air, yang akan terjadi adalah asam tersebut akan bereaksi dengan molekul-molekul air, memberikan sebuah proton dan membentuk ion hidronium (ion H3O+). Dalam hal ini, terjadi kesetimbangan, di mana kita masih tetap memiliki sejumlah asam asetat yang tidak terionisasi (pada reaksi sempurna, irreversible [lihat : Kesetimbangan Kimia], seluruh reaktan digunakan untuk membentuk produk). Pada sistem kesetimbangan asam lemah, ion-ion berkesetimbangan dengan molekul asam.

Reaksi yang terjadi antara asam asetat dengan air adalah sebagai berikut :

CH3COOH(aq) +  H2O(l) <—>  CH3COO-(aq) +  H3O+(aq)

Asam asetat yang ditambahkan ke dalam air akan terionisasi sebagian. Pada reaksi kesetimbangan ini, hanya sekitar 5% asam asetat yang terionisasi. Sementara 95% lainnya masih dalam bentuk molekul. Jumlah ion hidronium (ion H3O+) yang diperoleh dalam larutan asam yang tidak terionisasi sempurna jauh lebih sedikit dibandingkan yang diperoleh dari asam kuat. Asam yang hanya terionisasi sebagian disebut asam lemah.

Menghitung konsentrasi ion hidronium pada asam lemah tidak sama dengan menghitung pada larutan asam kuat, sebab tidak semua asam lemah yang larut dapat terionisasi. Untuk menghitung konsentrasi ion hidronium, kita harus menggunakan konstanta kesetimbangan untuk asam lemahnya (lihat : Kesetimbangan Kimia). Untuk larutan asam lemah, kita menggunakan konstanta kesetimbangan asam lemah, Ka­. Secara umum :

HA(aq) +  H2O(l) <—>  H3O+(aq) +  A-(aq)

Nilai Ka untuk asam lemah tersebut adalah :

Ka =  {[H3O+][A-]} / [HA]

Sebagai catatan, [HA] menunjukkan konsentrasi molar HA pada kesetimbangan, bukan konsentrasi awal. Konsentrasi air tidak ditunjukkan pada persamaan Ka, sebab konsentrasi air ([H2O]) merupakan konstanta yang akan tergabung dengan Ka.

Berikut ini adalah tabel beberapa contoh asam lemah yang sering dijumpai dalam kehidupan sehari-hari beserta nilai Ka masing-masing asam lemah :

Nama Asam Rumus Kimia Ka Basa Konyugasi Kb
Asam Fluorida HF 7,1 x 10-4 F- 1,4 x 10-11
Asam Nitrit HNO2 4,5 x 10-4 NO2- 2,2 x 10-11
Asam Asetil Salisilat (Aspirin) C9H8O4 3,0 x 10-4 C9H7O4- 3,3 x 10-11
Asam Format HCOOH 1,7 x 10-4 HCOO- 5,9 x 10-11
Asam Askorbat (Vitamin C) C6H8O6 8,0 x 10-5 C6H7O6- 1,3 x 10-10
Asam Benzoat C6H5COOH 6,5 x 10-5 C6H5COO- 1,5 x 10-10
Asam Asetat CH3COOH 1,8 x 10-5 CH3COO- 5,6 x 10-10
Asam Sianida HCN 4,9 x 10-10 CN- 2,0 x 10-5
Fenol C6H5OH 1,3 x 10-10 C6H5O- 7,7 x 10-5
Sekarang kita kembali ke kesetimbangan asam asetat. Nilai Ka untuk asam asetat adalah 1,8 x 10-5. Persamaan Ka ionisasi asam asetat adalah sebagai berikut :

Ka =  1,8 x 10-5 = {[H3O+][CH3COO-]} / [CH3COOH]

Kita dapat menggunakan nilai Ka ini untuk menghitung konsentrasi ion hidronium. Misalkan diberikan larutan asam asetat 2 M. Kita ketahui bahwa konsentrasi awal asam asetat tersebut adalah 2 M. Kita juga mengetahui bahwa sebagian kecil asam asetat tersebut telah terionisasi, menghasilkan sedikit ion hidronium dan ion asetat. Melalui persamaan reaksi kesetimbangan asam asetat, terlihat bahwa untuk setiap ion hidronium yang terbentuk, akan disertai pula pembentukan ion asetat. Akibatnya, konsentrasi kedua ion tersebut sama. Kita dapat memisalkan nilai [H3O+] dan [CH3COO-] masing-masing sebesar x M.

[H3O+] = [CH3COO-] = x M

Dengan demikian, untuk menghasilkan sebanyak x M ion hidronium dan ion asetat, dibutuhkan asam asetat yang terionisasi sebanyak x M pula. Sehingga, kita dapat menuliskan jumlah asam asetat yang tersisa pada saat kesetimbangan sebagai jumlah asam asetat mula-mula, 2 M, dikurangi dengan yang mengalami ionisasi, sebesar x M.

[CH3COOH] = (2 – x) M

Pada kondisi umum, kita dapat menganggap nilai x sangat kecil dibandingkan dengan konsentrasi asam lemah mula-mula. Jadi, kita dapat mengatakan bahwa nilai 2 – x mendekati 2. Ini berarti bahwa kita dapat sering menganggap konsentrasi asam lemah pada saat kesetimbangan sama dengan konsentrasi mula-mulanya. Persamaan konstanta kesetimbangan asam lemah sekarang dapat dituliskan sebagai berikut :

Ka = 1,8 x 10-5 = {(x)(x)} / (2 – x) = {(x)(x) / (2)}

1,8 x 10-5 = (x)2 / 2

Selanjutnya kita dapat menentukan nilai x, yang sama dengan nilai [H3O+].

x2 = 1,8 x 10-5 x 2

x = (1,8 x 10-5 x 2)1/2 =  6 x 10-3

[H3O+] = 6 x 10-3 M

Salah satu cara untuk membedakan antara asam kuat dengan asam lemah adalah dengan mencari nilai konstanta ionisasi asam (Ka). Jika asamnya memiliki nilai Ka, berarti asam lemah. Jika tidak, berarti asam kuat.

Basa Lemah

Basa lemah juga bereaksi dengan air untuk mencapai sistem kesetimbangan. Amonia merupakan salah satu basa lemah. Amonia dapat bereaksi dengan air untuk membentuk ion amonium dan ion hidroksida.

NH3(g) +  H2O(l) <—>  NH4+(aq) +  OH-(aq)

Seperti halnya asam lemah, basa lemah hanya terionisasi sebagian. Konstanta kesetimbangan basa lemah adalah Kb. Kita menggunakannya sama persis seperti pada saat kita menggunakan Ka (lihat pembahasan Asam Lemah di atas). Yang dicari pada basa lemah adalah [OH-]-nya.

Berikut ini adalah tabel beberapa contoh basa lemah yang sering dijumpai dalam kehidupan sehari-hari beserta nilai Kb masing-masing basa lemah :

Nama Basa Rumus Kimia Kb Asam Konyugasi Ka
Etil Amina C2H5NH2 5,6 x 10-4 C2H5NH3+ 1,8 x 10-11
Metil Amina CH3NH2 4,4 x 10-4 CH3HN3+ 2,3 x 10-11
Amonia NH3 1,8 x 10-5 NH4+ 5,6 x 10-10
Piridina C5H5N 1,7 x 10-9 C5H5NH+ 5,9 x 10-6
Anilina C6H5NH2 3,8 x 10-10 C6H5NH3+ 2,6 x 10-5
Kafeina C8H10N4O2 5,3 x 10-14 C8H11N4O2+ 0,19
Urea CO(NH2)2 1,5 x 10-14 H2NCONH3+ 0,67
Ketika asam asetat bereaksi dengan air, air bertindak sebagai basa (atau sebagai akseptor proton). Namun, pada saat air bereaksi dengan amonia, air bertindak sebagai asam (atau sebagai donor proton). Ternyata, air dapat bertindak sebagai asam maupun sebagai basa, tergantung bereaksi dengan zat apa. Zat yang dapat bertindak sebagai asam maupun sebagai basa disebut amfoterik. Jika kita mencampurkan air dengan asam, air bertindak sebagai basa. Begitu pula sebaliknya, saat mencampurkan air dengan basa, air bertindak sebagai asam.

Namun, dapatkah air bereaksi dengan dirinya sendiri? Ternyata, ya. Air dapat bereaksi dengan dirinya sendiri. Dua molekul air dapat saling bereaksi, dengan cara yang satu mendonorkan satu proton dan yang lain menerimanya. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

H2O(l) +  H2O(l) <—>  H3O+(aq) +  OH-(aq)

Reaksi tersebut merupakan reaksi kesetimbangan (lihat : kesetimbangan Kimia). Konstanta kesetimbangan yang dimodifikasi disebut Kw (yang menunjukkan konstanta disosiasi air). W adalah water = air. Nilai Kw adalah 1,0 x 10-14 dan mengikuti persamaan berikut :

1,0 x 10-14 = Kw = [H3O+][OH-]

Pada air murni, persamaan reaksi ini menunjukkan bahwa nilai [H3O+] sama dengan [OH-]. Dengan demikian, nilai [H3O+] = [OH-] = 1 x 10-7 M. Nilai Kw selalu konstan (asalkan suhu tidak berubah). Dengan nilai ini, kita dapat mengubah [H3O+] menjadi [OH-], dan sebaliknya, pada berbagai macam larutan (dengan pelarut air), tidak hanya pada air murni. Pada larutan (dengan pelarut air), konsentrasi ion hidronium dan ion hidroksida jarang memiliki nilai yang sama. Namun, dengan mengetahui konsentrasi salah satu ion, dan dengan nilai Kw, kita dapat menentukan konsentrasi ion lainnya.

Kembali kita membahas larutan 2 M asam asetat di atas. Kita mendapatkan [H3O+] sama dengan 6 x 10-3 M. Dengan demikian, kita memiliki cara untuk menghitung [OH-] di dalam larutan tersebut dengan menggunakan rumus Kw.

Kw =  1,0 x 10-14 = [H3O+][OH-]

1,0 x 10-14 =  (6 x 10-3) [OH-]

[OH-]  =  1,0 x 10-14 / 6 x 10-3 =  1,7 x 10-12 M

Besarnya tingkat keasaman suatu larutan tergantung pada konsentrasi ion hidronium di dalam larutan. Semakin asam suatu larutan, semakin besar konsentrasi ion hidronium di dalam larutan tersebut. Dengan kata lain, larutan dengan [H3O+] sama dengan 1,0 x 10-2 M lebih asam daripada larutan dengan [H3O+] yang sama dengan 1,0 x 10-7 M. Oleh karena konsentrasi ion hidronium mupun ion hidroksida umumnya sangat kecil, Sores Sorensen, pada tahun 1909, mengajukan cara praktis untuk menentukan tingkat keasaman larutan, yaitu dengan skala pH. Skala pH adalah skala yang berdasarkan [H3O+], dikembangkan untuk mempermudah penentuan tingkat keasaman larutan. Singkat kata, pH menunjukkan tingkat keasaman relatif suatu larutan. pH didefinisikan sebagai minus logaritma (-log) [H3O+]. Secara matematis, rumus pH dapat dituliskan dalam persamaan berikut :

pH = – log [H3O+]

Berdasarkan konstanta disosiasi air (Kw), nilai [H3O+] pada air murni sama dengan 1,0 x 10-7 M. Dengan menggunakan persamaan matematika ini, kita dapat menghitung pH air.

pH = – log [H3O+]

pH = – log (1,0 x 10-7)

pH = – (-7)

pH = 7

Jadi, pH air sama dengan 7. Para kimiawan menyebut titik ini ( pH = 7) pada skala pH sebagai posisi netral. Suatu larutan disebut asam jika memiliki [H3O+] lebih besar dari air, sehingga pHnya lebih kecil dari 7. Sebaliknya, suatu larutan disebut basa jika memiliki [H3O+] lebih kecil dari air, sehingga pHnya lebih besar dari 7.


Larutan Asam : [H3O+] > 1,0 x 10-7 M ; pH < 7

Larutan Basa : [H3O+] <1,0 x 10-7 M ; pH > 7

Larutan Netral : [H3O+] = 1,0 x 10-7 M ; pH = 7

Skala pH pada dasarnya tidak ada batasnya. Kita dapat saja memiliki larutan dengan pH kurang dari nol (misal : larutan HCl 10 M, memiliki pH = -1). Namun demikian, menurut perjanjian, batas pH adalah dari nol (0) hingga 14, yang digunakan sebagai batas pH asam lemah dan basa lemah, dan juga untuk larutan encer asam kuat dan basa kuat.

Nilai [H3O+] dari larutan asam asetat 2 M (lihat pembahasan Asam Lemah di atas) adalah 6 x 10-3 M. Larutan tersebut termasuk asam. pH larutan tersebut dapat dihitung dengan cara sebagai berikut :

pH = – log [H3O+]

pH = – log (6 x 10-3)

pH = – (-2,22)

pH = 2,2

Persamaan lain, yang disebut pOH, dapat digunakan untuk menentukan pH suatu larutan. Nilai pOH sama dengan logaritma negatif dari [OH-]. Kita dapat menghitung nilai pOH suatu larutan sama seperti pada saat menghitung pH dengan menggunakan logaritma negatif dari konsentrasi ion hidroksida. Jika kita menggunakan Kw dan bila kedua sisi logaritma dinegatifkan, maka diperoleh :

Kw =  1,0 x 10-14 = [H3O+][OH-]

- log Kw =  – log (1,0 x 10-14) = – log {[H3O+][OH-]}

pKw =  14  = pH + pOH

Persamaan pH + pOH = 14 mempermudah perhitungan pOH menjadi pH. Seperti halnya kita mengubah [H3O+] ke pH, kita juga dapat melakukan perhitungan pH ke [H3O+]. Untuk itu, kita menggunakan persamaan antilog, sebagai berikut :

[H3O+] = 10-pH

Misalkan, darah manusia memiliki pH sekitar 7,3. Hal ini berarti, konsentrasi ion hidronium dalam darah manusia adalah sekitar 10-7,3 = 5,01 x 10-8 M. Dengan cara yang sama, kita dapat menghitung [OH-] dari pOH.

Berikut ini adalah tabel pH beberapa zat yang kita jumpai dalam kehidupan sehari-hari :

Zat pH
Pembersih oven 13,8
Penghilang rambut 12,8
Amonia rumah tangga 11,0
Susu magnesia 10,5
Pemutih klor 9,5
Air laut 8,0
Darah manusia 7,3
Air murni 7,0
Susu 6,5
Kopi 5,5
Minuman ringan 3,5
Aspirin 2,9
Cuka 2,8
Jus jeruk 2,3
Asam aki mobil 0,8
Indikator adalah zat (pewarna organik) yang mengalami perubahan warna karena keberadaan asam atau basa. Salah satu contoh ekstrak tanaman yang dijadikan sebagai indikator asam-basa adalah kembang bokor. Jika tanaman ini tumbuh di tanah masam, bunganya akan berwarna merah muda. Sebaliknya, jika tanaman ini tumbuh di tanah alkalin (basa), bunganya akan berwarna biru. Selain kembang bokor, bahan lain yang telah lama dikenal sebagai indikator asam-basa yang baik adalah kubis merah. Ekstrak kubis merah dapat digunakan untuk menguji keasaman zat-zat. Saat dicampur dengan asam, cairan tersebut berubah menjadi merah muda. Sedangkan, saat dicampur dengan basa, cairan tersebut berubah menjadi hijau.

Di dalam ilmu kimia, indikator digunakan untuk menguji keberadaan asam atau basa. Para kimiawan memiliki banyak indikator yang akan berubah pada perubahan kecil pH. Dua indikator yang paling banyak digunakan adalah kertas lakmus dan fenolftalein.

Kertas Lakmus

Lakmus adalah suatu zat yang diekstrak dari sejenis lumut kerak dan diserap ke dalam kertas berpori­. Lumut kerak adalah tanaman yang ditemukan di Belanda, yang terdiri atas ganggang dan jamur yang hidup bersama dan saling menguntungkan satu sama lainnya. Terdapat tiga jenis kertas lakmus, yaitu lakmus merah, lakmus biru, dan lakmus netral. Kertas lakmus merah digunakan untuk menguji basa, dan kertas lakmus biru digunakan untuk menguji asam. Sementara itu, kertas lakmus netral digunakan untuk menguji keduanya. Jika larutan bersifat asam, kertas lakmus netral dan biru akan berubah menjadi merah. Jika larutan bersifat basa, kertas lakmus merah dan netral berubah menjadi biru. Kertas lakmus adalah alat uji yang sangat bagus dan cepat untuk mendeteksi asam dan basa.

Fenolftalein

Fenolftalein merupakan indikator lain yang biasa digunakan. Hingga beberapa tahun yang lalu, fenolftalein digunakan sebagai zat aktif pada obat pencahar. Fenolftalein jernih dan tidak berwarna di dalam larutan asam dan akan berwarna merah muda di dalam larutan basa. Indikator ini biasanya digunakan dalam proses titrasi, yaitu proses penentuan konsentrasi asam atau basa yang tidak diketahui berdasarkan reaksi dengan basa atau asam yang telah diketahui konsentrasinya.

Sebagai contoh, misalkan kita ingin menentukan konsentrasi molar larutan HCl yang belum diketahui. Mula-mula, kita masukkan larutan HCl tersebut dengan volume yang telah diketahui (misalkan digunakan 25 mililiter yang diukur dengan tepat menggunakan pipet) ke dalam labu erlenmeyer dan kemudian tambahkan beberapa tetes indikator fenolftalein (disingkat pp). Oleh karena kita menambahkan indikator pp ke dalam larutan asam, larutan tersebut tetap jernih dan tidak berwarna. Selanjutnya, kita menambahkan sedikit demi sedikit larutan standar natrium hidroksida (NaOH) yang telah diketahui konsentrasinya (misalkan kita gunakan larutan NaOH 0,10 M) dengan buret. Larutan basa terus ditambahkan sehingga larutan yang dititrasi berubah menjadi merah muda. Kita menyebut kondisi ini sebagai titik akhir titrasi, titik saat asam secara tepat ternetralisasi oleh basa.

Dalam percobaan di atas, dimisalkan, diperlukan sebanyak 35,50 mililiter larutan NaOH 0,10 M untuk bereaksi hingga titik akhir titrasi dengan 25 mililiter larutan HCl tercapai. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

HCl(aq) +  NaOH(aq) →  NaCl(aq) +  H2O(l)

Dari persamaan reaksi setara di atas, kita dapat melihat bahwa perbandingan mol antara asam dan basa adalah 1 :  1. Hal ini berarti, jika mol basa yang dibutuhkan dapat dihitung, kita juga dapat mengetahui berapa mol HCl yang ada. Mengetahui volume larutan asam dapat membantu kita menghitung molaritas asam tersebut .

Mol NaOH  =  V x M  =  0,0355 L  x  0,10 M  = 0,00335 mol

Mol HCl  =  mol NaOH  =  0,00335 mol

Volume HCl  =  0,025 L

Konsentrasi HCl  =  mol / volume  =  0,00335 mol /  0,025 L  =  0,142 M

Titrasi suatu basa dengan suatu larutan standar asam (larutan yang telah diketahui konsentrasinya) dapat dihitung dengan cara yang persis sama dengan cara di atas, kecuali pada titik akhir titrasi, warna merah muda menjadi hilang.

Saat kita pergi ke toko obat atau apotik, kita menemukan berbagai jenis obat antasida dari rak ke rak. Antasida adalah salah satu terapan dari ilmu kimia asam-basa.

Lambung memproduksi asam hidroklorat (HCl) untuk mengaktifkan enzim-enzim tertentu (biokatalisator) dalam proses pencernaan. Akan tetapi, kadang-kadang, lambung juga memproduksi terlalu banyak asam, atau asamnya naik sampai kerongkongan (menuju ke pembakaran jantung). Dengan demikian, kelebihan asam lambung tersebut perlu dinetralkan dengan suatu basa. Formulasi basa yang biasa dijual untuk menetralkan asam ini disebut antasida. Antasida mengandung senyawa-senyawa berikut sebagai bahan aktif :

Bikarbonat (NaHCO3 dan KHCO3)
Karbonat (CaCO3 dan MgCO3)
Hidroksida (Al(OH)3 dan Mg(OH)2)
Mencoba memilih antasida “terbaik” untuk digunakan sewaktu-waktu dapat menyulitkan. Tentu saja harga menjadi salah satu faktor. Namun, sifat kimia dari basa juga menimbulkan masalah. Sebagai contoh, seseorang yang menderita tekanan darah tinggi (hipertensi), hendaknya menghindari antasida yang mengandung natruim bikarbonat, karena ion natrium cenderung meningkatkan tekanan darah. Sebaliknya, seseorang yang ingin menjaga dan mencegah hilangnya kalsium dari tulang (osteoporosis), cenderung memilih antasida yang mengandung kalsium karbonat. Namun, kalsium karbonat dan aluminium hidroksida dapat menyebabkan sembelit bila dosis penggunannya berlebihan. Di sisi lain, penggunaan magnesium karbonat dan magnesium hidroksida dosis tinggi dapat berguna sebagai pencahar. Memilih antasida benar-benar memerlukan banyak pertimbangan.

Asam Diprotik dan Poliprotik

Pada reaksi ionisasi asam diprotik (melepaskan 2 ion hidronium) maupun asam poliprotik (melepaskan lebih dari 2 ion hidronium), terjadi pelepasan ion hidronium secara bertahap. Dengan demikian, asam tersebut memiliki beberapa nilai Ka yang berbeda. Sebagai contoh :

H2CO3(aq) <—>  HCO3-(aq) +  H+(aq)

Ka1 =  {[H+][HCO3-]} / [H2CO3]

HCO3-(aq) <—> CO32-(aq) +  H+(aq)

Ka2 =  {[H+][CO32-]} / [HCO3-]

Secara umum, nilai Ka1 suatu asam poliprotik selalu lebih besar dibandingkan nilai Ka tahap-tahap berikutnya. Berikut ini adalah tabel beberapa contoh asam poliprotik yang sering dijumpai dalam kehidupan sehari-hari beserta nilai Ka masing-masing asam poliprotik :

Nama Asam Rumus Kimia Ka Basa Konyugasi Kb
Asam Sulfat H2SO4 sangat besar HSO4- sangat kecil
Ion Hidrogen Sulfat HSO4- 1,3 x 10-2 SO42- 7,7 x 10-13
Asam Oksalat H2C2O4 6,5 x 10-2 HC2O4- 1,5 x 10-13
Ion Hidrogen Oksalat HC2O4- 6,1 x 10-5 C2O42- 1,6 x 10-10
Asam Sulfit H2SO3 1,3 x 10-2 HSO3- 7,7 x 10-13
Ion Hidrogen Sulfit HSO3- 6,3 x 10-8 SO32- 1,6 x 10-7
Asam Karbonat H2CO3 4,2 x 10-7 HCO3- 2,4 x 10-8
Ion Hidrogen Karbonat HCO3- 4,8 x 10-11 CO32- 2,1 x 10-4
Asam Sulfida H2S 9,5 x 10-8 HS‑ 1,1 x 10-7
Ion Hidrogen Sulfida HS‑ 1,0 x 10-19 S2- 1,0 x 105
Asam Fosfat H3PO4 7,5 x 10-3 H2PO4- 1,3 x 10-12
Ion Dihidrogen Fosfat H2PO4- 6,2 x 10-8 HPO42- 1,6 x 10-7
Ion Hidrogen Fosfat HPO42- 4,8 x 10-13 PO43- 2,1 x 10-2
Selain menggunakan konsep asam-basa Arrhenius maupun Bronsted-Lowry, sifat asam-basa suatu senyawa juga dapat diterangkan dengan konsep asam-basa Lewis. Pada tahun 1932, seorang kimiawan berkebangsaan Amerika, G. N. Lewis, mendefinisikan basa Lewis sebagai zat yang dapat mendonorkan pasangan elektron. Sedangkan asam Lewis didefinisikan sebagai zat yang dapat menerima pasangan elektron bebas. Lewis mendefinisikan asam-basa berdasarkan peristiwa donor-akseptor pasangan elektron.

Sebagai contoh, pada proses protonasi amonia, NH3 berperan sebagai basa Lewis (mendonorkan pasangan elektron). Sebaliknya ion H+ berperan sebagai asam Lewis (menerima pasangan elektron). Ikatan kimia yang terjadi adalah ikatan kovalen koordinasi (lihat : Ikatan Kimia dan Tata Nama Senyawa Kimia). Contoh lain adalah reaksi antara BF3 dengan NH3 membentuk senyawa NH3BF3. Dalam reaksi ini, NH3 bertindak sebagai basa Lewis, sedangkan BF3 sebagai asam Lewis. Teori asam-basa Lewis berlaku baik di sistem pelarut berair, pelarut bukan air, bahkan tanpa pelarut sekalipun (sistem gas).

Beberapa contoh reaksi asam-basa Lewis :

Ag+(aq) +  2 NH3(aq) <—>  Ag(NH3)2+(aq)

Cd4+(aq) +  4 I-(aq) <—>  CdI42-(aq)

Ni(s) +  4 CO(g) <—>  Ni(CO­)4(g)

Referensi:

Andy. 2009. Pre-College Chemistry.

Chang, Raymond. 2007. Chemistry Ninth Edition. New York: Mc Graw Hill.

Moore, John T. 2003. Kimia For Dummies. Indonesia: Pakar Raya.

Pasangan asam basa konjugasi

HCl dan HNO3 adalah asam Bronsted-Lowry disebabkan kedua spesies ini mampu memberikan ion H+ (proton H+) kepada air dengan reaksi sebagai berikut:

HCl(aq) + H2O(l) -> H3O+(aq) + Cl-(aq)
HNO3(aq) + H2O ->H3O+(aq) + NO3-(aq)

NH3 dan ion OH- adalah basa menurut Bronsted-Lowry disebabkan kedua spesies ini adalah aseptor proton. NH3 dapat bereaksi dengan air untuk membentuk NH4+ dan OH- dapat bereaksi dengan H+ membentuk air.

NH3(g) + H2O(l) -> NH4+(aq) + OH-(aq)
OH-(aq) + H+(aq) -> H2O(l)

Salah satu keunngulan teori asam-basa Bronsted-Lowry adalah konsep ini bisa menjelaskan mengenai sifat asam basa reaksi yang reversible. Contoh jenis reaksi ini adalah reaksi disosiasi asam lemah CH3COOH.

CH3COOH(aq) + H2O H3O+(aq) + CH3COO-(aq)

Sekarang perhatikan reaksi yang hanya berjalan ke kanan

CH3COOH(aq) + H2O(l) -> H3O+(aq) + CH3COO-(aq)

CH3COOH adalah asam sebab spesies ini mendonorkan proton pada H2O
H2O adalah basa sebab spesies ini menerima proton dari CH3COOH

Sedangkan untuk reaksi kebalikkannya

H3O+(aq) + CH3COO-(aq) -> CH3COOH(aq) + H2O(l)

H3O+ adalah asam sebab spesies ini mendonorkan proton pada CH3COO-
CH3COO- adalah basa sebab spesies ini menerima proton pada H3O+

Artinya reaksi reversible dari asam lemah diatas memiliki 2 asam dan 2 basa yang saling berpasangan yang kita sebut sebagai pasangan asam basa konjugasi Bronsted-Lowry.

Artinya CH3COOH adalah asam konjugasi dari CH3COO- atau CH3COO- adalah basa konjugasi dari CH3COOH. Keduanya berpasangan sehingga dinamakan asam basa konjugasi Bronsted-Lowry.

Cara mudah mengingat asam basa konjugasi Bronsted-Lowry adalah sebagai berikut:

Untuk membuat asam konjugasi Bronsted-Lowry maka tabahkan satu H+ pada spesies yang ditanyakan, sedangkan untuk membuat basa konjugasi dari Bronsted-Lowry maka tinggal ambil satu H+ dari spesies yang ditanyakan.

H2SO4 basa konjugasinya (tinggal ambil 1 H+) adalah HSO4-
HNO3 basa konjugasinya (tinggal ambil 1 H+) adalah NO3-
PO43- asam konjugasinya (tinggal tambah 1 H+) adalah HPO42-
Cl- asam konjugasinya (tinggal tambah 1 H+) HCl

Oh ya teorivasam-basa Bronsted-Lowry ini ada kelemahannya juga yaitu dia tidak bisa menjelaskan reaksi asam basa yang tidak melibatkan transfer proton (H+) seperti reaksi berikut;

Fe2+(aq) + 6H2O(l) -> Fe(H2O)62+(aq)
AgCl(s) + NH3(aq) -> Ag(NH3)Cl(aq)

Dua reaksi diatas adalah contoh sebagian kecil reaksi asam basa yang tidak bisa dijelaskan lewat konsep asam basa Bronsted-Lowry akan tetapi dapat dijelaskan dengan menggunakan teori asam-basa Lewis.

Perbedaan Catatan Kaki, Daftar Pustaka, dan Kutipan

Tujuan dan Perbedaan Daftar Pustaka, Kutipan, dan Catatan Kaki.
Catatan kaki
Catatan kaki adalah daftar keterangan khusus yang ditulis di bagian bawah setiap lembaran atau akhir bab karangan ilmiah. Catatan kaki biasa digunakan untuk memberikan keterangan dan komentar, menjelaskan sumber kutipan atau sebagai pedoman penyusunan daftar bacaan/bibliografi.
Definisi, Contoh & Membuat Catatan Kaki Foot Note
Dalam pembahasan kali ini kita akan membahas tentang apa itu catatan kaki atau foot note, Bagaimana cara membuatnya & seperti apa saja contohnya. Simak Uraian berikut ini.
I. Definisi & Pengertian Umum Catatan Kaki / Foot Note
Catatan kaki
adalah keterangan yang dicantumkan pada margin bawah pada halaman buku. Catatan kaki biasanya dicetak dengan huruf lebih kecil daripada huruf di dalam teks guna menambahkan rujukan uraian di dalam naskah pokok. Catatan kaki untuk artikel yang diambil dari internet, cantumkan nama pengarang, judul artikel, tuliskan online (dalam kurung) diikuti alamat situsnya, seperti http:/ http://www.ed.gov./…; yang memudahkan pembaca untuk mengakses sumber tersebut.
II. Jenis & Contoh Catatan Kaki / Foot Note
Sekarang kita akan mempelajari pencantuman sumber kutipan pola konvensional. Cara pencantuman sumber kutipan dengan menggunakan pola konvensional, yaitu menggunakan catatan kaki atau foot note.
Perhatikan contoh penggunaan catatan kaki yang digunakan pada buku Filsafat Ilmu Sebuah Pengantar Populer karya Jujun Suriamiharja berikut! Perhatikan pula nomor pada teks dan keterangan sumbernya pada catatan kaki.
————————————————————————————————————–
Ilmu dan Moral
Penalaran otak orang itu luar biasa, demikian simpulan ilmuwan kerbau dalam makalahnya, namun mereka itu curang dan serakah … .1) Adapun sebodoh-bodoh umat kerbau, sungguh menggelitik nurani kita. Benarkah bahwa makin cerdas maka makin pandai kita menemukan kebenaran, makin benar maka makin baik pula perbuatan kita? Apakah manusia yang mempunyai penalaran tinggi, lalu makin berbudi sebab moral mereka dilandasi analisis yang hakiki, ataukah malah sebaliknya: makin cerdas maka makin pandai pula kita berdusta? Menyimak masalah ini, ada baiknya kita memperhatikan imbauan Profesor Ace Partadiredja dalam pidato pengukuhannya selaku guru besar ilmu ekonomi di Universitas Gajah Mada, yang mengharapkan munculnya ilmu ekonomi yang tidak mengajarkan keserakahan?2)
………………………………………………………
1) Taufiq Ismail, Membaca Puisi, Taman Ismail Marzuki, 30-31 Januari 1980.
2) Kompas, 25 Mei 1981.
————————————————————————————————————–
Bagi penulis, penggunaan catatan kaki ini sedikit lebih merepotkan dibandingkan dengan cara Harvard karena harus mengatur ruang pada bagian bawah halaman untuk tempat catatan kaki. Akan tetapi, bagi pembaca catatan kaki ini sangat memudahkan mengetahui sumber tanpa harus melihat daftar pustaka yang letaknya di bagian akhir buku.
Catatan kaki untuk buku
dimulai dengan nama pengarang diikuti koma, judul buku (ditulis dengan huruf awal kapital dan dicetak tebal atau dicetak miring), nomor seri, jilid dan nomor cetakan (kalau ada), kota penerbit (diikuti titik dua), nama penerbit (diikuti koma), dan tahun penerbitan (ditulis dalam kurung dan diakhiri dengan titik).
Catatan kaki untuk artikel dan majalah
dimulai dengan nama pengarang, judul artikel, nama majalah, nomor majalah jika ada, tanggal penerbitan, dan nomor halaman. Jika dari sumber yang sama dikutip lagi, pada catatan kaki ditulis ibid. (singkatan dari ibidum) yang artinya sama persis sumbernya dengan catatan kaki di atasnya. Jadi mirip dengan idem atau sda. Untuk sumber yang telah disisipi sumber lain, digunakan istilah op. cit. (singkatan dari opere citato). Untuk sumber dari majalah dan koran yang telah disisipi sumber lain digunakan istilah loc. cit. (singkatan dari loco citato).
Perhatikan contoh berikut!
…………………………………………………
2 Ratna Wilis Dahar, Teori-Teori Belajar (Jakarta: Depdikbud, 1988), hal. 18.
3 Nurhadi, Membaca Cepat dan Efektif (Bandung: Sinar Baru, 1986), hal. 25
4 Ibid., hal. 15
5 Ratna Wilis Dahar, op.cit., hal. 17
Catatan kaki di atas menunjukkan bahwa sumber nomor 4 sama dengan sumber nomor 3. Sumber nomor 5 sama dengan nomor 2.
Daftar Pustaka
Dalam penulisan makalah, penulisan ilmiah, skripsi, buku dan lain-lain terdapat lembar daftar pustaka, terdapat beberapa hal terkait dengan daftar pustaka yang harus anda ketahui, antara lain :
1.      Pengertian Daftar Pustaka
Menurut Kamus Besar Bahasa Indonesia (KBBI) adalah daftar yang mencantumkan judul buku, nama pengarang, penerbit, dan sebagainya yang ditempatkan pada bagian akhir suatu karya tulis atau buku dan disusun berdasarkan abjad. Menurut Gorys Keraf yang dimaksud dengan daftar pustaka atau bibliografi adalah sebuah daftar yang berisi judul buku-buku, artikel- artikel, dan bahan-bahan penerbitan lainnya yang mempunyai pertalian dengan sebuah karangan yang sedang digarap.
Melalui daftar pustaka pembaca atau penulis dapat melihat kembali kepada sumber aslinya. Mereka dapat menetapkan apakah sumber itu sesungguhnya mempunyai keterkaitan dengan isi pembahasan itu, dan apakah bahan itu dikutip dengan benar atau tidak. Dan sekaligus dengan cara itu pembaca dapat memperluas pula pengetahuannya dengan bermacam-macam referensi itu.
2.      Fungsi Daftar Pustaka
Dari daftar pustaka banyak hal yang dapat kita peroleh, antara lain ;
a.       Memberikan informasi bahwa pernyataan yang dibuat bukan hasil pemikiran sendiri tapi juga ditambahkan dengan pemikiran orang lain.
b.       Apabila pembaca menginginkan mendalami lebih jauh pernyataan yang dikutip, dapat membaca sendiri referensi yang menjadi sumber kutipan.
c.       Memberikan apresiasi atau penghargaan terhadap penulis buku yang telah membantu kita dalam penulisan karya tulis yang kita selesaikan.
d.       Menjaga profesionalitas penulis terhadap karya tulis yang telah dia buat.
3.      Unsur-unsur Daftar Pustaka
Hal yang perlu diketahui dalam penulisan daftar pustaka, yaitu :
a.       Nama pengarang, yang dikutip secara lengkap.
b.      Judul buku, termasuk judul tambahannya.
c.      Data publikasi, nama penerbit, tempat terbit, tahun terbit, edisi buku tersebut.
d.      Untuk sebuah artikel diperlukan pula judul artikel yang bersangkutan, nama majalah, jilid, nomor, dan tahun.
4.     Jenis-jenis Daftar Pustaka
a.      Kelompok Textbook
Penulis perorangan.
Kumpulan karangan beberapa penulis dengan editor.
Buku yang ditulis / dibuat oleh lembaga.
Buku terjemahan.
b.      Kelompok Jurnal
Artikel yang disusun oleh penulis.
Artikel yang disusun oleh lembaga.
Kelompok makalah yang diresentasikan dalam seminar / konferensi / symposium.
c.      Kelompok disertasi / tesis
d.      Kelompok makalah / informasi dari Internet
5.     Penyusunan Daftar Pustaka
Penyusunan daftar pustaka dan penunjukannya pada naskah mengikuti salah satu
dari tiga sistem berikut :
a.     Nama dan Tahun (Name and Year System). Daftar pustaka disusun secara abjad  berdasarkan nama akhir penulis      dan tidak dinomori. Penunjukan pada naskah dengan nama akhir penulis diikuti tahun penerbitan.
b.     Kombinasi Abjad dan Nomor (Alphabet-Number System). Pada sistem ini cara penunjukannya dalam naskah adalah dengan memberikan nomor sesuai dengan nomor pada daftar pustaka yang disusun sesuai abjad.
c.     Sistem Nomor (Citation Number System). Kutipan pada naskah diberi nomor  berurutan dan susunan daftar pustaka mengikuti urutan seperti tercantum pada naskah dan tidak menurut abjad.
6.   MetodeHavard
Contohnya seperti pada gambar di bawah ini.
7.   Cara Penulisan Daftar Pustaka Textbook
a.    Buku yang ditulis/dibuat oleh lembaga : nama lembaga, tahun terbit, judul buku (cetak miring atau garis bawahi), edisi dan volume, nama penerbit, tempat penerbit (kota), halaman yang dibaca.
b.    Buku terjemahan : nama penulis (disusun balik), tahun terbit, judul buku (cetak miring atau garisbawahi), penerjemah, nama penerbit, tempat penerbit (kota), halaman yang dibaca.
8.   Cara Penulisan Daftar Pustaka Jurnal dan Disertasi/Tesis
a.    Kelompok makalah yang dipresentasikan dalam seminar/konferensi/simposium : nama penulis (disusun balik), tahun penyajian, judul makalah, nama forum penyajian (cetak miring atau garisbawahi), kota, bulan dan tanggal penyajian.
b.    Kelompok disertasi/tesis : nama penulis (disusun balik), tahun terbit, judul disertasi/thesis (centang miring atau garisbawahi), tempat penerbitan (kota), universitas, kata “disertasi” atau “tesis”.
9.    Cara Penulisan Daftar Pustaka dari Internet
a.     Kelompok makalah / informasi dari Internet (apabila ada nama penulis) : nama penulis (disusun balik), tahun penyajian, judul makalah / informasi, alamat Internet.
b.     Kelompok makalah / informasi dari Internet (apabila tidak ada nama penulis) : nama lembaga yang menulis, tahun penyajian, judul makalah / informasi, alamat Internet.
Kutipan
Kutipan adalah pinjaman pendapat dari seorang pengarang atau seseorang,
baik berupa tulisan dalam buku, majalah, surat kabar, atau bentuk tulisan lainnya,
mau pun dalam bentuk lisan.
Tujuan
Dalam tulisan ilmiah, baik berupa artikel, karya tulis, skripsi, tesis, dan disertasi
selalu terdapat kutipan. Kutipan adalah pengokohan argumentasi dalam sebuah
karangan. Seorang penulis tidak perlu membuang waktu untuk menyelidiki suatu hal
yang sudah dibuktikan kebenarannya oleh penulis lain, penulis cukup mengutip
karya orang lain tersebut. Dengan demikian kutipan memiliki fungsi sebagai:
a. landasan teori
b. penguat pendapat penulis
c. penjelasan suatu uraian
d. bahan bukti untuk menunjang pendapat itu.
Berdasarkan fungsi di atas seorang penulis harus memperhatikan hal-hal berikut:
1) penulis mempertimbangkan bahwa kutipan itu perlu
2) penulis bertanggung jawab penuh terhadap ketepatan dan ketelitian kutipan
3) kutipan dapat terkait dengan penemuan teori
4) jangan terlalu banyak mempergunakan kutipan langsung
5) penulis mempertimbangkan jenis kutipan, kutipan langsung atau kutipan tak
langsung
6) perhatikan teknik penulisan kutipan dan kaitannya dengan sumber rujukan

Prinsip Mengutip
a. Karena kutipan itu pada hakekatnya adalah pinjaman pendapat seseorang, maka
pengutip jangan mengadakan perubahan, baik kata-katanya mau pun tekniknya.
Bila penulis terpaksa mengadakan perbaikan, misalnya dianggap ada kesalahan,
penulis harus memberi keterangan.
Contoh:
Tugas bank antara lain adalah memberi pinjam uang.
Pengutip tahu bahwa dalam kalimat itu ada kata yang salah, namun pengutip
tidak boleh memperbaikinya.
Cara memperbaikinya:
1) Tugas bank antara lain memberi pinjam [seharusnya, pinjaman,
penulis] uang.
2) Tugas bank antara lain memberi pinjam [Sic!] uang.
[Sic!] artinya dikutip sesuai dengan aslinya.
Cara 2) ini lebih umum.
b. Menghilangkan bagian kutipan
Dalam kutipan diperkenankan menghilangkan bagian-bagian kutipan
dengan syarat bahwa penghilangan bagian itu tidak menyebabkan
perubahan makna.
Caranya:
1) menghilangkan bagian kutipan yang kurang dari satu alinea.
Bagian yang dihilangkan diganti dengan tiga titik berspasi
2) menghilangkan bagian kutipan yang lebih dari satu alinea.
Bagian yang dihilangkan diganti dengan titik berspasi sepanjang garis
(dari margin kiri sampai ke margin kanan)
4. Jenis Kutipan
Kutipan langsung
Kutipan Langsung ialah kutipan yang sama persis dengan teks aslinya,tidak boleh ada perubahan.Kalau ada hal yang dinilai salah/meragukan,kita beri tanda ( sic! ),yang artinya kita sekedar mengutip sesuai dengan aslinya dan tidak bertanggung jawab atas kesalahan itu.Demikian juga kalau kita menyesuaikan ejaan,memberi huruf kapital,garis bawah,atau huruf miring,kita perlu menjelaskan hal tersebut, missal [ huruf miring dari pengutip ],[ ejaan disesuaikan dengan EYD ],dll. Bila dalam kutipan terdapat huruf atau kata yang salah lalu dibetulkan oleh pengutip,harus digunakan huruf siku [ ….. ].
Cara penulisannya sebagai berikut :
a)    Kutipan yang panjangnya kurang dari empat baris dimasukkan kedalam teks,
Diketik seperti ketikan teks
Diawali dan diakhiri dengan tanda (“)
Sumber rujukan ditulis langsung sebelum atau sesudah teks kutipan
b)    Kutipan yang terdiri dari empat baris atau lebih,
Diketik satu spasi
Dimulai tujuh ketukan dari batas tepi kiri
sumber rujukan ditulis langsung sebelum teks kutipan
Cara Mengutip
1) yang tidak lebih dari empat baris:
kutipan diintegrasikan dengan teks
jarak antar baris kutipan dua spasi
kutipan diapit dengan tanda kutip
sesudah kutipan selesai, langsung di belakang yang dikutip dalam
tanda kurung ditulis sumber dari mana kutipan itu diambil, dengan
menulis nama singkat atau nama keluarga pengarang, tahun terbit,
dan nomor halaman tempat kutipan itu diambil
2) yang lebih dari empat baris:
kutipan dipisahkan dari teks sejarak tiga spasi
jarak antar baris kutipan satu spasi
kutipan dimasukkan 5-7 ketukan, sesuai dengan alinea teks
pengarang atau pengutip. Bila kutipan dimulai dengan alinea baru,
maka baris pertama kutipan dimasukkan lagi 5-7 ketukan
kutipan diapit oleh tanda kutip atau tidak diapit tanda kutip
di belakang kutipan diberi sumber kutipan {seperti pada 1)}
Kutipan tak langsung
Dalam kutipan tidak langsung kita hanya mengambil intisari pendapat yang kita kutip.Kutipan tidak langsung ditulis menyatu dengan teks yang kita buat dan tidak usah diapit tanda petik.Penyebutan sumber dapat dengan sistem catatan kaki,dapat juga dengan sistem catatan langsung ( catatan perut ) seperti telah dicontohkan.
Adapun cara penulisannya sebagai berikut :
Kalimat-kalimat yang mengandung kutipan ide tersebut ditulis dengan spasi rangkap sebagaimana dengan teks biasa
Semua kutipan harus dirujuk
Sumber-sumber rujukan harus ditulis sebelum atau sesudah kalimat-kalimat yang mengandung kutipan
Cara Mengutip
1) kutipan diintegrasikan dengan teks
2) jarak antar baris kutipan spasi rangkap
3) kutipan tidak diapit tanda kutip
4) sesudah selesai diberi sumber kutipan
Kutipan pada catatan kaki
Kutipan selalu ditempatkan pada spasi rapat, meskipun kutipan itu
singkat saja. Kutipan diberi tanda kutip, dikutip seperti dalam teks
asli.
Kutipan atas ucapan lisan
Harus dilegalisir dulu oleh pembicara atau sekretarisnya (bila
pembicara seorang pejabat). Dapat dimasukkan ke dalam teks sebagai
kutipan langsung atau kutipan tidak langsung.
Kutipan dalam kutipan
Kadang-kadang terjadi bahwa dalam kutipan terdapat lagi kutipan.
Dalam hal ini dapat ditempuh dua cara:
1) bila kutipan asli tidak memakai tanda kutip, kutipan dalam kutipan dapat
mempergunakan tanda kutip tunggal atau tanda kutip ganda
2) bila kutipan asli memakai tanda kutip tunggal, kutipan dalam kutipan
memakai tanda kutip ganda. Sebaliknya bila kutipan asli memakai tanda
kutip ganda, kutipan dalam kutipan memakai tanda kutip tunggal.
Kutipan langsung pada materi
Kutipan langsung dimulai dengan materi kutipan hingga perhentian terdekat,
(dapat berupa koma, titik koma, atau titik) disusul dengan sisipan penjelas siapa
yang berbicara.

referensi :
http://www.docstoc.com/docs/22448919/04-Penulisan-Daftar-Pustaka
http://www.scribd.com/doc/36537268/Penyusunan-Daftar-Pustaka
http://lytasapi.wordpress.com/2010/06/05/pengertian-fungsi-dan-jenis-kutipan/
http://fikarzone.wordpress.com/
http://mycandybaby.wordpress.com/2009/12/26/daftar-pustaka-dan-kutipan/