TEORI ASAM – BASA

1). Teori asam – basa Arrhenius

Dalam teorinya tentang penguraian (disosiasi) elektrolit, Svante Arrhenius (1884) mengajukan bahwa elektrolit yang dilarutkan di dalam air terurai menjadi ion-ion: elektrolit yang kuat terurai sempurna; elektrolit yang lemah hanya terurai sebagian. Suatu jenis zat yang jika terurai menghasilkan ion hidrogen (H⁺) disebut asam, misalnya HCl

HCl(aq) → H⁺(aq) + Cl^-(aq)

Basa jika terurai menghasilkan ion hidroksida (OH^-)

NaOH(aq) → Na⁺(aq) + OH^-(aq)

Faktanya larutan bersifat asam maka dilarutkan di dalam air menghasilkan H⁺, bukan jenis zat yang dilarutkan di dalam air menghasilkan H⁺ maka asam. Begitu juga dengan basa

Reaksi antara asam dan basa, yaitu reaksi netralisasi, dapat ditunjukkan oleh salah satu dari tiga cara sbb.:

Suatu reaksi netralisasi meliputi penggabungan antara ion hidrogen dan ion hidroksida untuk menghasilkan air

Kelebihan teori asam – basa Arrhenius:

*) mampu menjelaskan proses netralisasi lebih baik dibanding  teori-teori sebelumnya

*) berhasil menerangkan aktivitas katalis dari asam dalam reaksi-reaksi tertentu

Kelemahan teori asam – basa Arrhenius:

*) hanya terbatas pada pelarut air

Arrhenius tidak bisa mengenali senyawa lain sebagai basa kecuali yang menghasilkan OH^-

Keterbatasan Arrhenius dalam  menerangkan sifat-sifat asam - basa mendorong munculnya teori asam – basa:

2). Teori asam – basa Bronsted-Lowry

Secara terpisah J.N. Bronsted di Denmark dan T.M. Lowry di Inggris dalam tahun 1923 menjelaskan hal-hal yang tidak dapat dijelaskan teori asam – basa Arrhenius, misalnya:

Dalam beberapa reaksi yang dilakukan dalam pelarut bukan air seperti ammonia cair, memperlihatkan mempunyai sifat-sifat asam – basa. ternyata, OH^- tidak ada karena tidak ada atom oksigen di dalam susunan tersebut

Reaksi lengkap: NH₄Cl + NaNH₂ → NaCl + 2NH₃

Reaksi ion: NH₄⁺ + Cl^- + Na⁺ + NH₂^- → Na⁺ + Cl^- + 2NH₃

Reaksi ion bersih: NH₄⁺ + NH₂^- → 2NH₃

Menurut teori asam – basa Bronsted-Lowry, suatu asam adalah donor proton, dan suatu basa adalah akseptor (penerima) proton, seperti ditunjukkan dalam reaksi berikut

Suatu asam, sebutlah asam (1) kehilangan proton dan menjadi basa (1). Begitu juga basa (2) mendapat sebuah proton dan menjadi, asam (2). Secara umum, perpindahan proton berlaku dua arah. Jika basa (1) mendapat kembali sebuah proton, asam (1) terbentuk. Basa (1) disebut juga basa konjugat dari asam (1). Begitu juga, asam (2) adalah asam konjugat dari basa (2)

(lihat gambar 17-1 hal-262 Petrucci jilid-2!)

Ciri-ciri teori asam – basa Bronsted-Lowry:

*) setiap zat yang disebut asam oleh Arrhenius juga digolongkan asam oleh teori Bronsted-Lowry. Demikian juga dengan basa

*) zat-zat tertentu yang tidak digolongkan basa oleh teori Arrhenius, oleh teori Bronsted-Lowry dimasukkan golongan basa, misalnya OCl^- dan H₂PO₄^-

Kelebihan teori asam – basa Bronsted-Lowry:

*) teori mengenai asam – basa yang dikemukakan oleh Bronsted-Lowry lebih luas dibandingkan dengan teori Arrhenius karena mencakup reaksi dalam berbagai jenis pelarut, tidak hanya air

Kelemahan teori asam – basa Bronsted-Lowry:

*) banyak reaksi yang terjadi tidak dapat dijelaskan oleh Bronsted-Lowry, misalnya dalam suatu reaksi yang tidak melibatkan proton

Banyak reaksi yang terjadi tidak dapat dijelaskan oleh Bronsted-Lowry mendorong muncul teori baru yang mampu mencakup seluruh reaksi yang ada, yaitu:

3). Teori Asam – Basa Lewis

Dengan waktu yang hampir bersamaan G.N. Lewis mengembangkan suatu pemikiran lain tentang asam dan basa dari teori Arrhenius pada saat/ waktu yang hampir bersamaan dengan Bronsted dan Lowry (1923)

Dalam teori Lewis, asam adalah penerima pasangan elektron dan basa adalah donor (pemberi) pasangan elektron. Dari yang kita ketahui tentang ikatan kimia, asam adalah zat yang mempunyai orbital yang belum penuh dan kekurangan elektron. Basa adalah zat yang memiliki pasangan elektron yang dapat digunakan bersama. Sebagai tambahan, reaksi asam-basa menuju kearah pembentukan ikatan kovalen antara asam dan basa

Contoh:

NH₃ adalah basa lewis karena memberikan (donor) sepasang elektron kepada BF₃ dan membentuk ikatan kovalen koordinasi, dengan demikian BF₃ merupakan asam lewis karena menerima sepasang elektron dari NH₃

Kelebihan teori asam – basa Lewis:

*) memungkinkan penggolongan asam – basa digunakan dalam reaksi-reaksi dimana baik H⁺ maupun OH^- tidak ada

SWA – IONISASI (AUTOIONISASI) AIR

Menurut teori Arrhenius, ion-ion yang terbentuk melalui ionisasi dari molekul-molekua air sendiri adalah H⁺ dan OH^-

Menurut Bronsted-Lowry

Reaksi ionisasi ini dapat berlangsung bolak-balik dan dalam reaksi kebalikannya sebuah ion hidronium kehilangan sebuah proton terhadap ion hidroksida. Dalam kenyataan, karena asam (2) dan basa (1) jauh lebih kuat dari asam (1) dan basa (2) maka reaksi kebalikannya yang lebih berperan. Kesetimbangan bergeser jauh ke sebelah kiri

Sifat proton di dalam larutan dengan pelarut air

Ion H⁺ hanyalah sebuah proton tunggal (inti dari atom hidrogen). Karena ukurannya yang sangat kecil dan kepadatan muatan positif yang tinggi, kita dapat mengharap ion H⁺ mencari pusat-pusat muatan negatif untuk membentuk ikatan. Dengan demikian, ion hidrogen, H⁺, tidak diharapkan berada di dalam larutan air

pH dan pOH

Fakta:

*) HCl 0,1 M; [H⁺] = 0,1 M → pH = 1

*) HCl 0,01 M; [H⁺] = 0,01 M → pH = 2

*) HCl 0,01 M; [H⁺] = 0,001 M → pH = 3

Berdasar  fakta, bahwa pH berbanding terbalik terhadap konsentrasi HCl

Jika kita substitusi masing-masing [H⁺] dalam persamaan tersebut

 

Dari hasil yang didapat, memberikan informasi bahwa

Air

Dalam 1 L air (ρ = 1 g/ml³) terdapat 55,56 mol air, sehingga konsentrasi air 55,56 M

Jumlah molekul air = 55,56 mol × 6,02 × 10²³ molekul/mol = 3,34 × 10²⁵ molekul

mol H⁺ = 1,0 × 10^-7 mol, sehingga Jumlah ion H⁺ = 1,0 × 10^-7 mol × 6,02 × 10²³ ion/mol = 6,02 × 10¹⁶ ion

Jadi, dalam setiap 5,5 × 10⁸ molekul H₂O ada sebuah ion H⁺ dan OH^-

Ilustrasi

ASAM KUAT DAN BASA KUAT

*) asam kuat

Jika asam ditambahkan ke dalam air, seperti dalam larutan asam klorida dengan pelarut air, disamping ionisasi air, 

Ionisasi air, reaksi yang ke kanan terjadi hanya sedikit saja. Sebaliknya, ionisasi HCl, yaitu sebuah asam kuat, terjadi secara sempurna. Untuk menghitung konsentrasi H⁺ di dalam larutan berpelarut air, kecuali HCl(aq) yang berada dalam keadaan sangat encer, biasanya dianggap bahwa ionisasi HCl merupakan sumber tunggal H⁺

[H⁺] = valensi × [asam kuat]

Ilustrasi

Konsentrasi OH^- dalam larutan HCl jauh lebih kecil dibanding konsentrasinya di dalam air murni. Penambahan suatu asam akan menahan ionisasi air. Dengan demikian hal tersebut menguntungkan reaksi kebalikannya. Hasil ini sesuai dengan asas Le Chatelier: kesetimbangan ionisasi air terganggu oleh pertambahan konsentrasi H⁺ yang ada dan kesetimbangan tersebut bergeser kearah yang memindahkan beberapa (walaupun tidak banyak) H⁺ tambahan tersebut. Dalam kesetimbangan yang baru, [H⁺] lebih besar dari pada di dalam air murni, maka OH^- menjadi lebih kecil

Jika [H⁺] bertambah sehingga lebih besar dibanding konsentrasi di dalam air murni, maka OH^- harus berkurang sampai suatu titik yang hasil kali konsentrasi kedua ion tersebut sama dengan Kw (1,0 × 10^-14)

Apabila dalam air murni ditambah 0,1 M HCl maka:

Penambahan 0,1 M HCl menyebabkan [H⁺] = 0,1 M dan [OH^-] = 10^-13 M yang awalnya [H⁺] = [OH^-] = 10^-7 M

− log [H⁺] = − log 10^-1 = 1

− log [OH^-] = − log 10^-13 = 13

− log kw = − log 10^-14 = 14

pkw = pH + pOH

14 = pH + pOH → pOH = 14 – pH

*) basa kuat

(penjelasan mengenai basa analog dengan penjelasan asam)

Apabila dalam air murni ditambah 0,1 M NaOH maka:

Penambahan 0,1 M NaOH menyebabkan [OH^-] = 0,1 M dan [H⁺] = 10^-13 M yang awalnya [H⁺] = [OH^-] = 10^-7 M

ASAM LEMAH DAN BASA LEMAH

*) asam lemah

Apabila suatu asam lemah, misalnya CH₃COOH dilarutkan di dalam air, disamping ionisasi air,

Ionisasi air, reaksi yang ke kanan terjadi hanya sedikit saja. Meskipun  ionisasi CH₃COOH, yaitu sebuah asam lemah, juga hanya terion sedikit namun lebih besar dibanding air. Sehingga untuk menghitung konsentrasi H⁺ di dalam larutan berpelarut air, kecuali CH₃COOH(aq) yang berada dalam keadaan sangat encer, biasanya dianggap bahwa ionisasi CH₃COOH merupakan sumber tunggal H⁺

Ilustrasi

Apabila dalam air murni ditambah 0,1 M CH₃COOH maka:

Maknanya CH₃COOH terurai sebagian. lebih banyak yang tidak terion daripada yang terion, karena [CH₃COOH] = 0,099 >>> [H⁺] dan [CH₃COO^-]. CH₃COOH sedikit menghasilkan ion H⁺ apabila dilarutkan di dalam air maka ia disebut sebagai asam lemah 

Jadi, untuk asam lemah yang dilarutkan di dalam air, konsentrasi H⁺ dapat dihitung melalui persamaan



Derajat disosiasi: perbandingan antara jumlah zat yang terion dengan jumlah mula-mula

 

*) basa lemah

(penjelasan mengenai basa analog dengan penjelasan asam)


Sumber:

Ralph H. Petrucci - Suminar. 1985. Kimia Dasar Prinsip dan Terapan Modern (Edisi Keempat - Jilid 2). Jakarta: Erlangga.

Perkuliahan Oleh Dra. Chansyanah Diawati, M.Si