Teori Asam Basa

Sabtu, Januari 17, 2015

Istilah asam (acid) berasal dari bahasa latin “Acetum” yang berarti cuka, karena diketahui zat utama dalam cuka adalah asam asetat. Adapun basa (alkali) berasal dari bahasa arab yang berarti abu. Hingga saat ini ada tiga pengertian asam basa yang dikemukakan oleh 4 ilmuan. Mereka adalah Svante Arrhenius (1884), Johannes Bronsted (1923), Thomas Lowry (1923), dan Gilbert Newton Lewis (1938).

1. Teori Asam – Basa Menurut Arrhenius

Pada tahun 1884 Ilmuan Swedia, Svante Arrhenius mengemukakan teori asam basa berdasarkan reaksi ionisasinya. Menurut Arrhenius, asam adalah zat yang jika dilarutkan dalam air akan menghasilkan ion H⁺. Adapun basa adalah zat yang jika dilarutkan dalam air menghasilkan ion OH^-.

Contoh Senyawa asam basa menurut Arrhenius

Senyawa	Contoh	Reaksi ionisasinya
Asam	HCl (asam klorida)	HCl(aq) → H⁺(aq) + Cl^-(aq)
	HBr (asam bromida)	HBr(aq) → H⁺(aq) +Brl^-(aq)
	HI (asam iodida)	HI(aq) → H⁺(aq) + I^-(aq)
	HF (asam fluorida)	HF(aq) → H⁺(aq) + F^-(aq)
	CH₃COOH (asam asetat)	CH₃COOH(aq) → H⁺(aq) + CH₃COO^-(aq)
	HNO₃ (asam nitrat)	HNO₃(aq) → H⁺(aq) + NO₃^-(aq)
	H₂SO₄ (asam sulfat)	H₂SO₄(aq) → 2H⁺(aq) + SO₄^2-(aq)
	H₂CO₃ (asam karbonat)	H₂CO₃(aq) → 2H⁺(aq) + CO₃^2-(aq)
	H₂S (asam sulfida)	H₂S(aq) → 2H⁺(aq) + S^2-(aq)
	H₃ PO₄ (asam fosfat)	H₃PO₄(aq) → 3H⁺(aq) + PO₄^3-(aq)
Basa	NaOH (natrium hidroksida)	NaOH (aq) → Na⁺(aq) + OH^- (aq)
	KOH (kalium hidroksida)	KOH (aq) → K⁺(aq) + OH^- (aq)
	Mg(OH)₂ (magnesium hidroksida)	Mg(OH)₂ (s) Mg²⁺(aq) + 2OH^- (aq)
	Ca(OH)₂ (kalsium hidroksida)	Ca(OH)₂ (s) Ca²⁺(aq) + 2OH^- (aq)
	Al(OH)₃ (alumunium hidroksida)	Al(OH)₃ (s) Al³⁺(aq) + 3OH^- (aq)

Berdasarkan jumlah ion H⁺ yang dihasilkan asam dapat dikelompokkan menjadi asam monobasis yaitu suatu asam yang dalam larutan air menghasilkan satu ion hidrogen.

Contohnya:

HCl (aq) → H⁺ (aq) + OH^- (aq)

CH₃COOH(aq) → H⁺(aq) + CH₃COO^-(aq)

Asam polibasis (berbasa banyak) yaitu suatu asam yang menghasilkan ion hidrogen lebih dari satu. Contoh:

H₂SO₄(aq) → 2H⁺(aq) + SO₄^2-(aq)

Reaksi ionisasi 1: H₂SO₄(aq) → H⁺(aq) + HSO₄^-(aq)

Reaksi ionisasi 2: HSO₄^-(aq) → H⁺(aq) + SO₄^2-(aq)

H₃PO₄(aq) → 3H⁺(aq) + PO₄^3-(aq)

Reaksi ionisasi 1: H₃PO₄(aq) → H⁺(aq) + H₂PO₄^-(aq)

Reaksi ionisasi 2: H₂PO₄^-(aq) → H⁺(aq) + HPO₄^2-(aq)

Reaksi ionisasi 3: HPO₄^2-(aq) → H⁺(aq) + PO₄^3-(aq)

Berdasrkan jumlah ion hidroksida yang dihasilkan, basa juga dikelompokkan menjadi basa monovalen yaitu suatu basa yang menghasilkan satu ion hidroksida (OH^-). Contoh:

NaOH (aq) → Na⁺(aq) + OH^- (aq)

KOH (aq) → K⁺(aq) + OH^- (aq)

Basa polivalen yaitu suatu basa yang menghasilkan lebih dari satu ion hidroksida (OH^-). Contoh:

Mg(OH)₂ (s) Mg²⁺(aq) + 2OH^- (aq)

Ca(OH)₂ (s) Ca²⁺(aq) + 2OH^- (aq)

Al(OH)₃ (s) Al³⁺(aq) + 3OH^- (aq)

Keadaan sebenarnya, dalam larutan air ion hidrogen tidak dapat berdiri bebas. Dalam air, ion hidrogen (H⁺) akan berikatan secara koordinasi dengan molekul air (H₂O) menjadi ion hidronium (H₃O⁺).

2. Teori Asam-Basa Menurut Bronsted – Lowry

Teori asam-basa Arrhenius seperti yang telah diuraikan diatas memiliki keterbatasan, karena terbatas dalam pelarut air. Kenyataan menunjukkan bahwa asam dan basa juga terdapat dalam larutan dengan pelarut bukan air. Misalnya natrium asetat dalam asam asetat glasial menunjukkan sifat basa.

Pada tahun 1923, ilmuan Denmark Johannes Bronsted dan ilmuan Inggris Thomas Lowry mengemukakan teori asam basa berdasarkan serah terima proton (H⁺). Asam merupakan zat yang dalam reaksinya memberikan proton (H⁺) pada zat lain (donor proton). Suatu zat, baik yang bermuatan positif, negatif, atau netral termasuk asam Bronsted-Lowry asalkan mempunyai minimal satu atom H. Misalnya, HCl, H₂SO₄, HSO4^-, H₃O⁺, dan NH₄⁺.

Basa adalah zat yang dalam reaksinya menerima proton dari zat lain (akseptor proton). Suatu zat baik yang bermuatan positif, negatif, ataupun netral termasuk basa Bronsted-Lowry jika mempunyai pasangan elektron bebas sehingga dapat berikatan dengan atom H, misalnya NH₃, CO₃^- dan OH^-.

Proton seperti elektron, tidak dapat berada dalam keadaan bebas di dalam larutan, sehingga kemampuan menyumbangkan proton oleh asam atau kemampuan menerima proton oleh basa dapat diwujudkan bila ada zat yang mempunyai kemampuan menerima dan menyumbangkan proton. Pelarut dapat menerima maupun menyumbangkan proton dan karenanya harus berpartisipasi dalam disosiasi asam-basa. Sebagai contoh, bila HCl (asam kuat) dilarutkan dalam air (H₂O), maka HCl akan memberikan protonnya kepada basa (H₂O).

HCl (aq) + H₂O(l) Cl^- (aq) + H₃O⁺ (aq) (i)

Asam 1 basa 2 basa 1 asam 2

Bila ammonia dilarutkan ke dalam air, maka pelarut akan bertindak sebagai asam atau menyumbang proton (donor proton). Sesuai dengan persamaan reaksi berikut:

H⁺

NH₃ (aq) + H₂O(l) NH₄⁺ (aq) + OH^- (aq) (ii)

Basa 1 asam 2 asam 1 basa 2

Pada reaksi (i) air bertindak sebagai basa (menerima satu proton dari HCl) dan pada reaksi (ii) air bertindak sebagai asam (mendonorkan 1 proton pada NH₃), HCl merupakan asam karena melepas satu proton ke NH_3.Dalam hal ini air dapat bertindak sebagai asam Bronsted Lowry sekaligus sebagai basa Bronsted-Lowry. Sifat seperti ini disebut sebagai amfoter sehingga air disebut sebagai pelarut amfiprotik. Pelarut amfiprotik lainnya adalah alkohol dengan berat molekul rendah serta asam asetat.

Bila suatu asam menyumbangkan proton dalam reaksinya, maka asam itu akan berubah menjadi zat yang mampu menerima suatu proton untuk membentuk kembali asam semula. Dengan cara yang sama, bila basa menerima proton dalam reaksinya, maka basa itu berubah menjadi suatu zat yang mampu menyumbangkan proton untuk membentuk basa semula. Untuk pelarutan asam klorida (pers. i) asam semula dan basa yang terjadi ditandai dengan angka 1, asam-basa itu oleh Bronsted Lowry dinyatakan sebagai pasangan konjugat (conjugate pairs). Sedangkan basa semula dan asam yang terjadi ditandai dengan angka 2.

Sebagai contoh adalah reaksi antara NH₃ dan H₂O berikut ini!

NH₃ (aq) + H₂O(l) OH^- (aq) + NH₄⁺ (aq)