teori asam basa

TEORI ASAM BASA

A. MENURUT ARRHENIUS

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

HCl --> H + + Cl -

NaOH --> Na + + OH -

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

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

NH 4 OH --> NH 4 + + OH -

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

Sehingga dapat disimpulkan bahwa: 

Asam ialah senyawa yang dalam larutannya dapat menghasilkan ion H + .

Basa ialah senyawa yang dalam larutannya dapat menghasilkan ion OH - .

Contoh:

1) HCl(aq) --> H + (aq) + Cl - (aq)

2) NaOH(aq) --> Na + (aq) + OH - (aq)

pH Larutan

            Pada pembahasan asam basa Arrhenius, kita telah mempelajari penggunaan H⁺ dan OH^- untuk menjelaskan pengertian asam-basa. Selain menjelaskan pengertian asam basa H⁺ dan OH^-  juga dapat digunakan untuk menerangkan derajat keasaman atau kebasaan larutan asam basa. Semakin besar konsentrasi H⁺, semakin besar sifat asamnya. Sebaliknya, semakin besar konsentrasi OH^-, semakin besar sifat basanya.

            Namun, pernyataan kekuatan asam atau kekuatan basa menggunakan [H⁺] dan [OH^-] memberikan angka yang nilainya sangat kecil dan cara penulisannya tidak sederhana. Untuk menghindari kesulitan-kesulitan yang dapat ditimbulkan oleh penggunaan angka-angka yang tidak sederhana ini, pada 1909, Soren Peter Lauritz Sorensen (1868-1939), seorang ahli biokimia dari Denmark mengajukan penggunaan istilah pH. Angka pH suatu larutan menyatakan derajat atau tingkat keasaman larutan tersebut. Nilai pH diperoleh sebagai hasil negatif logaritma 10 dari konsentrasi ion H⁺. Dengan demikian, untuk larutan asam berlaku:

pH  =  - log [H⁺]

Analog dengan pH, untuk larutan basa berlaku

pOH  =  - log [OH^-]

B. MENURUT BRONSTED-LOWRY

Asam ialah proton donor, sedangkan basa adalah proton akseptor.

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

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

HCl + H2O --> H3O + + Cl -

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

HCl + NH 3 ⇄ NH 4 + + Cl - 

Ionisasi asam lemah dapat digambarkan dengan cara yang sama.

HOAc + H 2 O ⇄ H 3 O + + OAc - 

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

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

HA  + H 2 O ⇄   H 3 O +         +      A -

asam   basa       asam konjugasi basa konjugasi

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

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

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

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

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

Contoh: 

HF + H 2 O ⇄ H 3 O + + F -

   Asam basa asa m konjugasi basa konjugasi

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

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

HCl + H 2 O --> H 3 O + + Cl -

Asam Basa

NH 3 + H 2 O ⇄ NH 4 + + OH -

Basa Asam

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

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

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

Contoh lain:

1) HAc(aq) + H 2 O(l) --> H 3 O+(aq) + Ac - (aq)

asam-1 basa-2 asam-2 basa-1

HAc dengan Ac - merupakan pasangan asam-basa konjugasi.

H 3 O+ dengan H 2 O merupakan pasangan asam-basa konjugasi.

2) H 2 O(l) + NH 3 (aq) --> NH 4 + (aq) + OH - (aq)

asam-1 basa-2 asam-2 basa-1

H 2 O dengan OH - merupakan pasangan asam-basa konyugasi.

NH 4 + dengan NH 3 merupakan pasangan asam-basa konyugasi.

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

C. MENURUT G.N.LEWIS

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

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

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

CH 3 + + C 6 H 6 ⇄ C 6 H 6 CH 3 +

Asam ialah akseptor pasangan elektron, sedangkan basa adalah Donor pasangan elektron.

Keuntungan utama teori asam basa Lewis terletak pada fakta bahwa beberapa reaksi yang tidak dianggap sebagai reaksi asam basa dalam kerangka teori Arrhenius dan Bronsted Lowry terbukti sebagai reaksi asam basa dalam teori Lewis.