asam basa menurut tiga metode

A.     Teori Asam Basa Arrhenius dan pH Larutan   

Pengertian asam dan basa yang modern mula-mula dikemukakan oleh Svante Arrhenius pada tahun 1887. Menurut Arrhenius, asam adalah zat yang bila dilarutkan dalam air akan mengalami ionisasi dengan membentuk ion hidrogen [H⁺] sebagai satu-satunya ion positif. Sementara itu, basa didefinisikan sebagai zat yang bila dilarutkan dalam air akan mengalami ionisasi dengan membentuk ion-ion hidroksida [OH^-] sebagai satu-satunya ion negatif.

               Dengan demikian, dapat dikatakan bahwa asam adalah senyawa yang mengandung ion hidrogen dengan satu atau lebih unsur lain dan basa merupakan senyawa yang mengandung ion hidroksida dengan satu atau lebih unsur lain.

a) Asam

      Berdasarkan banyaknya ion hidrogen yang dihasilkan maka larutan asam dapat dibagi menjadi asam monobasis dan asam polibasis

1) Asam monobasis (berbasa satu) adalah asam yang dalam larutan air akan menghasilkan satu ion hidrogen (H+).

Contohnya adalah:

HCl_(aq)                                            H⁺_(aq)         +               Cl _(aq)

asam klorida                                ion hidrogen                ion klorida

CH₃COOH_(aq)                                H⁺_(aq)          +          CH₃COO^-_(aq)

asam asetat                                 ion hidrogen                 ion asetat

2) Asam polibasis (berbasa banyak) adalah asam yang dalam larutan air menghasilkan lebih dari satu ion hidrogen (H+).

Contohnya adalah:

H₂SO_4(aq)                              H⁺_(aq)        +        HSO_{4 (aq)}

asam sulfat               ion hidrogen           ion hidrogensulfat

HSO_4(aq)                               H⁺_(aq)        +        SO_4(aq)

ion hidrogen                      sulfat ion       hidrogen ion sulfat

Asam monobasis dan polibasis disebut juga asam monoprotik dan poliprotik. Dalam keadaan sebenarnya, ion hidrogen tidak dapat berdiri bebas. Dalam larutan air, ion hidrogen (H⁺) akan berikatan secara koordinasi dengan molekul air (H₂O) menjadi ion hidronium (H₃O⁺).

H⁺_(aq)+ H₂O_(l)                   H₃O⁺_(aq)

Dengan demikian, reaksi ionisasi dalam contoh tersebut di atas dituliskan sebagai berikut:

HCl_(aq) + H₂O_(l)                          H₃O⁺_(aq) + Cl^-_(aq)

CH₃COOH_(aq) + H₂O_(l)                                   H₃O⁺_(aq) + CH₃COO^-_(aq)

H₂SO_4(aq) + 2H₂O_(l)                        2H₃O⁺_(aq) + SO₄^2- _(aq)

b) Basa

     Seperti halnya larutan asam, larutan basa juga dibagi menjadi basa monoasidik dan poliasidik. Pembagian ini menunjukkan sifat keasaman (hidroksitas) suatu basa.

1) Basa monoasidik yaitu basa yang dalam larutan air menghasilkan

NaOH_(aq)                                   Na⁺_(aq)            +        OH^-_(aq)

natrium hidroksida                   ion natrium             ion hidroksida

NH₄OH_(aq)                                 NH₄⁺ _(aq)          +        OH^- _(aq)

amonium hidroksida                ion amonium            ion hidroksida

2) Basa poliasidik, yaitu basa yang dalam larutan air menghasilkan lebih dari satu ion hidroksida (OH^-)

Contohnya adalah:

Ca(OH)_2(aq)                                  Ca²⁺_(aq)           +       2OH^- _(aq)

kalsium hidroksida                    ion kalsium              ion hidroksida

Berdasarkan sifat-sifat ion di atas, maka reaksi antara ion H⁺ dan OH^- dapat membentuk H₂O. Proses ini disebut dengan netralisasi.

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.           Teori Asam Basa Bronsted-Lowry

Pada tahun 1923, Johanes Bronsted dan Thomas Lowry mengemukakan bahwa reaksi asam dan basa dapat dipandang sebagai reaksi transfer proton, dan asam-basa dapat didefinisikan dalam bentuk transfer proton.

Menurut teori asam-basa Bronsted-Lowry, suatu asam adalah spesi yang memberikan (donor) proton, sedangkan basa adalah yang bertindak sebagai penerima (akseptor) proton dalam suatu reaksi transfer proton.

Pada reaksi asam Basa Bronsted-Lowry, terdapat dua pasangan asam basa. Pasangan pertama  merupakan pasangan antara  asam dengan basa konjugasi (yang menyerap proton); dalam hal ini ditandai dengan Asam-1 dan Basa-1. Pasangan kedua adalah pasangan antara basa dengan asam konjugasi (yang memberi proton); dalam hal ini ditandai dengan Basa-2 dan Asam-2. Rumusan kimia pasangan asam-basa konjugasi hanya berbeda satu proton (H⁺).

Perhatikan contoh-contoh berikut.

Asam-1	+	Basa-2		Basa-1	+	Asam-2
HCl	+	NH3		Cl-	+	NH4+
H2O	+	CO3		OH-	+	HCO3-
CH3COOH	+	H2O		CH3COO-	+	H3O+
HNO2	+	CH3COOH		NO2-	+	CH3COOH2+

  

Teori tersebut bertentangan dengan yang dikemukakan Arrhenius, yakni bahwa jika ada senyawa yang bersifat asam  (menghasilkan ion H+) tidak memiliki hubungan dengan senyawa lain yang bersifat basa (menghasilkan OH-).

Sekarang dapat diungkapkan beberapa cara yang menunjukkan bahwa model asam-basa menurut Bronsted-Lowry lebih luas cakupannya dibandingkan model dari Arrhenius. Menurut model Bronsted-Lowry :

·        Basa adalah spesi akseptor  proton, misalnya ion OH-.

·        Asam dan basa dapat berupa ion atau molekul.

·        Reaksi asam-basa tidak terbatas pada larutan air.

·        Beberapa spesi dapat bereaksi sebagai asam atau basa tergantung pada pereaksi

Menurut Bronsted dan Lowry, asam adalah suatu zat yang dapat memberi proton (donor ion H⁺), sedangkan basa adalah suatu zat yang dapat menerima proton (akseptor ion H⁺). Berdasarkan definisi tersebut, dapat dikatakan bahwa jika terdapat zat yang bersifat asam, harus terdapat zat yang bersifat basa, demikian pula sebaliknya. Hal ini sesuai dengan “memberikan proton”, yang memiliki pengertian tidak mungkin terjadi peristiwa “memberikan proton” jika tidak ada zat lain yang akan “menerima proton” tersebut.

C.     Teori Asam Basa Lewis

 Di tahun 1923 ketika Bronsted dan Lowry mengusulkan teori asam-basanya, Lewis juga mengusulkan teori asam basa baru juga. Lewis, yang juga mengusulkan teori oktet, memikirkan bahwa teori asam basa sebagai masalah dasar yang harus diselesaikan berlandaskan teori struktur atom, bukan berdasarkan hasil percobaan.

Teori asam basa Lewis:

·         Asam: zat yang dapat menerima pasangan elektron.

·         Basa: zat yang dapat mendonorkan pasangan elektron.

Semua zat yang didefinisikan sebagai asam dalam teori Arrhenius juga merupakan asam dalam kerangka teori Lewis karena proton adalah akseptor pasangan elektron . Dalam reaksi netralisasi proton membentuk ikatan koordinat dengan ion hidroksida.

H⁺     +   OH^-                        H2O

Situasi ini sama dengan reaksi fasa gas yang pertama diterima sebagai reaksi asam basa dalam kerangka teori Bronsted dan Lowry.

HCl_(g) + NH_3(g)                            NH₄Cl_(s)

Dalam reaksi ini, proton dari HCl membentuk ikatan koordinat dengan pasangan elektron bebas atom nitrogen.

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. Sebagai contoh reakasi antara boron trifluorida BF₃ dan ion fluorida F^-.

BF₃ + F^-                       BF₄^-

Reaksi ini melibatkan koordinasi boron trifluorida pada pasangan elektron bebas ion fluorida. Menurut teori asam basa Lewis, BF₃ adalah asam. Untuk membedakan asam semacam BF₃ dari asam protik (yang melepas proton, dengan kata lain, asam dalam kerangka teori Arrhenius dan Bronsted Lowry), asam ini disebut dengan asam Lewis. Boron membentuk senyawa yang tidak memenuhi aturan oktet, dan dengan demikian adalah contoh khas unsur yang membentuk asam Lewis.

Karena semua basa Bonsted Lowry mendonasikan pasangan elektronnya pada proton, basa ini juga merupakan basa Lewis. Namun, tidak semua asam Lewis adalah asam Bronsted Lowry sebagaimana dinyatakan dalam contoh di atas.

Dari ketiga definisi asam basa di atas, definisi Arrhenius yang paling terbatas. Teori Lewis meliputi asam basa yang paling luas. Sepanjang yang dibahas adalah reaksi di larutan dalam air, teori Bronsted Lowry paling mudah digunakan, tetapi teori Lewis lah yang paling tepat bila reaksi asam basa melibatkan senyawa tanpa proton.

D.   Rangkuman

            Menurut Arrhenius, Asam ialah senyawa yang dalam larutannya dapat menghasilkan ion H+, sedangkan 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)

            Menurut Bronsted-Lowry Asam ialah proton donor, sedangkan basa adalah proton akseptor.

Contoh:

1) HAc(aq) + H2O(l)   ↔     H3O⁺(aq) + Ac^-(aq)

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

HAc dengan Ac^- merupakan pasangan asam-basa konjugasi. H₃O⁺ dengan H₂O merupakan pasangan asam-basa konjugasi.

2) H₂O(l) + NH₃(aq)   ↔    NH₄+(aq) + OH_-(aq)

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

H2O dengan OH- merupakan pasangan asam-basa konjugasi. NH₄⁺ dengan NH₃ merupakan pasangan asam-basa konjugasi.

Teori asam basa Lewis menyatakan bahwa asam adalah zat yang dapat menerima pasangan elektron, sedangkan basa adalah zat yang dapat mendonorkan pasangan elektron