Asam-Basa

·      Teori Asam Basa Bronsted-Lowry

Johannes Bronsted dan Thomas Lowry pada tahun 1923, menggunakan asumsi sederhana yaitu:

Asam memberikan ion H⁺ pada ion atau molekul lainnya, yang bertindak sebagai basa. Contoh, disosiasi air, melibatkan pemindahan ion H⁺ dari molekul air yang satu dengan molekul air yang lainnya untuk membentuk ion H₃O⁺ dan OH^-

2H₂O(l) → H₃O⁺(aq) + OH^–(aq)

Reaksi antara HCl dan air menjadi dasar untuk memahami definisi asam dan basa menurut Brønsted-Lowry. Menurut teori ini, ketika sebuah ion H⁺ ditransfer dari HCl ke molekul air, HCl tidak  berdisosiasi dalam air membentuk ion H ⁺ dan Cl^-. Tetapi, ion H⁺ ditransfer dari HCl ke molekul air untuk membentuk ion H3O⁺, seperti berikut ini.

HCl(g) + 2H₂O(l) → H₃O⁺(aq) + Cl(aq)

Sebagai sebuah proton, ion H⁺ memiliki ukuran yang lebih kecil dari atom yang terkecil, sehingga tertarik ke arah yang memiliki muatan negatif yang ada dalam larutan. Maka, H⁺ yang terbentuk dalam larutan encer, terikat pada molekul air. Model Brønsted, yang menyebutkan bahwa ion H⁺ ditransfer dari satu ion atau molekul ke yang lainnya, ini lebih masuk akal daripada teori Arrhenius yang menganggap bahwa ion H⁺ ada dalam larutan encer.

Dari pandangan model Brønsted, reaksi antara asam dan basa selalu melibatkan pemindahan ion H⁺ dari donor proton ke akseptor proton. Asam bisa merupakan molekul yang netral.

HCl(g) + NH₃(aq) → NH₄⁺(aq) + Cl^–(aq)

Bisa ion positif

NH₄⁺(aq) + OH^–(aq) → NH₃(aq) + H₂O(l)

Atau ion negatif

H₂PO₄^–(aq) + H₂O(l) → HPO₄^2–(aq) + H₃O⁺(aq)

Senyawa yang mengandung hidrogen dengan bilangan oksidasi +1 dapat menjadi asam. Yang termasuk asam Brønsted adalah HCl, H₂S, H₂CO₃, H₂PtF₆,  NH4 ⁺, HSO4^- , and HMnO₄. .Basa Brønsted dapat diidentifikasi dari struktur Lewis. Berdasarkan model Brønsted, sebuah basa adalah ion atau molekul yang dapat menerima proton. Untuk memahami pengertian ini, lihat pada bagaimana suatu basa seperti ion OH menerima proton.

H₂PO₄^- (aq) + H₂O(l) → HPO₄^2–(aq) + H₃O⁺(aq)

Untuk membentuk ikatan kovalen dengan ion H⁺ yang tidak memiliki electron valensi, harus tersedia dua elektron untuk membentuk sebuah ikatan. Maka, hanya senyawa yang memiliki pasangan elektron bebas, yang dapat bertindak sebagai akseptor ion H⁺ atau basa Brønsted.

Teori Brønsted menjelaskan peranan air pada reaksi asam-basa. Air terdisosiasi membentuk ion dengan mentransfer ion H⁺ dari salah satu molekulnya yang bertindak sebagai asam ke molekul air lain yang bertindak sebagai basa.

H₂O(l) + H₂O(l) → H₃O⁺(aq) + OH^–(aq)

Asam      basa

Asam bereaksi dengan air dengan mendonorkan ion H⁺ pada molekul air yang netral untuk membentuk ion H₃O⁺.

HCl(g) + H₂O(l) → H₃O⁺(aq) + Cl^–(aq)

asam      basa

·      

 Teori Asam Basa Arrhenius

Svante August Arrhenius (19 Februari 1859-2 Oktober 1927) seorang ilmuwan Swedia mendefinisikan teori asam-basa sebagai berikut:

Asam adalah suatu spesies yang akan meningkatkan konsentrasi ion H+ di dalam air dan basa adalah suatu spesies yang akan meningkatkan konsentrasi ion OH- di dalam air.

Atau dengan pernytaan lain:

Asam adalah suatu spesies yang apabila dilarutkan dalam air akan menghasilkan ion H+ dan basa adalah suatu spesies yang bila dilarutkan dalam air akan menghasilkan ion OH-.

Sebagai contoh gas HCl ketika dilarutkan dalam air akan menghasilkan ion H+ dan Cl- sehingga menurut konsep ini HCl dalam larutan air adalah asam.

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

Contoh asam yang lain adalah HF, HBr, HNO3, H2SO4, H3PO4, CH3COOH, H2C2O4, dan sebagainya. Sedangkan KOH bila dilarutkan dalam air akan menghasilkan ion K+ dan OH- oleh sebab itu KOH menurut teori Arrhenius adalah basa.

KOH(s) -> K+(aq) + OH-(aq)

Contoh yang lain adalah NaOH, Ca(OH)2, NH4OH, Ba(OH)2 dan lainnya.

Teori asam basa menurut Arrhenius adalah teori yang amat sempit mengingat teori ini hanya terbatas pada spesies yang memiliki H+ atau OH- dan spesies tersebut ada dalam pelarut air artinya apabila spesies tersebut tidak memiliki H+ atau OH- dan reaksinya dijalankan dengan pelarut non-air maka teori ini tidak berlaku.

Sebagai contoh gas ammonia (NH3) dapat bereaksi dengan gas HCl membentuk ammonium klorida padat dengan reaksi sebagai berikut:

NH3(g) + HCl(g) -> NH4Cl(s)

·      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) + NH₃(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^- à 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.

Senyawa Kimia Asam Kuat dan Asam Lemah

No	Asam Kuat		Asam Lemah
	Lambang	Nama Senyawa	Lambang	Nama Senyawa
1.	HCl	Asam Klorida	HF	Asam Floro
2.	HNO3	Asam Nitrit	CH3COOH	Asam Asetat
3.	H2SO4	Asam Sulfat	HCN	Asam Sianida
4.	HBr	Asam Bromida	HCOOH	Asam Format
5.	HI	Asam Iodida	H2C2O4	Asam dikarbonat
6.	HClO3	Asam Klorat	H2S	Asam Sulfida
7.	HClO4	Asam Perklorat	H2CO3	Asam Karbonat
8.	H3PO4	Asam Phospat	C6H8O7	Asam Sitrat
9.	HClO2	Asam Klorit	CH2COOH
10.	HIO	Asam  Hipoklorit	HNO2	Asam Nitrit

Senyawa Kimia Asam Kuat dan Asam Lemah

No	Basa Kuat		Basa Lemah
	Lambang	Nama Senyawa	Lambang	Nama Senyawa
1.	LiOH2	Atrium Hidroksida	NH4OH	Amonium
2.	NaOH	Natrium Hidroksida	Fe(OH)2	Besi II Hidroksida
3.	KOH	Kalium Hidroksida	NH3	Gas Amoniak
4.	Ca(OH)2	Kalsium Hidroksida	Al(OH3)	Aluminium Hidroksida
5.	RbOH	Rubidium Hidroksida	C4H9NH2	Butilamina
6.	Sr(OH)	Stronsium hidroksida	N2H4	Hidrazin
7.	CsOH	Secium hidroksida	C6H5NH2	Fenilalanin
8.	Ba(OH)2	Barium hidroksida	CH3NH2	Metilamina
9.	Mg(OH)2	Magnesium Hidroksida
10.	Fe(OH)3	Besi III Hidroksida

·      Indikator sebagai asam lemah

1)      Lakmus

Lakmus adalah asam lemah. Lakmus memiliki molekul yang sungguh rumit yang akan kita sederhanakan menjadi HLit. "H" adalah proton yang dapat diberikan kepada yang lain. "Lit" adalah molekul asam lemah.

Lakmus yang tidak terionisasi adalah merah, ketika terionisasi adalah biru.

Jika konsentrasi Hlit dan Lit^- sebanding:

Pada beberapa titik selama terjadi pergerakan posisi kesetimbangan, konsentrasi dari kedua warna akan menjadi sebanding. Warna yang anda lihat merupakan pencampuran dari keduanya.

2)   Jingga metil (Methyl orange)

Jingga metil adalah salah satu indikator yang banyak digunakan dalam titrasi. Pada larutan yang bersifat basa, jingga metil berwarna kuning dan strukturnya adalah:

ion hidrogen tertarik pada salah satu ion nitrogen pada ikatan rangkap nitrogen-nitrogen untuk memberikan struktur yang dapat dituliskan seperti berikut ini:

3)   Fenolftalein

Fenolftalein adalah indikator titrasi yang lain yang sering digunakan, dan fenolftalein ini merupakan bentuk asam lemah yang lain.

Pada kasus ini, asam lemah tidak berwarna dan ion-nya berwarna merah muda terang. Penambahan ion hidrogen berlebih menggeser posisi kesetimbangan ke arah kiri, dan mengubah indikator menjadi tak berwarna. Penambahan ion hidroksida menghilangkan ion hidrogen dari kesetimbangan yang mengarah ke kanan untuk menggantikannya – mengubah indikator menjadi merah muda.

Indikator pH Universal

Trayek pH Indikator Asam Basa dan Transisi Perubahan Warnanya

  

 Daftar Pustaka:

Keenan CW, D.C. Kleinfelter, JH Wood. 1986. Ilmu Kimia Untuk Univrsitas. a.b: A. Handyana P. Penerbit Erlangga. Jakarta.

Clark, Jim (2007). Indikator Asam-Basa. Tersedia di http://chem-is-try.org [18 April 2012]

Takeuchi, Yoshito (2008). Teori Asam-Basa. Tersedia di http://chem-is-try.org [18 April 2012]

indigomorie (2009). Definisi Asam-Basa Arrhenius dan Bronsted-Lowry. Tersedia di http://belajarkimia.com [18 April 2012]