Teori Asam Basa Menurut Ahli Kimia

 

Teori Asam Basa

    Lebih dari 300 tahun yang lalu, para ahli kimia telah mengelompokkan zat-zat yang bersifat seperti cuka sebagai asam, sebaliknya yang bersifat seperti abu kayu dikelompokkan sebagai basa. Beberapa sifat asam yang disimpulkan oleh Robert Boyle pada tahun 1661 antara lain adalah sebagai berikut: asam dimiliki rasa cuka, bersifat korosif, mengubah warna bahan celup tumbuh-tumbuhan dari biru menjadi merah, dan akan kehilangan keasamannya jika bercampur dengan zat basa. Adapun basa dicirikan dengan sifat-sifat yang sebaliknya dari asam dan terasa licin. Perkembangan teori yang sampai saat ini dapat menerangkan sifat-sifat asam-basa dan mekanisme reaksi asam-basa yang terjadi adalah teori Arrhenius, Bronsted Lowry dan Lewis. (Yrama Widya, 2014: 211) 

A.  Teori Asam Basa Arrhenius
a. Asam menurut arhennius
    Teori asam basa mulai dipelajari sejak tahun 1884 oleh Svante Arrhenius. Menurut Arrhenius, jika asam dan basa dilarutkan kedalam air, keduanya akan mengalami proses penguraian menjadi ion-ion (reaksi ionisasi/disosiasi). (Masmedia,2013:149)

(Bumi Aksara,2001:6)

    Sebenarnya di dalam larutan, ion H+  terikat ke suatu molekul air (H2O) dan terbentuk sebagai ion oksonium (H3O+). Oleh karena itu, penguraian asam dalam air ditulis sebagai berikut.

 Contoh ionisasi asam dalam air ditulis sebagai berikut.

 

     Tidak semua senyawa hidrogen adalah asam, misalnya C3H5OH. Demikian pula tidak semua hydrogen dalam rumus kimia suatu asam dalam larutan dapat dilepaskan sebagai ion H+. misalnya dalam rumus kimia asam asetat terdapat empat atom hidrogen tetapi satu atom H saja yang dapat dilepas sebagai ion H+.

 

Berdasarkan jumlah ion H+ yang dapat dilepaskan, senyawa asam dikelompokkan ke dalam beberapa jenis, yaitu:

b. Basa Menurut Arrhenius

Bumi Aksara,2001:7)

Penguraian basa dalam air ditulis sebagai berikut.

Contoh penguraian basa dalam air ditulis sebagai berikut.

 
    Tidak semua senyawa yang dalam rumus kimianya terdapat gugus hidroksil termasuk golongan basa. Misalnya etil alkohol = CH3OH. Gugus hidroksil pada metil alkohol tersebut dalam larutan tidak dapat dilepaskan sebagai ion OH-

B. Teori Asam Basa Bronsted-Lowry
    Pada tahun 1923, Johannes Bronsted dan Thomas Lowry mengusulkan definisi asam dan basa yang lebih luas daripada teori yang sebelumnya. Teori Bronsted Lowry didasarkan pada asumsi bahwa asam akan memberikan 1 ion H+ pada ion atau molekul pasangan reaksinya yang bertindak sebagai basa. (yrama widya, 2013:218)

    Basa Bronsted dapat berupa ion negatif atau molekul yang dapat menerima satu ion H+ dari asam membentuk ikatan kovalen. Hanya senyawa-senyawa yang memiliki pasangan elektron bebas  yang dapat berlaku sebagai penerima satu ion H+.

1)    Peranan air dalam teori Bronsted

a) Air terurai membentuk ion-ion dengan memindahkan satu ion H+ dari satu molekul yang berlaku sebagai asam pada molekul lain yang berlaku sebagai basa:

H2O(l) + H2O(l) ↔ H3O+ (aq) + OH- (aq)

b) Asam bereaksi dengan air melalui pemberian satu ion H+ pada molekul air membentuk ion H3O+:

HCl(g) + H2O(l) ↔ H3O+(aq) + Cl- (aq)

c) Basa bereaksi dengan air melalui penerimaan satu ion H+ dari molekul air membentuk ion OH-:

NH3(g) + H2O(l) ↔ NH4+(aq) + OH-(aq)

d) Molekul air dapat berlaku sebagai zat antara dalam reaksi asam basa melalui penangkapan ion H+ dari asam dan kemudian pelepasan ion H+ pada basa:

HCl(g) + H2O(l) ↔ H3O+ (aq) + Cl- (aq)

NH3(g) + H3O+ (aq) ↔ NH4+ (aq) + H2O (l)

2) Pasangan Asam Basa Konjugat

    Konjugat berasal dari bahasa latin yang berarti “pasangan”. Setiap kali asam berlaku sebagai pendonor satu ion H+ sekaligus membentuk basa konjugat, yaitu basa pasangan yang berasal dari asam Bronsted. Sebagai contoh, jika suatu asam HA mendonorkan satu ion H+ pada air, salah satu produk reaksi nya adalah ion A-. jadi, A- adalah basa konjugat dari HA:

    sebaliknya, setiap kali basa menerima satu ion H+ sekaligus membentuk asam konjugat HA, yaitu asam [pasangan yang bersal dari basa bronsted] 

3)    Kekuatan relatif pasangan asam-basa konjugat

• Makin kuat keasaman, makin lemah basa konjugatnya.
• Asam kuat memiliki basa konjugat lemah.
• Asam lemah memiliki basa konjugat kuat.
• Basa kuat memiliki asam konjugat lemah.
• Basa lemah memiliki asam konjugat kuat. (Yrama Widya, 2013:223)

    Dari tabel tersebut dapat kita lihat jika suatu asam makin kuat, makin lemah basa konjugasinya. Demikian pula, jika suatu asam makin lemah, makin kuat basa konjugasinya. (Masmedia, 2013: 165)

Keunggulan definisi asam basa Bronsted dibandingkan dengan definisi Arrhenius diantaranya adalah:

1. Memperluas daftar asam-asam yang mencakup ion-ion positif, ion-ion negatif dan molekul-molekul netral.
2. Memperluas daftar basa-basa yang mencakup molekul atau ion-ion yang paling sedikit mengandung pasangan elektron valensi bebas.
3. Memperluas peranan air dalam reaksi asam basa. Air menerima 1 H+ dari asam membentuk ion H3O+.
4. Dapat diperluas untuk pelarut-pelarut selain air dan reaksi yang terjadi dalam fasa gas  atau padat.
5. Dapat menjelaskan hubungan antara kekuatan asam dan basa konjugatnya.
6. Dapat menjelaskan perbedaan kekuatan relative pasangan asam atau pasangan basa.
7. Dapat menjelaskan mengapa suatu spesi bersifat amfoter, yaitu dapat berlaku sebagai asam maupun basa.(Yrama Widya, 2014:226)

    Kelemahan utama teori Bronsted Lowry adalah bahwa untuk pelarut yang tidak mengandung proton tidak dapat digunakan. selain itu sifat suatu zat tidak pasti, sangat bergantung pada pasangan reaksinya. (Grafindo,2013:188)

    Meskipun definisi asam basa Bronsted Lowry lebih luas dari Arrhenius, fakta menunjukkan bahwa ada bebereapa senyawa yang tidak mempunya atom H seperti BF3; FeCl3; AlCl3 menunjukkan sifat asam dalam reaksinya. Hal tersebut tidak dapat dijelaskan dengan teori Bronsted Lowry, sehingga diperlukan definisi asam basa yang lebih luas lagi. Hingga akhirnya Lewis mengemukakan konsep tentang asam basa, yang dikenal sebagai Teori asam basa Lewis. (Priscilla, 2007: 92)

C. Asam Basa Lewis  

    Pada tahun 1932, ahli kimia G.N Lewis mengajukan konsep baru mengenai asam-basa, sehingga dikenal asam Lewis dan basa Lewis. Menurut konsep tersebut, yang dimaksud dengan asam Lewis adalah suatu senyawa yang mampu menerima pasangan elektron dari senyawa lain, atau akseptor pasangan electron  dan basa Lewis adalah senyawa yang dapat memberikan pasangan elektron kepada senyawa lain donor pasangan elektron.  (Unggul Sudarmo, 2014: 189)

    Teori Lewis dapat menjelaskan konsep reaksi asam-basa yang tidak dapat dijelaskan dengan kedua teori sebelumnya, misalnya untuk reaksi yang terjadi pada pembentukan ini kompleks, hal ini dapat dilihat dari contoh reaksi yang terjadi bila ion Al3+ dilarutkan dalam air berikut ini :

    Pada reaksi diatas, H2O berperan sebagai basa karena setiap molekul H2O memberikan satu pasangan elektron bebasnya pada ion Al3+. Sementara itu Al3+ berperan sebagai asam melalui penyediaan enam orbital kosong pada kulit terluar, yaitu 1 orbital 3s, 3 orbital 3p dan 2 orbital 3d yang diisi oleh 6 pasangan elektron bebas dari 6 molekul H2O.

    Teori asam-basa Lewis juga dapat digunakan untuk menjelaskan reaksi antara oksida nonlogam dengan air atau reaksi-reaksi lain yang terjadi pada spesi-spesi yang tidak memiliki atom hidrogen. Selain itu, teori ini juga dapat menjelaskan sifat amfoter suatu spesi. (Yrama Widya, 2014: 245-246)

    Keunggulan teori asam-basa Lewis adalah menggambarkan asam-basa yang tidak dapat digambarkan oleh Arrhenius dan Bronsted-Lowry. Teori asam-basa Lewis memperluas pengertian asam-basa. Menurut Lewis, asam-basa bukan hanya pelepasan ion H+ atau OH- atau transfer proton (ion H+), melainkan senyawa yang reaksinya melibatkan pasangan elektron.

    Adapun kelemahannya, teori asam-basa Lewis agar sukar menggambarkan reaksi asam-basa, seperti reaksi antara ion Fe3+ dan ion CN- karena keduanya tidak melibatkan ion H+ atau ion OH-. Selain itu, teori ini juga agak sukar menentukan kekuatan asam atau basa dari reaksi yang terjadi.

(Grafindo, 2013:190)