Teori asam basa. Dalam kehidupan sehari-hari kita cukup sering menjumpai senyawa asam basa baik dari makanan maupun barang yang digunakan. Salah satunya adalah detergen yang digunakan untuk mencuci pakaian, merupakan zat yang bersifat basa.
Asam basa merupakan larutan elektrolit. Larutan tersebut dapat pula dikenal dengan ciri khas, seperti asam mempunyai rasa masam contohnya cuka dapur, vitamin C, maupun jeruk nipis. Sedangkan basa mempunyai rasa pahit dan licin bila dipegang, seperti detergen, pasta gigi, maupun kapur sirih.
Seiring dengan perkembangan ilmu pengetahuan dan teknologi, ada beberapa para ahli menjelaskan sifat asam dan basa melalui sebuah teori secara rinci. Setidaknya, ada 3 teori asam basa menurut para ahli antara lain Teori Arrhenius, Teori Bronsted-Lowry, Teori Asam Basa Lewis.
Ahli kimia yang berasal dari Swedia yaitu Svante Arrhenius menghubungkan sifat keasaman dengan ion hydrogen (H+) pada tahun 1884. Asam Arrhenius adalah zat yang apabila dilarutkan dalam air akan menghasilkan ion H+ dalam larutan, misalnya asam klorida (HCl) dan asam asetat (CH3COOH). Dengan persamaan reaksi dari asam klorida dan asam asetat sebagai berikut :
HCl (aq) → H+ (aq) + Cl (aq)
CH3COOH (aq) → Ch3COO– (aq) + H+ (aq)
Berdasarkan persamaan reaksi tersebut maka ciri khasnya adalah dalam pelarut air zat tersebut mengion menjadi hidrogen yang bermuatan positif dengan lambing H+ dan ion yang bermuatan negative akan disebut dengan sisa asam.
(Baca juga: Daur Biogeokimia dan Jenisnya)
Disamping itu, basa Arrhenius adalah zat yang apabila dilarutkan dalam air akan menghasilkan ion OH–. Misalnya natrium hidroksida (NaOH) dan ammonium hidroksida (NH4OH). Dimana, persamaan reaksi basa tersebut antara lain
NaOH (aq) → Na+ (aq) + OH– (aq)
NH4OH (aq) → Nh4+ (aq) + OH– (aq)
Basa yang dalam larutan banyak menghasilkan ion OH- disebut basa kuat, sedangkan yang sedikit menghasilkan ion OH- disebut dengan basa lemah. Tidak semua senyawa yang dalam rumus kimianya terdapat gugus hidroksida termasuk golongan basa.
Pada tahun 1923, ahli kimia Johannes Nicolaus Bronsted dan Thomas Martin Lowry mengembangkan definisi asam dan basa berdasarkan kemampuan (donor) atau menerima (akseptor) proton (ion H+). Menurut konsep Bronsted dan Lowry, zat yang memiliki kecenderungan untuk menyumbangkan ion H+ pada zat lain adalah asam. Sedangkan zat yang memiliki kecenderungan untuk menerima ion H+ dari zat lain adalah basa.
Senyawa yang dapat bertindak sebagai asam basa Bronsted-Lowry disebut amfoter. Perhatikan reaksi berikut ini !
HCl (aq) + NH3 (aq) → NH4+ (aq) + Cl–(aq)
(asam) (basa) (asam konjugasi) (basa konjugasi)
Pada reaksi tersebut, asam klorida (HCl) menyumbangkan proton (H+) pada ammonia (NH3) dan membentuk ion ammonium yang bermuatan positif (NH4+) dan ion klorida yang bermuatan negatif (CI–). Sehingga NH3 merupakan basa Bronsted – Lowry karena menerima proton. Pada bagian produk, Cl- disebut dengan basa konjugasi dari HCl dan NH4+ disebut dengan asam konjugasi dari basa NH3.
Pada tahun 1923, Gilbert Newton Lewis seorang ahli kimia dari UC Berkeley mengusulkan teori alternative untuk menggambarkan asam dan basa. Teorinya menjelaskan tentang asam dan basa berdasarkan struktur dan ikatan.
Asam menurut Lewis adalah suatu zat yang mempunyai kecenderungan menerima pasangan electron dari basa. Contoh beberapa asam Lewis adalah SO3, BF3, maupun AlF3. Sedangkan basa menurut Lewis adalah zat yang dapat memberikan pasangan elektron. Basa lewis memiliki pasangan electron bebas, contohnya adalah NH3, Cl–, maupuan ROH. Lewis menjelaskan lebih lanjut bahwa reaksi asam basa merupakan reaksi serah terima pasangan elektron, sehingga terbentuk suatu ikatan kovalen koordinasi.
Daftar Isi :
Dari sekian banyak jenis senyawa yang ada, terdapat satu kelompok senyawa yang disebut dengan asam dan basa.
Kamu tentu sudah pernah mendengar istilah tersebut. Tapi, tahukah kamu apa itu asam dan basa?
Dalam memahami senyawa asam dan basa, digunakan tiga teori asam-basa yang salah satunya akan dijelaskan dalam artikel ini.
Seperti yang sudah terlihat pada judul, kita akan membahas secara lengkap teori asam-basa Arrhenius.
Sebelum Arrhenius, telah banyak ahli yang menyampaikan definisi mereka tentang senyawa asam dan basa ini, misalnya:
- Pada tahun 1977, seorang ahli kimia bernama Antoine Laurent Lavoisier menyebutkan bahwa asam adalah senyawa yang mengandung unsur oksigen. Unsur oksigen inilah yang dianggap menjadi penyebab timbulnya sifat asam pada suatu zat. Beberapa senyawa asam memang mengandung unsur oksigen seperti asam sulfat (H2SO4) dan asam cuka (CH3COOH).
- Tapi pada tahun 1810, Sir Humphry Davy menemukan bahwa asam klorida, senyawa asam yang terdapat di dalam lambung tidak mengandung oksigen sama sekali. Rumus kimia dari asam klorida adalah HCl.
- Fakta yang berbanding terbalik dengan apa yang dikemukakan oleh Lavoisier.
- Oleh karena itu, Sir Humphry Davy menyimpulkan bahwa unsur H adalah yang menyebabkan sifat asam dari HCl. Pernyataan ini tentu sesuai dengan fakta bahwa pada senyawa H2SO4, CH3COOH dan HCl serta kebanyakan senyawa asam lain mengandung H.
- Kemudian pada tahun 1814, Joseph Louis Gay Lussac menemukan fakta bahwa asam adalah zat yang dapat menetralkan senyawa alkali, dan alkali juga dapat menetralkan senyawa asam. Pernyataan ini memang benar adanya bahwa reaksi asam dan basa dapat saling menetralkan (reaksi penetralan)
Namun, konsep asam-basa tersebut tetap saja belum memuaskan banyak orang karena penjelasan yang belum detail.
Kemudian pada tahun 1884, Svate August Arrhenius, seorang ahli kimia Swedia mengusulkan teori asam-basanya.
Teori asam-basa Arrhenius, salah satu dari tiga teori populer tentang senyawa asam dan basa yang paling banyak digunakan, bahkan hingga saat ini.
Bagaimana Arrhenius mendefinisikan tentang senyawa asam dan basa? Perhatikan penjelasan dibawah ini.
- Menurut Arrhenius, asam adalah zat/senyawa yang melepaskan ion H+ di dalam air.
- Senyawa asam mengalami ionisasi melepaskan ion H+ sehingga konsentrasi ion ini di dalam air meningkat (pada air murni, konsentrasi ion H+ = konsentrasi ion OH-)
- Senyawa asam menurut Arrhenius harus mengandung ion H+.
- Berdasarkan pengertian diatas, berikut 5 contoh asam Arrhenius (senyawa yang dapat bertindak sebagai asam menurut teori Arrhenius) : HCl, H2SO4, HI, HNO3 dan lain-lain.
- HCl ==> H+ + Cl-
- H2SO4 ==> 2H+ + SO42-
- CH3COOH <==> CH3COO- + H+
Dari persamaan ionisasi diatas dapat diamati kesamaan diantara ketiganya yaitu sama-sama menghasilkan ion H+ (ion hidronium).
Jadi, ion H+ menurut Arrhenius adalah pembawa sifat asam pada suatu senyawa. Senyawa asam Arrhenius harus mengandung ion H+ yang dapat terurai.
Berikut adalah persamaan umum reaksi ionisasi asam menurut teori Arrhenius. HxZy(aq) ==> xH^+(aq) + yZ^x-(aq)
Ada fakta menarik yang perlu kamu ketahui yaitu sebenarnya tidak ada ion H+ bebas di dalam larutan asam. Ion H+ tidak bisa berdiri sendiri di dalam larutan (hanya dapat ditemukan dalam keadaan bebas pada sistem kedap udara atau dalam wujud gas).
Oleh karena itu, ion H+ dari asam akan berasosiasi dengan molekul air membentuk ion H3O+. Jadi, yang ada di dalam larutan asam sebenarnya adalah ion H3O+.
Berikut contoh reaksi pembentukannya:
HCl(aq) + H2O(l) ==> H3O+(aq) + Cl-(aq)
Lalu mengapa pada banyak kasus ion H3O+ dituliskan sebagai ion H+? Alasannya sih agar lebih praktis saja penggunaannya. Penggunaan H+ sebagai pengganti H3O+ juga tidak bertentangan dengan konsep asam yang sebenarnya.
Jumlah ion H+ yang dihasilkan oleh senyawa asam disebut valensi asam. Jika melepaskan:
- 1 buah ion H+ disebut asam bervalensi 1/asam monoprotik. Contoh asam monoprotik: HCl, CH3COOH, HNO3, HNO2, HCN, HF, HBr, dan HI
- 2 buah ion H+ disebut asam bervalensi 2/asam diprotik. Contoh asam diprotik: H2S, H2SO4, H2SO3, H2CO3
- 3 buah ion H+ disebut asam bervalensi 3/asam tripotik. Contoh asam triprotik: H3PO4 dan H3PO3
Ion negatif yang terbentuk setelah asam melepaskan ion H+ disebut ion sisa asam.
HClO4(aq) ==> H+(aq) + ClO4^-(aq)
- Karena melepaskan satu H+, maka HClO4 (asam perklorat) merupakan asam monoprotik (valensi asam = 1)
- ClI4^- = ion sisa asam
- Jumlah H+ didalam larutan banyak
- Senyawa asam kuat mengion sempurna di dalam air
- Derajat ionisasi = 1 atau 100%
- Gunakan tanda panah satu arah pada reaksi pengionannya.
- Contoh senyawa asam kuat: HCl, HNO3, H2SO4, HBr, HI, HClO4 dan lain-lain.
- Reaksi pengionan senyawa asam kuat: HNO3(aq) ==> H+(aq) + NO3^-(aq)
- Jumlah H+ di dalam larutannya sedikit
- Hanya mengion sebagian
- 0 < derajat ionisasi < 1
- Gunakan tanda panah dua arah dalam reaksi pengionannya
- Contoh senyawa asam lemah: CH3COOH, H3PO4, HNO2, H2SO3, H2S, HF, HClO dan lain-lain.
- Contoh reaksi pengionan asam lemah: HNO2(aq) <==> H+(aq) + NO2^-(aq)
- Menurut Arrhenius, basa adalah zat/senyawa yang melepaskan ion OH- (ion hidroksida) di dalam air.
- Ion OH- adalah pembawa sifat basa pada suatu senyawa.
- Jadi, senyawa basa Arrhenius harus mengandung ion OH- di dalam molekulnya.
- Contoh senyawa basa Arrhenius: LioH, NaOH, KOH, Mg(OH)2, Ca(OH)2, Ba(OH)2, Sr(OH)2, dan lain-lain.
Berbeda dengan asam, ion OH- pada larutan basa dapat berdiri sendiri dan tidak berasosiasi dengan air.
Sama halnya dengan asam, jumlah ion OH- yang dilepaskan oleh suatu senyawa disebut valensi basanya dan ion positif nya disebut ion sisa basa.
Jadi, senyawa basa terdiri dari:
- Basa monohidroksi, merupakan basa bervalensi satu (melepaskan satu buah ion OH-). Contoh: basa-basa golongan IA seperti LiOH, NaOH, KOH, RbOH dan CsOH.
- Basa dihidroksi, merupakan basa bervalensi dua (melepaskan dua buah ion OH-). Contoh: basa-basa golongan IIA seperti Mg(OH)2, Ca(OH)2, Ba(OH)2,dan Sr(OH)2
- Basa trhidroksi, adalah basa bervalensi satu (melepaskan satu buah ion OH-). Contoh: Al(OH)3
- Jumlah ion OH- di dalam larutan banyak
- Senyawanya mengion sempurna di dalam air
- Derajat ionisasi = 1 atau 100%
- Reaksi ionisasinya menggunakan tanda panah satu arah
- Contoh: NaOH, KOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2 dan lain-lain.
- Contoh reaksi pengionan: NaOH(aq) ==> Na+(aq) + OH-(aq)
- Jumlah ion OH- sedikit di dalam larutannya
- Mengion sebagian
- 0 < derajat ionisasi < 1
- Reaksi ionisasi menggunakan anak panah dua arah
- Contoh: Al(OH)3, Fe(OH)2, Fe(OH)3 dan lain-lain.
- Contoh reaksi pengionannya: Fe(OH)3(aq) <==> Fe^3+(aq) + 3OH-(aq)
NH3 adalah basa, tetapi teori Arrhenius tidak bisa menjelaskan mengapa NH3 merupakan senyawa basa. Hal ini disebabkan karena pada senyawa ini tidak ada OH- sama sekali.
Jadi, kelemahan dari teori asam basa Arrhenius adalah tidak dapat menjelaskan sifat basa dari senyawa yang tidak mengandung OH- dalam molekulnya.
Sifat basa NH3 dapat dijelaskan menggunakan teori asam-basa Bronsted-Lowry.
Sekian penjelasan tentang teori asam basa menurut Arrhenius. Semoga artikel ini bermanfaat.