Teori Asam Basa

A. MENURUT ARRHENIUS Menurut teori Arrhenius, zat yang dalam air menghasilkan ion H + disebut asam danbasa adalah zat yang dalam air terionisasi menghasilkan ion OH - . HCl --> H + + Cl - NaOH --> Na + + OH - Asam kuat berupa elektrolit kuat dan asam lemah merupakan elektrolit lemah. Teori Arrhenius memang perlu perbaikan sebab dalam lenyataan pada zaman modern diperlukan penjelasanyang 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)

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 + H 2 O --> H 3 O + + 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 terdi 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 asam konjugasi basa konjugasi) HF merupakan pasangan dari F - dan H 2 O merupakan pasangan dari H 3 O + . Air mempunyai sifat Netral karena air tidak memiliki sifat asam dan basa. 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 mengandunh 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 konjugasi. Zat atau ion atau spesi seperti ini bersifat ampiprotik (amfoter). Penulisan Asam Basa Bronsted Lowry 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. pH larutan penyangga asam tergantung pada tetapan ionisasi asam lemah (Ka) dan perbandingan konsentrasi asam dengan konsentrasi basa konjugasinya, contoh larutan penyangga asam adalah campuran dari larutan asam asetat (CH 3 COOH) dan larutan natrium asetat (CH 3 COONa), asam asetat akan terionisasi sebagian, sedangkan natrium asetat akan terionisasi sempurna. Jika terdapat a mol asam asetat dan g mol natrium asetat, maka susunan reaksinya sebagai berikut. CH 3 COOH (aq) D CH 3 COO - (aq) + H + (aq) Mula-mula a - - mol Reaksi -α +α +α mol  Akhir a- α α α mol CH 3 COONa (aq) → CH 3 COO - (aq) + Na + (aq)  Mula-mula g - - mol Reaksi -g +g +g mol  Akhir - g g mol Reaksi kesetimbangan asam asetat mempunyai harga tetapan ionisasi (Ka) adalah: sehingga Berdasarkan kedua reaksi di atas, persamaan tetapan ionisasi Ka, ion CH 3 COO - berasal dari garam dapat mendorong kesetimbangan menuju ke arah kiri, sehingga jumlah mol CH 3 COOH bertambah. Jumlah CH 3 COOH yang terionisasi sebesar (a - α) mol dan jumlah ion CH 3 COO - adalah (g + α) mol. Namun karena α sangat kecil nilai α diabaikan, sehingga mol CH 3 COOH = a mol dan mol CH 3 COO - = g mol. Dengan demikian, persamaan di atas dapat ditulis:  dengan V = volume larutan atau Keterangan: Ka = tetapan ionisasi asam a = jumlah mol asam penyangga g = jumlah mol basa konjugasi (garam)