Reaksi Asam BasaMerupakan reaksi kimia yang terjadi antara asam dengan basaBeberapa ilmuan telah memberikan definisi tentang konsep asam basaMeskipun beberapa definisi terlihat kurang jelas dan berbeda satu sama lain, tetapi definisi-definisi tentang asam basa tersebut saling melengkapi

TEORI ASAM BASASecara Umum :

ASAM : Cairan berasa asam dan dapat memerahkan kertas lakmus biru.

BASA : Cairan berasa pahit dan dapat membirukan kertas lakmus merah.

GARAM : Cairan yang berasa asin.

ASAL USUL TEORI ASAM BASA Lavoisier (1776) mengemukakan teori asam yang hanya terfokus pada asam oksi seperti

HNO3 dan H2SO4. sedangkan asam-asam hidro halida tidak dapat didefinisikan Sir Humphry Davy (1810)memberikan istilah asam untuk senyawa hidrohalida meskipun

kurang terstruktur

Terdapat 7 teori Asam Basa yang masih dikenal :

Teori Pelarut Teori Lux-Flood Teori Usanovich Teori Pearson

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 -

Teori Arrhenius TeoriBronstead-Lowry Teori Lewis

TeoriPelarut

Teori Lux-Flood

Meskipun teori Arrhenius benar, pengajuan desertasinya mengalami hambatan berat karena profesornya tidak tertarik padanya. Desertasinya dimulai tahun 1880, diajukan pada 1883, meskipun diluluskan teorinya tidak benar. Setelah mendapat bantuan dari Van’ Hoff dan Ostwald pada tahun 1887 diterbitkan karangannya mengenai asam basa. Akhirnya dunia mengakui teori Arrhenius pada tahun 1903 dengan hadiah nobel untuk ilmu pengetahuan.

Sampai sekarang teori Arrhenius masih tetap berguna meskipun hal tersebut merupakan model paling sederhana. Asam dikatakan kuat atau lemah berdasarkan daya hantar listrik molar. Larutan dapat menghantarkan arus listrik kalau mengandung ion, jadi semakin banyak asam yang terionisasi berarti makin kuat asamnya. 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-LOWRYAsam 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 -

asambasa 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 asa m konjugasi basa konjugasi

HF merupakan pasangan dari F - dan H 2 O merupakan pasangan dari H 3 O + .

Air mempunyai sifat ampiprotik karena dapat sebagai basa dan dapat sebagai asam.

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 konyugasi.H 3 O+ dengan H 2 O merupakan pasangan asam-basa konyugasi.

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 konyugasi.

Pada contoh di atas terlihat bahwa air dapat bersifat sebagai asam (proton donor) dan sebagai basa (proton akseptor). 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 a

Asam :akseptorpasanganelektron

Basa :donor pasanganelektorn

Asam Lewis

Konsep pH Merupakan nilai derajat keasaman /kebasaan dari suatu larutan pH menujukkan Aktivitas ion Hidrogen dalam larutan Diperkenalkan oleh sØrensen (1909) Untuk derajat kebasaan dikenal dengan pOH Dirumuskan :

pH = - Log [H+] dan pOH = -Log [OH-]

Karena pada air yang netral

[H+] = [OH-]= 10-7 maka

pH = pOH = 7 (netral) pH < 7 atau pOH > 7 bersifat asam pH > 7 atau pOH < 7 bersifat basa

pH dan pOH

[H+] = [OH-] NEUTRAL

[H+] > [OH-] ACIDIC

[H+] < [OH-] BASIC

SKALA pH

pH = - log [H+]

pOH = - log [OH-]

pH + pOH = 14

Kw = [H+] [OH-]

Contoh : pH Coca Cola = 3,12 Berapa [H3O+]

Jawab : pH = -log [H3O+]

log [H3O+] = - pH

[H3O+] = 10-pH (antilog)

= 10-3,12

= 7,6 x 10-4

KESETIMBANGAN ASAM

HA + H2O H3O+ + A-

Melibatkan penguraian / disosiasi dari suatua asam atau basa

CONTOH :

HCl H+ + Cl-

CH3COOH H + + CH3COO-

NH4 H+ + NH3

C6H5NH3+ H+ + C6H5NH2

Al (H2O)6]3+ H+ + [Al(H2O)5(OH-)]2+

ASAM KUAT DAN LEMAHContoh : HNO3, HCl, H2SO4,HClO4, HBr, HI, HBrO4

dan HIO4

Asam kuat terionisasi sempurna atau hampir sempurna dlm air (100%).

Asam lemah terionisasi kurang dari 100% dalam air.

Contoh : Asam asetat = CH3CO2H

• Asam kuat menghasilkan basa terkonjugasi yang lemah• Asam lemah menghasilkan basa terkonjugasi yang kuat• Asam kuat : H

2SO

4, HCl, HNO

3 dan HClO

4• Asam lemah : H

3PO

4, HNO

2, HOCl, asam organik

KEKUATAN ASAM DAN BASA NAMA ASAM BASA KONJUGAT

HClO4 ClO4

HCl Cl -

H2SO4 HSO4-

HNO3 NO3-

H3O+ H2O

H2SO3 HSO3-

H2SO4- SO4

2-

H3PO4- H2PO4-

HF F-

HC2H3O2 KEKUATAN C2H302- KEKUATAN

H2CO3 MENURUN HCO3- MENINGKAT

H2S HS-

HSO4- SO3

2-

HCN CN-

NH4+ NH3

HCO3- CO3

2-

HS- S2-

H2O OH-

NH3 NH2-

OH- O2-

KONSTANTA KESETIMBANGAN PADA ASAM LEMAH

Ka ASAM LEMAH < 1

pH : 2 – 7

Kaitan antara Ka dengan pH

Pada jumlah molar yang sama, pH Asam lemah lebih tinggi dari pH asam kuat.

KESETIMBANGAN PADA ASAM

DISSOSIASI ASAM LEMAH TIDAK SEMPURNA

CONTOH : Berapa pH larutan 1 M HF, diketahui Ka = 7,2 x 10-4

Jawab : HF (aq) H+(aq) + F-(aq) Ka= 7,2 x10-4

H2O (l) H+(aq) + OH-(aq) Kw= 1,0 x10-14

MENGHITUNG PERSENTASE ZAT YANG TERDISOSIASI KONSENTRASI

PERSENTASE ZAT YANG TERURAI

TERDISOSIASI (α) = ----------------------------- X 100 %

KONSENTRASI

ZAT SEMULA

CONTOH : BERAPA PERSENTASE TERDISSOSIASI PADA LARUTAN 1 M HF . DIKETAHUI [H+] PADA KEADAAN SETIMBANG = 2,7 . 10-2

Kaitan antara Ka dengan α

Dimana : α = derajat disosiasi

Ka = konstanta asam

Ca = konsentrasi awal asam

KONSTANTA KESEIMBANGANBASA LEMAH

Kb BASA LEMAH < 1 pH : 7 - 12

KONSTANTA BASA BASA SEBAGAI ASEPTOR PROTON

KONSTANTA DISSOSIASI :

B (aq) + H2O (l) BH+(aq) + OH- (aq)

[BH+] [OH-]

Kb = ----------------

[B]

KESETIMBANGAN BASAContoh lain :

HITUNG pH DARI 5,0 X 10-2 NaOH

JAWAB :

pOH = - log [OH-]

= - log 5,0 x 10-2 = 1,3

pOH + pH = 14

jadi pH = 14 – 1,3

= 12,7

Hubungan Ka, Kb, [H3O] dan pH

ASAM MONOPROTIK DAN DIPROTIK

Asam monoprotik : mendonor 1 proton

contoh : HF, HCl, HNO3

Asam poliprotik : mendonor lebih dari 1 proton

Asam diprotik : mendonor 2 proton, contoh : H2SO4.

H2SO4 + H2O HSO4- + H3O+

HSO4- + H2O SO4

2- + H3O+

KESETIMBANGAN ASAM DAN BASA

Asam dan basa lemah hanya bereaksi sebagian dengan air, sehingga untuk menghitung pH larutannya kita menggunakan Ka atau Kb serta hukum kesetimbangan kimia

Asam Lemah

Asam lemah mempunyai nilai Ka lebih kecil dari 1. Nilai pKa mulai dari nol untuk asam lemah yang paling kuat dan terus bergerak naik.

Bila asam lemah dilarutkan dalam air, konsentrasi awalnya diketahui, tetapi reaksi sebagiannya dengan air menghabiskan sejumlah HA dan menghasilkan A- dan H3O+

Basa lemah

Penjelasan asam lemah mirip dengan basa lemah

Kb = ketetapan kesetimbangan basa

Basa lemah bereaksi dengan air untuk menghasilkan OH-

Jumlah ion yang dihitung [OH-]

Kb dari basa lemah lebih kecil dari 1 dan semakin lemah suatu basa, semakin kecil nilai Kb-nya

Hidrolisis

Hidrolisis adalah istilah umum yang diberikan untuk reaksi suatu zat dengan air, dan hidrolisis diterapkan secara khusus pada reaksi dimana pH berubah dari 7 pada saat pelarutan suatu garam dalam air.

Penjelasan lengkapnya pada reaksi hidrolisis amonium klorida

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

Hal ini menjelaskan mengapa pH larutan amonium klorida < 7 (asam)

Hidrolisis tidak terjadi pada semua ion, hanya dengan ion-ion yang merupakan asam konjugat dari basa lemah dan basa konjugat dari asam lemah.

Hal ini menjelaskan mengapa NaF bersifat sedikit basa dan NaCl bersifat netral