Asam dan Basa

 A. Larutan Asam dan Basa

Asam dan Basa adalah salah satu sifat larutan  yang sering kita jumpai dalam kehidupan, sebagai contoh larutan asam yang dapat ditemukan di sekitar kita adalah asam cuka, asam sitrus, asam jawa dan masih banyak lagi. Di dalam tubuh juga memproses asam lambung.
Berdasarkan sifat keasamanya, larutan dibedakan menjadi tiga golongan yaitu sifat asam, basa, dan netral.

Uji keasaman larutan dapat dilakukan dengan menggunkan alat yang disebut indikator. Indikator asam-basa dapat dijumpai dalam berbagai macam bentuk, salah satunya berupa zat warna yang mampu menunjukan perbedaan warna dalam larutan asam maupun basa. penggunaan indikator sangatlah praktis, salah satunya adalah kertas lakmus. lakmus akan berwarna merah dalam larutan asam dan berwarna biru dalam larutan basa. Sifat asam-basa juga bisa dapat diukur alat dengan alat ukur pH meter. Tingkat keasamaan larutan dapat ditunjukan melalui skala dalam pH meter, larutan asam mempunyai pH < 7 , larutan basa mempunyai pH > 7 sedangkan larutan netral pH=7.

 B. Teori Asam Basa Menurut Arrhenius

Ilmuan dari Swedia yang bernama Svante August Arrhenius ( 1859-1927 ) pada tahun 1884 berhasil menemukan konsep tentang asam dan basa. Berdasarkan penemuannya asam dan basa adalah zat yang jika dilarutkan dalam air akan menghasilkan ion H+. Sedangkan basa adalah zat yang dilarutkan ke air akan menghasilkan ion OH-. 

Dari persamaan reaksi tersebut terlihat bahwa zat asam akan terionisasi menghasilkan H+. Jumlah H+ yang dihasilkan oleh satu molekul asam adalah valensi asam, sedangkan ion negatif yang dihasilkan setelah H+ terbentuk adalah ion sisa asam. 
Arrhenius mendefinisikan basa sebagai zat yang dilarutkan ke air menghasilkan ion OH-



C. Kekuatan Asam dan Basa

Asam dan basa yang terionisasi membentuk H+ dan OH- merupakan reaksi kesetimbangan. Sifat keasaman suatu zat memiliki kekuatan yang berbeda-beda, dan kekuatannya dinyatakan dalam bentuk tetapan kesetimbangan. Untuk zat yang besifat asam, kekuatan asamnya dinyatakan dalam tetapan ionisasi asam (Ka) sedangkan untuk basa dinyatakan dalam tetapan kesetimbangan basa (Kb). Kekutan asam dan basa suatu zat, ditentukan melalui banyak sedikitnya ion H+ dan OH- yang dilepaskan dan nilai derajat ionisasi/disosiasi α .

D. Teori Asam Basa Menurut Bronsted

Definisi yang lebih luas diusulkan oleh ahli kimia Denmark johannes bronsted pada tahun 1932 asam bronsted adalah donor proton dan basa bronsted adalah akseptor proton. definisi ini tidak memerlukan asam dan basa dalam larutan air, hanya saja asam menyumbangkan proton dan basa menerima satu.
Asam hidroklorat adalah asam bronsted karena ia menyumbangkan proton dalam air.

Karenanya, hidrogen klorida adalah asam karena ketika bereaksi dengan amonia, molekul HCl menyumbangkan proton ke molekul NH3. sama halnya, amonia adalah basa karena molekul NH3 menerima proton. bahkan ketika air adalah pelarut, ahli kimia menggunakan definisi Bronsted-Lowry lebih sering daripada definisi Arrhenius. dengan demikian, reaksi antara hidrogen klorida dan air untuk membentuk ion hidronium (H3O +) dan ion klorida (Cl-), yang merupakan reaksi transfer proton lain, jelas merupakan reaksi basa asam bronsted-lowry. molekul HCl adalah asam dalam reaksi, dan molekul air adalah basa. Molekul HCl bertabrakan dengan molekul air dan transfer proton selama tumbukan.



E. Asam Basa Konjungasi

Konsep pasangan asam-basa konjugasi, yang dapat didefinisikan sebagai asam dan basa konjugasi atau basa dan asam konjugasinya, muncul dari definisi asam dan basa Bronsted. basa konjugasi dari asam bronsted adalah spesies yang tersisa setelah asam menyumbangkan proton. sebaliknya, asam konjugasi dihasilkan dari penambahan proton ke basa bronsted. setiap asam bronsted memiliki basa konjugasi, dan setiap basa bronsted memiliki asam konjugasi. misalnya, ion klorida (Cl-) adalah basa konjugasi yang terbentuk dari asam HCl dan H2O adalah basa konjugasi dari asam H3O + (ion hidronium). serupa ionisasi asam asetat dapat direpresentasikan sebagai berikut

CH3COOH(aq) + H2O2(l) --> CH3COO-(aq) + H3O+(aq)

subskrip 1 dan 2 menunjuk dua pasangan asam-basa konjugasi. dengan kata lain, ion asetat (CH3COO) adalah basa konjugasi CH3COOH dan H3O + adalah asam konjugasi H2O. baik ionisasi HCl maupun ionisasi CH3COOH adalah contoh reaksi asam basa bronsted.

F. Asam Basa Menurut Lewis

Pada tahun 1923, G. N. Lewis mengemukakan teori asam basa yang lebih luas dibanding kedua teori sebelumnya dengan menekankan pada pasangan elektron yang berkaitan dengan struktur dan ikatan. Menurut definisi asam basa Lewis,

  • asam adalah akseptor pasangan elektron.
  • basa adalah donor pasangan elektron.
Berdasarkan definisi Lewis, asam yang berperan sebagai spesi penerima pasangan elektron tidak hanya H+. Senyawa yang memiliki orbital kosong pada kulit valensi seperti BF3 juga dapat berperan sebagai asam. Sebagai contoh, reaksi antara BF3 dan NH3 merupakan reaksi asam–basa, di mana BF3 sebagai asam Lewis dan NH3 sebagai basa Lewis. NH3 memberikan pasangan elektron kepada BF3 sehingga membentuk ikatan kovalen koordinasi antara keduanya.

Kelebihan definisi asam basa Lewis adalah dapat menjelaskan reaksi-reaksi asam–basa lain dalam fase padat, gas, dan medium pelarut selain air yang tidak melibatkan transfer proton. Misalnya, reaksi-reaksi antara oksida asam (misalnya CO2 dan SO2) dengan oksida basa (misalnya MgO dan CaO), reaksi-reaksi pembentukan ion kompleks seperti [Fe(CN)6]3−, [Al(H2O)6]3+, dan [Cu(NH3)4]2+, dan sebagian reaksi dalam kimia organik. Contoh reaksi asam-basa Lewis
 HCN(aq) + H2O(l) ⇌ CN−(aq) + H3O+(aq)





Referensi

McGraw-Hill Internasional Edition
www.wiley.com/college/brady internasional student version fifth edition
Ensiklopedia KIMIA 3




Komentar

Posting Komentar