Asam Basa

Teori Asam Basa

1.      Teori Asam Basa Arrhenius

Pada tahun 1884 seorang ahli kimia Swedia, Svante August Arrhenius(1859-1927) mendefinisikan asam dan basa. Menurutnya asam adalah senyawa-senyawa yang mengandung hidrogen dan menghasilkan ion-ion hidrogen( H⁺) ketika dilarutkan dalam air. Demikian juga Arrhenius mengemukakan bahwa basa di definisikan sebagai senyawa-senyawa yang menghasilkan ion-ion hidroksida (OH^-) ketika dilarutkan dalam air. (Eksakta, 2013)

Contoh –contoh reaksi asam yang dilarutkan dalam air adalah sebagai berikut:

Contoh lain dari Asam Arrhenius bisa dilihat dalam tabel berikut:

Dari berbagai contoh diatas, hasil dari disosiasi berupa ion H⁺. Namun pada kenyataannya, ion H⁺ tidak ada yang berupa ion bebas. Ion H⁺ akan bereaksi dengan molekul air disekitarnya membentuk ion H₃O⁺

H​⁺​​(aq)+H​₂​​O(l)→H​₃​​O​+​​(aq)

Sehingga reaksi lengkap yang terjadi pada disosiasi adalah sebagai berikut

Namun untuk menyingkatnya agar lebih pendek dan mudah diingat, reaksi disosiasi menjadi sebagai berikut:

Secara umum tidak ada yang salah untuk pengunaan kedua reaksi diatas dalam menunjukan disosiasi (Lee, 2017)

Menurut Arrhenius, suatu zat dikatakan basa jika dilarutkan dalam air menghasilkam ion OH^- sebagai contoh yaitu disosiasi NaOH.

Ketika NaOH dibuat menjadi larutan maka NaOH terdisosiasi menjadi ion Na⁺ dan ion OH^-.

Contoh-contoh reaksi basa ketika dilarutkan dalam air adalah sebagai berikut

Dari beberapa contoh diatas, kebanyakan terlihat bahwa ion OH^- berasal dari zat yang dilarutkan tersebut. Namun, untuk beberapa zat yang tanpa gugus OH^- pada rumus kimiaya pun juga dapat bersifat basa. Asalkan ketika dilarutkan kedalam air menghasilkan ion OH^-. Sebagai contoh yaitu senyawa amonia dengan rumus kimia NH₃. Amonia juga merupakan suatu basa karena ketika dilarutkan dalam air terbentuk ion OH^-

   2. Teori Asam Basa Brownsted Lowry

Kimiawan Denmark, Johannes Bronsted pada tahun 1923 menyatakan asam sebagai donor proton dan basa sebagai akseptor proton. Zat-zat yang berperilaku menurut definisi ini disebut asam Bronsted (Bronsted acid) dan basa Bronsted (Bronsted base). (Chang)

Asam-Basa Konjugasi kelanjutan dari teori Bronsted-Lowry adalah spesi yang telah mendonorkan proton akan memilki kemampuan untuk dapat menerima proton sehingga merupakan basa.Untuk basa yang terjadi dari karena hasil dari donor proton disebut basa konjugasi dari asam semula. Sedangkan untuk spesi yang menerima proton, akan memiliki kemampuan untuk mendonorkan proton dan biasa disebut asam konjugasi dari basa semula. Lebih jelasnya perhatikan gambar reaksi HCL dan air berikut:

Pada reaksi tersebut, HCL mendonorkan proton kepada air sehingga mengacu pada teori Brownsted-Lowry maka HCL merupakan asam. Namun, setelah HCL mendonorkan proton yang tersisa adalah ion Cl^- yang memiliki kemampuan untuk menerima proton atau suatu basa. Maka dari itu, Cl^- merupakan basa konjugasi dari HCl.

Kemudian karena air menerima proton dari HCl, sehingga air tersebut merupakan basa. Setelah air menerima proton akan terbentuk ion H₃O⁺ yang memiliki kemampuan untuk mendonorkan proton suatu asam. Maka dari itu ion H₃O⁺ merupakan asam konjugasi dari air. (Lee, 2017)

3. Teori Asam Basa Lewis

Pada tahun yang sama(1923), Lewis mengajukan pandangan yang berbeda terhadap teori asam basa. Ketika Brownsted-Lowry memandang bahwa yang berperan dalam suatu senyawa berupa asam atau basa karena suatu proton, Lewis memandang bahwa yang berperan dalam sifat asam atau basa suatu senyawa adalah karena pasangan elektron.

Pada teori asam basa Lewis, basa mendonorkan pasangan elektron dan asam menerima pasangan elektron. Asam Lewis adalah semua zat yang dapat menerima pasangan elektron bebas(akseptor pasangan elektron). Sedangkan Basa Lewis adalah zat yang dapat mendonorkan pasangan elektron bebas(donor pasangan elektron)

Asam Lewis

Asam Lewis adalah penerima pasangan elektron. Asam Lewis merupakan elektrofil karena tertarik pada elektron. Asam Lewis bermuatan positif (parsial) pada suatu senyawa. Contoh zat yang termasuk asam Lewis yaitu:

a.       Semua kation (Cu²⁺, Na⁺, Ca²⁺, Li⁺, Mg²⁺, dll)

b.      Atom, ion atau molekul yang oktet tidak lengkap (BF₃, AlF₃)

c.       Molekul yang atom pusatnya dapat memiliki elektron valensi lebih dari 8 (SiBr₄, SiF₄)

d.      Molekul yang memiliki ikatan rangkap dengan dua atom elektronegatif (CO₂)

Basa Lewis

Basa Lewis adalah pendonor pasangan elektron. Basa Lewis merupakan nuklofil karena menyukai untuk menyerang atom yang bermuatan positif pada suatu senyawa. Contoh zat yang termasuk basa Lewis adalah OH^-. CN^-, NH₃, dll.

Untuk lebih jelas memahami asam basa Lewis lihat gambar berikut

Reaksi H+ dan NH3

Pada gambar diatas terlihat bahwa NH₃ mendonorkan pasangan elektronnya untuk berikatan dengan H⁺. Maka dari itu yang bertindak sebagai basa Lewis adalah NH₃. Sedangkan H⁺ menerima pasangan elektron dari amonia sehingga merupakan asam Lewis.

Reaksi BF₃ dan NH₃

Pada reaksi BF₃ dan NH₃ yang berperan sebagai basa Lewis adalah amonia. Karena NH3 mendonorkan pasangan elektronnya untuk berikatan. Sedangkan yang berperan sebagai asam lewis yaitu BF₃. (Lee, 2017)