Reaksi Asam Basa Merupakan reaksi kimia yang terjadi antara asam dengan basa Beberapa ilmuan telah memberikan definisi tentang konsep asam basa Meskipun beberapa definisi terlihat kurang jelas dan berbeda satu sama lain, tetapi definisi-definisi tentang asam basa tersebut saling melengkapi
TEORI ASAM BASA Secara 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 Arrhenius
TeoriBronsteadLowry
Teori Lewis
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 -
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 b antuan 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 me skipun 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 me rupakan 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 pe larut, 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 me ngajukan 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 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 ber ikut: 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 BronstedLowry, termasuk kimia Organik misalnya: CH 3+ + C 6 H 6⇄C 6 H 6 CH 3+ 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 NH4
H+ +
CH3COO-
H+ + NH3
C6H5NH3+ Al (H2O)6]3+
H+ + C6H5NH2 H+ + [Al(H2O)5(OH-)]2+
ASAM KUAT DAN LEMAH Contoh : 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 SO , HCl, HNO dan HClO 2
•
4
3
4
Asam lemah : H PO , HNO , HOCl, asam organik 3
4
2
KEKUATAN ASAM DAN BASA
NAMA ASAM
BASA KONJUGAT
HClO4
ClO4
HCl
Cl
H2SO4 HSO4
-
-
HNO3 H3O
-
NO3
+
H2O -
H2SO3
HSO3
-
2-
H2SO4
SO4
-
H3PO4
H2PO4-
HF
F
-
-
HC2H3O2
KEKUATAN
C2H302
H2CO3
MENURUN
HCO3
-
-
H2S
HS
-
SO3
HSO4
2-
-
HCN
CN
+
NH4
NH3 -
2-
HCO3 CO3 HS
-
2-
S
-
H2O NH3 OH
-
OH -
NH2 O
2-
KEKUATAN MENINGKAT
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) H2O (l)
H+(aq) + F-(aq) Ka= 7,2 x10-4 H+(aq) + OH-(aq) Kw= 1,0 x10-14
MENGHITUNG PERSENTASE ZAT YANG TERDISOSIASI KONSENTRASI PERSENTASE TERDISOSIASI (α) =
ZAT YANG TERURAI ----------------------------- 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 KESEIMBANGAN BASA 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 BASA Contoh 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 : H 2SO4.
H2SO4 + H2O
HSO4- + H3O+
HSO4- + H2O
SO42- + H3O+
KESETIMBANGAN ASAM DAN BASA
Asam dan basa lemah hanya bereaksi sebagian dengan air, sehingga untuk menghitung pH larutannya kita menggunakan K a 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
