teori asam basa

Teori Asam dan Basa Arrhenius

Menurut Arrhenius,
Asam adalah zat yang apabila dilarutkan dalam air dapat menghasilkan ion H+. Akibat kelebihan ion H+ maka air yang sudah ditambahkan zat asam disebut sebagai larutan asam.
reaksi ionisasi zat asam dalam air adalah sebagai berikut:

Berikut adalah tabel yang menyajikan berbagai jenis asam dan reaksi ionisasinya.

Basa adalah zat yang apabila dilarutkan dalam air dapat menghasilkan ion OH-. Akibat kelebihan ion OH- maka air yang sudah ditambahkan zat basa disebut sebagai larutan basa.
reaksi ionisasi zat basa dalam air adalah sebagai berikut:

Berikut adalah tabel yang menyajikan berbagai jenis basa dan reaksi ionisasinya.

 

Pengertian Asam

Asam menurut Arrhenius adalah zat yang apabila dilarutkan dalam air akan menghasilkan ion H⁺ (atau H₃O⁺)

Contoh : HCl, CH₃COOH, H₂SO₄

HCl -> H⁺ + Cl^-

CH3COOH -> CH₃COO^- + H⁺

H₂SO₄ -> H⁺ + SO₄^2-

Asam Arrhenius dibagi menjadi macam-macam, tergantung jumlah ion H⁺ dan rumus kimianya.

Macam-macam asam menurut rumus kimianya terbagi menjadi 3 jenis, yaitu :

1. Asam non-oksi

Asam non-oksi adalah asam yang tidak mengadung oksigen dalam rumus kimianya.

Contoh : HF, HCl, HBr, HI

2. Asam oksi

Asam oksi adalah asam yang mengandung oksigen dalam rumus kimianya.

Contoh : H₂SO₄, H₃PO₃, HClO, H₃PO₄

3. Asam organik

Asam oksi pada umumnya berada di senyawa organik.

Contoh : C₂H₅COOH, CH₃COOH

Macam-macam asam menurut jumlah ion H⁺ :

1. Asam monoprotik adalah asam dalam pelarut air menghasilkan atau melepaskan 1 ion H⁺

Contoh : HCl -> H⁺ + Cl^-

2. Asam diprotik adalah asam dalam pelarut air menghasilkan atau melepaskan 2 ion H⁺

Contoh : H₂SO₄ -> 2 H⁺ + SO₄^2–

3. Asam triprotik asam dalam pelarut air menghasilkan atau melepaskan 3 ion H⁺

Contoh : H₃PO₄ -> 3 H⁺ + PO₄^3-

Macam-macam asam berdasarkan derajat ionisasi asam di dalam larutan air :

1. Asam kuat, adalah asam yang mengalami proses ionisasi sempurna atau derajat ionisasinya 1 atau mendekati 1. Contoh : HNO₃, H₂SO₄, HCl

2. Asam lemah, adalah asam yang mengalami ionisasi sebagian dan besarnya derajat ionisasi kecil. Contoh : CH₃COOH, HCOOH, HCN

Teori Asam Basa Arrhenius 

 Pengertian Basa

Basa menurut Arrhenius adalah zat yang apabila dilarutkan dalam air menghasilkan ion OH^-

Contoh : Mg(OH)₂, NaOH, NH₃

Macam-macam basa berdasarkan jumlah ion OH^- :

1. Basa Monohidroksi adalah basa yang melepaskan 1 ion OH^-

Contoh : LiOH, KOH, NaOH

2. Basa Polihidroksi adalah basa yang melepaskan lebih dari 1 ion OH^-

Contoh : Al(OH)₃, Fe(OH)₂, Zn(OH)₂

http://daddysunsek.com/kimia-kelas-xi/teori-asam-basa-arrhenius-kimia-sma-kelas-xi-semester-2

Teori Asam Basa Brønsted-Lowry

Johannes Bronsted dan Thomas Lowry pada tahun 1923, menggunakan asumsi sederhana yaitu: Asam memberikan ion H⁺ pada ion atau molekul lainnya, yang bertindak sebagai basa. Contoh, disosiasi air, melibatkan pemindahan ion H⁺ dari molekul air yang satu dengan molekul air yang lainnya untuk membentuk ion H₃O⁺ dan OH^-
2H₂O(l) → H₃O⁺(aq) + OH^–(aq)
Reaksi antara HCl dan air menjadi dasar untuk memahami definisi asam dan basa menurut Brønsted-Lowry. Menurut teori ini, ketika sebuah ion H⁺ ditransfer dari HCl ke molekul air, HCl tidak  berdisosiasi dalam air membentuk ion H ⁺ dan Cl^-. Tetapi, ion H⁺ ditransfer dari HCl ke molekul air untuk membentuk ion H3O⁺, seperti berikut ini.
HCl(g) + 2H₂O(l) → H₃O⁺(aq) + Cl(aq)
Sebagai sebuah proton, ion H⁺ memiliki ukuran yang lebih kecil dari atom yang terkecil, sehingga tertarik ke arah yang memiliki muatan negatif yang ada dalam larutan. Maka, H⁺ yang terbentuk dalam larutan encer, terikat pada molekul air. Model Brønsted, yang menyebutkan bahwa ion H⁺ ditransfer dari satu ion atau molekul ke yang lainnya, ini lebih masuk akal daripada teori Arrhenius yang menganggap bahwa ion H⁺ ada dalam larutan encer.
Dari pandangan model Brønsted, reaksi antara asam dan basa selalu melibatkan pemindahan ion H⁺ dari donor proton ke akseptor proton. Asam bisa merupakan molekul yang netral.
HCl(g) + NH₃(aq) → NH₄⁺(aq) + Cl^–(aq)
Bisa ion positif
NH₄⁺(aq) + OH^–(aq) → NH₃(aq) + H₂O(l)
Atau ion negatif
H₂PO₄^–(aq) + H₂O(l) → HPO₄^2–(aq) + H₃O⁺(aq)
Senyawa yang mengandung hidrogen dengan bilangan oksidasi +1 dapat menjadi asam. Yang termasuk asam Brønsted adalah HCl, H₂S, H₂CO₃, H₂PtF₆,  NH4 ⁺, HSO4^- , and HMnO₄. .Basa Brønsted dapat diidentifikasi dari struktur Lewis. Berdasarkan model Brønsted, sebuah basa adalah ion atau molekul yang dapat menerima proton. Untuk memahami pengertian ini, lihat pada bagaimana suatu basa seperti ion OH menerima proton.
H₂PO₄^- (aq) + H₂O(l) → HPO₄^2–(aq) + H₃O⁺(aq)
Untuk membentuk ikatan kovalen dengan ion H⁺ yang tidak memiliki electron valensi, harus tersedia dua elektron untuk membentuk sebuah ikatan. Maka, hanya senyawa yang memiliki pasangan elektron bebas, yang dapat bertindak sebagai akseptor ion H⁺ atau basa Brønsted.
Model Brønsted menambah jenis zat yang dapat bertindak sebagai basa, baik yang berbentuk ion ataupun molekul, selama senyawa tersebut memiliki satu atau lebih pasangan elektron valensi tak berikatan dapat menjadi basa Brønsted.
Teori Brønsted menjelaskan peranan air pada reaksi asam-basa. Air terdisosiasi membentuk ion dengan mentransfer ion H⁺ dari salah satu molekulnya yang bertindak sebagai asam ke molekul air lain yang bertindak sebagai basa.
H₂O(l) + H₂O(l) → H₃O⁺(aq) + OH^–(aq)
Asam      basa
Asam bereaksi dengan air dengan mendonorkan ion H⁺ pada molekul air yang netral untuk membentuk ion H₃O⁺.
HCl(g) + H₂O(l) → H₃O⁺(aq) + Cl^–(aq)
asam      basa
Karena reaksi asam basa merupakan reaksi yang reversibel, bagian yang terbentuk ketika suatu asam kehilangan proton cenderung bersifat basa, dan bagian yang menerima proton cenderung bersifat asam. Sebuah asam dan sebuah basa yang dihubungkan oleh sebuah proton disebut pasangan asam basa konjugasi.
H –   A +   :B → B – H⁺ + A ^–
Asam         Basa    Asam     Basa
Sehingga pada:
H₂O(l) + H₂O(l) →H₃O+(aq) + OH^–(aq)
Asam     Basa        Asam             Basa
Terdapat pasangan asam basa konjugasi: H₂O – OH^- dan H₃O⁺- H2O, juga
dalam reaksi pelarutan HCl:
HCl(g) + H₂O(l) →H₃O⁺(aq) + Cl^–(aq)
Asam     Basa       Asam            Basa
dengan pasangan asam basa konjugasi: HCl-Cl^- dan H₃O⁺- H₂O
Model Brønsted bahkan dapat diperluas untuk reaksi yang tidak terjadi dalam larutan. Contoh yang paling klasik adalah reaksi antara gas hidrogen klorida dengan uap amoniak membentuk amonium klorida.Reaksi ini mencakup transfer ion H⁺ dari HCl ke NH₃ dan kemudian reaksi asam basa terjadi melalui fasa gas. Namun teori asam basa Brønsted-Lowry ini tidak dapat menjelaskan bagaimana suatu reaksi asam basa dapat terjadi tanpa adanya transfer proton dari asam ke basa. Kekurangan ini kemudian mendorong peneliti lain, yaitu G.N. Lewis untuk mendefinisikan lebih lanjut asam dan basa ini

Sang Ilmuwan
JOHANNES NICOLAUS BRØNSTED 1879- 1947)
ahir pada 22 Februari pada tahun 1879 di West Jutland Denmark. Brønsted, merupakan ahli kimia fisik yang dikenal dengan konsep asam basanya. merupakan perumus sifat katalik dan kekuatan asam basa. Ia sangat tertarik mempela ari termodinamika,dan men adi perintis studi termodinamika tentang interkonversi modifikasi belerang, namun ia juga menger akan penelitian dalam bidang larutan  lektrolit. Pada tahun 1903 ia menikah dengan Charlotte Lou se Warberg, yang merupakan ahli teknik perempuan pertama yang ada di Denmark

 Menurut Bronsted-Lowry, dalam reaksi yang melibatkan transfer proton,asam adalah spesi yang bertindak sebagai donor (pemberi) proton, sedangkan basa adalah spesi yang bertindak sebagai akseptor (penerima)  proton.

Perhatikan reaksi berikut:
NH3+ H2O <-> NH4+ + OH-
Pada reaksi di atas, untuk reaksi ke arah kanan, terlihat bahwa reaktan H2O berubah menjadi OH-dengan cara memberikan 1 proton (H+)nya kepada NH3. Dalam hal ini, H2O disebut sebagai asam karena berlaku sebagai pemberi proton. Sedangkan NH3 yang telah menerima proton disebut sebagai basa.
Sekarang perhatikan reaksi ke arah kiri. NH4+ mendonorkan protonnya kepada OH-, sehingga NH4+ berubah menjadi NH3. Dalam hal ini NH4+ berlaku sebagai asam (pendonor proton) dan OH- sebagai basa (akseptor atau penerima  proton).
Penjelasan di atas dapat diringkas sebagai:              
 H2O         <->        OH-
Asam 1                 Basa 1

NH3              <->        NH4+
Basa 2                   Asam 2

NH3 +   H2O    <->   NH4+   +       OH-
Basa2   Asam 1     Asam2         Basa 1

Pasangan asam 1-basa 1 dan basa 2 – asam 2 di atas biasa disebut sebagai pasangan asam basa konjugasi.
OH- adalah basa konjugasi dari H2O. Disebut basa konjugasi karena dapat membentuk asam lagi dengan cara menerima proton. Sebaliknya, H2O adalah asam konjugasi dari OH-.
Catatan:
H2O pada reaksi di atas dapat berlaku sebagai asam maupun basa. Sifat ini dinamakan amfiprotik.

Teori Asam Basa lewis

Teori asam basa Lewis sangat baik untuk mengidentifikasi sifat suatu reaksi dalam berbagai pelarut yang mengandung hidrogen yang dapat terion. Tetapi, konsep ini tidak dapat menjelaskan suatu reaksi yang tidak melibatkan transfer ion hidrogen. Lewis mengusulkan konsep asam basa berkaitan dengan donor pasangan elektron. Menurut Lewis, asam didefinisikan sebagai penerima pasangan elektron dan basa sebagai donor pasangan elektron. Reaksi antara boron trifluorida dengan amonia menurut teori ini merupakan reaksi asam-basa; dalam hal ini boron trifluorida berindak sebagai asam dan amonia sebagai basa. Dengan menggunakan diagram dot-elektron, persamaan reaksi kedua spesies ini dapat dituliskan sebagai berikut:

Di dalam kulit valensi atom pusat N dalam molekul NH₃, terdapat tiga pasang elektron ikatan (N-H) dan satu pasang elektron menyendiri, sedangkan untuk atom pusat B alam molekul BF₃ terdapat tiga pasang elektron ikatan (B-F). Sepasang elektron menyendiri atom elektron non bonding ini dapat disumbangkan kepada atom pusat B untuk kemudian dimiliki bersama-sama, Dengan demikian terjadi ikatan kovalen koordinat B-N dan struktur yang terjadi berupa dua bangun tetrahedron bersekutu pada salah satu sudutnya.

Banyak dijumpai reaksi asam-basa Lewis yang paralel dengan reaksi asam-basa Brønsted-Lowry dan diantaranya berlangsung dalam pelarut bukan air. Cairan murni yang dapat terukur hantaran listriknya misalnya bromin trifluorida, BrF₃, tentu mengandung ion-ion. Spesies ini mengalami swa-ionisasi dengan menghasilkan kation BrF₂⁺ dan anion BrF₄^- menurut persamaan reaksi:

2 BrF₃ (l) BrF₂⁺ (BrF₃ ) + BrF₄^- (BrF₃ ) (aq)

Spesies [BrF₂][SbF₆] dan Ag[BrF₄] telah berhasil ditemukan, dan dalam sistem pelarut cairan BrF₃ (l) masing-masing bersifat asam dan basa. Oleh karena itu keduanya bereaksi menurut reaksi netralisasi Lewis sebagai berikut:

[BrF₂][SbF₆]  (BrF₃ ) + Ag[BrF₄] Ag[SbF₆] (BrF₃ ) + 2 BrF₃ (l)

PERTANYAAN :

1. BAGAIMANA PENENTUAN ASAM BASA SUATU SENYAWA PADA KONSEP ASAM BASA ARHENIUS ? 

Arrhenius berpendapat bahwa dalam air, larutan asam dan basa akan mengalami penguraian menjadi ion- ionnya dan kekuatan asam dalam air tergantung pada konsentrasi ion-ion hidrogen di dalamnya.a.    Asam

Asam adalah suatu zat yang bila dilarutkan ke dalam air akan menghasilkan ion  hidrogen (H+). Asam umumnya merupakan senyawa kovalen. Misalnya gas hidrogen klorida yang merupakan senyawa kovalen, tetapi apabila dilarutkan kedalam air akan terurai menjadi ion  - ionnya. Perhatikan contoh asam berikut.

 Ion H+ tidak berupa proton bebas akan tetapi terikat pada molekul air, membentuk H3O+ (aq) (ion hidronium). Akan tetapi untuk kepastian di sini kita akan menuliskannya sebagai H+ saja. Perlu diingat bahwa yang menyebabkan sifat asam adalah ion H+. Oleh karena itu, senyawa seperti etanol (C2 H5 OH), gula pasir (C12H22O11­), meskipun mengandung atom hidrogen tetapi tidak bersifat asam, sebab tidak dapat melepaskan ion H+ ketika dilarutkan kedalam air. Namun ada senyawa yang tidak mempunyai atom hidrogen tetapi bersifat asam yaitu beberapa oksida bukan logam, sebab mereka dapat bereaksi dengan air menghasilkan ion H+. Oksida semacam ini disebut oksida asam.

 Tabel 1.2. Basa dan ionisasinya dalam air.

 

Berdasarkan jumlah gugus OH yang diikat, senyawa basa dikelompokkan dalam beberapa jenis yaitu :
1.    Basa monohidroksi, yaitu senyawa basa yang memiliki satu gugus OH-, contoh: NaOH(aq), KOH(aq) dan NH4OH(aq)
2.    Basa dihidroksi, yaitu senyawa basa yang memiliki dua gugus OH-
contoh: CaH2 (aq) dan Ba(OH)2 (aq)
3.    Basa trihidroksi, yaitu senyawa basa yang memiliki tiga gugus OH-,
contoh: Al(OH)3 (aq) dan Fe(OH)3 (aq)

2. BAGAIMANA TINGKAT KEASAAMAN PADA KONSEP BRONSTED LOWRY ?

 Kekuatan asam (definisi asam bronsted) ditentukan berdasarkan tingkat ionisasi molekul asam tersebut untuk melepaskan proton. Secara kuantitatif hal ini dinyatakan dalam ukuran Ka atau pKa.
Asam kuat : jenis asam yang apabila di dalam air, akan terionisasi melepaskan proton lebih dari 99,99 %.
contohnya : asam sulfat (H2SO4), asam klhorida (HCl), asam bromida (HBr), asam iodida (HI), asam nitrat (HNO3), atau asam perkhlorat (HClO4)
Asam lemah : jenis asam yang tingkat ioniasinya relatif kecil.
contohnya : semua jenis asam organik (asam asetat, asam formiat dll), phenol, ethanol, hidrogen fluorida

Asam kuat sering digunakan sebagai bahan untuk melarutkan logam. Jika diinginkan kekuatan pelarutan lebih kuat lagi, dapat digunakan beberapa campuran asam kuat seperti akuaregia atau air raja (campuran HNO3 dan H2SO4) dan larutan piranha (campuran HNO3, H2SO4 dan H2O2).

3. MENGAPA PADA REAKSI NH3 DAN BF3, SENYAWA NH3 TERMASUK BASA LEWIS DAN NH3 TERMASUK ASAM LEWIS ?

NH₃ memiliki sepasang elektron bebas yang dapat disumbangkan pada senyawa BF₃, dengan demikian NH₃ merupakan basa Lewis dan BF₃ merupakan asam Lewis.

Setiap zat yang mampu mendonorkan pasangan elektron bebasnya merupakan basa Lewis, contohnya yaitu ion halida (Cl^-, F^-, Br^-, I^-), amonia, ion hidroksida, molekul air, senyawa yang mengandung unsur N, O, atau S , seyawa golongan eter, keton, serta molekul CO₂. Gambar berikut ini merupakan senyawa atau ion yang dapat bertindak sebagai basa Lewis beserta pasangan elektron bebasnya.

                 

Sedangkan setiap zat yang memiliki kemampuan untuk menerima pasangan elektron bebas merupakan asam Lewis, contohnya yaitu H⁺, B₂H₆, BF₃, AlF₃, ion logam transisi yang bisa mebentuk ion kompleks seperti Fe²⁺, Cu²⁺, Zn²⁺, dan sebagainya. Berikut ini merupakan contoh reaksi asam basa Lewis lainnya: