ASAM BASA

I.                   PENDAHULUAN

A.    Defenisi Asam dan Basa

1.      Asam

Asam (yang sering diwakili dengan rumus umum HA) secara umum merupakan senyawa kimia yang bila dilarutkan dalam air akan menghasilkan larutan dengan pH lebih kecil dari 7. Dalam definisi modern, asam adalah suatu zat yang dapat memberi proton (ion H⁺) kepada zat lain (yang disebut basa), atau dapat menerima pasangan elektron bebas dari suatu basa. Suatu asam bereaksi dengan suatu basa dalam reaksi penetralan untuk membentuk garam. Contoh asam adalah asam asetat (ditemukan dalam cuka) dan asam sulfat (digunakan dalam baterai atau aki mobil). Asam umumnya berasa masam; walaupun demikian, mencicipi rasa asam, terutama asam pekat, dapat berbahaya dan tidak dianjurkan.Istilah "asam" merupakan terjemahan dari istilah yang digunakan untuk hal yang sama dalam bahasa-bahasa Eropa seperti acid (bahasa Inggris), zuur (bahasa Belanda), atau Säure (bahasa Jerman) yang secara harfiah berhubungan dengan rasa masam. Dalam kimia istilah asam memiliki arti yang lebih khusus. Terdapat tiga definisi asam yang umum diterima dalam kimia, yaitu definisi Arrhenius, Bronsted-Lowry, dan Lewis.

§  Arrhenius: Menurut definisi ini, asam adalah suatu zat yang meningkatkan konsentrasi ion hidronium (H₃O⁺) ketika dilarutkan dalam air. Definisi yang pertama kali dikemukakan oleh Syante Arrhenius ini membatasi asam dan basa untuk zat-zat yang dapat larut dalam air.

§  Bronsted-Lowry: Menurut definisi ini, asam adalah pemberi proton kepada basa. Asam dan basa bersangkutan disebut sebagai pasangan asam-basa konjugat. Bronsted dan Lowry secara terpisah mengemukakan definisi ini, yang mencakup zat-zat yang tak larut dalam air (tidak seperti pada definisi Arrhenius).

§  Lewis: Menurut definisi ini, asam adalah penerima pasangan elektron dari basa. Definisi yang dikemukakan oleh Gilbert N.Lewis ini dapat mencakup asam yang tak mengandung hidrogen atau proton yang dapat dipindahkan, seperti besi(III) klorida. Definisi Lewis dapat pula dijelaskan dengan teori orbital molekul. Secara umum, suatu asam dapat menerima pasangan elektron pada orbital kosongnya yang paling rendah (LUMO) dari orbital terisi yang tertinggi (HOMO) dari suatu basa. Jadi, HOMO dari basa dan LUMO dari asam bergabung membentuk orbital molekul ikatan.

Walaupun bukan merupakan teori yang paling luas cakupannya, definisi Bronsted-Lowry merupakan definisi yang paling umum digunakan. Dalam definisi ini, keasaman suatu senyawa ditentukan oleh kestabilan ion hidronium dan basa konjugat terlarutnya ketika senyawa tersebut telah memberi proton ke dalam larutan tempat asam itu berada. Stabilitas basa konjugat yang lebih tinggi menunjukkan keasaman senyawa bersangkutan yang lebih tinggi.

Secara umum, asam memiliki sifat sebagai berikut:

• Rasa: masam ketika dilarutkan dalam air.
• Sentuhan: asam terasa menyengat bila disentuh, terutama bila asamnya asam kuat.
• Kereaktifan: asam bereaksi hebat dengan kebanyakan logam yaitu korosif terhadap logam.

§  Hantaran listrik: asam, walaupun tidak selalu ionic, merupakan elektrolit.

Dalam air, reaksi kesetimbangan berikut terjadi antara suatu asam (HA) dan air, yang berperan sebagai basa,

HA + H₂O ↔ A^- + H₃O⁺

Tetapan asam adalah tetapan kesetimbangan untuk reaksi HA dengan air:

Asam kuat mempunyai nilai K_a yang besar (yaitu, kesetimbangan reaksi berada jauh di kanan, terdapat banyak H₃O⁺; hampir seluruh asam terurai). Misalnya, nilai K_a untuk asam klorida (HCl) adalah 10⁷.

Asam lemah mempunyai nilai K_a yang kecil (yaitu, sejumlah cukup banyak HA dan A^- terdapat bersama-sama dalam larutan; sejumlah kecil H₃O⁺ ada dalam larutan; asam hanya terurai sebagian). Misalnya, nilai K_a untuk asam asetat adalah 1,8 × 10^-5.

Asam kuat mencakup asam halida - HCl, HBr, dan HI. (Tetapi, asam fluorida, HF, relatif lemah.) Asam-asam okso, yang umumnya mengandung atom pusat berbilangan oksidasi tinggi yang dikelilingi oksigen, juga cukup kuat; mencakup HNO₃, H₂SO₄, dan HClO₄. Kebanyakan asam organik merupakan asam lemah.

2. Basa

Definisi umum dari basa adalah senyawa kimia yang menyerap ion hidronium ketika dilarutkan dalam air.Basa adalah lawan dari asam, yaitu ditujukan untuk unsur/senyawa kimia yang memiliki pH lebih dari 7. Kostik merupakan istilah yang digunakan untuk basa kuat. jadi kita menggunakan nama kostik soda untuk natrium hidroksida (NaOH) dan kostik postas untuk kalium hidroksida (KOH). Basa dapat dibagi menjadi basa kuat dan basa lemah. Kekuatan basa sangat tergantung pada kemampuan basa tersebut melepaskan ion OH dalam larutan dan konsentrasi larutan basa tersebut.

Sifat-sifat basa yaitu:

1.      Kaustik

2.      Rasanya pahit

3.      Licin seperti sabun

4.      Nilai pH lebih dari air suling

5.      Mengubah warna lakmus merah menjadi biru

6.      Dapat menghantarkan arus listrik

Reaksi: Kalsium Hidroksida + Asam Sulfat ————> Kalsium Sulfat + Air

    Ca(OH)₂ (aq)   + H₂SO₄ ————> CaSO₄(aq) + 2H₂O (l)

B.     Kekuatan Asam Basa

Seperti yang telah diketahui sebelumnya bahwa asam basa itu dibedakan menjadi asam kuat dan asam lemah, serta basa kuat dan basa lemah. Ada beberapa hal yang dapat menyebabkan hal ini terjadi, yaitu:

a.       Derajat Ionisasi (α)

Menyatakan banyak sedikitnya zat elektrolit yang terion dalam larutan. Derajat ionisasi ini dapat ditentukan dengan cara membandingkan jumlah zat yang mengion dengan jumlah zat yang dilarutkan. Derajat ionisasi dapat diketahui dengan menggunakan rumus di bawah ini:

Jika zat terionisasi sempurna, maka derajat ionisasinya bernilai satu (α=1). Jika zat tidak dapat terionisasi, maka derajat ionisasinya bernilai nol (α=0). Sedangkan zat yang terionisasi sebagian, maka derajat ionisasinya kurang dari satu, sangat kecil (α<1).

Asam dapat dikelompokkan berdasarkan kekuatannya, yaitu:

·         Asam kuat yaitu asam yang derajat ionisasinya = 1 atau mengalami ionisasi sempurna. Misalnya : HCl, HBr, HI, HNO₃, dan HClO₄

·         Asam lemah yaitu asam yang derajat ionisasinya < 1 atau mengalami ionisasi sebagian. Misalnya : HCOOH, H₂CO₃, dan HCN

Sedangkan basa dapat dikelompokkan berdasarkan kekuatannya, yaitu:

·         Basa kuat yaitu basa yang derajat ionisasinya = 1 atau mengalami ionisasi sempurna. Misalnya : NaOH, KOH

·         Basa lemah yaitu basa yang derajat ionisasinya < 1 atau mengalami ionisasi sebagian. Misalnya : ammonia

b.      Derajat Keasaman (pH)

Konsentrasi ion H⁺ dalam larutan disebut derajat keasaman (pH). pH suatu larutan dapat ditentukan dengan menggunakan indikator pH (indikator universal) atau pH meter. Selain itu dapat juga diketahui dengan meramalkan pH larutan berdasarkan konsentrasi dan kekuatan asam basa yang bersangkutan.

Untuk asam, yang termasuk asam kuat adalah asam yang memiliki pH mendekati nol sedangkan asam lemah memiliki pH mendekati tujuh.Untuk basa, yang merupakan basa kuat adalah basa yang memiliki pH mendekati 14 sedangkan basa lemah adalah basa yang memiliki pH mendekati tujuh.

 Rumus pH dituliskan sebagai berikut :

Untuk air murni pada temperatur 25 °C :

[H⁺] = [OH^-] = 10^-7 mol/L

Sehingga pH air murni = – log 10^-7 = 7.

Atas dasar pengertian ini, maka :

·         x  Jika pH = 7, maka  larutan bersifat netral

·         x  Jika pH < 7, maka larutan bersifat asam

·         x  Jika pH > 7, maka larutan bersifat basa

·         x  Pada temperatur kamar : pKw = pH + pOH = 14

Telah disinggung dalam pembahasan sebelumnya bahwa asam terbagi menjadi dua, yaitu asam kuat dan asam lemah. Begitu juga pada larutan basa terbagi menjadi dua, yaitu basa kuat dan basa lemah. Pembagian ini sangat membantu dalam penentuan derajat keasaman (pH).

1. Asam kuat

Disebut asam kuat karena zat terlarut dalam larutan ini mengion seluruhnya (α = 1). Untuk menyatakan derajat  keasamannya, dapat ditentukan langsung dari konsentrasi asamnya dengan melihat valensinya.

Ketika asam dilarutkan dalam air, sebuah proton (ion hidrogen) ditransferkan ke molekul air untuk menghasilkan ion hidroksonium dan sebuah ion negatif tergantung pada asam yang digunakan.

Pada kasus yang umum :

Reaksi tersebut reversibel, tetapi pada beberapa kasus, asam sangat baik pada saat memberikan ion hidrogen yang dapat kita fikirkan bahwa reaksi berjalan satu arah. Asam 100% terionisasi.

Sebagai contoh, ketika hidrogen klorida dilarutkan dalam air untuk menghasilkan hidrogen klorida, sangat sedikit sekali terjadi reaksi kebalikan yang dapat ditulis:

Pada tiap saat, sebenarnya 100% hidrogen klorida akan bereaksi untuk menghasilkan ion hidroksonium dan ion klorida. Hidrogen klorida digambarkan sebagai asam kuat.

Asam kuat adalah asam yang terionisasi 100% dalam larutan.

Asam kuat lain yang biasa diperoleh adalah asam sulfat dan asam nitrat. Anda barangkali menemukan suatu persamaan untuk ionisasi yang dituliskan melalui sebuah bentuk yang disederhanakan:

Persamaan ini menunjukkan hidrogen klorida terlarut dalam air yang terpisah untuk memberikan ion hidrogen dalam larutan dan ion klorida dalam larutan.

Versi ini sering digunakan dalam pekerjaan ini hanya untuk menjadikan sesuatu terlihat lebih mudah. Jika anda menggunakannya, harus diingat bahwa air memang benar-benar terlibat, dan ketika menuliskan H⁺_(aq) yang dimaksudkan sebenarnya adalah ion hidroksonium, H₃O⁺.

Asam kuat dan pH

pH adalah ukuran konsentrasi ion hidrogen dalam larutan. Asam kuat seperti asam hidroklorida pada konsentrasi seperti yang sering anda gunakan di lab memiliki pH berkisar antara 0 sampai 1. pH yang lebih rendah, konsentrasi ion hidrogen lebih tinggi dalam larutan.

Penentuan pH

Penentuan pH asam kuat

Jika menentukan pH dari 0.1 mol dm^-3 asam klorida. Yang perlu dilakukan adalah menentukan konsentrasi ion hidrogen dalam larutan terlebih dahulu, dan kemudian mengubahnya menjadi bentuk pH dengan menggunakan kalkulator. Dengan menggunakan asam kuat hal ini sangatlah mudah.

Asam hidroklorida adalah asam kuat – terionisasi 100%. Tiap mol HCl bereaksi dengan air untuk menghasilkan 1 mol ion hidrogen dan 1 mol ion klorida.Hal ini berarti bahwa jika konsentrasi asam adalah 0.1 mol dm^-3, maka konsentrasi ion hidrogen juga 0.1 mol dm^-3. Gunakan kalkulator untuk mengubahnya ke dalam bentuk pH. Kalkulator menginginkan untuk menekan 0.1, dan kemudian tekan tombol "log".

log¹⁰ [0.1] = -1

Tetapi pH = – log¹⁰ [0.1]

- (-1) = 1

pH asam adalah 1.

Contoh : x  Hitung pH larutan dari 100 ml larutan 0.01 M HCl!

Jawab :

x  Hitung pH larutan dari 2 liter larutan 0.1 mol asam sulfat!

Jawab :

2. Asam lemah

Asam lemah adalah salah satu yang tidak terionisasi seluruhnya ketika asam lemah tersebut dilarutkan dalam air. Disebut asam lemah karena zat terlarut dalam larutan ini tidak mengion seluruhnya, α ≠ 1, (0 < α < 1). Penentuan besarnya derajat keasaman tidak dapat ditentukan langsung dari konsentrasi asam lemahnya (seperti halnya asam kuat). Penghitungan derajat keasaman dilakukan dengan menghitung konsentrasi [H⁺] terlebih dahulu dengan rumus :

C_a = konsentrasi asam lemah

K_a = tetapan ionisasi asam lemah

Contoh : Hitunglah pH dari 0,025 mol CH₃COOH dalam 250 mL larutannya, jika K_a = 10-5!

Jawab :

Asam etanoat (asam asetat) adalah asam lemah yang khas. Asam etanoat bereaksi dengan air untuk menghasilkan ion hidroksonium dan ion etanoat, tetapi reaksi kebalikannya lebih baik dibandingkan dengan reaksi ke arah depan. Ion bereaksi dengan sangat mudah untuk membentuk kembali asam dan air.

Pada setiap saat, hanya sekitar 1% molekul asam etanoat yang diubah ke dalam bentuk ion. Sisanya tetap sebagai molekul asam etanoat yang sederhana.

Sebagian besar asam organik adalah asam lemah. Hidrogen fluorida (dilarutkan dalam air untuk menghasilkan asam hidrofluorida) adalah asam anorganik lemah.

Membandingkan kekuatan asam lemah

Posisi kesetimbangan reaksi antara asam dan air bervariasi antara asam lemah yang satu dengan asam lemah yang lainnya. Selanjutnya bergeser ke arah kiri, ke sisi asam yang lebih lemah.

Tetapan disosiasi asam, K_a

anda dapat memperoleh ukuran posisi kesetimbangan dengan menuliskan tetapan kesetimbangan untuk reaksi. Tetapan yang memiliki harga lebih rendah, kesetimbangan bergeser ke arah kiri.

Disosiasi (ionisasi) asam adalah contoh reaksi homogen. Semuanya berada pada fasa yang sama – pada kasus ini, pada larutan dalam air. Karena itu anda dapat menuliskan ungkapan yang sederhana untuk tetapan kesetimbangan, K_c.

Berikut adalah kesetimbangan lagi:

anda mungkin ingin menuliskan tetapan kesetimbangan dengan:

Pada bagian bawah ungkapan, anda memiliki hubungan untuk konsentrasi air dalam larutan. Hal itu bukanlah suatu masalah,kecuali jumlah tersebut sangatlah besar untuk dibandingkan dengan jumlah yang lain.

Catatan:  Berat 1 mol air adalah 18 g. 1 dm³ larutan mengandung kurang lebih 1000 g air. Dengan membagi angka 1000 dengan 18 diperoleh kurang lebih 55.

Jika anda memiliki asam lemah dengan konsentrasi sekitar 1 mol dm^-3, dan hanya sekitar 1% asam lemah tesebut bereaksi dengan air, jumlah mol air hanya turun sekitar 0.01. Dengan kata lain, jika asam adalah lemah maka konsentrasi air tetap.

Pada kasus tersebut, tidak terdapat batasan yang luas dalam memasukkan hubungan konsentrasi air ke dalam ungkapan tersebut jika hubungan konsentrasi air itu merupakan suatu variabel. Bahkan, tetapan kesetimbangan yang baru didefinisikan tanpa menyertakannya. Tetapan kesetimbangan yang baru ini disebut dengan K_a.

Catatan:  Istilah untuk konsentrasi air telah diabaikan. Apa yang terjadi adalah pernyataan pertama telah disusun untuk menghasilkan K_c sebuah konstanta) yang menyatakan konsentrasi air (konstanta yang lain) pada bagian sebelah kiri. Hasil kali ionnya kemudian diberi nama K_a.

Anda mungkin menemukan ungkapan K_a ditulis berbeda jika anda menuliskannya dari versi reaksi kesetimbangan yang disederhanakan:

Ungkapan ini mungkin ditulis dengan atau tanpa simbol yang menunjukkan keadaan.

Hal ini sebenarnya persis sama dengan ungkapan sebelumnya untuk K_a! Ingatlah bahwa meskipun kita sering menulis H⁺ untuk ion hidrogen dalam larutan, sebenarnya kita membicarakan ion hidroksonium.

Ungkapan K_a versi yang kedua tidak persis sama dengan ungkapan yang pertama.

Untuk mengambil contoh tertentu, tetapan untuk disosiasi asam etanoat tepatnya ditulis sebagai:

Ungkapan K_a adalah:

Jika anda menggunakan kesetimbangan dengan versi yang lebih sederhana

ungkapan K_a adalah:

Tabel menunjukkan beberapa harga K_a untuk beberapa asam yang sederhana:

asam	Ka (mol dm-3)
asam hidrofluorida	5.6 x 10-4
asam metanoat	1.6 x 10-4
asam etanoat	1.7 x 10-5
hidrogen sulfida	8.9 x 10-8

Semuanya adalah asam lemah karena harga K_a sangat kecil. Asam-asam tersebut diurutkan seiring dengan penurunan kekuatan asam,harga K_a yang diperoleh lebih kecil seiring dengan menurunnya urutan pada tabel.

Meskipun demikian, jika anda sangat tidak menyukai bilangannya, bilangan tersebut tidaklah nyata.

Untuk menghindari hal ini, bilangan tersebut seringkali diubah ke dalam sesuatu yang baru, bentuk yang lebih mudah, disebut pK_a.

Pengantar untuk pK_a

pK_a memuat dengan tepat hubungan yang sama untuk K_a sebagaimana pH digunakan untuk menunjukkan konsentrasi ion hidrogen:

Jika anda menggunakan kalkuator anda pada seluruh harga K_a pada tabel di atas dan mengubahnya menjadi harga pK_a akan diperoleh:

asam	Ka (mol dm-3)	pKa
asam hidrofluorida	5.6 x 10-4	3.3
asam metanoat	1.6 x 10-4	3.8
asam etanoat	1.7 x 10-5	4.8
hidrogen sulfida	8.9 x 10-8	7.1

Dengan catatan bahwa asam yang lebih lemah, memiliki harga pK_a yang lebih besar. Sekarang sangat mudah untuk melihat bahwa kecenderungan mengarah pada asam yang lebih lemah seiring dengan menurunnya posisi asam pada tabel.

ingatlah:

• Harga pK_a lebih rendah, asam lebih kuat.
• Harga pK_a lebih tinggi, asam lebih lemah.

3. Basa kuat

Basa kuat adalah jenis senyawa sederhana yang dapat mendeprotonasi asam sangat lemah di dalam reaksi asam-basa. Disebut basa kuat karena zat terlarut dalam larutan ini mengion seluruhnya (α = 1). Pada penentuan derajat keasaman dari larutan basa terlebih dulu dihitung nilai pOH dari konsentrasi basanya. Contoh paling umum dari basa kuat adalah hidroksida dari logam alkali dan logam alkali tanah seperti NaOH dan Ca(OH)₂.

Contoh :

·         Hitung pH dari 100 mL larutan KOH 0,1 M !

Jawab :

·         Hitung pH dari 500 mL larutan Ca(OH)₂ 0,01 M !

Jawab :

                                           

Berikut ini adalah daftar basa kuat:

• Kalium hidroksida (KOH)
• Barium hidroksida (Ba(OH)₂)
• Caesium hidroksida (CsOH)
• Natrium hidroksida (NaOH)
• Stronsium hidroksida (Sr(OH)₂)
• Kalsium hidroksida (Ca(OH)₂)
• Magnesium hidroksida (Mg(OH)₂)
• Litium hidroksida (LiOH)
• Rubidium hidroksida (RbOH)

Kation dari basa kuat di atas terdapat pada grup pertama dan kedua pada daftar periodik (alkali dan alkali tanah).

Asam dengan pK_a lebih dari 13 dianggap sangat lemah, dan basa konjugasinya adalah basa kuat.

Beberapa basa kuat seperti kalsium hidroksida sangat tidak larut dalam air. Hal itu bukan suatu masalah,kalsium hidroksida tetap terionisasi 100% menjadi ion kalsium dan ion hidroksida. Kalsium hidroksida tetap dihitung sebagai basa kuat karena kalsium hidroksida 100% terionisasi.

Penentuan pH basa kuat karena pH merupakan pengukuran konsentrasi ion hidrogen, bagaimana suatu larutan yang mengandung ion hidroksida dapat memiliki harga pH? Untuk memahami hal ini, kamu perlu mengetahui tentang hasil kali ion air.

Apapun itu jika merupakan air, dapat disusun suatu kesetimbangan. Dengan menggunakan versi kesetimbangan yang disederhanakan:

Melalui adanya kelebihan ion hidroksida dari natrium hidroksida, masih terdapat kesetimbangan, akan tetapi posisi kesetimbangan telah bergeser ke arah kiri menurut Prinsip Le Chatelier.

Terdapat ion hidrogen yang jauh lebih sedikit dibandingkan dalam air murni, akan tetapi masih terdapat ion hidrogen. pH ditentukan melalui konsentrasi ion hidrogen tersebut.

Skema metode penentuan pH basa kuat:

·         Tentukan konsentrasi ion hidroksida

·         Gunakan Kw untuk menentukan konsentrasi ion hidrogen

·         Ubahlah konsentrasi ion hidrogen ke bentuk pH

4. Basa lemah

Disebut basa lemah karena zat terlarut dalam larutan ini tidak mengion seluruhnya, α  ≠ 1, (0 <  α < 1). Penentuan besarnya konsentrasi OH^- tidak dapat ditentukan langsung dari konsentrasi basa lemahnya (seperti halnya basa kuat), akan tetapi harus dihitung dengan menggunakan rumus :

C_b = konsentrasi basa lemah

K_b = tetapan ionisasi basa lemah

Amonia adalah basa lemah yang khas. Sudah sangat jelas amonia tidak mengandung ion hidroksida, tetapi amonia bereaksi dengan air untuk menghasilkan ion amonium dan ion hidroksida. Akan tetapi, reaksi berlangsung reversibel, dan pada setiap saat sekitar 99% amonia tetap ada sebagai molekul amonia. Hanya sekitar 1% yang menghasilkan ion hidroksida.

Basa lemah adalah salah satu yang tidak berubah seluruhnya menjadi ion hidroksida dalam larutan.Membandingkan kekuatan basa dalam larutan: Kb

Ketika basa lemah bereaksi dengan air, posisi kesetimbangan bervariasi antara basa yang satu dengan basa yang lain. Selanjutnya bergeser ke kiri, ke basa yang lebih lemah. Dapat diperoleh pengukuran posisi kesetimbangan melalui penulisan tetapan kesetimbangan untuk reaksi. Harga tetapan yang lebih rendah, kesetimbangan lebih bergeser ke arah kiri.

C.    Teori Asam-Basa

1.      Teori asam dan basa Arrhenius

Di tahun 1886, Arrhenius mengusulkan teori disosiasi elektrolit, dengan teori ini ia mendefinisikan asam basa sebagai berikut:

·         Asam adalah zat yang menghasilkan ion hidrogen dalam larutan.

·         Basa adalah zat yang menghasilkan ion hidroksida dalam larutan.Penetralan terjadi karena ion hidrogen dan ion hidroksida bereaksi untuk menghasilkan air.

Pembatasan Teori

     Asam hidroklorida (asam klorida) dinetralkan oleh kedua larutan natrium hidroksida dan larutan amonia. Pada kedua kasus tersebut, kita akan memperoleh larutan tak berwarna yang dapat kita kristalisasi untuk mendapatkan garam berwarna putih,baik itu natrium klorida maupun amonium klorida. Keduanya jelas merupakan reaksi yang sangat mirip.Persamaan lengkapnya adalah:

NaOH_(aq) + HCl_(aq)           NaCl_(aq) + H₂O

NH_3(aq) + HCl_(aq)              NH₄Cl

      Pada kasus natrium hidroksida, ion hidrogen dari asam bereaksi dengan ion hidroksida dari natrium hidroksida sejalan dengan teori Arrhenius. Akan tetapi, pada kasus amonia, tidak muncul ion hidroksida sedikit pun! kita bisa memahami hal ini dengan mengatakan bahwa amonia bereaksi dengan air yang melarutkan amonia tersebut untuk menghasilkan ion amonium dan ion hidroksida:

NH_3(aq) + H₂O                     NH₄⁺ + OH^-

 Reaksi ini merupakan reaksi reversibel, dan pada larutan ammonia encer  yang yang khas, sekitar 99% sisa amonia ada dalam bentuk molekul amonia. Meskipun demikian, pada reaksi tersebut terdapat ion hidroksida,dan ion hidroksida ini dapat diselipkan ke dalam teori Arrhenius. Akan tetapi, reaksi yang sama juga terjadi antara gas amonia dan gas hidrogen klorida.

NH₃ +  HCl                      NH₄Cl

Pada kasus ini, tidak terdapat ion hidrogen atau ion hidroksida dalam larutan karena bukan merupakan suatu larutan. Teori Arrhenius tidak  menghitung  reaksi  ini  sebagai  reaksi asam-basa, meskipun pada faktanya reaksi tersebut menghasilkan produk yang sama seperti ketika dua zat tersebut berada dalam larutan.

2.      Teori  Asam dan Basa Bronsted-Lowry

Johannes Nicolaus Bronsted dan Thomas Martin Lowry pada tahun 1923 secara terpisah mendefinisikan asam-basa sebagai berikut:

Asam adalah donor proton dan sebaliknya basa disebut sebagai aseptor proton

Kemudian teori ini lebih dikenal sebagai teori asam basa Bronsted-Lowry sebagai penghargaan bagi mereka berdua. Konsep asam basa Bronsted-Lowry tidak menentang konsep asam-basa Arrhenius akan tetapi bisa dikatakan sebagai perluasan dari konsep tersebut.

Ion hidroksida dalam konsep Arrhenius tetap menjadi basa dalam konsep Bronsted-Lowry disebabkan ion hidroksida dapat menerima H⁺ (aseptor proton) untuk membentuk H₂O.

Contoh:

HCl dan HNO₃ adalah asam Bronsted-Lowry disebabkan kedua spesies ini mampu memberikan ion H⁺ (proton H⁺) kepada air dengan reaksi sebagai berikut:

HCl_(aq) + H₂O_(l)           H₃O⁺_(aq) + Cl^-_(aq)
HNO_3(aq) + H₂O              H₃O⁺_(aq) + NO₃^-_(aq)

NH₃ dan ion OH^- adalah basa menurut Bronsted-Lowry disebabkan kedua spesies ini adalah aseptor proton. NH3 dapat bereaksi dengan air untuk membentuk NH₄⁺ dan OH^- dapat bereaksi dengan H⁺ membentuk air.

NH_3(g) + H₂O_(l)            NH₄⁺_(aq) + OH^-_(aq)
OH^-_(aq) + H⁺_(aq)                      H₂O_(l)

Salah satu keunggulan teori asam-basa Bronsted-Lowry adalah konsep ini bisa menjelaskan mengenai sifat asam basa reaksi yang reversible. Contoh jenis reaksi ini adalah reaksi disosiasi asam lemah CH₃COOH.

CH₃COOH_(aq) + H₂O  H₃O⁺(aq) + CH₃COO^-(aq)

Sekarang perhatikan reaksi yang hanya berjalan ke kanan

CH₃COOH_(aq) + H₂O_(l)             H₃O⁺_(aq) + CH₃COO^-_(aq)

CH₃COOH adalah asam sebab spesies ini mendonorkan proton pada H₂O. H₂O adalah basa sebab spesies ini menerima proton dari CH₃COOH

Sedangkan untuk reaksi kebalikannya

H₃O⁺_(aq) + CH₃COO^-_(aq)             CH₃COOH_(aq) + H₂O_(l)

H₃O⁺ adalah asam sebab spesies ini mendonorkan proton pada CH₃COO^-. CH₃COO^- adalah basa sebab spesies ini menerima proton pada H₃O⁺

Artinya reaksi reversible dari asam lemah diatas memiliki 2 asam dan 2 basa yang saling berpasangan yang kita sebut sebagai pasangan asam basa konjugasi Bronsted-Lowry.

Artinya CH₃COOH adalah asam konjugasi dari CH₃COO^- atau CH₃COO^- adalah basa konjugasi dari CH₃COOH. Keduanya berpasangan sehingga dinamakan asam basa konjugasi Bronsted-Lowry.

Cara mudah mengingat asam basa konjugasi Bronsted-Lowry adalah sebagai berikut:

Untuk membuat asam konjugasi Bronsted-Lowry maka tambahkan satu H⁺ pada spesies yang ditanyakan, sedangkan untuk membuat basa konjugasi dari Bronsted-Lowry maka tinggal ambil satu H⁺ dari spesies yang ditanyakan.

H₂SO₄ basa konjugasinya (tinggal ambil 1 H⁺) adalah HSO₄^-

HNO₃ basa konjugasinya (tinggal ambil 1 H⁺) adalah NO₃^-

PO₄^3- asam konjugasinya (tinggal tambah 1 H⁺) adalah HPO₄^2-

Cl^- asam konjugasinya (tinggal tambah 1 H⁺) adalah HCl

Teori asam-basa Bronsted-Lowry ini ada kelemahannya juga yaitu dia tidak bisa menjelaskan reaksi asam basa yang tidak melibatkan transfer proton (H+) seperti reaksi berikut:

Fe²⁺_(aq) + 6H₂O_(l)            Fe(H₂O)₆²⁺_(aq)
AgCl_(s) + NH_3(aq)            Ag(NH₃)Cl_(aq)

Dua reaksi diatas adalah contoh sebagian kecil reaksi asam basa yang tidak bisa dijelaskan lewat konsep asam basa Bronsted-Lowry akan tetapi dapat dijelaskan dengan menggunakan teori asam-basa Lewis.

D.    Reaksi Asam-Basa

Reaksi asam-basa adalah reaksi yang mendonorkan proton dari sebuah molekul asam ke molekul basa. Di sini, asam berperan sebagai donor proton dan basa berperan sebagai akseptor proton.

Reaksi asam basa, HA: asam, B: Basa, A^–: basa konjugasi, HB⁺: asam konjugasi

Hasil dari transfer proton ini adalah asam konjugasi dan basa konjugasi. Reaksi kesetimbangan (bolak-balik) juga ada, dan karena itu asam/basa dan asam/basa konjugasinya selalu dalam kesetimbangan. Reaksi kesetimbangan ini ditandai dengan adanya konstanta diasosiasi asam dan basa (K_a dan K_b) dari setiap substansinya. Sebuah reaksi yang khusus dari reaksi asam-basa adalah netralisasi dimana asam dan basa dalam jumlah yang sama akan membentuk garam yang sifatnya netral.Reaksi asam basa memiliki berbagai definisi tergantung pada konsep asam basa yang digunakan. Beberapa definisi yang paling umum adalah:

·         Definisi Arrhenius: asam berdisosiasi dalam air melepaskan ion H₃O⁺; basa berdisosiasi dalam air melepaskan ion OH^-

·         Definisi Bronsted-Lowry: Asam adalah pendonor proton (H⁺) donors; basa adalah penerima (akseptor) proton. Melingkupi definisi Arrhenius

·         Definisi Lewis: Asam adalah akseptor pasangan elektron; basa adalah pendonor pasangan elektron. Definisi ini melingkupi definisi Bronsted-Lowry

E.     Reaksi Kesetimbangan Homogen dan Heterogen

      Reaksi dapat diibedakan menjadi dua macam yaitu reaksi kesetimbangan homogen dan reaksi kesetimbangan heterogen. Reaksi Kesetimbangan Homogen merupakan reaksi kesetimbangan dimana semua fasa senyawa yang bereaksi sama.
Contoh:

      Sedangkan reaksi kesetimbangan heterogen dimana reaktan dan produk yang berbeda fasa.
Contoh:

            Sebagian besar reaksi antara dua fase misalnya pada interface dari gas – padat atau gas–cair, biasanya yang bertindak sebagai katalis adalah yang lebih padat, karenanya  luas permukaan dari padatan harus benar – benar diperhatikan. Beberapa contoh yang dilakukan oleh dunia industri lain katalis akan menghasilkan lain produk :

1. Dekomposisi organik

C₂H₅OH    (Al₂O₃ , 300^oC )  à  C₂H₄  + H₂O

C₂H₅OH    (Cu , 300^oC )  à  CH₃CHO  + H₂O

2. Dehidrogenasi

C₄H₈   (Al₂O₃, Cr₂O₃  )  à   CH₂=CHCH=CH₂  + H₂

Ethyl Benzene    (Fe₂O₃, 650^oC) à  Styrene    + H₂

3. Hidrasi hidrokarbon takjenuh

Dengan adsorben asam posforat dan katalis celite maka

C₂H₄   +  H₂O (300^oC )  à  C₂H₅O H           

4. Hidrokklorinasi

Vinil clorida dibuat dengan katalis merkuriclorida dan arang  dari reaksi

CHºCH   +   HCl  (200^oC)   à CH₂=CHCl

            Sebagian  besar proses katalitik industri terjadi pada interface gas – padat. Mekanismenya berdasar pada teori yang dipostulatkan Langmuir pada tahun 1916, yaitu :

1.      Gerakan molekul gas kepermukaan berlangsung dengan konveksi atau difusi

2.      Adsorpsi reaktan, dengan ikatan kimia yang kuat (kemisorpsi). Pada banyak kasus di awali dulu dengan ikatan fisika

3.      Reaksi antar molekul yang diadsorpsi

4.      Desorpsi produk

5.      Meninggalkan permukaan dengan konveksi atau difusi

II.                KESIMPULAN

1.      Asam secara umum merupakan senyawa kimia yang bila dilarutkan dalam air akan menghasilkan larutan dengan pH lebih kecil dari 7. Dalam definisi modern, asam adalah suatu zat yang dapat memberi proton (ion H⁺) kepada zat lain (yang disebut basa), atau dapat menerima pasangan elektron bebas dari suatu basa.

2.      Definisi umum dari basa adalah senyawa kimia yang menyerap ion hydronium ketika dilarutkan dalam air.Basa adalah lawan dari asam, yaitu ditujukan untuk unsur/senyawa kimia yang memiliki pH lebih dari 7. 

3.      Beberapa hal yang dapat menyebabkan kekuatan asam-basa:

·         Derajat Ionisasi (α)

·         Derajat Keasaman (pH)

4.      Teori asam-basa :

·         Arrhenius: Menurut definisi ini, asam adalah suatu zat yang meningkatkan konsentrasi ion hidronium (H₃O⁺) ketika dilarutkan dalam air. Definisi yang pertama kali dikemukakan oleh Syante Arrhenius ini membatasi asam dan basa untuk zat-zat yang dapat larut dalam air.

·         Bronsted-Lowry: Menurut definisi ini, asam adalah pemberi proton kepada basa. Asam dan basa bersangkutan disebut sebagai pasangan asam-basa konjugat. Bronsted dan Lowry secara terpisah mengemukakan definisi ini, yang mencakup zat-zat yang tak larut dalam air (tidak seperti pada definisi Arrhenius).

·         Lewis: Menurut definisi ini, asam adalah penerima pasangan elektron dari basa. Definisi yang dikemukakan oleh Gilbert N.Lewis ini dapat mencakup asam yang tak mengandung hidrogen atau proton yang dapat dipindahkan, seperti besi(III) klorida. Definisi Lewis dapat pula dijelaskan dengan teori orbital molekul. Secara umum, suatu asam dapat menerima pasangan elektron pada orbital kosongnya yang paling rendah (LUMO) dari orbital terisi yang tertinggi (HOMO) dari suatu basa. Jadi, HOMO dari basa dan LUMO dari asam bergabung membentuk orbital molekul ikatan.

5.      Reaksi asam-basa adalah reaksi yang mendonorkan proton dari sebuah molekul asam ke molekul basa. Disini, asam berperan sebagai donor proton dan basa berperan sebagai akseptor proton.

6.      Hasil dari transfer proton ini adalah asam konjugasi dan basa konjugasi. Reaksi kesetimbangan (bolak-balik) juga ada, dan karena itu asam/basa dan asam/basa konjugasinya selalu dalam kesetimbangan.

7.      Reaksi kesetimbangan ditandai dengan adanya konstanta disosiasi asam dan basa (K_a dan K_b) dari setiap substansinya.

8.      Reaksi Kesetimbangan Homogen merupakan reaksi kesetimbangan dimana semua fasa senyawa yang bereaksi sama. Sedangkan reaksi kesetimbangan heterogen dimana reaktan dan produk yang berbeda fasa.

III.             DAFTAR PUSTAKA

Situs Kimia Indonesia chem-is-try.org

Setiono,L dan Vogel,A.I.1979. Buku teks analisis anorganik kualitatif makro dan semimikro.Kalman Media Pustaka.Jakarta,Indonesia.