Teori asam basa

1. Kesetimbangan kimia

Bila zat A, B dan C berubah menjadi X, Y dan Z dan secara simultan X, Y dan Z berubah menjadi A, B dan C, proses gabungan ini disebut reaksi reversibel dan diungkapkan dengan persamaan bertanda panah ganda di bawah ini.

A + B + C + . . . X + Y + Z + . . . (9.1)

Zat di sebelah kiri tanda panah disebut dengan reaktan, dan zat di sebelah kanan disebut produk. Anda harus ingat bahwa kita berhutang budi pada Boyle dalam penggunaan kertas lakmus.

Di tahap awal reaksi, konsentrasi produk rendah, dan akibatnya laju reaksi balik juga rendah. Dengan berjalannya reaksi, laju reaksi balik akan meningkat, dan sebaliknya laju reaksi maju semakin rendah. Ketika akhirnya laju dua reaksi sama, nampaknya seolah tidak ada reaksi lagi. Keadaan semacam ini disebut dengan kesetimbangan kimia. Pada kesetimbangan, konsentrasi komponen bervariasi bergantung pada suhu.

Konsentrasi tiap komponen (biasanya dalam mol dm-3) misalnya komponen A, disimbolkan dengan [A]. Maka konstanta kesetimbangan K didefinisikan sebagai

K = ([X][Y][Z] … )/([A][B][C] … ) (9.2)

      2.  Kesetimbangan disosiasi elektrolit

Reaksi disosiasi, yakni ketika elektrolit AB melarut di air dan terdisosiasi menjadi komponennya A- dan B+ disebut dengan disosiasi elektrolit atau ionisasi.Reaksi ini juga merupakan reaksi reversibel.

AB A- + B+ (9.3)

Kesetimbangan disosiasi elektrolit disebut dengan kesetimbangan disosiasi elektrolit. Konstanta kesetimbangannya disebut dengan konstanta disosiasi elektrolit. Konstanta ini didefinisikan sebagai berikut.

K = [A-][B+]/[AB] (9.4)

[AB], [A-] dan [B+] adalah konsentrasi kesetimbangan AB， A- dan B+.

Pada derajat tertentu air juga terdisosiasi. Konstanta disosiasi air didefinisikan sebagai berikut.

H2O H+ + OH-; K = [H+][OH-]/[H2O] … (9.5)

Konstata hasil kali ion air Kw didefinisikan sebagai:

Kw = [H+][OH-] = 1,00 x 10-14 mol2 dm-6 (298,15 K) …. (9.6)

Persamaan ini berlaku tidak hanya untuk air murni tetapi juga bagi larutan dalam air. Jadi, dalam larutan asam, [H+] lebih besar dari [OH-]. Konsentrasi ion hidrogen [H+] dalam HCl 1 molar adalah [H+] = 1,0 mol dm-3 (elektrolit kuat) dan konsentrasi [H+] dalam 1 molar NaOH adalah [H+] = 10-14/[OH-] = 10-14 mol dm-3.

Hal ini menyatakan bahwa [H+] larutan berubah sebesar 1014 dari HCl 1 M ke NaOH 1M. Lebih lanjut, [H+] larutan dalam air biasanya cukup kecil. Jadi, akan lebih mudah bila digunakan skala pH, yakni skala logaritma berbasis 10

pH = -log [H+] (9.7)

          3.   Teori disosiasi elektrolit Arrhenius

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

Teori asam basa Arrhenius

asam: zat yang melarut dan mengion dalam air menghasilkan proton (H+)

basa: zat yang melarut dan mengion dalam air menghasilkan ion hidroksida (OH-)

Dengan demikian, keasaman asam khlorida dan kebasaan natrium hidroksida dijelaskan denga persamaan berikut:

HCl + aq –> H+(aq) + Cl-(aq) … (9.8)

NaOH + aq –> Na+(aq) + OH-(aq) …. (9.9)

(aq) menandai larutan dalam air.

Walaupun teori Arrhenius baru dan persuasif, teori ini gagal menjelaskan fakta bahwa senyawa semacam gas amonia, yang tidak memiliki gugus hidroksida dan dengan demikian tidak dapat menghasilkan ion hidroksida menunjukkan sifat basa.

Proton, H+ , adalah inti atom hidrogen dan tidak memiliki sebuah elektron pun. Jadi dapat diharapkan proton jauh lebih kecil dari atom, ion atau molekul apapun. Karena H2O memiliki kepolaran yang besar, proton dikelilingi dan ditarik oleh banyak molekul air, yakni terhidrasi (keadaan ini disebut hidrasi). Dengan kata lain, proton tidak akan bebas dalam air. Bila proton diikat dengan satu molekul H2O membentuk ion hidronium H3O+, persamaan disosiasi elektrolit asam khlorida adalah:

HCl + H2O –> H3O+ + Cl- … (9.10)

Karena telah diterima bahwa struktur nyata dari ion hidronium sedikit lebih rumit, maka proton sering hanya dinyatakan sebagai H+ bukan sebagai H3O+.

      

          4.   Teori Bronsted dan Lowry

Di tahun 1923, kimiawan Denmark Johannes Nicolaus Bronsted (1879-1947) dan kimiawan Inggris Thomas Martin Lowry (1874-1936) secara independen mengusulkan teori asam basa baru, yang ternyata lebih umum. Teori Bronsted dan Lowry asam: zat yang menghasilkan dan mendonorkan proton (H+) pada zat lain basa: zat yang dapat menerima proton (H+) dari zat lain.

Berdasarkan teori ini, reaksi antara gas HCl dan NH3 dapat dijelaskan sebagai reaksi asam basa, yakni

HCl(g) + NH3(g) –>NH4Cl(s) … (9.11)

simbol (g) dan (s) menyatakan zat berwujud gas dan padat. Hidrogen khlorida mendonorkan proton pada amonia dan berperan sebagai asam.

Menurut teori Bronsted dan Lowry, zat dapat berperan baik sebagai asam maupun basa. Bila zat tertentu lebih mudah melepas proton, zat ini akan berperan sebagai asam dan lawannya sebagai basa. Sebaliknya, bila zuatu zat lebih mudah menerima proton, zat ini akan berperan sebagai basa. Dalam suatu larutan asam dalam air, air berperan sebagai basa.

HCl + H2O –> Cl- + H3O+ … (9.12)

asam1 basa2 basa

konjugat 1 asam

konjugat 2 

Dalam reaksi di atas, perbedaan antara HCl dan Cl- adalah sebuah proton, dan perubahan antar keduanya adalah reversibel. Hubungan seperti ini disebut hubungan konjugat, dan pasangan HCl dan Cl- juga disebut sebagai pasangan asam-basa konjugat.

Larutan dalam air ion CO32- bersifat basa. Dalam reaksi antara ion CO32- dan H2O, yang pertama berperan sebagai basa dan yang kedua sebagai asam dan keduanya membentuk pasangan asam basa konjugat.

H2O + CO32- –> OH- + HCO3- … (9.12)

asam1 basa2 basa

konjugat 1 asam

konjugat 2

Zat disebut sebagai amfoter bila zat ini dapat berperan sebagao asam atau basa. Air adalah zat amfoter yang khas. Reaksi antara dua molekul air menghasilkan ion hidronium dan ion hidroksida adalah contoh khas reaksi zat amfoter

H2O + H2O –> OH- + H3O+ … (9.12)

asam1 basa2 basa

konjugat 1 asam

konjugat 2

Contoh soal 9.1 pasangan asam basa konjugat

Tandai pasangan asam basa konjugat dalam reaksi berikut

HCO2H + PO43-–> HCO2- + HPO42-

Jawab

HCO2H dan HCO2- membentuk satu pasangan, dan PO43- dan HPO42- membentuk pasangan lain.

        5.    Disosiasi asam dan basa

Interaksi yang membentuk kristal natrium khlorida sangat kuat sebagaimana dapat disimpulkan dari titik lelehnya yang sangat tinggi (>1400 °C). Hal ini berarti bahwa dibutuhkan energi yang cukup besar untuk mendisosiasi kristal menjadi ion-ionnya. Namun natrium khlorida melarut dalam air. Hal ini berarti bahwa didapatkan stabilisasi akibat hidrasi ion, yakni interaksi antara ion dan molekul air polar.

NaCl –> Na+(aq) + Cl-(aq) (9.15)

Sistem akan mengeluarkan energi yang besar (energi hidrasi) dan mendapatkan stabilisasi. Selain itu, dengan disosiasi, derajat keacakan (atau entropi) sistem meningkat. Efek gabungannya, stabilisasi hidrasi dan meningkatnya entropi, cukup besar sebab kristal terdisosiasi sempurna. Tanpa stabilisqsi semacam ini, pelarutan natrium khlorida dalam air merupakan proses yang sukar seperti proses penguapannya.

Disoasiasi elektrolit asam dan basa kuat adalah proses yang mirip. Dengan adanya stabilisasi ion yang terdisosiasi oleh hidrasi, asam dan basa kuat akan terdisosiasi sempurna. Dalam persamaan berikut, tanda (aq) dihilangkan walaupun hidrasi jelas terjadi.

HCl –> H+ + Cl- … (9.16)

HNO3 –> H+ + NO3- … (9.17)

H2SO4 –> H+ + HSO4- … (9.18)

Demikian juga dalam hal basa kuat.

NaOH –> Na+ + OH- (9.19)

KOH –> K+ + OH- (9.20)

Contoh soal 9.2 Konsentrasi proton dalam asam kuat dan basa kuat.

Hitung [H+] dan pH larutan NaOH 1,00 x 10-3 mol dm-3, asumsikan NaOH mengalami disosiasi sempurna.

Jawab

[OH-] = 10-3 ∴ [H+] = 10-14/10-3 = 10-11pH = -log10-11 = 11 Asam dan basa lemah berperilaku berbeda. Dalam larutan dalam air, disosiasi elektrolit tidak lengkap, dan sebagian atau hampir semua asam atau basa tadi tetap sebagai spesi netral. Jadi, dalam kasus asam asetat,

 CH3COOH H+ + CH3COO- (9.21)

Konstanta kesetimbangan disosiasi ini, Ka, disebut dengan konstanta disosiasi elektrolit atau konstanta disosiasi asam. Mengambil analogi dengan pH, pKa, didefinisikan sebagai:

pKa = -logKa (9.22)

Ka = ([H+][CH3COO-])/[CH3COOH] = 1,75 x 10-5 mol dm-3,

pKa = 4,56 (25°C) (9.23)

Dengan menggunakan pKa, nilai Ka yang sangat kecil diubah menjadi nilai yang mudah ditangani. Jadi, menggunakan pKa sama dengan menggunakan pH. Kekuatan asam didefinisikan oleh konstanta disosiasi asamnya. Semakin besar konstanta disosiasi asamnya atau semakin kecil pKa-nya semakin kuat asam tersebut. Di Tabel 9.1 diberikan nilai konstanta disosiasi asam beberapa asam lemah.

Tabel 9.1 Konstanta disosiasi asam dan pKa beberapa asam lemah

Asam Ka pKa

Asam format HCOOH 1,77 x 10-4 3,55

Asam asetat CH3COOH 1,75 x 10-5 4,56

Asam khloroasetat 1,40 x 10-3 2,68

ClCH2COOH

Asam benzoat

C6H5COOH 6,30 x 10-5 4,20

Asam karbonat H2CO3 K1= 4,3 x 10-7 6,35

K2=5,6 x 10-11 10,33

hidrogen sulfida H2S K1= 5,7 x 10-8

K2= 1,2 x 10-15 7,02

13,9

Asam fosfat H3PO4 K1= 7,5 x 10-3 2,15

K2= 6,2 x 10-8 7,20

K3= 4,8 x 10-13 12,35

Contoh soal 9.3 Konsentrasi ion hidrogen ion dalam asam lemah

Ka asam butirat CH3CH2CH2COOH adalah 1,51 x 10-5 mol dm-3. Hitung pH larutan asam butirat 1,00 x 10-2 mol dm-3.

Jawab

Ka = [H+][C3H7COO-]/[C3H7COOH] = 1,51 x 10-5 mol dm-3 dan [H+] = [C3H7COO-].

[C3H7COOH] dapat didekati dengan konsentrasi asam butirat awal (besarnya yang terionisasi sangat kecil). 

Maka ([H+])2 = 1,51 x 10-5 x 1,00 x 10-2. Jadi, [H+] = 3,89 x 10-4 mol dm-3. pH = 3,42.

Amonia adalah basa lemah, dan bila dilarutkan dalam air, sebagian akan bereaksi dengan air menghasilkan ion hidroksida OH-.

NH3 + H2O NH4+ + OH- (9.24)

Dalam reaksi ini air berperan sebagai pelarut dan pada saat yang sama sebagai reagen. Konstanta kesetimbangan reaksi ini didefinisikan dalam persamaan:

K = [NH4+] [OH-]/[NH3] [H2O] (9.25)

Konsentrasi air, [H2O], daat dianggap hampir tetap (55,5 mol dm-3) pada temperatur dan tekanan kamar, dan konstanta disosiasi basanya didefinisikan sebagai:

Kb = [NH4+] [OH-]/[NH3] = 1,76 x 10-5 mol dm-3 (9.26)

Di larutan dalam air, Kb dapat diubah menjadi Ka dengan bantuan Kw. Jadi,

Kb = Ka/Kw (9.27)

Jadi kita dapat mengungkapkan kekuatan basa dengan kekuatan (dalam hal ini kelemahan) asam konjugatnya. Dengan prosedur ini, asam dan basa dibandingkan dengan standar yang sama.

ASAM POLIPROTIK

Asam sulfat H2SO4 adalah asam diprotik karena dapat melepas dua proton dalam dua tahap. Untuk asam poliprotik, didefinisikan lebih dari satu konstanta disosiasi. Konstanta disosiasi untuk tahap pertama dinyatakan sebagai K1, dan tahap kedua dengan K2.

Bila dibandingkan dengan tahap ionisasi pertamanya yang mengeluarkan proton pertama, ionisasi kedua, yakni pelepasan proton dari HSO4-, kurang ekstensif. Kecenderungan ini lebih nampak lagi pada asam fosfat, yang lebih lemah dari asam sulfat. Asam fosfat adalah asam trivalen dan terdisosiasi dalam tiga tahap berikut:

H3PO4 H+ + H2PO4-, K1 = 7,5 x 10-3 mol dm-3 (9.28)

H2PO4- H+ + HPO42-, K2 = 6,2 x 10-8 mol dm-3 (9.29)

HPO42- H+ + PO43-, K3 = 4,8 x 10-13 mol dm-3 (9.30)

Data ini menunjukkan bahwa asam yang terlibat dalam tahap yang berturutan semakin lemah. Mirip dengan ini, kalsium hidroksida Ca(OH)2 adalah basa divalen karena dapat melepas dua ion hidroksida.

       6.    Teori asam basa Lewis

Di tahun 1923 ketika Bronsted dan Lowry mengusulkan teori asam-basanya, Lewis juga mengusulkan teori asam basa baru juga. Lewis, yang juga mengusulkan teori oktet, memikirkan bahwa teori asam basa sebagai masalah dasar yang harus diselesaikan berlandaskan teori struktur atom, bukan berdasarkan hasil percobaan.

Teori asam basa Lewis

Asam: zat yang dapat menerima pasangan elektron.

Basa: zat yang dapat mendonorkan pasangan elektron.

Semua zat yang didefinisikan sebagai asam dalam teori Arrhenius juga merupakan asam dalam kerangka teori Lewis karena proton adalah akseptor pasangan elektron . Dalam reaksi netralisasi proton membentuk ikatan koordinat dengan ion hidroksida.

H+ + OH- H2O (9.30)

Situasi ini sama dengan reaksi fasa gas yang pertama diterima sebagai reaksi asam basa dalam kerangka teori Bronsted dan Lowry.

HCl(g) + NH3(g) NH4Cl(s) (9.31)

Dalam reaksi ini, proton dari HCl membentuk ikatan koordinat dengan pasangan elektron bebas atom nitrogen.

Keuntungan utama teori asam basa Lewis terletak pada fakta bahwa beberapa reaksi yang tidak dianggap sebagai reaksi asam basa dalam kerangka teori Arrhenius dan Bronsted Lowry terbukti sebagai reaksi asam basa dalam teori Lewis. Sebagai contoh reakasi antara boron trifluorida BF3 dan ion fluorida F-.

BF3 + F-–> BF4- … (9.32)

Reaksi ini melibatkan koordinasi boron trifluorida pada pasangan elektron bebas ion fluorida. Menurut teori asam basa Lewis, BF3 adalah asam. Untuk membedakan asam semacam BF3 dari asam protik (yang melepas proton, dengan kata lain, asam dalam kerangka teori Arrhenius dan Bronsted Lowry), asam ini disebut dengan asam Lewis. Boron membentuk senyawa yang tidak memenuhi aturan oktet, dan dengan demikian adalah contoh khas unsur yang membentuk asam Lewis.

Karena semua basa Bonsted Lowry mendonasikan pasangan elektronnya pada proton, basa ini juga merupakan basa Lewis. Namun, tidak semua asam Lewis adalah asam Bronsted Lowry sebagaimana dinyatakan dalam contoh di atas.

Dari ketiga definisi asam basa di atas, definisi Arrhenius yang paling terbatas. Teori Lewis meliputi asam basa yang paling luas. Sepanjang yang dibahas adalah reaksi di larutan dalam air, teori Bronsted Lowry paling mudah digunakan, tetapi teori Lewis lah yang paling tepat bila reaksi asam basa melibatkan senyawa tanpa proton.