Teori Asam Basa adalah salah satu konsep penting dalam kimia yang membahas sifat-sifat asam dan basa serta interaksi mereka dalam larutan. Teori ini telah mengalami perkembangan dari waktu ke waktu, dimulai dari konsep asam basa yang sederhana hingga teori yang lebih kompleks yang menjelaskan sifat-sifat asam basa dalam berbagai situasi.

Pengertian Teori Asam Basa

Daftar Isi Tampilkan

Kata asam berasal dari kata latin “Acidu” yang memiliki arti masam. Asam merupakan zat (senyawa) yang dapat menyebab kan rasa masam pada berbagai jenis materi.

Basa merupakan zat (senyawa) yang dapat disatukan dengan asam, yang apabila disatukan akan menghasilkan senyawa yang disebut garam.

Sedangkan basa merupakan zat yang dapat menetralkan pada asam. Didalam kimia, asam dan basa ialah saling berlawanan.

Sifat basa pada umum nya dapat ditunjuk kan dari rasa pahit dan juga licin.

Suatu senyawa dapat disebut asam jika mempunyai PH kurang dari 7, dan disebut sebagai basa jika mempunyai PH lebih dari 7.

Asam dapat diartikan sebagai zat yang jika di larutkan ke dalam air akan mengalami disosiasi dan dapat menghasil kan kation dalam hidrogen (H+), dan sedang kan basa dapat diartikan sebagai zat yang jika di larutkan ke dalam air akan mengalami disosiasi dan dapat menghasi lkan anion hidroksida yaitu (OH-).

Pengertian asam basa ialah merupakan gabungan dari dua kata, ialah asam dan basa yang mempunyai arti yang berbeda.

Sedang kan untuk pengertian asam, merupakan suatu zat (senyawa) yang dapat menyebab kan rasa pahit dan pengertian basa ialah zat (senyawa) yang dapat bertindak dengan asam dan dapat menghasil kan senyawa yang disebut dengan garam.

Konsep Utama dalam Teori Asam Basa

1. Sifat Asam dan Basa

Asam: Zat yang dapat melepaskan proton (H⁺) ketika larut dalam air. Contoh asam yang umum adalah asam klorida (HCl) dan asam asetat (CH₃COOH).
Basa: Zat yang dapat menerima proton (H⁺) ketika larut dalam air. Contoh basa yang umum adalah natrium hidroksida (NaOH) dan amonia (NH₃).

2. Konsep Konjugasi

Asam Konjugasi: Asam yang terbentuk ketika basa menerima proton. Misalnya, jika NH₃ menerima proton, ia akan menjadi NH₄⁺ yang merupakan asam konjugasinya.
Basa Konjugasi: Basa yang terbentuk ketika asam kehilangan proton. Misalnya, jika asam asetat kehilangan proton, ia akan menjadi ion asetat (CH₃COO⁻) yang merupakan basa konjugasinya.

3. Reaksi Asam Basa

Reaksi asam basa terjadi ketika asam dan basa bereaksi satu sama lain. Dalam reaksi ini, asam akan melepaskan proton dan basa akan menerima proton. Contoh reaksi asam basa adalah reaksi antara asam klorida (HCl) dan natrium hidroksida (NaOH) yang menghasilkan natrium klorida (NaCl) dan air (H₂O).

4. Keseimbangan Ionisasi

Keseimbangan ionisasi mengacu pada proporsi relatif antara bentuk ion dan bentuk molekuler zat-zat asam atau basa dalam larutan. Misalnya, dalam larutan asam asetat, terdapat keseimbangan antara molekul asetat (CH₃COOH) dan ion asetat (CH₃COO⁻).

5. Skala pH

Skala pH digunakan untuk mengukur tingkat keasaman atau kebasaan suatu larutan. Skala ini berkisar dari 0 hingga 14, di mana nilai pH 7 menunjukkan larutan netral, nilai pH di bawah 7 menunjukkan larutan asam, dan nilai pH di atas 7 menunjukkan larutan basa. pH dapat dihitung menggunakan rumus pH = -log[H⁺], di mana [H⁺] adalah konsentrasi ion hidrogen dalam larutan.

Konsep-konsep tersebut merupakan dasar dalam memahami sifat-sifat zat-zat asam dan basa serta reaksi-reaksi kimia yang melibatkan zat-zat tersebut.

Sejarah Perkembangan Teori Asam Basa

Teori Asam Basa Menurut Arrhenius (1884)

Menurut Svante August Arrhenius (1884), asam merupakan spesi yang apabila di larutkan ke dalam air akan terdisosiasi dan dapat menghasil kan ion H+ dan basa ialah spesi yang apabila akan di larutkan ke dalam air akan terdisosiasi dan menghasilkan ion OH-, dengan asumsi bahwa pelarut tidak akan berpengaruh terhadap sifat asam dan basa.

Dalam pengajuan desertasi nya, Arrhenius mengalami sebuah hambatan yang berat karena profesor nya tidak tertarik dengan hasilnya itu.

Desertasi nya dimulai sejak tahun 1880, di ajukan mulai tahun 1883. Kemudian dia dapat di luluskan, namun dengan nilai sangat rendah, bah kan bisa menyebabkan dia tidak lulus.

Hal itu karena teori nya dianggap terlalu revolusioner, dan dianggap sangat tidak realistis dan lain sebagainya.

Arrhenius tetap melanjut kan penelitian nya tentang teori dengan menggunakan cara Ostwald dan Kohlrausch di tahun 1886, dan lalu di lanjutkan dengan menggunakan cara Boltzmann dan Van’t Hoff pada tahun 1887.

Sehingga Arrhenius dapat membukti kan teor inya itu dan dia menerbitkan karangan nya yang mengenai asam basa.

Dan pada akhirnya, dunia mulai mengakui teori Arrhenius, dan pada tahun 1903 Arrhenius mendapat kan hadiah suatu nobel untuk ilmu pengetahuan.

Hingga saat ini teori Arrhenius masih tetap berguna meski pun hal tersebut merupakan model paling sangat sederhana.

Baca Juga : Elektrokimia

Dalam membeda kan asam basa yang lemah atau kuat dapat di dasarkan pada daya hantar listrik molal.

Jika pada suatu larutan dapat bisa menghantar kan sebuah listrik memiliki arti bahwa larutan tersebut mengandung sebuah ion.

Semakin kuat daya ion yang menghantar pada listrik berarti semakin kuat pula sifat asam dan basa nya.

Karena semakin banyak asam atau basa yang terionisasi membuat larutan semakin elektrolit yang semakin sangat kuat.

Sehingga dapat kita simpul kan bahwa asam atau basa kuat berupa elektrolit yang kuat dan asam atau basa lemah merupakan elektrolit yang lemah.

Kelemahan yang terjadi pada teori Arrhenius, diantara nya seperti belum menjelas kan tentang bahwa pengaruh air dari pelarut, dan bagaimana dengan sifat yang dimiliki oleh garam.

Asam Arrhenius

Menurut Arrhenius, suatu zat dapat di katakan asam jika dapat dilarutkan kedalam air dan akan menghasil kan ion H+, misalnya contoh ialah disosiasi dari HCl

HCl→ H⁺_(Aq)+CI^–_(Aq)

Saat HCl akan di buat menjadi suatu larutan, maka HCl dapat terdisosiasi menjadi sebuah ion H + dan dalam ion Cl –. Karena telah sesuai pada teori Arrhenius jadi asam klorida termasuk kedalam asam Arrhenius.

Contoh lain dari asam Arrhenius diantara nya seperti dibawah ini :

Dari contoh – contoh diatas, hasil dari disosiasi berupa ion H+, tetapi pada kenyataan nya ion H+ tidak ada yang berupa sebagai ion bebas, ion H+ akan mulai bereaksi dengan melalui molekul air yang ada di sekitar nya, dan dengan membentuk ion H3O+.

H⁺_(Aq)+H₂O_(l)→ H₃O⁺_(Aq)

Sehingga reaksi lengkap yang telah dihasilkan terjadi pada disosiasi ialah :

HBr_(Aq)+H₂O_(l)→ H₃O⁺_(Aq) + Br-_(Aq)

Tapi agar tetap terlihat lebih pendek dan lebih mudah agar di ingat reaksi disosiasi kan menjadi :

HBr_(Aq)→ H⁺_(Aq)+ Br-_(Aq)

Secara umum, tidak ada yang salah dalam penggunaan kedua reaksi di atas dalam melakukan disosiasi.

Basa Arrhenius

Menurut Arrhenius, suatu zat dapat di katakan sebagai basa apabila dilarutkan ke dalam air akan menghasil kan ion OH-, contoh disosiasi NaOH seperti dibawah ini.

NaOH_(Aq)→Na⁺_(Aq)+OH^–_(Aq)

Saat NaOH mulai di buat menjadi sebuah larutan, maka NaOH dapat terdisosiasi akan menjadi ion Na+ dan ion OH-.

Karena dapat sesuai dalam teori Arrhenius maka larutan Natrium Hidroksida termasuk kedalam basa Arrhenius.

Dibawah ini contoh lain pada basa arrhenius :

Dari contoh – contoh diatas, kebanyakan ion OH- berasal dari zat yang dapat di larutkan tersebut.

Tapi jangan sampai terkecoh, untuk beberapa zat yang tanpa menggunakan gugus OH– pada rumus kimia bisa termasuk bersifat basa, asal kan saat di larutkan ke dalam air dapat menghasil kan ion OH-.

Misalnya contoh senyawa amonia, dengan menggunakan rumus kimia NH3. Amonia termasuk basa, karena saat akan di larutkan ke dalam air membuat bentuk nya menjadi ion OH-.

Perhatikan reaksi pelarutan amonia dibawah ini:

NH_3(Aq)+H₂O _(l)⇋ NH₄⁺_(aq)+OH⁻_(aq)

Karena dapat menghasil kan ion OH- pada saat di larutkan ke dalam air maka amonia termasuk ke dalam basa Arrhenius, namun pada dalam beberapa pernyataan menyebut kan bahwa basa Arrhenius setidak nya mempunyai gugus OH dalam rumus kimia nya, sehingga jika di kaitkan dengan pernyataan amonia bukan lah basa arrhenius. Mempunyai rasa pahit, bersifat kaustik atau dapat bisa merusak kulit.

Jika di larutkan ke dalam air dapat menghasil kan ion OH- atau ion hidroksil dan ion logam atau gugus lain yang memiliki sifat bermuatan negatif.

Jika ion OH– hampir seluruh nya dapat dilepas kan atau ionisasi nya berhasil sempurna, maka termasuk kedalam basa kuat atau dapat juga di katakan mempunyai derajat keasaman yang sangat rendah dan begitu juga sebalik nya.

Secara umum dalam peristiwa peruraian basa yang menjadi sebuah ion dapat di tuliskan dengan seperti dibawah ini :

BOH (aq)——-> B+(aq)+OH- (aq)

Teori Asam Basa Menurut Lewis (1923)

Pada mula tahun 1923, Lewis mempunyai pandangan yang berbeda terhadap teori asam basa.

Ketika Bronsted-Lowry mempunyai pandangan bahwa yang dapat berperan sebagai suatu senyawa berupa asam atau basa merupakan suatu proton pada ( ion H+ ), Lewis memandang bahwa yang berperan pada sifat asam atau basa suatu senyawa merupakan sebuah pasangan elektron.

Pada teori asam basa Lewis, basa dapat mendonor kan pasangan pada elektron dan asam dapat menerima pasangan elektron.

Asam Lewis merupakan gabungan semua zat yang dapat menerima pasangan elektron secara bebas, dengan kata lain yaitu suatu akseptor pada pasangan elektron.

Sedangkan pada basa Lewis ialah merupakan zat yang dapat mendonor kan pasangan elektron secara bebas, dengan kata lain suatu donor pasangan pada elektron.

Asam Lewis

Asam Lewis merupakan penerima dari pasangan elektron. Asam Lewis merupakan bentuk elektrofil, karena dapat tertarik pada elektron.

Asam Lewis yang bermuatan sifat positif (parsial) pada suatu senyawa. Contoh zat yang termasuk dalam asam Lewis, diantara nya sebagai berikut :

Semua kation (Cu2+,Na+,Ca2+,Li+,Mg2+, dan lainnya),
Ion, Atom, atau Molekul yang oktet tidak lengkap disebut (BF3, AlF3)
Molekul yang mempunyai atom pusat nya mempunyai elektron valensi lebih dari 8 ( SiBr4, SiF4 )
Molekul mempunyai ikatan rangkap dengan dua atom elektro yang negatif (CO2)

Teori Asam Basa Menurut Bronsted-Lowry (1923)

Teori ini dapat melengkapi teori Arrhenius yang belum sama sekali menjelas kan tentang pengaruhnya ion dalam pelarut.

Dalam sebuah teori Arrhenius jika suatu zat dapat dikatakan sebagai asam atau basa jika di larutkan ke dalam air akan menghasil kan ion H+ atau ion OH-, tapi bagaimana jika pelarut nya bukan berupa air? Contohnya, asam asetat pada pelarut benzena, disitu sifat asam nya tidak muncul.

Selanjutnya, pada suatu amonia yang telah di larutkan pada Natrium amida, disitu akan berubah menjadi sifat basa meskipun tidak terbentuk ion OH- karena hal itu maka Johannes N. Bronsted dan Thommas M. Lowry dapat menyimpul kan bahwa yang menjadi kan suatu zat tersebut asam atau basa ialah ion H+ atau disebut proton.

Menurut Bronsted-Lowry suatu spesi dapat dikatakan sebagai asam apabila jika bisa mendonor kan ion H+ atau proton (donor proton) ke spesi yang lain, sedang kan basa jika spesi tersebut bisa menerima ion H+ atau proton (akseptor proton) dari spesi lain.

Asam – basa konjugasi kelanjutan dari teori Bronsted-Lowry merupakan spesi yang telah dapat mendonorkan dalam proton, akan mempunyai kemampuan untuk dapat bisa menerima proton, sehingga berubah menjadi basa.

Basa yang terjadi karena hasil dari donor proton biasa disebut sebagai basa konjugasi dari asam semula.

Sedangkan untuk spesi yang dapat menerima proton, akan mempunyai kemampuan untuk dapat mendonorkan proton, dan biasa disebut sebagai asam konjugasi dari basa semula.

Agar lebih jelas perhatikan reaksi HCl dan air dibawah ini:

Pada reaksi contoh diatas, HCl mendonorkan proton pada air, yang dapat mengacu pada teori Bronsted-Lowry maka HCl tersebut merupakan sebuah asam.

Akan tetapi apabila setelah HCl mendonorkan proton, sisa nya hanya ion Cl-, dimana mempunyai kemampuan untuk menerima proton atau basa.

Maka, Cl- merupakan basa konjugasi dari HCl. Pasangan asam basa konjugasi =HCl dan Cl-.

Karena air dapat menerima proton dari HCl, air tersebut disebut basa. Setelah air menerima proton, akan terbentuk ion H3O+, dimana ion yang memiliki kemampuan untuk dapat mendonorkan proton atau asam.

Maka, ion H3O+ merupakan asam konjugasi dari air. Pasangan basa asam konjugasi =air dan H3O+.

Amfoter

Senyawa amfoter merupakan senyawa yang bisa menjadi asam ataupun basa, tergantung pada kondisi di dalam lingkungan nya.

Hal tersebut terjadi karena senyawa amfoter mempunyai kemampuan seperti itu. Kemampuan itu dapat terjadi apabila pada senyawa amfoter terdapat atom hidrogen yang bisa lepas dan berubah menjadi proton dan mempunyai pasangan elektron bebas dalam menerima proton.

Contoh senyawa amfoter diantara nya ialah asam, amino, protein, air, Al(OH)3 dan beberapa logam oksida (ZnO, PbO, SnO dan lainnya).

Amfoter berasal dari bahasa yunani merupakan sebuah amphoteroi yang berarti keduanya.

Penggunaan nya di dalam asam basa, amfoter berarti sebuah senyawa yang bisa menjadikan keduanya.

Terkadang memiliki istilah lain yang juga dapat digunakan untuk senyawa yang dapat menjadi asam atapun basa ialah amfiprotik. Antara amfoter dan amfiproti mempunyai makna yang sama.

Ringkasan

Pada teori asam basa Bronsted-Lowry terdapat beberapa poin penting yang dapat diambil, ialah sebagai berikut :

Asam merupakan spesi yang dapat mendonorkan ion H+ atau proton.
Basa merupakan spesi yang dapat menerima ion H+ atau proton.
Air merupakan senyawa pada amfoter.
Asam konjugasi merupakan sebuah asam hasil dari suatu senyawa yang telah menerima proton.
Basa konjugasi merupakan suatu basa hasil dari senyawa yang telah mendonorkan proton.

Artikel Lainnya :

Teori asam basa merupakan salah satu konsep dasar dalam kimia yang memiliki peran penting dalam memahami berbagai reaksi kimia dan aplikasinya dalam kehidupan sehari-hari serta dalam berbagai bidang ilmu lainnya. Melalui perkembangan dan aplikasi teori ini, manusia dapat lebih memahami dunia kimia dan memanfaatkannya untuk kepentingan manusia dan lingkungan.