TEORI ASAM DAN BASA

ASAM DAN BASA

     Asam dan basa adalah dua golongan zat kimia yang sangat umum ditemukan di sekitar kita. Sebagai contoh, cuka, asam sitrun, dan asam dalam lambung tergolong asam, sedangkan kapur sirih dan soda api tergolong basa. Asam dan basa memiliki sifat-sifat yang berbeda. Pada mulanya, asam dan basa dibedakan berdasarkan rasanya, di mana asam terasa masam sedangkan basa terasa pahit. Namun, secara umum zat-zat asam maupun basa bersifat korosif dan beracun, khususnya dalam bentuk larutan dengan kadar tinggi sehingga sangat berbahaya jika diuji sifatnya dengan metode dirasa atau dicicip. Dari berbagai teori definisi asam basa yang pernah diajukan, terdapat tiga teori yang sangat bermakna, antara lain teori asam basa Arrhenius, teori asam basa Brønsted–Lowry, dan teori asam basa Lewis.

1. Teori Asam-Basa Arrhenius

    Teori asam basa Arrhenius dikemukakan oleh Svante August Arrhenius pada tahun 1884. Menurut Arrhenius, definisi dari asam dan basa, yaitu :                                                                                           - Asam adalah senyawa yang jika dilarutkan ke dalam air akan melepaskan H+                                     - Basa adalah senyawa yang jika dilarutkan ke dalam air akan melepaskan OH−

     Menurut teori asam basa Arrhenius, asam kuat merupakan asam yang derajat ionisasinya besar atau mudah terurai dan banyak menghasilkan ion H+ dalam larutannya. Asam kuat diantaranya HCl, HBr, HI, H2SO4, HNO3, dan HClO4. Menurut teori asam basa Arrhenius, terdapat basa kuat dan basa lemah. Basa kuat merupakan basa yang mudah terionisasi dalam larutannya dan banyak mengahsilkan ion OH–. Contohnya KOH, NaOH, Ba(OH)2, dan Ca(OH)2.

2. Teori Asam-Basa Brønsted–Lowry

    Pada tahun 1923, Johannes N. Brønsted dan Thomas M. Lowry secara terpisah mengajukan definisi asam dan basa yang lebih luas. Konsep yang diajukan tersebut didasarkan pada fakta bahwa reaksi asam–basa melibatkan transfer proton (ion H+) dari satu zat ke zat lainnya. Proses transfer proton ini selalu melibatkan asam sebagai pemberi/donor proton dan basa sebagai penerima atau akseptor proton. Jadi, menurut Brønsted–Lowry, definisi asam-basa ialah :                                             - Asam adalah donor proton.                                                                                                                     - Basa adalah akseptor proton.

     Teori Bronsted Lowry merupakan perluasan teori Arrhenius. Ion hidroksida tetap berlaku sebagai basa karena ion hidroksida menerima ion hidrogen dari asam dan membentuk air. Asam menghasilkan ion hidrogen dalam larutan karena asam bereaksi dengan molekul air melalui pemberian sebuah proton pada molekul air.

Sebagai contoh gas hidrogen klorida (HCl) di larutkan dalam air, maka molekul hidrogen klorida akan memberikan sebuah proton (ion H+) ke molekul air. Ikatan kovalen koordinasi terbentuk antara satu pasangan mandiri pada oksigen dengan hidrogen dari HCl dan menghasilkan ion hidroksonium, H3O + H2 + HCl → H3O + Cl

Ketika asam yang terdapat dalam larutan bereaksi dengan basa, yang berfungsi sebagai asam adalah ion hidroksonium. Sebagai contoh, proton di transferkan dari ion hidroksonium ke ion hidroksida untuk mendapatkan air.

H3 O+(aq) + OH–(aq) → 2H2O(ℓ)

Pada reaksi asam basa Bronsted – Lowry, terdapat 2 pasangan asam basa. Pasangan pertama merupakan pasangan antara asam dengan basa konjugasi (yang menyerap proton), dalam hal ini di tandai dengan asam – 1 dan basa – 1.

Pasangan kedua adalah pasangan antara basa dengan asam konjugasi (yang memberi proton), dalam hal ini di tandai dengan basa -2 dan asam – 2. Rumusan kimia pasangan asam basa konjugasi hanya berbeda satu proton (H+).

3. Teori Asam-Basa Lewis 

        Pada tahun 1923, G. N. Lewis mengemukakan teori asam-basa yang lebih luas dibanding kedua teori sebelumnya dengan menekankan pada pasangan elektron yang berkaitan dengan struktur dan ikatan. Definisi asam-basa Lewis ialah :

-     - Asam adalah sebagai akseptor pasangan elektron.

-     - Basa adalah sebagai donor pasangan elektron.

       Berdasarkan definisi Lewis, asam yang berperan sebagai penerima pasangan elektron tidak hanya H⁺. Senyawa yang memiliki orbital kosong pada kulit valensi seperti BF₃ juga dapat berperan sebagai asam. Sebagai contoh, reaksi antara BF₃dan NH₃ merupakan reaksi asam–basa, di mana BF₃ sebagai asam Lewis dan NH₃sebagai basa Lewis. NH₃ memberikan pasangan elektron kepada BF₃ sehingga membentuk ikatan kovalen koordinasi antara keduanya.

 

DAFTAR PUSTAKA 

Sinaga, Dian. 2019. Teori Asam Basa.

https://www.studiobelajar.com/teori-asam-basa/

Oleh                :

Nama              : Christy Meideiva Koswara

NIM                : C1061191098

Program Studi : Ilmu dan Teknologi Pangan

UNIVERSITAS TANJUNGPURA PONTIANAK