Asam Basa - Pengertian dan Teori Asam Basa

Pengertian Asam dan Basa

Inakri Learning - Asam dan basa merupakan salah satu sifat suatu zat, baik yang berbentuk larutan maupun non pelarut. Proses kimia yang terjadi di sekitar kita berkaitan dengan asam dan basa seperti proses industri, proses biologi dalam tubuh makhluk hidup dan masih banyak lagi. 

Ciri-Ciri Asam:

  • Dapat menimbulkan korosif 
  • Rasanya asam
  • Mengubah kertas lakmus biru menjadi merah
  • PH < 7
  • Menghasilkan ion H+


Contoh asam dalam kehidupan sehari-hari

 

                            Jeruk Nipis                                       Tomat                                        Lemon

Ciri-ciri Basa:

  • Rasanya pahit
  • Terasa licin di kulit
  • Mengubah kertas lakmus merah menjadi biru
  • PH > 7
  • Menghasilkan OH- dalam air


Contoh basa dalam kehidupan sehari-hari

           Pasta Gigi                                                   Sabun Mandi                                         Pupuk Urea

Dalam industri, banyak proses produksi yang sangat bergantung pada tingkat keasamaan atau kebasaan mediumnya. Contohnya pada pembuatan tahu, proses pengendapan tahu ditentukan oleh tingkat keasaman larutan mediumnya. Kemudian, minum kopi dalam keadaan perut kosong dapat mengakibatkan perut terasa perih. Hal ini disebabkan kopi bersifat asam sehingga meningkatkan kadar asam lambung di dalam tubuh. Dengan demikian, konsep asam dan basa sangat penting untuk dipelajari karena aplikasinya sangat luas dalam kehidupan sehari-hari.


Teori Asam dan Basa

1. Teori Asam Basa Arrhenius


 Pada tahun 1886, Svante August Arrhenius, Ilmuan dari Swedia mengemukakan teori mengenai asam dan basa. Menurut Arrhenius, Asam adalah zat yang dapat menghasilkan ion hidrogen (H+) atau ion hidronium (H3O+) jika dilarutkan dalam air. Basa adalah zat yang dapat menghasilkan ion hidroksida (OH-) jika dilarutkan dalam air.

        Contoh:

    1.  Gas asam klorida (HCl) yang sangat larut dalam air sehingga tergolong asam Arrhenius, sebagaimana HCl dapat terurai menjadi ion Hdan Cl di dalam air.
HCl(aq) + H2O(l)  → Cl-(aq) + H3O+(aq)  atau HCl(g)  Cl-(aq) + H+(aq)

2.  Natrium hidroksida (NaOH) termasuk basa Arrhenius, sebagaimana NaOH merupakan senyawa ionik yang terdisosiasi menjadi ion Na+ dan OH ketika dilarutkan dalam air
NaOH(s) + H2O(l) → Na+(aq) + OH-(aq)

3.  Berbeda halnya dengan metana (CH4) yang bukan asam Arrhenius karena tidak dapat menghasilkan ion H+ dalam air meskipun memiliki atom H.
        CH4(g) + 2 H2O(l)   CO2(g) + 8 H(g)

4.    Reaksi tersebut tidak melibatkan adanya ion H+ dan ion OH-. Reaksi asam basa yang tidak melibatkan ion H+ dan ion OHdapat dijelaskan menggunakan teori Bronsted-Lowry dan Teori Lewis. 
      NH3(g) + HCl(g)  NH4Cl(s)

        Adapun Kelemahan Teori Arrhenius:

            1.      Reaksi asam basa dapat terjadi jika dilarutkan dalam pelarut air (H2O)
            2.      Zat yang terurai harus menghasilkan ion Hdan ion OH


2. Teori Asam Basa Bronsted-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/akseptor proton. Jadi, menurut definisi asam basa Brønsted–Lowry.

·         asam adalah donor proton.

·         basa adalah akseptor proton. 

HNO3(aq) + H2O(l) NO3-+ H3O+(aq)

Jika ditinjau dengan teori Brønsted–Lowry, pada reaksi ionisasi HNO3 ketika dilarutkan dalam air, HNO3 berperan sebagai asam dan H2O sebagai basa. HNO3 berubah menjadi ion NO3- setelah memberikan proton (H+) kepada H2O. H2O menerima proton dengan menggunakan sepasang elektron bebas pada atom O untuk berikatan dengan H+ sehingga terbentuk ion hidronium (H3O+).

        NH3(aq) + H2O(l) NH4+(aq) + OH(aq)

Jika ditinjau dengan teori Brønsted–Lowry, pada reaksi ionisasi NH3 ketika dilarutkan dalam air, NH3 berperan sebagai basa dan H2O sebagai asam. NH3 berubah menjadi ion NH4+ setelah menerima proton (H+) dari H2O. H2O memberikan proton kepada NH3 sehingga terbentuk ion hidroksida (OH)

        HCl (benzena) + NH3 (benzena)  NH4Cl(s)

Model Bronsted-Lowry dapat diterapkan terhadap reaksi HCl dan NH3 dalam pelarut benzena. Pada reaksi tersebut, molekul HCl merupakan donor proton atau asam, dan molekul NH3 sebagai akseptor proton atau basa.

Menurut teori Bronsted-Lowry:

  • Basa adalah spesi akseptor proton, misalnya ion OH-
  • Asam dan basa dapat berupa ion atau molekul
  • Reaksi asam basa tidak terbatas pada larutan air, contoh pelarut benzena
  • Beberapa spesi dapat bereaksi sebagai asam atau basa tergantung pada pereaksi lain.

 

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. Menurut definisi asam basa Lewis.

·         asam adalah akseptor pasangan elektron.

·         basa adalah donor pasangan elektron


Berdasarkan definisi Lewis, asam yang berperan sebagai spesi 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 BF3 dan NH3 merupakan reaksi asam–basa, di mana BF3 sebagai asam Lewis dan NH3 sebagai basa Lewis. NH3 memberikan pasangan elektron kepada BF3 sehingga membentuk ikatan kovalen koordinasi antara keduanya. membentuk ikatan kovalen koordinasi antara keduanya.



Kelebihan definisi asam basa Lewis adalah dapat menjelaskan reaksi-reaksi asam–basa lain dalam fase padat, gas, dan medium pelarut selain air yang tidak melibatkan transfer proton. Misalnya, reaksi-reaksi antara oksida asam (misalnya CO2 dan SO2) dengan oksida basa (misalnya MgO dan CaO), reaksi-reaksi pembentukan ion kompleks seperti [Fe(CN)6]3−, [Al(H2O)6]3+, dan [Cu(NH3)4]2+, dan sebagian reaksi dalam kimia organik.