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 dan licin seperti sabun. 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 merasakannya. Terdapat 3 teori asam basa yaitu teori asam basa Arrhenius, teori asam basa Bronsted Lowry, dan teori asam basa Lewis.

1.      Teori Asam Basa Arrhenius

Teori ini pertama kalinya dikemukakan pada tahun 1884 oleh Svante August Arrhenius. Menurut Arrhenius, definisi dari asam dan basa, yaitu:

-          asam adalah senyawa yang jika dilarutkan dalam air melepaskan ion H⁺.

-          basa adalah senyawa yang jika dilarutkan dalam air melepaskan ion OH⁻.

 

Gas asam klorida (HCl) yang sangat larut dalam air tergolong asam Arrhenius, sebagaimana HCl dapat terurai menjadi ion H⁺dan Cl⁻ di dalam air. Berbeda halnya dengan metana (CH₄) yang bukan asam Arrhenius karena tidak dapat menghasilkan ion H⁺ dalam air meskipun memiliki atom H. Natrium hidroksida (NaOH) termasuk basa Arrhenius, sebagaimana NaOH merupakan senyawa ionik yang terdisosiasi menjadi ion Na⁺ dan OH⁻ ketika dilarutkan dalam air. Konsep asam dan basa Arrhenius ini terbatas pada kondisi air sebagai pelarut.

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 Bronsted–Lowry,

-          asam adalah donor proton.

-          basa adalah akseptor proton.

Asam-basa Konjugasi Kelanjutan dari teori Bronsted-Lowry adalah spesi yang telah mendonorkan proton, akan memiliki kemampuan untuk bisa menerima proton, sehingga merupakan basa. Untuk basa yang terjadi karena hasil donor proton biasa disebut basa konjugasi dari asam semula. Sedangkan untuk spesi yang menerima proton, akan memiliki kemampuan untuk mendonorkan proton, dan biasa disebut asam konjugasi dari basa semula. Lebih jelasnya perhatikan reaksi HCl dan air berikut ini:

Pada reaksi diatas, HCl mendonorkan proton pada air, mengacu pada teori Bronsted-Lowry maka HCl tersebut merupakan asam. Akan tetapi setelah HCl mendonorkan proton, sisanya hanya ion Cl^-, dimana memiliki kemampuan untuk menerima proton atau basa. Maka, Cl^- merupakan basa konjugasi dari HCl. Pasangan asam basa konjugasi = HCl dan Cl^-

Karena air menerima proton dari HCl, air tersebut merupakan basa. Setelah air menerima proton, akan terbentuk ion H₃O⁺, dimana memiliki kemampuan untuk mendonorkan proton atau asam. Maka, ion H₃O⁺ merupakan asam konjugasi dari air. Pasangan basa asam konjugasi = air dan H₃O⁺.

Amfoter

Senyawa amfoter adalah senyawa yang bisa menjadi asam maupun basa, tergantung kondisi lingkungannya. Hal tersebut karena senyawa amfoter memiliki kemampuan seperti itu. Kemampuan tersebut dapat terjadi karena pada senyawa amfoter terdapat atom hidrogen yang bisa lepas menjadi proton dan memiliki pasangan elektron bebas yang bisa menerima proton. Contoh senyawa amfoter diantaranya air, asam amino, protein, Al(OH)₃ dan beberapa logam oksida (ZnO, PbO, SnO dsb)

Istilah amfoter berasal dari bahasa yunani yaitu amphoteroi yang berarti keduanya. Penggunaannya dalam asam basa, amfoter berarti senyawa yang bisa menjadi keduanya. Terkadang istilah lain yang juga digunakan untuk senyawa yang dapat menjadi asam maupun basa adalah amfiprotik. Antara Amfoter dan Amfiproti memiliki makna yang sama.

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.

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.

DAFTAR PUSTAKA

Manis. 2018. Pengertian Asam Basa, Sifat, Teori, dan Contoh Reaksi Asam Basa Terlengkap. https://www.pelajaran.co.id/ (Di akses: Minggu, 6 Oktober 2019)

Sinaga, Dian. 2019. Teori Asam Basa. https://www.studiobelajar.com/teori-asam-basa/ (Di akses: Minggu, 6 Oktober 2019)

 
Oleh:
Nama  : Winda Wongso
NIM    : C1061191024
Prodi   : Ilmu dan Teknologi Pangan B
UNIVERSITAS TANJUNGPURA PONTIANAK