Memahami Berbagai Konsep Asam Basa: Konsep Arrhenius, Bronsted-Lowry, dan Lewis serta Contoh dan Keterbatasannya

Asam adalah senyawa yang mengandung satu atau lebih atom hidrogen dapat diganti sebagian atau seluruhnya oleh logam atau ion positif untuk menghasilkan garam. Beberapa teori (konsep) telah diusulkan untuk menjelaskan perilaku asam dan basa berdasarkan struktur dan komposisi, tetapi tidak ada teori tunggal yang menjelaskan perilaku asam dan basa secara keseluruhan. Masing-masing teori atau konsep dapat diterapkan dengan kelebihan dalam keadaan yang sesuai. Dalam situasi tertentu, ahli kimia menggunakan konsep yang paling sesuai dengan tujuannya. Teori atau konsep yang paling populer dijelaskan dalam bab ini.

Konsep Arrhenius

Konsep ini muncul pada tahun 1887. Menurut konsep ini, semua zat yang memberikan ion H⁺ ketika dilarutkan dalam air disebut asam sedangkan yang terionisasi dalam air melepaskani ion OH^- disebut basa.

 

 

Sebenarnya ion H⁺ bebas tidak ada di dalam air. Ion H⁺ bergabung dengan molekul pelarut (H₂O), terhidrasi untuk membentuk hidronium atau ion hidroksinium (H₃O⁺).

H⁺ + H₂O ⇌H₃O⁺

Dengan demikian, ionisasi asam dalam larutan berair harus direpresentasikan sebagai:

HCl + H₂O ⇌H₃O⁺_(aq) + Cl^-_(aq)

H₂SO₄ + 2H₂O ⇌2H₃O⁺_(aq) + SO₄^2-_(aq)

Reaksi antara asam dan basa disebut reaksi netralisasi, dimana ion H⁺ dari asam dan ion OH^- dari basa bereaksi membentuk air (H₂O).

NaOH   +  HCl    →   NaCl    +  H₂O

(basa)     (asam)       (garam)    (air)

OH^- + H⁺ ⇌ H₂O

Keterbatasan Konsep Arrhenius

(i) Konsep Arrhenius hanya berlaku untuk larutan berair. Untuk sifat asam atau basa, keberadaan air benar-benar diperlukan. HCl murni (tidak mengandung air) tidak dapat bertindak sebagai asam karena HCl murni tidak dapat melepaskan ion H⁺.

(ii) Konsep Arrhenius tidak menjelaskan sifat asam atau basa dalam pelarut bukan air.

(iii) Konsep Arrhenius gagal menjelaskan sifat asam dari senyawa non-protik (tidak memiliki proton) seperti SO₂, NO₂, CO₂ P₂O₅.; yang tidak memiliki hidrogen untuk melepaskan ion H⁺.

(iv) Konsep Arrhenius gagal menjelaskan sifat dasar senyawa seperti NH₃, Na₂CO₃, yang tidak memiliki OH dalam molekulnya untuk melepaskan ion OH^-.

(v) Konsep Arrhenius gagal menjelaskan sifat asam dari garam-garam tertentu seperti sebagai AICl₃ dalam larutan berair.

Konsep Arrhenius yang Dimodifikasi

Konsep yang dimodifikasi memperbaiki sebagian besar keterbatasan. Air adalah elektrolit yang lemah dan terionisasi pada tingkat yang sangat kecil.

 

Air juga bersifat netral, yaitu konsentrasi ion H₃O⁺ dan OH^- sama.

[H₃O⁺] = [OH^-]

Zat yang dapat meningkatkan konsentrasi ion H₃O⁺ dalam air maka zat tersebut bertindak sebagai asam sedangkan zat yang meningkatkan konsentrasi ion OH^- bertindak sebagai basa. SO₂ meningkatkan konsentrasi ion H₃O⁺ dalam air, oleh karena itu, SO₂ bersifat asam.

SO₂ + H₂O → H₂SO₃ + H₂O ⇌H₃O⁺ + HSO₃^-

Demikian pula, NH₃ berperilaku sebagai basa karena meningkatkan konsentrasi ion OH^- dalam air.

NH₃ + H₂O →NH₄OH ⇌NH₄⁺ + OH^-

Kebasaan Suatu Asam

Kebasaan asam adalah jumlah ion hidrogen yang dapat disediakan oleh satu molekul asam pada saat disosiasi. Asam yang membebaskan ion 1, 2 atau 3 ion H⁺ masing-masing dikenal sebagai monobasa, dibasa dan tribasa (monoprotik, diprotik dan triprotik). Asam poliprotik biasanya terdisosiasi dalam beberapa tahap.

 

Jelas, dari tabel di atas bahwa kebasaan suatu asam tidak selalu sama dengan jumlah atom hidrogen yang ada dalam satu molekul asam tetapi jumlah ion hidrogen yang dapat dilepaskan oleh satu molekul. Asam yang melepaskan lebih dari satu ion H⁺ dalam larutan berair disebut sebagai polibasa atau poliprotik.

Keasamaan Suatu Basa

Keasaman basa adalah jumlah ion hidroksil yang dihasilkan dari satu molekul basa pada disosiasi. Basa yang membebaskan 1, 2 atau 3 ion OH^- masing-masing dikenal sebagai monoasam atau monohidroksik, diasam atau dihidroksik, triasam atau trihidroksik. Natrium hidroksida (NaOH), amonium hidroksida (NH₄OH), kalium hidroksida (KOH) adalah basa monoasam atau monohidroksik sedangkan kalsium hidroksida [Ca(OH)₂] dan barium hidroksida [Ba(OH)₂] adalah basa diasam atau dihidroksik.  

Kekuatan Asam dan Basa

Kekuatan asam atau basa dalam konsep Arrhenius adalah berdasarkan tingkat ionisasi atau konstanta kesetimbangan.

Konstanta kesetimbangan, Ka untuk asam, HX, adalah:

 

Konstanta kesetimbangan, Kb untuk basa, BOH, adalah:

 

Asam yang sangat terionisasi dalam larutan berair, yaitu, memberikan sejumlah besar ion hidrogen dikenal sebagai asam kuat. Nilai Ka untuk asam kuat lebih tinggi dari 0.1. HCIO₄, HNO₃, H₂SO₄, HCl, adalah asam yang sangat kuat. Nilai Ka sangat kecil untuk asam lemah seperti CH₃COOH, H₃PO₃, H₂CO₃, H₃BO₃, dan lain-lain. Contoh, nilai Ka dari CH₃COOH adalah 1,8 x l0^-5 pada 25^oC. Dengan kata lain, dalam kasus asam lemah, ionisasinya hanya sedikit dan sebagian besar tetap sebagai molekul yang tidak terionisasi.

Basa yang sangat terdisosiasi dalam larutan berair untuk menghasilkan sejumlah besar ion OH- disebut alkali kuat. Nilai Kb untuk alkali kuat lebih tinggi dari 0.1. NaOH, KOH, Ba(OH)₂, adalah contoh basa yang kuat. Untuk basa lemah seperti NH₄0H, Al(OH)₃, Fe(OH)₃ memiliki nilai Kb rendah.

Konsep Bronsted-Lowry

Konsep ini diusulkan secara sendiri-sendiri oleh Bronsted dan Lowry pada tahun 1923. Menurut konsep ini, asam adalah spesies yang mampu menyumbangkan proton dalam reaksi sementara basa adalah spesies yang mampu menerima proton dalam reaksi, yaitu asam adalah donor proton (protogenik) dan basa adalah akseptor proton (protofilik). Perhatikan reaksi berikut,

HCl + H₂O ⇌H₃O⁺ + Cl^-

Dalam reaksi ini, HCl bertindak sebagai asam karena menyumbangkan

proton (H⁺) ke molekul air. Di sisi lain, air berperilaku sebagai basa dengan menerima proton (H⁺) dari asam. Beberapa contoh lainnya adalah:

CH₃COOH + H₂O   ⇌  H₃O⁺ + CH₃COO^-

(asam)     (basa)

CO₂   +  2H₂O   ⇌  H₃O⁺ + HCO₃^-

(asam)   (basa)

NH₄⁺  +  H₂O   ⇌  H₃O⁺ + NH₃

(asam)   (basa)

HSO₄^-  +  H₂O   ⇌  H₃O⁺ + SO₄^2-

(asam)    (basa)

Perhatikan reaksi berikut,

NH₃ + H₂O ⇌NH₄⁺ + OH^-

Pada reaksi ini, air bertindak sebagai asam karena menyumbangkan proton ke molekul NH_3, dan NH₃ bertindak sebagai basa karena menerima proton dari H₂O.

Beberapa contoh lainnya adalah:

CN^-   +   H₂O   ⇌  HCN  +  OH^-

(basa)    (asam)

NO₂^-   +  H₂O ⇌HNO₂ + OH^-

(basa)    (asam)

Terbukti dari contoh-contoh di atas bahwa H₂O dapat bertindak

sebagai asam maupun basa. Sifat H₂O yang demikian disebut sebagai amfiprotik. Selain H₂O, NH₃ dan CH₃COOH juga bersifat amfiprotik.

Ketika asam kehilangan proton, molekul sisa asam memiliki kecenderungan untuk mendapatkan kembali proton. Oleh karena itu, molekul sisa asam tersebut berperilaku sebagai basa (karena bertindak sebagai penerima proton). Contoh:

HCl    ⇌   H⁺  +  Cl^-

(asam)            (basa)

CH₃COOH  ⇌ H⁺ +  CH₃COO^-

(asam)              (basa)

Ketika asam dan basa bereaksi, maka akan terbentuk pasangan konjugat. Perhatikan reaksi berikut:

CH₃COOH  +  NH₃     ⇌  CH₃COO^-  +  NH₄⁺

(asam)        (basa)       (basa)       (asam)

Jika pada reaksi di atas, asam, CH₃COOH diberi label asam 1 dan basa konjugatnya, CH₃COO- sebagai basa 1 dan H₂O diberi label sebagai basa 2 dan asam konjugatnya, H3O+ sebagai asam 2, reaksi dapat ditulis sebagai berikut:

Asam 1 + Basa 2 ⇌ Basa 1 + Asam 2

Dengan demikian, setiap reaksi asam-basa melibatkan dua pasangan konjugat, yaitu, ketika asam bereaksi dengan basa, maka akan terbentuk asam dan basa yang lain. Berikut contoh beberapa reaksi yang lain:

H₂O    +   NH₃   ⇌  NH₄⁺   +   OH^-

(asam)     (basa)    (asam)     (basa)

HCN    +   H₂O   ⇌  CN^-   +   H₃O⁺

(asam)     (basa)    (basa)    (asam)

HCl    +   NH₃   ⇌  NH₄⁺   +   Cl^-

(asam)    (basa)    (asam)    (basa)

 

Setiap asam memiliki basa konjugatnya dan setiap basa memiliki asam konjugatnya.

Keunggulan dari konsep asam basa Bronsted-Lowry yaitu dapat menjelaskan sifat asam basa pada pelarut lain selain air, yang memiliki kecenderungan untuk menerima atau kehilangan proton. Konsep asam basa Bronsted-Lowry juga dapat menentukan perilaku asam atau basa dari zat terlarut dalam pelarut itu. Selain itu, dapat dikatakan bahwa istilah asam atau basa adalah komparatif. Suatu zat dapat bertindak sebagai asam dalam satu pelarut sementara itu berperilaku sebagai basa dalam pelarut lain. Asam asetat bertindak sebagai asam dalam air tetapi berperilaku sebagai basa dalam HF.

Kekuatan Asam dan Basa

Kekuatan asam tergantung pada kecenderungannya untuk kehilangan protonnya dan kekuatan basa tergantung pada kecenderungannya untuk mendapatkan proton. Ka, konstanta kesetimbangan, dari reaksi berikut memberikan ukuran kuantitatif kekuatan asam 
HA + H₂O ⇌A^- + H₃O⁺

 

Semakin besar nilai Ka menunjukkan bahwa asam tersebut semakin kuat.

Demikian pula, Kb dari reaksi berikut memberikan ukuran kuantitatif kekuatan basa.

B + H₂O ⇌BH⁺ + OH^-

 

Semakin besar nilai Kb menunjukkan bahwa basa tersebut semakin kuat. Lebih lanjut diamati bahwa asam kuat memiliki basa konjugat yang lemah sedangkan asam lemah memiliki basa konjugat yang kuat.

Asam kuat HCl memiliki basa konjugat Cl^- yang lemah, sedangkan asam lemah CH₃COOH memiliki basa konjugat CH₃COO^- yang kuat.

Keterbatasan Konsep Asam Basa Brosnted-Lowry

Suatu zat disebut sebagai asam atau basa jika bereaksi dengan zat lain. Jika menyumbangkan proton ke zat lain, maka zat itu adalah asam dan jika menerima proton dari zat lain, zat itu adalah basa. Sedangkan ada sejumlah reaksi asam-basa di mana tidak ada transfer proton yang terjadi. Dengan demikian konsep asam basa Bronsted-Lowry tidak dapat digunakan untuk menjelaskan reaksi-reaksi yang terjadi pada pelarut yang tidak memiliki proton.

Konsep Asam Basa Lewis

Konsep tentang sifat asam-basa yang lebih umum dan mendasar diusulkan oleh G.N. Lewis pada tahun 1923 (tahun yang sama di mana konsep Bronsted diperkenalkan). Namun, konsep tersebut menjadi berpengaruh pada tahun 1930 dan seterusnya. Menurut konsep ini, basa adalah zat yang dapat memberikan sepasang elektron untuk membentuk ikatan koordinat sedangkan asam adalah zat yang dapat menerima sepasang elektron. Asam Lewis adalah zat yang bertindak sebagai akseptor elektron atau elektrofil sedangkan basa Lewis adalah

zat yang bertindak sebagai donor elektron atau nukleofil. Reaksi netralisasi menurut konsep Lewis melibatkan pembentukan ikatan koordinat.

Contoh sederhana dari konsep asam basa Lewis adalah reaksi antara proton dan ion hidroksil.

 

Pada reaksi di atas, OH^- bertindak sebagai basa karena memberikan sepasang elektron kepada H⁺ yang digunakan untuk berikatan membentuk ikatan koordinat. Sedangkan H⁺ bertindak sebagai basa karena menerima sepasang elektron dari OH^-.

Beberapa contoh reaksi yang lain:

 

Menurut konsep asam basa Lewis, spesi yang dapat bertindak sebagai asam Lewis yaitu:

(i) Molekul yang atom pusatnya memiliki oktet yang tidak lengkap : Asam Lewis adalah molekul kekurangan elektron seperti BF₃, AICl₃, GaCl₃, dan lain-lain.

 

(ii) Molekul yang atom pusatnya memiliki orbital d kosong: Atom pusat senyawa halida seperti SiX₄, GeX₄, TiCl₄, SnCl₄, PX₃, PF₅, SF₄, SeF₄, TeCl₄, memiliki orbital d kosong. Oleh karena itu, ini dapat menerima pasangan elektron dan bertindak sebagai asam Lewis.

 

(iii)  Kation sederhana: Semua kation diharapkan bertindak sebagai asam Lewis karena sifatnya kekurangan elektron. Namun, kation seperti Na⁺, K⁺, Ca²⁺ (memiliki konfigurasi gas mulia) memiliki kecenderungan yang sangat kecil untuk menerima elektron, sedangkan kation seperti H⁺, Ag⁺, Fe³⁺, Cu²⁺, memiliki kecenderungan yang lebih besar untuk menerima elektron.

 

(iv) Molekul yang memiliki ikatan rangkap antara atom-atom dengan elektronegativitas yang berbeda : Contoh khas molekul yang termasuk dalam kelas asam Lewis ini adalah CO₂, SO₂ dan SO₃. Ketika suatu basa Lewis menyerang molekul ini, satu pasangan elektron ϖ akan bergeser ke arah atom yang lebih negatif. Sehingga atom yang elektropositif akan kekurangan elektron dan dapat menerima sepasang elektron dari basa Lewis.

 

(v) Unsur-unsur dengan elektron valensi 6: Atom oksigen dan belerang mengandung enam elektron dalam kulit valensinya dan dapat menerima sepasang elektron tunggal dan bertindak sebagai asam Lewis.

Adapun spesi yang dapat bertindak sebagai basa Lewis yaitu:

(i) Molekul netral yang memiliki setidaknya satu pasang elektron tunggal: Misalnya, amonia, amina, dan alkohol, bertindak sebagai basa Lewis karena mengandung sepasang elektron.

(ii) Molekul bermuatan negatif atau anion sederhana : Misalnya, ion klorida, ion sianida, dan ion hidroksida, bertindak sebagai basa Lewis.

Perlu dicatat bahwa semua basa Bronsted-Lowry juga basa Lewis tetapi semua asam Lewis bukan asam Bronsted-Lowry.

 

Keterbatasan Konsep Asam Basa Lewis

(i) Teori Lewis gagal menjelaskan kekuatan relatif asam dan basa karena berbagai jenis reaksi terlibat.

(ii) Asam seperti HCl, H₂SO₄ tidak membentuk ikatan koordinat dengan basa.

Semua reaksi asam-basa cepat. Namun, terdapat beberapa pembentukan ikatan koordinat berjalan sangat lambat.