MAKALAH TEORI ASAM BASA
Untuk download filenya anda bisa download di bawah ini :
===================================================
BAB I
PENDAHULUAN
A. Latar
Belakang
Asam dan basa sudah dikenal sejak zaman dahulu. Asam dan basa merupakan
sesuatu yang tidak asing lagi dalam kehidupan kita sehari-hari. Banyak
barang yang kita gunakan dalam kehidupan sehari-hari termasuk ke dalam
contoh asam dan basa. Seperti buah-buahan, sayur-sayuran, bahan industri, dan lain sebagainya.
Istilah asam (acid) berasal dari
bahasa latin acetum yang berarti cuka. Istilah basa
(alkali) berasal dari bahasa Arab yang berarti abu. Asam dan basa secara tidak
sadar merupakan bagian dari kehidupan kita. Kita senantiasa berinteraksi denganasam dan basa setiap hari. Makanan yang kita
konsumsi sebagian besar bersifat asam, sedangkan pembersih yang kita gunakan
(sabun, detergen, dll.) adalah basa. Enzim-enzim dan protein dalam tubuh kita
juga merupakan asam.
Selain itu, asam dan basa sangat
berpengaruh terhadap
kondisi lingkungan. Keasaman tanah akan berpengaruh terhadap kondisi tumbuhan
yang ada di atasnya. Kualitas air juga dapat ditentukan dengan mengukur tingkat
keasamannya. Suatu daerah yang dilanda hujan asam akan mengalami kerusakan
lingkungan yang cukup buruk.
Kebanyakan asam dan basa (yang belum
bercampur dengan senyawa lain) di alam berupa liquid (larutan). Karena bentuk inilah
yang mudah untuk direaksikan dengan senyawa lainnya. Meskipun asam dan basa
yang kita konsumsi sehari-hari berupa padatan seperti makanan dan sabun, namun
pada akhirnya tetap butuh diencerkan juga agar lebih mudah diserap atau
digunakan.
Banyak sekali teori-teori yang para ahli
kembangkan mengenai pengertian dan konsep dari asam-basa. Dari berbagai teori
dari seorang ahli satu dengan lainnya isinya saling melengkapi kekurangan
konsep dari ahli sebelumnya sehingga akhirnya banyak hasil teori asam dan basa
yang sudah memuaskan dan dapat diterima pada saat sekarang. Dari hal itulah,
kami membuat makalah ini untuk mengetahui bagaimana perkembangan teori asam
basa tersebut.
B. Rumusan
Masalah
Banyak sekali teori-teori mengenai asam basa
tapi hanya beberapa saja yang dapat diterima dan cukup memuaskan. Teori-teori tersebut saling melengkapi teori-teori yang sebelumnya. Sebenarnya bagaimana
perkembangan dari teori-teori
tersebut sehingga menghasilkan hasil konsep dan teori yang memuaskan dan dapat
diterima sekarang ini.
Dengan demikian, penulis merumuskan sebuah
masalah sebagai berikut :
1. Bagaimana
teori dan konsep asam
basa Arrhenius?
2. Bagaimana
teori dan konsep asam basa Bronsted-Lowry?
3. Bagaimana
teori dan konsep
asam basa Lewis?
C. Tujuan
Makalah
1. Untuk
mengetahui teori dan konsep asam basa Arrhenius.
2. Untuk
mengetahui teori dan konsep asam basa Bronsted-Lowry.
3. Untuk
mengetahui teori dan konsep asam basa Lewis.
D. Manfaat
Makalah
Manfaat dari penyusunan makalah ini adalah
agar pembaca mengerti dan memahami bagaimana perkembangan dan awal mulanya
teori dan konsep asam basa muncul sehingga sampai sekarang ini.
PEMBAHASAN
A. Landasan Teoretis
Pembahasan materi asam basa ditekankan pada
aspek teoretik untuk tingkah laku asam dan basa. Teori asam basa sebagaimana
umumnya terus berkembang untuk menjaawab tantangan berkaitan dengan teori-teori
yang lebih awal. Teori asam basa yang paling sederhana pada awalnya dikemukakan
oleh Arrhenius pada tahun 1884. Menurut teori Arrhenius,asam adalah spesi yang
mengandung ion-ion hidrogen, H+ dan basa mengandung ion
hidroksida OH-. Namun demikian, dalam teori ini terdapat dua
kelemahan utama yang menyangkut masalah pelarut dan garam.
Teori asam basa Arrhenius ini berasumsi bahwa
pelarut tidak berpengaruh pada sifat asam basa. Jika HCl dilarutkan dalam air
untuk menghasilkan asam hidroklorida, larutan ini menghantarkan listrik, tetapi
jika dilarutkan dalam pelarut seperti benzena larutannya tidak menghantarkan
arus listrik. Perbedaan sifat HCl di dalam pelarut tersebut menyarankan bahwa
pelarut benar-benar berpengaruh terhadap tingkah laku zatterlarut.
Masalah kedua menyangkut tingkah laku
garam.Garam seharusnya bersifat netral, namun kenyataannya banyak garam yang
bersifat tidak netral, jadi bertentangan dengan anggapan ini.
Untuk mengatasi masalah tersebut dan juga
agar lebih realistik, pada tahun 1923, Thomas M. Lowry dari Inggris dan
Johannes N. Bronsted dari Denmark, masing-masing bekerja sendiri-sendiri
melengkapi teori asam basa yang melibatkan pelarut yang kemudian dikenal dengan
teori asam basa Bronsted-Lowry. Pemahaman asam basa yang melibatkan aspek
donor-akseptor elektron dikenalkan oleh G. N. Lewis pada tahun yang sama dan
ion oksida oleh H. Lux (1939) dan H. Flood (1947). Perlu dicatat bahwa
pengertian asam basa bukan berbicara tentang aspek kebenaran melainkan aspek
kesesuaian pada kondisi tertentu.
B. Pembahasan
1. Teori Arrhenius
Svante August Arrhenius (1859-1927), ahli
kimia berkebangsaan Swedia, tercatat sebagai pemenang hadiah nobel
kimia pada tahun 1903. Ia mengemukakan konsep atau teori asam basa yang cukup
memuaskan dan dapat diterima sampai sekarang. Teori asam basa Arrhenius
didasarkan pada pembentukan ion pada larutan berair (aqueous solution).
Menurutnya :
- Asam adalah suatu senyawa
yang apabila dilarutkan dalam air akan menghasilkan ion H+
- Basa adalah suatu senyawa
yang bila dilarutkan dalam air akan menghasilkan ion OH-
a. Asam
Asam adalah suatu senyawa yang akan
meningkatkan konsentrasi ion H+ di dalam air. Sebagai contoh
gas HCl ketika dilarutkan dalam air akan menghasilkan ion H+ dan
Cl- sehingga menurut konsep ini HCl dalam larutan air adalah
asam.
HCl(g) → H+(aq)
+ Cl-(aq)
Contoh asam yang lain adalah HF, HBr, HNO3,
H2SO4, H3PO4, CH3COOH, H2C2O4,
dan sebagainya.
Jumlah ion H+ yang dapat dihasilkan oleh
satu molekul asam disebut valensi asam, sedangkan ion negatif yang
terbentuk dari asam setelah melepas ion H+disebut ion sisa
asam. Nama asam sama dengan ion sisa asam dengan didahului kata asam.
Berbagai contoh asam dan reaksi ionisasinya diberikan pada tabel berikut.
|
Rumus Asam
|
Nama Asam
|
Reaksi Ionisasi
|
Valensi Asam
|
Sisa Asam
|
|
HCl
|
Asam klorida
|
HCl → H+ +
Cl-
|
1
|
Cl-
|
|
HCN
|
Asam sianida
|
HCN → H+ +
CN-
|
1
|
CN-
|
|
H2S
|
Asam sulfida
|
H2S → 2H+ +
S2-
|
2
|
S2-
|
|
H2SO4
|
Asam sulfat
|
H2SO4 →
2H+ + SO42-
|
2
|
SO42-
|
|
H3PO3
|
Asam fosfit
|
H3PO3 →
2H+ + HPO32-
|
2
|
HPO32-
|
|
HCOOH
|
Asam format
|
HCOOH → H+ +
HCOO-
|
1
|
HCOO-
|
|
CH3COOH
|
Asam asetat
|
CH3COOH → H+ +
CH3COO-
|
1
|
CH3COO-
|
b. Basa
Basa adalah suatu senyawa yang
akan meningkatkan konsentrasi ion OH-didalam air. Sedangkan KOH bila
dilarutkan dalam air akan menghasilkan ion K+dan OH- oleh
sebab itu KOH menurut teori Arrhenius adalah basa.
KOH(s) → K+(aq) + OH-(aq)
Contoh yang lain adalah NaOH, Ca(OH)2,
NH4OH, Ba(OH)2 dan lain-lain.Jumlah ion OH- yang
dapat dilepaskan oleh satu molekul basa disebut valensi basa.
Beberapa contoh basa Arrhenius diberikan pada tabel berikut.
|
Rumus Basa
|
Nama Basa
|
Reaksi Ionisasi
|
Valensi
|
|
NaOH
Ca(OH)2
Ba(OH)2
Al(OH)3
|
Natrium hidroksida
Kalsium hidroksida
Barium hidroksida
Aluminium hidroksida
|
NaOH → Na+ + OH-
Ca(OH)2 → Ca2+ +
2OH-
Ba(OH)2 → Ba2+ +
2OH-
Al(OH)3 → Al3+ +
3OH-
|
1
2
2
3
|
Meskipun tidak mempunyai gugus hidroksida,
larutan ammonia (NH3) ternyata bersifat basa. Hal itu terjadi karena
NH3 bereaksi dengan air (mengalami hidrolisis) membentuk ion OH- sebagai
berikut.
NH3 (aq) + H2O (l) ↔
NH4+ (aq) + OH- (aq)
Untuk menunjukkan sifat basanya, larutan NH3 sering
ditulis sebagai NH4OH. Hal itu tidaklah benar karena NH4OH
tidak ditemukan, yang ada hanya NH3, ion NH4+,
serta ion OH-.
c. Macam-macam
asam menurut teori Arrhenius:
1) Asam monoprotik, yaitu asam
yang memiliki satu valensi asam (monovalen).
Contoh: HCl, HF, HBr.
2) Asam poliprotik,
yaitu asam yang
memiliki dua atau tiga valensi asam (polivalen).
Contoh: H2SO4, H2S,
H3PO3.
3) Kekuatan asam dan basa menurut teori
Arrhenius didasarkan atas konsentrasi H+ dan OH.
4) Asam kuat memiliki konsentrasi
H+ yang
besar, asam lemah memiliki konsentrasi H+ yang
kecil.
5) Basa kuat memiliki konsentrasi
OH– yang
besar, basa lemah memiliki konsentrasi OH– yang
kecil.
d. Kelebihan teori
Arrhenius
1) Mampu menyempurnakan teori asam
yang dikemukakan oleh Justus Von Liebig. Liebig
menyatakan bahwa setiap asam memiliki hydrogen yaitu asam berbasis Hidrogen.
Pernyataan initidak tepat,
sebab basa juga memiliki Hidrogen.
2) Mampu menjelaskan
proses netralisasi lebih baik dibanding teori-teori sebelumnya.
3) Berhasil menerangkan aktivitas katalis dari asam dalam reaksi-reaksi tertentu.
e. Kekurangan teori
Arrhenius
1) Teori asam basa
Arrhenius terbatas dalam pelarut air, namun tidak dapat menjelaskan reaksi asamdan basa dalam pelarut
lain atau bahkan reaksi tanpa pelarut.
2) Teori asam basa
Arrhenius
hanya terbatas sifat asam dan basa pada molekul,
belum mampumenjelaskan sifat asam dan basa pada
ion, seperti kation dan anion.
3) Teori Arrhenius
tidak mampu menjelaskan alasan beberapa senyawa yang
mengandung atom Hidrogen yang
memiliki biloks atau bilangan oksidasi +1
(contoh: Asam klorida) yang larutdalam pelarut air
untuk membentuk larutan yang bersifat asam, sedangkan yang lain
seperti CH4tidak.
4) Teori Asam Basa
Arrhenius
tidak dapat menjelaskan alasan mengapa suatu senyawa
yang tidakmemiliki ion OH-, contoh Na2CO3 memiliki sifat dan karakteristik seperti basa.
f. Keterbatasan
Teori Arrhenius
Asam klorida dapat dinetralkan baik oleh
larutan natrium hidroksida maupun amonia. Pada kedua kasus tersebut, akan
didapatkan larutan hasil reaksi yang jernih yang dapat dikristalkan menjadi
garam berwarna putih, baik natrium klorida maupun ammonium klorida. Kedua
reaksi tersebut merupakan reaksi yang sangat mirip. Reaksi yang terjadi adalah:
Pada kasus reaksi antara natrium hidroksida
dengan asam klorida, ion hydrogen dari asam bereaksi dengan ion hidroksida dari
NaOH. Hal ini sesuai dengan teori asam-basa Arrhenius. Akan tetapi pada kasus
reaksi ammonia dengan asam klorida, tidak terdapat ion hidroksida.
|
|
Kita bisa mengatakan bahwa ammonia bereaksi dengan air menghasilkan ion ammonium dan hidroksida, menurut reaksi sebagai berikut:
Reaksi diatas merupakan reaksi reversibel,
dan dalam larutan ammonia pekat tertentu, sekitar 99% ammonia tetap berada
sebagai molekul amonia. Meskipun demikian, ion hidroksida tetap dihasilkan,
walau dalam jumlah yang sangat kecil. Dengan demikian kita bisa mengatakan
bahwa reaksi tersebut sesuai dengan teori asam-basa Arrhenius.
Tetapi pada saat yang bersamaan, terjadi
reaksi antara gas ammonia dengan gas hidrogen klorida.
Dalam kasus reaksi diatas, tidak dihasilkan
ion hidrogen ataupun ion hidroksida, karena reaksi tidak terjadi dalam larutan.
Teori Arrhenius tidak menggolongkan reaksi diatas sebagai reaksi asam-basa,
meskipun faktanya, reaksi tersebut menghasilkan produk yang sama mana kala
kedua senyawa tersebut dilarutkan dalam air.
Secara singkat dapat dikatakan bahwa
keterbatasan teori Arrhenius adalah bahwa reaksi asam-basa hanyalah sebatas
pada larutan berair (aqueus, aq) dan asam-basa adalah zat yang hanya
menghasilkan H+ dan OH-.
2. Teori Bronsted-Lowry
Dalam kimia, teori
Brönsted-Lowry adalah teori
mengenai asam basa yang
digagaskan oleh Johannes Nicolaus Brönsted dan Thomas
Martin Lowry pada
tahun 1923 secara terpisah. Konsep asam-basa dari Bronsted-Lowry ini lebih
luas daripada konsep asam-basa Arrhenius karena tidak terbatas dalam pelarut
air, tetapi juga menjelaskan reaksi asam-basa dalam pelarut lain. Asam-basa
Bronsted-Lowry tidak hanya berupa molekul, tetapi juga dapat berupa kation atau
anion serta dapat menjelaskan sifat asam dari NH4Cl. Dalam NH4Cl,
yang bersifat asam adalah ion NH4+ karena dalam air
dapat melepas proton.
Teori Brönsted memperluas definisi asam
dan basa dengan menjelaskan lebih banyak mengenai larutan kimia. Misalnya,
teori Brönsted menjelaskan mengapa suatu larutan amonium klorida bersifat asam
dan larutan natrium asetat bersifat basa. Dalam teori Brönsted, asam
didefinisikan sebagai zat yang memberikan proton kepada zat lain. Dalam hal
ini, proton adalah atom hidrogen yang kehilangan elektronnya. Sedangkan basa
adalah zat yang menerima proton dari zat lain. Reaksi asam dan basa
menghasilkan asam dan basa yang lain. Maka, menurut teori Brönsted reaksi
berikut ini adalah reaksi asam-basa:
HC2H3O2 + H2O
↔ C2H3O2- + H3O+
HC2H3O2 adalah asam
karena senyawa ini memberikan protonnya kepada H2O untuk menbentuk C2H3O2- dan
H3O+. Sedangkan H2O adalah basa karena senyawa
ini menerima proton tersebut. Tetapi reaksi ini adalah reaksi kesetimbangan.
Ion C2H3O2- bereaksi
dengan H3O+ untuk membentuk HC2H3O2 dan
H2O. C2H3O2-adalah basa
karena senyawa ini menerima proton dari H3O+. H3O+ adalah
asam karena senyawa ini memberikan proton.
Maka, menurut Brönsted-Lowry asam adalah zat yang dapat
memberikan proton. Sedangkan basa adalah zat yang dapat menerima
proton. Perhatikan contoh berikut.
NH4+(aq) +
H2O(l) →
NH3(aq) + H3O+(aq)
H2O(l) +
NH3(aq) →
NH4+(aq) +
OH-(aq)
Pada
contoh di atas terlihat bahwa air dapat bersifat sebagai asam (donor proton)
dan sebagai basa (akseptor proton). Zat seperti itu bersifat amfiprotik
(amfoter).
Konsep
asam-basa dari Bronsted-Lowry ini lebih luas daripada konsep asam-basa
Arrhenius karena hal-hal berikut :
- Konsep asam-basa
Bronsted-Lowry tidak terbatas dalam pelarut air, tetapi juga menjelaskan reaksi
asam-basa dalam pelarut lain.
- Asam-basa Bronsted-Lowry
tidak hanya berupa molekul, tetapi juga dapat berupa kation atau anion. Konsep
asam-basa Bronsted-Lowry dapat menjelaskan sifat asam dari NH4Cl.
Dalam NH4Cl, yang bersifat asam adalah ion NH4+ karena
dalam air dapat melepas proton.
Suatu asam setelah melepas satu proton akan membentuk
spesi yang disebut basa konjugasi dari asam tersebut. Sedangkan basa yang telah
menerima proton menjadi asam konjugasi. Perhatikan tabel berikut.
Pasangan asam-basa setelah terjadi serah-terima proton
dinamakan asam-basa konjugasi.
3. Teori Lewis
Pada tahun 1923 G.N. Lewis menyarankan cara
lain untuk melihat reaksi antara ion H+ dan OH-.
Dalam model Bronsted, ion OH- adalah spesi yang aktif karena
dalam reaksi ini menerima sebuah ion H+ untuk membentuk ikatan
kovalen. Dalam model Lewis, ion H+ adalah spesi aktif menerima
sepasang elektron dari ion OH‑untuk membentuk ikatan kovalen.
Dalam teori asam basa Lewis, basa
menyumbangkan pasangan elektron dan asam menerima pasangan elektron. Oleh
karena itu suatu asam Lewis adalah substansi,
seperti ion H+, yang dapat menerima pasangan elektron nonbonding.
Dengan kata lain, asam Lewis adalah akseptor pasangan elektron. Sebuah basa
Lewis adalah substansi, seperti ion OH-, yang dapat menyumbangkan
sepasang nonbonding elektron. Dengan demikian, basa
Lewis adalah donor pasangan elektron.
Salah satu keuntungan dari teori Lewis adalah bisa
melengkapi model reaksi oksidasi-reduksi.
Reaksi oksidasi-reduksi melibatkan transfer elektron dari satu atom ke atom
yang lain, dengan perubahan dalam jumlah oksidasi satu atau lebih atom.
CO2(g)
+ H2O(l)
H2CO3(aq)
Teori Lewis menunjukkan
bahwa asam bereaksi dengan basa untuk berbagi pasangan elektron, tanpa ada
perubahan dalam jumlah oksidasi setiap atom. Banyak reaksi kimia yang dapat
diurutkan ke dalam kelas ini. Entah elektron ditransfer dari satu atom ke
yang lain, atau atom-atom berkumpul untuk berbagi pasangan elektron.
Keuntungan utama dari
teori Lewis adalah caranya memperbanyak jumlah asam. Dalam teori Lewis, asam
adalah setiap ion atau molekul yang dapat menerima pasangan elektron
bebas. Pada persamaan berikut, kita menyimpulkan bahwa ion Al3+membentuk
ikatan dengan enam molekul air menghasilkan ion kompleks.
Al3+(aq)
+ 6 H2O(l)
Al(H2O)63+(aq)
Ini adalah contoh dari
reaksi asam-basa Lewis. Struktur lewis air menunjukkan bahwa molekul
ini telah menyumbangkan pasangan elektron bebas dan karena itu dapat bertindak
sebagai basa Lewis. Konfigurasi elektron dari ion Al3+
menunjukkan bahwa ion ini memiliki orbital kosong 3s, 3p, dan orbital 3d
yang dapat digunakan untuk menahan pasangan elektron bebas
yang disumbangkan oleh molekul air.
Al3+ = [Ne] 3s0 3p0 3d0
Dengan demikian, ion Al3+ terbentuk
ketika sebuah ion Al3+ yang bertindak sebagai asam Lewis
mengambil enam pasang elektron dari molekul air dan bertindak sebagai
pangkalan Lewis untuk memberikan kompleks asam-basa, atau ion kompleks.
Teori asam-basa
Lewis menjelaskan mengapa BF3 bereaksi dengan amonia. BF3adalah
molekul trigonal planar, karena elektron dapat ditemukan di tiga tempat di
kulit valensi dari atom boron. Akibatnya, atom boron berhibridisasi sp2,
yang memiliki 2pz orbital kosong pada atom boron. BF3 karena
itu dapat bertindak sebagai akseptor pasangan elektron, atau asam Lewis. Hal
ini dapat menggunakan 2pz orbital kosong untuk mengambil sepasang nonbonding
elektron dari basa Lewis untuk membentuk ikatan kovalen. BF3karena
bereaksi dengan basa Lewis seperti NH3 membentuk kompleks
asam-basa di mana semua atom memiliki cangkang penuh valensi elektron, seperti
yang ditunjukkan pada gambar di samping.
Teori Lewis asam-basa juga dapat digunakan untuk
menjelaskan mengapa oksida bukan logam seperti CO2 larut dalam
air untuk membentuk asam, seperti asam karbonat H2CO3.
CO2(g) + H2O(l)
H2CO3(aq)
Dalam reaksi ini, molekul air bertindak sebagai donor
pasangan elektron, atau basa Lewis. Para akseptor pasangan elektron adalah
atom karbon dalam CO2. Ketika atom karbon mengambil sepasang
elektron dari molekul air, tidak lagi perlu membentuk ikatan rangkap dengan
kedua atom oksigen lainnya seperti yang ditunjukkan pada gambar di bawah.
Salah satu atom oksigen terbentuk ketika air
ditambahkan ke CO2 membawa muatan positif, yang lain membawa
muatan negatif. Setelah ion H+ telah dialihkan dari salah satu
atom oksigen ke yang lain, semua atom oksigen dalam senyawa
bermuatan netral. Oleh karena itu, hasil dari reaksi antara CO2 dan
air adalah asam karbonat, H2CO3.
BAB III
PENUTUP
A.
Kesimpulan
Dari beberapa penjelasan mengenai berbagai teori-teori
asam basa secara rinci dapat disimpulkan bahwa dengan perkembangan ilmu dan
teknologi yang semakin maju, pengetahuan yang ada akan semakin berkembang dan
dapat melahirkan teori baru yang dapat menjawab segala pertanyaan yang
sebelumnya belum bisa terjawab. Oleh karena itu, disamping kita mempelajari
ilmu pengetahuan marilah kita aplikasikan dan implementasikan ke dalamkehidupan
sehari-hari agar ilmu yang kita serap dapat bermanfaat bagi orang lain di
sekitar kita.
Disusun Oleh :
1.
Jumroh
2.
Isrotin
3.
Siti Muafah
4.
Aprilliyani
5.
Koni Noviyanti
6.
Nurlaela
Kelas : X
Keperawatan 2
SMK
WIDYA UTAMA INDRAMAYU
Post a Comment