Teori asam basa Puji ningrum Nurul Inayah Indang

Sejarah Perkembangan Teori Asam Basa • Asam berasal dari kata “acidus” (bahasa latin), yang berarti masam. Basa (alkali) berasal dari bahasa Arab “al-qili” yang berarti abu tanaman. a. Robert Boyle Asam mempunyai sifat-sifat sbb: • Kekuatan pelarut yang tinggi • Mampu mengubah warna dari zat warna tanaman tertentu • Mampu mengendapkan sulfur dari larutannya dalam alkali Basa mempunyai sifat-sifat sbb: • Mempunyai sifat detergensi • Mempunyai kemampuan merusak (menetralkan) pengaruh asam *Raoulle (1974): basa adalah setiap zat yang bereaksi dengan asam membentuk garam. Basa meliputi alkali, alkali tanah, logam, dan minyak. Copyright © Wondershare Software

Sejarah Perkembangan Teori Asam Basa b. Lavoisier • Asam adalah senyawa biner yang mengandung oksigen. Berdasarkan eksperimen Lavoisier, unsur-unsur seperti C, N, dan S jika dibakar dalam oksigen menghasilkan senyawa yang bersifat sebagai asam dalam larutan air. Teori ini mendapat dukungan yang banyak sebelum dinyatakan bahwa asam itu tidak harus mengandung oksigen. Tahun 1787 Berthelot memperoleh bukti (dari hasil eksperimen) bahwa asam tidak harus mengandung oksigen. c. Davy (1814) • Semua asam mengaandung H, tetapi tidak semua senyawa hydrogen adalah asam (teori hydrogen). Leibig, 1838, asam adalah senyawa yang mengandung hidrogen, dimana atam H dapat diganti atom logam. Copyright © Wondershare Software

Teori Asam Basa Ahenius (sistem ion air) • Asam adalah senyawa hydrogen dalam larutan air menghasilkan ion H+. basa dalam air menghasilkan ion OH-. Netralisasi adalah penggabungan ion H+ dan ion OH- membentuk air (H 2 O). • HCl (aq) H+ (aq) + Cl- (aq) (asam) • Na. OH Na+ (aq) + OH-(aq) (basa) • H+ + OH H 2 O (netralisasi) • Asam bila dilarutkan dalam air akan menghasilkan ion H+ sebagai satu-satunya ion positif. Sedangkan basa bila dilarutkan dalam air akan menghasilkan ion OH-sebagai satu-satunya ionnegative. • Asam: Basa: • HCl H+ + Cl- Na. OH Na++ OH • H 2 O H++ OH- H 2 O H+ + OH • Dari teori Arrhenius dapat dengan sederhana ditentukan aspek kuantitatif kekuatan asam. • HA H+ + A • Ka = [H+]. [A-]/ [HA] ka >> : asam makin kuat Copyright © Wondershare Software

Kelemanan-kelemahan teori Arrhenius: 1. Arrhenius tidak mendefinisikan asam dan basa sendiri, yang didefinisikan adalah larutan asam atau basa dalam air. Akibatnya suatu larutan yang bersifat asam atau basa hanya berlaku dalam pelarut air. Akibatnya suatu larutan yang bersifat asam atau basa hanya berlaku dalam larutan air, sedangkan dalam pelarut lainnya tidak terdefinisikan. Sebagai contoh: HCl dalam air bersifat asam, HCl dalam benzena maupun HCl dalam ammonia tidak terdefinisikan. 2. Teori Arrhenius hanya menerangkan adanya ion hidrogen dalam larutan air. Oleh karena itu definisi ini tidak dapat digunakan untuk menerangkan sifat asam dari suatu garam, misalnya NH 4 NO 3 NH 4+ + NO 3 - (tidak menghasilkan H+) Eksperimen menunjukkan NH 4 NO 3 bersifat asam. Copyright © Wondershare Software

Kelemanan-kelemahan teori Arrhenius: 3. Perlunya suatu keterangan tambahan yang tidak rasional dalam konsep ini untuk menerangkan sifat basa ammonium (NH 3) atau senyawa hidrogen biner lainnya. NH 3 + H 2 O NH 4 OH NH 4+ + OHEksistensi senyawa NH 4 OH tidak terbukti secara eksperimen. Anggapan bahwa NH 4 OH eksis adalah kesalahan yang nyata. 4. Definisi Arrhenius tidak dapat menerangkan secara memuaskan sifat asam senyawa-senyawa yang tidak mengandung hidrogen. Al. Cl 3 + 3 H 2 O Al(OH)3 + 3 HCl Asam 5. Adanya pemikiran tentang eksistensi proton dalam larutan air. Data energi hidrasi ion hidrogen (berdasarkan perhitungan) adalah 256 kkal/mol. Akibatnya ion ini hanya dalam bentuk terhidrasi (sebagai H 3 O+) bukan sebagai H+. • Copyright © Wondershare Software

Sistem Pelarut (Solven): Franklin 1905. • Sistem pelarut merupakan perluasan konsep Arrhenius. Franklin menyatakan bahwa terdapat kemiripan antara reaksi asam basa dalam air dan beberapa jenis reaksi tertentu dalam ammonia. Air terionisasi menjadi H+ dan OH- sedangkan ammonia dengan cara yang sama terionisasi menjadi ammonium NH 4+ dan ion amida NH 2 -. • Swaionisasi (autoionisasi) dari air dan ammonia adalah sebagai berikut: 2 H 2 O H 3 O+ + OH 2 NH 3 NH 4+ + NH 2 • Fakta bahwa logam-logam tertentu menyebabkan terbentuknya hidrogen jika berekasi dengan H 3 O+ dalam air atau dengan ion NH 4+ dalam ammonia menunjukkan bahwa sifat asam pada H 3 O+ atau NH 4+ adalah sebagai akibat proton (H+) yang dikandungnya. Dengan kata lain ion hidronium adalah proton terhidrasi dan ion ammonium adalah proton teramoniasi. Mg + 2 H 3 O+ Mg 2+ + 2 H 2 O + H 2 Mg + 2 NH 4+ Mg 2+ + 2 NH 3 + H 2 Copyright © Wondershare Software

• Menurut teori ini (sistem pelarut) asam adalah zat terlarut yang melalui ionisasi langsung atau melalui reaksi dengan pelarut melepaskan kation karakteristik dari pelarut tersebut, dan basa adalah zat terlarut yang melalui disosiasi langsung atau melalui reaksi dengan pelarut melepaskan anion karakteristik dari pelarut tersebut. Pelarut kation anion Ionisasi pelarut : 2 H 2 O H 3 O+ + OH 2 SO 2+ + SO 322 CH 3 COOH 21+ +CH 3 COO- Copyright © Wondershare Software

lanjutan • • • Keuntungan dari teori ini adalah kemudahannya dalam memperlakukan sistem pelarut yang berbeda dalam cara yang analog. Hasil kali ion-ion pelarut AB mengalami ionisasi menjadi A+ dan B- dapat dinyatakan sebagai berikut : AB ⇄ A+ + B- KAB = [A+]. [B-] Skala p. A analog dengan skala p. H dalam medium air. Dalam pelarut air titik netralnya pada p. H = - ½ log. Kw sedangkan dalam pelarut AB titik netralnya pada p. A = - ½ log. KAB. Kelemahan sistem pelarut : Dalam media dengan konstanta dielektrikum yang rendah, keberadaan ion-ion tidak mungkin Hanya mencakup sifat-sifat kimia pelarut, sedangkan sifat fisiknya sama sekali diabaikan. Autoionisasiditekankan cukup jauh dalam banyak kasus. Contoh reaksi netralisasi dalam beberapa pelarut : H 2 O = H 3 OCl + Na. OH → Na. Cl + 2 H 2 O NH 3 = NH 4 Cl+ Na. NH 2→ Na. Cl + 2 NH 3 SO 2 = SOCl 2 + [(CH 3)4 N]SO 3→ 2[(CH 3)4 N]Cl + 2 SO 2 Copyright © Wondershare Software

Konsep Teori Asam Basa Lux-Flood • Konsep teori asam basa Lux-Flood ditinjau berdasarkan ion oksida (O 2 -). Konsep ini digunakan untuk menerangkan sistem non proton yang tidak dapat dijelaskan dengan definisi asam basa Bronsted. Lowry. • Menurut teori ini, asam adalah spesi atau zat akseptor ion oksida dan basa adalah spesi atau zat pendonor ion oksida. Teori ini biasanya digunakan untuk meramalkan reaksi-reaksi yang berlangsung pada suhu tinggi dan proses pengolahan serta perekayasaan mineral dan logam. • Contoh Persamaan Reaksi Asam-Basa Lux Flood : Ca. O + Si. O 2 → Ca. Si. O 3 Ca. O = donor oksida →Basa Si. O 2 = akseptor oksida →Asam Pb. O + SO 3 → Pb. SO 4 Pb. O = donor oksida →Basa SO 3 = akseptor oksida →Asam Copyright © Wondershare Software

lanjutan • Asam tidak selalu dalam bentuk oksida seperti dapat dibuktikan oleh reaksi pyrosulphatesdengan oksida titanium, niobium atau tantalum pada suhu 1100 K. • Reaksinya: Ti. O 2 + Na 2 S 2 O 7 → Na 2 SO 4 + Ti. OSO 4 Ti. O 2= Basa Na 2 S 2 O 7 = Asam • Definisi Lux-Flood dapat diperluas untuk mencakup transfer setiap anion misalnya, halida, sulfida, dll, seperti reaksi : Na. Cl + Ag. NO 3→ Na. NO 3 + Ag. Cl Na. Cl = donor anion (Cl-) → Basa Ag. NO 3 = aseptor anion (Cl-) → Asam • Kekurangan teori asam basa Lux-Flood : teori asam basa lux-flood terbatas pada sistem lelehan oksida. • Kelebihan teori asam basa Lux-Flood : karakterisasi oksida logam dan non logam menggunakan sistem ini bermanfaat dalam industri pembuatan logam Copyright © Wondershare Software

Teori Bronsted-Lowry ( Teori Donor – Akseptor Proton) • – – – Menurut Bronsted-Lowry : Asam adalah suatu zat yang cenderung melepaskan proton. Basa adalah suatu zat yang cenderung menerima proton. Penetralan adalah reaksi perpindahan proton dari asam ke basa. (dalam air) H 3 O+ + OH- ⇄ H 2 O + H 2 O (dalam ammonia) NH 4+ + NH 2 ⇄ NH 3 + NH 3 • Reaksi antara asam dengan basa selalu menghasilkan asam dan basa yang lain dan setiap pasangan asam dan basanya disebut pasangan konjugasi. Untuk menyatakan konjugasinya, asam dan basa yang bersangkutan diberi angka indeks yang sama. Asam 1 ⇄ H+(proton) + Basa 1 Basa 2 + H+(proton) ⇄ Asam 2 Asam 1 + Basa 2 ⇄ Asam 2 + Basa 1 Copyright © Wondershare Software

• Adapun yang termasuk pasangan konjugasi dari persamaan di atas adalah Asam 1 dengan Basa 1 begitu pula Asam 2 dengan Basa 2. pernyataan lain tentang pasangan konjugasi dapat diungkapkan sebagai berikut : Asam 1 adalah asam konjugasi dari Basa 2 atau Basa 1 adalah basa konjugasi dari Asam 1 Asam 2 adalah asam konjugasi dari Basa 2 atau Basa 2 adalah basa konjugasi dari Asam 2 • Contoh : Asam 1 + Basa 2 ⇄ Asam 2 + Basa 1 HCl + H 2 O ⇄ H 3 O+ + Cl - HBr + H 2 O ⇄ H 3 O+ + Br - Copyright © Wondershare Software

• HCl dan HBr bertindak sebagai asam, karena masing-masing memberikan proton terhadap H 2 O, sedangkan H 2 O itu sendiri bertindak sebagai basa. Pada contoh ini , ion Cl adalah basa konjugasi dari HCl , sedangkan ion H 3 O+ adalah asam konjugasi dari H 2 O. kedua reaksi ini menujukkan suatu fakta senyawa kovalen dapat bersifat elektrolit kuat karena adanya solvasi dengan air. • Beberapa molekul atau ion ada yang berfungsi ganda artinya dapat bertindak sebagai asam dalam reaksi tertentu dan bertindak sebagai basa dalam reaksi lain. Zat semacam ini disebut zat amfiprotik. Copyright © Wondershare Software

Kekuatan Asam dan Basa Bronsted Karena konsep Bronsted merupakan perluasan dari konsep Arrhenius, maka Bronsted mendefinisikan kekuatan asam sebagai berikut : – Asam kuat adalah asam yang mampu melepaskan proton sangat besar, sedangkan pasangan konjugasinya bertindak sebagai basa lemah. – Basa kuat adalah basa yang mampu mengikat proton dengan kuat, pasangan konjugasinya bertindak sebagai asam lemah (Asam lemah adalah asam yang lebih lemah dari H 3 O+). Beberapa contoh asam kuat dapat kita lihat pada persamaan reaksi berikut ini : HCl. O 4 + H 2 O ⇄ H 3 O+ + Cl. O 4 - HCl + H 2 O ⇄ H 3 O+ + Cl - HNO 3 + H 2 O ⇄ H 3 O+ + NO 3 - Copyright © Wondershare Software

Kelebihan konsep Brosted-Lowry dibandingkan Arrhenius : Konsep ini mendefinisikan asam basa dalam hal zatnya itu sendiri, bukan hanya dalam ionisasinya dalam air Ide hidrolisis tidak perlu untuk menerangkan karakter asam dari NH 4+ atau karakter basa dari CO 3 Kelemahannya tidak dapat digunakan pelarut non protonik. Copyright © Wondershare Software

Asam basa lewis • Asam Lewis dapat diklasifikasikan dalam 3 kategori : • Semua kation adalah asam Lewis karena dapat bergabung dengan pasangan elektron • Ag+ + 2 CN- ↔ [ Ag(CN)2] • Senyawa – senyawa yang kekurangan elektron atau senyawa atom pusat mengekspansi kulit valensi, misalnya Ga. Cl 3, Sn. Cl 2, Sn. Cl 4 dsb • Molekul yang atom pusatnya memiliki saatu atau lebih ikatan rangkap, misalnya SO 3 atau CO 2. • Basa Lewis meliputi : • Semua anion, makin besar densitas muatan makin besar kekuatan basanya • Molekul yang mempunyai pasangan elektron bebas, misalnya air, alkohol, eter, amoniak, dsb • Alkena atau alkuna yang dapat membentuk ikatan koordinasi dengan ion logam misalnya CO, benzena, oksida nitrat dsb, yang membentuk kompleks π dengan logam transisi. • Cr + 2 C 6 H 6 - Cr (C 6 H 6)2 Copyright © Wondershare Software

• Kelemahan definisi Lewis : • Terdapat kesulitan dalam menerangkan sifat asam protonik konvensional. HCl, HI, H 2 SO 4 dsb ( serah terima elektron tidak bisa terjadi ) • Penentuan kekuatan relatif asam-basa Lewis tidak dapat dilakukan. Hal ini karena kekuatan asam basa tergantung pada reaksi khusus yang berlangsung. • Adanya kontradiksi kriteria fenomenologis reaksi asam basa pada pembentukan kompleks. Reaksi kompleks pada umumnya lambat sedangkan reaksi asam basa berlangsung cepat. • Ditemukan bukti bahwa reaksi yang dikatalis oleh asam Lewis tidak dikatalis oleh asam protonik yang umum. Copyright © Wondershare Software

lanjutan • Definisi Usanovich ( 1934 ) • Asam adalah setiap spesi kimia yang bereaksi dengan basa, menghasilkan kation atau menangkap anion ( elektron ). Basa adalah setiap spesi kimia yang bereaksi dengan asam menghasilkan anion atau elektron, akan bergabung dengan kation. Di samping mencakup asam basa Arhenius, Bronsted – Lowry atau Lewis, definisi Usanovich juga mencakup reaksi redoks. • Asam adalah oksidator dan basa adalah reduktor. • Fe 2+ ↔ Fe 3+ + e • Fe (II) bertindak sebagai basa dan Fe (III) bertindak sebagai asam. Copyright © Wondershare Software

lanjutan • Perbedaan antara definisi Lewis dan Usanovich tidak terlalu besar, namun demikian terdapat perbedaan yang sangat mendasar yaitu perpindahan elektron dari basa ke asam harus diikuti pembentukan ikatan koordinasi, sedangkan definisi Usanovich tidak melibatkan ikatan koordinasi. Copyright © Wondershare Software

Thank you ! Copyright © Wondershare Software

pertanyaan Ifan: sifat detergensi? Bahan yang mempunyai sifat pembersih. Mba Devi: Membedakan teori? Keterkaitan? Menekankan ciri khas masing-masing teori Asam: H+; kation; secara umum Copyright © Wondershare Software