Definisi Asam dan Basa

I.          Definisi Asam dan Basa

Asam didefinisikan sebagai zat yang bila dilarutkan dalam air, mengalami disosiasi dengan pembentukan ion hydrogen seebagai satu-satunya ion positif. Basa didefinisikan sebagai zat yang bila dilarutkan dalam air, mengalami disosiasi dengan pembentukan ion – ion hidroksi sebagai satu- satunya ion negatif.

Meskipun begitu, teori- teori ini mempunya keterbatasan, yang menjadi semakin nyata jika fenomena asam-basa dalam larutan bukan air harus ditafsirkan. Dalam teori asam-basa klasik, dua ion, ion hydrogen (yaitu proton) dan ion hidroksil diberi peranan istimewa. Namun, sebagaimana telah ditunjukkan, sementara proton memang benar- benar mempunyai sifat- sifat yang istimewa, yang dapat dianggap penyebab dari fungsi asam- basa, ion hidroksil tidak memiliki sifat-sifat istimewa yang memungkinkan memegang peran spesifik dalam reaksi asam-basa. Hal ini dapat dijelaskan dengan beberapa fakta eksperimen. Misalnya , telah ditemukan bahwa asam perklorat bersifat sebagai asam bukan saja air tetapi juga dalam asam asetat glacial( asam cuka murni)atau ammonia cair sebagai pelarut. Begitu pula asam klorida. Maka logis kalau kita menduga bahwa proton-lah (satu-satunya ion yang sama-sama terdapat dalamkedua asam) yang bertanggiung jawab atas sifat asam dari zat- zat itu.  Natrium hidroksida, sementara bersifat sebagai basa kuat dalam air, tidak menunjukkan cirri- cirri khas basa yang khusus dalam pelarut lain (meskipun bereaksi dengan asam asetat glacial). Di lain pihak, natrium asetat dalam asam asetat glacial menunjukkan sifat- sifat suatu basa sejati, Sedang natrium amida (NaNH­₂) memainkan peran seperti itu dalam  ammonia cair. Fakta- fakta eksperimen lainnya adalah bahwa dalam asam asetat glacial, semua asaetat yang dapat larut, dan dalam ammonia cair semua amida yang dapat larut, memiliki sifat- sifat basa. Namun, tak satupun dari ion ini, hidroksil, asetat atau amida (NH₂^-), dapat diistimewakan sebagai satu- satunya penyebab dari sifat basa itu.

Pertimbangan- pertimbangan ini mengakibatkan timbulnya definisi yang lebih umum tentang asam dan basa yang diajukan sendiri oleh J.N Bronsted dan T.M. Lowry pada tahun 1923. Mereka mendifinisikan asam sebagai setiap zat sembarang (baik dalam bentuk ion atau molekul) yang menyumbang proton (H⁺) (donor proton), dan basa sebagai setiap zat sembarang ( molekul atau ion) yang menerima proton (akseptor proton). Dengan menyatakan asam sebagai A dan basa sebagai B, maka keseimbangan asam- basa dapat dinyatakan sebagai

A               B  +  H⁺

Sistem keseimbangan demikian dinamakan sistem asam-basa konjugasi, A dan B dinamakan pasangan asam basa konjugasi. Pentinglah kita ketahui bahwa lambing H⁺ dalam definisi ini menyatakan proton belaka (ion hydrogen yang tak bersolvasi), dan karenanya definisi yang baru ini tak ada hubungan apapun dengan sesuatu pelarut. Persamaan ini menyatakan skema hipotesis untuk mendifinisikan asam dan basa , ini dapat dianggap  suatu ‘reaksi parohan’ yang hanya berlangsung kalau proton yang dilepaskan oleh asam itu, diambil oleh satu basa lain.

Beberapa sistem asam basa adalah sebagai berikut :

               Asam               Basa +  H⁺

                HCl                 Cl^-  +  H⁺

               HNO₃              NO₃^- +  H⁺

               H₂SO₄               HSO₄^2- +  H⁺

               HSO₄^-               SO₄^2- +  H⁺

      CH₃COOH              CH₃COO^-  +  H⁺

               H₃PO₄                    H₂PO₄^-  +  H⁺

                   H₂PO₄^-                   HPO₄^2-  +  H⁺

               HPO₄^2-                   PO₄^3-   +  H⁺

                 NH₄⁺                     NH₃  +  H⁺

                 NH₃                      NH₂^­-  +  H⁺

                 H₃O⁺                    H₂O  +  H⁺  

                 H₂O                 OH^-  +  H⁺

Dari contoh- contoh ini dapat dilihat, bahwa menurut teori Bronsted-Lowry, asam dapat berupa :

a)   Molekul tak bermuatan yang dikenal sebagai asam dalam teori asam- basa klasik, seperti HCl, HNO₃, H₂SO₄, CH₃COOH, H₃PO₄, dan sebagainya.

b)   Anion, seperti HSO₄^-, H₂PO₄^-, HPO₄^2-, dan sebagainya.

c)   Kation, seperti NH₄⁺, H₃O⁺, dan sebagainya.

Menurut teori ini, basa adalah zat yang mampu menerima proton ( dan bukan, seperti dalam teori klasik, zat yang menghasilkan ion hidroksil atau sesuatu ion lainnya). Zat-zat yang berikut ini termasuk dalam basa :

a)    Molekul tak bermuatan, seperti NH₃, dan H₂O, dan sebagainya.

b)   Anion, seperti Cl^-, NO₃^-, NH₂^-, OH^- dan sebagainya.

Penting untuk diperhatikan, bahwa zat- zat tadi (hidroksida alkali), yang menurut teori asam- basa klasik, adalah basa keras, sebenarnya membentuk molekul yang tak bermuatan, melainkan senantiasa bersifat sebagai ion bahkan dalam keadaan padat. Jdi, rumus NaOH adalah tak logis, sedang rumus Na⁺, OH^- atau Na⁺ + OH^-  akal lebih cepat menyatakan komposisi natrium hidroksida yang sebenarnya. Sifat basa dari basa- basa kuat ini disebabkan oleh ion OH^- yang berada dalam keadaan padat atau dalam larutan air.

Beberapa zat (seperti HSO₄^-, H₂PO₄^-, HPO₄^2-, NH₃, H₂O dan sebagainya) dapat berfungsi baik sebagai asam maupun basa, tergantung dari keadaan. Zat- zat ini disebut elektrolit amfoter atau amfolit.

Sebagaimana telah ditunjukkan, persamaan

A               B  +  H⁺

Tak menyatakan suatu reaksi yang dapat berjalan sendiri; proton bebas, hasil dari disosiasi demikian, karena ukurannya yang kecil dan medan listrik kuat yang mengelilinginya, akan mempunyai afinitas (daya tarik) yang besar terhadap molekul- molekul lainnya terutama yang mempunyai electron- elektron yang belum bersekutu, dan karenanya tidak dapat berwujud sebagai proton bebas dalam jumlah cukup dalam larutan. Maka proton bebas itu diambil oleh sistem asam- basa yang kedua. Jadi misalnya A₁, menghasilkan sebuah proton menurut persamaan :

A₁               B₁  +  H⁺

Proton ini diambil oleh B₂, membentuk asam A₂

             B₂ +  H⁺                A₂

Karena kedua reaksi ini hanya dapat berjalan bebarengan ( dan tidak pernah sendiri- sendiri), lebih tepat kiranya untuk  menyatakannya bersama- sama dalam suatu persamaan sebagai berikut :

         A₁   +  B₂              B₁  +  A₂

Umumnya, reaksi asam-basa dapat ditulis sebagai

                        Asam₁  +  Basa₂              Basa₁  + Asam ₂

Persamaan ini menyatakan pemindahan satu protondari A₁ (Asam₁) kepada B₂ (Basa₂). Maka reaksi- reaksi antara asam dan basa dinamakan rekasi peotolitik. Semua reaksi ini menuju ke kesetimbangan, dalam beberapa hal kesetimbangan bisa bergeser hamper sempurna ke salah satu arah. Arah keseluruhan dari reaksi- reaksi ini tergantung pada kekuatan relative asam-asam dan basa-basa yang terlibat dalam sistem ini.

Dalam teori asam-basa klasik, berbagai tipe reaksi asam-basa  (seperti disosiasi, nbetralisasi, hidrolisis) harus di-postulatkan untuk menafsirkan fakta- fakta eksperimen. Keuntungan yang besar dari teori Bronsted-Lowry adalah bahwa semua tipe reaksi yang berbeda- beda ini dapat ditafsirkan secara umum sebagai reaksi poloprotik sederhana. Lebih- lebih lagi, teori ini dapat dengan mudah diperluas sampai ke reaksi- reaksi dalam pelarut bukan air, dimana teori asam- basa klasik terbukti kurang dapat diterapkan.

Beberapa contoh reaksi poloprotik terhimpun di bawah ini:\

Asam₁  +  Basa₂              Basa₁  + Asam ₂

                HCl + H₂O                H₃O⁺  +  HCl^-                               (i)

   CH₃COOH + H₂O                 H₃O⁺  +  CH₃COO^-                      (ii)

            H₂SO₄+ H₂O                 H₃O⁺  +  HSO₄^2-                      (iii)

           HSO₄^-  + H₂O                H₃O⁺  +  SO₄^2-                          (iv)

             H₃O⁺  + OH^-                H₂O  +  H₂O                            (v)

   CH₃COOH +  NH₃                NH₃⁺  +  CH₃COO^-                      (vi)

     H₂O  +  CH₃COO^-                     CH₃COOH +  OH^-                       (vii)

             NH₄⁺  +  H₂O                 H₃O⁺  +  NH₃                                   (viii)

          H₂O  + HPO₄^2-                       H₂PO₄^- +  OH^-                                 (ix)

                     H₂O  +  H₂O                  H₃O⁺  +  OH^-                                    (x)

Reaksi- reaksi  (i) sampai (iv) mewakili ‘disosiasi’ asam, reaksi (v) adalah reaksi yang umum antara asam kuat dan basa kuat, yang disebut ‘netralisasi’, reaksi (vi) menggambarkan reaksi antara asam asetat dan ammonia yang berlangsung tanpa adanya air, reaksi (vii) sampai (ix) menyatakan reaksi ‘hidrolisis’, yang sama dengan reaksi (v) tetapi arahnya berlawanan, menggambarkan ‘disosiasi’ ( atau lebih tepat autoprotolisis) air.

II.          Protolisis Asam, Kekuatan Asam dan Basa

Sangat menarik untuk memeriksa proses yang berlangsung bila suatu asam dilarutkan, pertrama-tama sekali dalam air. Menurut teori bronsted-Lowry, pelarutan ini disertai dengan reaksi poliprotik, dalam mana pelarut (air) bersifat sebagai basa. Untuk menerangkan proses ini kita akan meninjau apa yang terjadi jika asam kuat (asam klorida) dan suatu asam lemah (asam asetat) mengalami hidrolisis.

Hidrogen klorida dalam keadaan gas atau cairan murni tak menghantarkan listrik, dan memiliki semua sifat- sifat senyawa kovalen. Bila gas ini dilarutkan dalam air, larutan yang dihasilkan ternyata merupakan penghantar listrik yang baik sekali, dank arena itu mengandung konsentrasi ion yang tinggi. Rupanya air, yang berperilaku sebagai basa, telah bereaksi dengan hydrogen klorida dengan membentuk ion-ion hidronium dan klorida :

HCl  +  H₂O  D  H₃O⁺  +  Cl^-  

Dalam asam (HCl) dan basa (H₂O) yang semula telah berbentuk asam baru (H₃O⁺) dan basa baru(Cl^-). Kesetimbangan ini bergeser sempurna kearah kanan, semua hydrogen klorida berubah menjadi ion hidrogenium. Kesimpulan serupa dapat ditarik untuk asam kuat yang lain ( seperti  HNO₃, H₂SO₄, HClO₄); bila dilarutkan dalam air, protolisis zat-zat ini menghasilkan ion-ion hidronium. Dari kedua asam, (asam kuat dan H₃O⁺), yang terlibat dalam setiap reaksi protolitik, ion hidronium merupakan asam yang lebih lemah. Jadi air sebagai pelarut memiliki efek meratakan (leveling) terhadap asam kuat; setiap asam kuat diratakan sampai kekuatannya menjadi sama dengan kekuatan ion hidronium.

Bila asam asetat dilarutkan dalam air, larutan yang dihasilkan mempunyai konduktivitas yang lebih rendah, menunjukan bahwa konsentrasi ion-ion relative rendah. Reaksi :

CH₃COOH  +  H₂O  D  H₃O⁺  +  CH₃COO^-

Berlangsung hanya sedikit kearah kanan. Jadi, asam klorida adalah asam yang lebih kuat dai asam asetat atau ekuivalen dengan pernyataan tadi, ion asetat adalah basa yang lebih kuat dari ion klorida. Jadi, kekuatan suatu asam tergantung dari beberapa mudahnya pelarut mengambil suatu proton, dibanding dengan anion asam mengambil proton. Suatu asam, seperti asam klorida, yang dengan mudah mengambil H⁺ kepada pelarut untuk menghasilkan larutan dengan konsentrasi H₃O⁺ yang tinggi dinamakan asam kuat. Suatu asam, seperti asam asetat, yang kurang begitu mudah menyerahkan protonnya, sehingga menghasilkan larutan dengan konsentrasi H₃O⁺ yang relative rendah disebut asam lemah. Jelas pula, bahwa jika asam itu kuat, basa konjugasinya haruslah lemah dan sebaliknya; jika asam itu lemah, basa konjugasinnya adalah kuat, yakni memiliki kecenderungan kuat untuk bergabung dengan H⁺.

Keekuatan asam dapat diukur dan dibandingkan melalui nilai tetapan kesetimbangan protolisisnya. Untuk protolisis asam asetat, tetapan kesetimbangan ini dapat dinyatakan sebagai

Ka =

Rumus ini adalah identik dengan tetapan ionisasi.

Protolisis asam dalam air dapat digambarkan dengan persamaan umum ;

Asam  + H₂O  D  H₃O⁺  + Basa

Dan tetapan protolisis (atau tetapan ionisai) dapat dinyatakan secara umum sebagai:

Ka =

Makin besar tetapan  ionisai, makin kuat asam itu, dan akibatnya makin lemah basanya. Jadi, nilai Ka adalah bebarengan juga suatu ukuran dari kekuatan basa; maka tak perlu kita mendefinisikan tetapan ionisasi basa denga terpisah.

Tetapan protolisis dari asam konjugasi adalah:

Ka =

Rumusan ini dapat dengan mudah diturunkan dari kasus ammonia. Menurut pandangan teori Bronsted-Lowry, disosiasi ammonium hidroksida lebih tepat merupakan reaksi ammonia dengan air

NH₃⁺  +  H₂O    D    NH₄⁺  +  OH^-

Dimana tetapan disosiasi Kb untuk proses ini dapat dinyatakan

Kb =                                                                        (i)

Sedangkan protolisis ion ammonium, dapat digambarkan sebagai

NH₄⁺  +  H₂O    D    NH₃  +  H₃O⁺

Dengan tetapan protolisis

Ka =                                                                        (ii)

Tetapan ionisasi (atau tetapan  autoprotolisis) air :

Kw = [H₃O⁺]  [OH^-]                                                                   (iii)

Menggabungkan ketiga rumus (i).(ii) dan (iii) , kolerasi

Ka =

III.    Penafsiran Lain- lain Reaksi Asam-Basa dengan Teori Bronsted-Lowry

Seperti telah diuraikan, keuntungan bersar dari teori Bronsted-Lowry terletak pada fakta, bahwa setiap tipe reaksi asam-basa dapat ditafsirkan dengan skema reaksi yang sederhana

Asam₁  +  Basa₂              Basa₁  + Asam ₂

Contoh-contoh berikut ini menerangkan hal tersebut:

Reaksi netralisasi antara asam kuat dan hidroksida logam dalam larutan-air sebenarnya adalah reaksi antara ion hidronium dan ion hidroksida:

             H₃O⁺  + OH^-                H₂O  +  H₂O

Asam₁  +  Basa₂              Basa₁  + Asam ₂

Reaksi netralisasi dapat berlangsung tanpa adanya air; dalam hal ini, asam “yang tidak terdisosiasi” bereaksi langsung dengan ion-ion hidroksil, yang berada dalam fase padat. Reaksi seperti ini tidak mempunyai atau mempunyai hanya sedikit kegunaan praktis dalam analisis kualitatif.

Reaksi pergantian, seperti reaksi ion asetat dengan sam kuat, mudah dimengerti. Asam yang lebih kuat (H₃O⁺) bereaksi dengan basa konjugasi (CH₃COO^-) dari asam yang lemah (CH₃COOH), dan terbentuklah basa konjugasi (H₂O) dari asam yang lebih kuat itu:

H₃O⁺  +  CH₃COO^-  D  CH₃COOH  +  H₂O

Asam₁  +  Basa₂              Basa₁  + Asam ₂

Pergantian suatu basa lemah (NH₃) dari garamnya oleh basa yang lebih kuat (OH^-) dapat juga diterangkan:

(OH^-) + (NH₄­⁺) D NH­₃ + H­₂O

Asam₁  +  Basa₂              Basa₁  + Asam ₂

Hidrolisis adalah suatu kesetimbangan antara dua pasang asam-basa konjugasi, dalam mana air dapat berperan sebagai asam lemah atau basa lemah. Dalam hidrolisis ion ammonium, air bertindak sebagai basa lemah:

NH­₄⁺  +  H₂O  D  NH₃  +  H₃O⁺

Asam₁  +  Basa₂              Basa₁  + Asam ₂

Hidrolisis ion logam berat, juga mudah diterangkan, dengan mengingat bahwa ion logam berat ini sebenarnya merupakan akua-kompleks-kompleks (seperti [Cu(H₂O)₄]²⁺ , [Al(H₂O)₄]³⁺  dan lain sebagainya), dan ion-ion ini adalah asam konjugasi dan hidroksida logam yang bersangkutan. Tingkat pertama dari hidrolisis ion aluminium, misalnya, dapat diterangkan oleh reaksi asam-basa

[Al(H₂O)₄]³⁺   +   H₂O   D  [Al(H₂O)₃OH]²⁺    +   H₃O⁺

Asam₁  +  Basa₂              Basa₁  + Asam ₂

Hidrolisis ini akan berjalan lebih lanjut sampai terbentuk ion aluminium hidroksi.

Disosiasi (lebih tepat, autoprotolisis) air, sebenarnya adalah kebalikan dari proses netralisasi, dalam mana satu molekul air berperan sebagai asam dan yang lainnya sebagai basa.

                H₂O  +  H₂O  D  H₃O⁺  + OH^-

Asam₁  +  Basa₂              Basa₁  + Asam ₂

Uraian secara kuantitatif dari kesetimbangan ini serupa caranya dengan yang diuraikan dalam bagian I.15 – I.22 dari bab ini, dan tak akan diulang disini. Hasil-hasilnya benar-benar identik dengan rumus-rumus, jika yang ditinjau adalah larutan-larutan air. Kuntungan-keuntungan dari teori Bronsted-Lowry adalah bahwa teori ini dapat diterapkan dengan mudah utnuk setiap reaksi asam-basa dalam sembarang pelarut protik (yaitu, yang mengandung proton).