Kimia Dasar: Asam Basa

Salah satu pembahasan penting yang mendasar dalam disiplin ilmu kimia adalah teori asam basa. Teori asam basa umumnya dibedakan menjadi 3 macam, yaitu asam basa Arhenius, asam basa Bronsted-Lowry, dan asam basa Lewis.

Seperti apakah maksud dari ketiga teori tersebut? Nah, untuk mendapatkan jawabannya, mari simak penjelasan berikut yang akan mengupas teori asam basa dan pengenalan lebih lanjut mengenai asam dan basa itu sendiri.

Teori Asam Basa

Seperti yang sempat disinggung di awal, teori asam basa terbagi menjadi 3 jenis, yaitu asam basa Arhenius, asam basa Bronsted-Lowry, dan asam basa Lewis. Teori Arhenius menyatakan jika suatu senyawa yang bersifat asam, akan menghasilkan H⁺ dalam air dan suatu senyawa bersifat basa akan menghasilkan OH^– dalam air.

Kemudian, teori Bronsted-Lowry menyatakan bahwa suatu senyawa bersifat asam merupakan suatu pendonor proton, sedangkan suatu senyawa bersifat basa merupakan aseptor proton. Teori Lewis menyatakan senyawa asam adalah senyawa aseptor pasangan elektron dari atom lain yang membentuk suatu ikatan baru, sedangkan senyawa basa adalah senyawa pendonor elektron yang akan membentuk suatu ikatan baru.

Asam

Ada dua jenis senyawa asam, yakni asam kuat dan asam lemah. Asam kuat terionisasi (membentuk ion-ion penyusunnya) sempurna atau hampir 100% di dalam air, sedangkan asam lemah terionisasi kurang dari 100% di dalam air. Contoh asam kuat diantaranya H₂SO₄, HCl, HNO₃ dan HClO₄. Contoh asam lemah, seperti H₃PO₄, HNO₂, HOCl, asam organik (asam karboksilat dan turunannya).

Selain penggolongan asam kuat dan asam lemah, senyawa asam juga digolongkan berdasarkan jumlah donor proton yang dapat dilakukan suatu senyawa asam tersebut. Dalam penggolongan ini, senyawa asam dibagi menjadi 3 macam yakni asam monoprotik yang hanya dapat mendonorkan 1 proton seperti HCl, asam diprotik yang dapat mendonorkan 2 proton seperti H₂SO₄ dan asam poliprotik yang dapat mendonorkan lebih dari 2 proton seperti H₃PO₄.

Asam kuat setelah bereaksi akan menghasilkan basa terkojugasi yang lemah, sebaliknya asam lemah setelah bereaksi akan menghasilkan basa terkonjugasi yang kuat. Berikut contoh reaksi asam basa konjugasi:

Amfoter

Amfoter adalah suatu senyawa yang bisa berfungsi sebagai asam dan juga basa, contohnya yakni air.

2 H₂O → H₃O⁺ + OH^–

Kw = [H₃O⁺] [OH^–] = [H⁺] [OH^–]

Keterangan:

Kw = Tetapan Ionisasi Air, nilai Kw tetap pada suhu 25⁰C dan bila suhu berubah maka nilai Kw pun akan berubah.

Menurut Housecroft & Sharpe, 2005) nilai dari konsentrasi [H⁺] = [OH^–] = 1.0 x 10^-7 M, sehingga:

Kw = [H⁺] [OH^–] = (1.0 x 10^-7 M) ² = 1.0 x 10^-14 M (SUHU 25⁰C)

Basa

Ada dua jenis senyawa basa yakni, basa kuat dan basa lemah. Basa kuat terionisasi (membentuk ion-ion penyusunnya) sempurna, sehingga derajat ionisasinya (α) = 1. Sedangkan, basa lemah terionisasi tidak sempurna atau sebagian, sehingga derajat ionisasinya 0 < α < 1. Contoh basa kuat seperti hidroksida logam alkali dan alkali tanah NaOH, Ca(OH)₂, KOH, dan lain-lain. Contoh basa lemah seperti NH₄OH, Fe(OH)₂, AgOH, dan lain-lain.

Kesetimbangan Asam Basa

Pada kesetimbangan asam perlu diperhatikan konsentrasi dari [H⁺] dan [OH^–], jika [H⁺] = [OH^–] maka senyawa tersebut bersifat netral. Jika konsentrasi [H⁺] > [OH^–], maka senyawa tersebut bersifat asam, sedangkan sebaliknya senyawa tersebut bersifat basa.

Konsentrasi [H⁺] dan [OH^–] pun akan menentukan nilai pH ( yaitu nilai scientific dari suatu asam ataupun basa ). pH > 7 merupakan nilai pH basa, pH = 7 merupakan nilai senyawa netral dan pH < 7 merupakan nilai pH asam. Berikut cara menetukan nilai pH dari masing-masing senyawa:

• Senyawa asam kuat:

pH = – log [H⁺]

• Senyawa basa kuat:

pOH = – log [OH^–], pH + pOH = 14

sehingga, pH = 14 – pOH

• Senyawa asam lemah:

Keterangan:

Ka = Konstanta kesetimbangan asam lemah < 1

[H⁺] = , M_a = molaritas asam lemah

pH = – log [H⁺]

• Senyawa basa lemah :

Keterangan:

Kb = konstanta kesetimbangan basa lemah < 1

[OH^–] =  , Mb = molaritas basa lemah

pOH = – log [OH^–]

pH = 14 – pOH

Walaupun teori asam basa Arhenius, Bronsted-Lowry dan Lewis berbeda, namun cara menentukan suatu senyawa bersifat asam ataupun basa dilakukan dengan cara yang sama, yakni dengan melihat nilai pH dari suatu senyawa tersebut.

Jika pH > 7 maka senyawa tersebut bersifat basa, jika pH = 7 maka senyawa tersebut bersifat standar dan jika pH < 7 maka senyawa tersebut bersifat basa. Untuk menentukan nilai pH suatu asam dapat langsung digunakan rumus pH = – log [H⁺], sedangkan untuk menentukan nilai pH suatu basa perlu dicari terlebih dahulu pOH lalu pH = 14 – pOH.

Jadi, begitulah penjelasan tentang teori asam basa dalam disiplin ilmu kimia. Seperti yang telah dijelaskan, teori asam basa memang memiliki perbedaan antara satu pemikir dengan lainnya, tetapi untuk cara menentukannya tidaklah berbeda yaitu dengan melihat nilai pH suatu senyawa.

Sumber:

Atkins, P. (2010). Shriver & Atkins’ Inorganic Chemistry. (5^th ed). New York: W. H. Freeman and Company.

Housecroft, C. E., & Sharpe, A. G.  (2005). Inorganic Chemistry. (2^nd ed.). Inggris: Pearson Prentice Hall.

Rahayu, I. D. (2012). Asam dan Basa. Malang: Universitas Muhammadiyah Malang.