asam basa dan teori asam basa

asam basa dan teori asam basa

Zat-zat asam biasanya dinyakan sebagai HA, yang merupakan rumus umum asam. Zat-zat yang dalam larutan memiliki pH 7 disebut senyawa netral, pH kurang dari 7 disebut zat asam sedangkan zat-zat yang memiliki pH lebih dari 7 disebut basa.
Antara asam dapat basa dapat bereaksi yang disebut reaksi netralisasi. Produk yang diperoleh dari reaksi ini yaitu garam dan air. Walaupun dikatakan reaksi netralisasi tapi kenyataannya garam yang terbentuk tidak selalu bersifat netral. Beberapa asam dan basa yang telah digunakan dalam kehidupan sehari-hari dapat dilihat pada tabel.

Nama	Rumus molekul	Terdapat dalam
Asam asetat  Asam askorbat Asam sitrat Asam karbonat Asam klorida Asam nitrat Asam fosfat Asam tartrat Asam malat Asam format Asam laktat Asam benzoat	CH3COOH  C6H8O6 C6H8O7 H2CO3 HCl HNO3 H3PO4 C4H6O6 C4H6O5 HCOOH C3H6O3 C6H5COOH	Cuka dapur  Jeruk, tomat, sayuran Jeruk atau vitamin C Minuman berkarbonasi Asam lambung Pupuk Deterjen, pupuk Anggur Apel Sengatan lebah Keju Bahan pengawet makanan

Nama	Rumus molekul	Digunakan pada
Alumunium hidroksida	AI(OH)3	Deodorant dan antasida
Kalsium Hidroksida	Ca(OH)2	Plester
Magnesium Hidroksida	Mg(OH)2	Antasida
Natrium Hidroksida	NaOH	Pembersih saluran pipa, penyerap gas CO2 dalam laboratorium
Kalium Hidroksida  Ammonium Hidroksida	KOH  NH4OH	Pembuatan sabun  Pelarut desinfektan

Teori Asam Basa
Teori Asam basa Arhenius

Svante August Arrhenius

Pada tahun 1903 Arhenius mengungkapkan suatu teori yang dikenal sebagai teori asam basa. konsep asam basa menurut arhenius dikenal sebagai sebagai konsep beraqua. Asam adalah suatu spesies yang dapat melepaskan atau meningkatkan ion H⁺ (ion hidrogen) atau ion H₃O⁺ (ion hidronium) jika dilarutkan dalam air.  Sedangkan basa adalah suatu spesies yang dapat melepaskan atau menambah OH‾ (ion hidroksil) jika dilarutkan dalam air.
Berikut beberapa contoh asam arhenius
HCl(aq) + H₂O(l) ──→ H₃O⁺(aq) + Cl‾(aq)
Asam Monoprotik dan Asam poliprotik
Spesies yang di dalam air melepaskan melepaskan atau menambah satu  ion H⁺ atau ion H₃O⁺ disebut asam monoprotik. Sedangkan spesi yang memberikan lebih dari satu ion H⁺ atau H₃O⁺ disebut asam poliprotik. Berikut beberapa contoh asam monoprotik dan asam poliprotik

Asam monoprotik	Nama	Asam poliprotik	Nama
HF  HBr HCN HClO HClO2 HClO3 HClO4 HNO2 HCOOH CH3COOH	asam fluorida  asam bromida asam sianida asam hipoklorit asam klorit asam klorat asam perklorat asam nirit asam formal asam asetat	H2SO4  H2CO3 H2SnO2 H2SnO3 H2PbO2 H2PbO3 H2C2O4 H2S	asam sulfat  asam karbonat asam satanit asam stanat asam plumbit asam plumbat asam oksalat asam sulfida

Asam poliprotik yang di dalam air melepaskan 2 dan 3 H⁺ atau H₃O⁺ berturut-turut adalah asam diprotok dan asam triprotik.
H₂SO₄ + H₂O ──→ H⁺ + HSO₄‾
HSO₄ + H₂O ──→ H⁺ + SO4^2-
H3PO₄ + H₂O ──→ H⁺ + H₂PO₄‾
H2PO₄‾ + H₂O ──→ H⁺ + HPO₄^2-
HPO₄^2- + H₂O ──→ H⁺ + PO₄^3-
NaOH, NH₃, N₂H₂(hidrasin) merupakan beberapa contoh dari basa arhenius. Reaksi yang terjadi
NaOH(s) + H₂O(l) ──→ Na⁺(aq) + OH‾(aq)
NH₃(g) + H₂O(l) ──→ NH₄⁺(aq) + OH‾(aq)
N₂H₂(g) + H₂O(l) ──→ N₂H₅(aq) +  OH‾(aq)
CO₂ juga merupakan suatu asam. Karena reaksi dengan air membentuk asam karbonat. Asam karbonat yang terbentuk akan bereaksi lanjut dengan air menghasilkan H₃O⁺ dan HCO₃‾
Berikut reaksi yang terjadi
CO₂(g) + H₂O(l) ──→ H₂CO₃(aq)
H₂CO₃(aq) + H₂O(l) ──→ H₃O⁺(aq) + HCO₃‾(aq)
Secara umum oksida nonlogam yang bereaksi dengan menghasilkan suatu larutan yang disebut anhidrida asam. Oksida logam atau basa anhidrat yang bereaksi dengan air dengan air akan menghasilkan hidroksidanya
Na₂O + H₂O  ──→ 2NaOH
BaO + H₂O   ──→ Ba(OH)₂

Teori Asam Basa Bronsted-Lowry
Teori asam basa menurut Arhenius penggunaannya tidak begitu luas karena hanya dapat mengungkapkan fenomena asam basa yang terjadi dalam larutan air. Selanjutnya pada tahun 1923 teori asam basa dijelaskan secara bersamaan oleh J.N Bronsted ahli kimia Denmark dan T.M Lowry ahli kimia Inggris. Karena kedua ahli ini mengungkapkan teori yang sama secara bersamaan maka teori ini dikenal dengan teori asam basa Bronsted-Lowry. Menurut kedua orang ahli kimia ini asam adalah suatu spesies yang dapat menyumbangkan proton (proton donor), sedangkan suatu basa (proton akseptor) yakni suatu spesies yang dapat menerima proton dari suatu asam.
Misalnya reaksi antara HCl dan air. Reaksi sebagai berikut
HCl(aq) + H₂O(l) ──→ H₃O⁺(aq) + Cl‾(aq)
Dari reaksi di atas HCl disebut asam B-L karena dapat menyumbangkan proton kepada air. Karena air menerima proton dari HCl maka air disebut basa B-L. H₃O⁺ dan Cl‾ yang terbentuk dapat bereaksi kembali dengan satu sama lain menghasilkan HCl dan H2O. Reaksi kebalikan ini disebut juga reaksi Bronstet-Lowry. Dimana ion hidronium berperan sebagai asam dan Cl‾ berperan sebagai basa.  maka reaksi yang terjadi dapat sebagai suatu kesetimbangan, dimana didapatkan dua asam dan dua basa. dengan masing-masing  asam dan basa, satu berada disebelah kiri dan satu berada disebelah kanan anak panah.
HCl(aq) + H₂O(l) ──→ H₃O⁺(aq) +    Cl‾(aq)
asam          basa                  asam konjugasi        basa konjugasi
Pada teori asam basa Bronsted-Lowry dikenal istilah konjugat. Istilah konjugat dihubungkan dengan kehilangan dan penambahan proton sehingga membentuk pasangan asam basa. Pada reaksi di atas Cl‾ adalah basa konjugat bagi HCl atau HCl asam konjugat bagi basa Cl‾. Sedangkan H₂O adalah basa konjugat bagi H₃O⁺ atau H₃O⁺ asam konjugat bagi H₂O.
Konsep asam basa Bronsted-Lowry cakupannya lebih luas, sebab bukan hanya reaksi yang berlangsung di dalam air, tetapi dapat digunakan untuk meramalkan reaksi asam basa yang berlangsung tanpa adanya pelarut sama sekali. Misalnya jika HCl dicampur dengan NH₃, akan bereaksi dengan segera membentuk padatan yang berwarna putih NH₄Cl. Dengan reaksi
NH₃ + HCl    ──→ NH₄⁺ +           Cl‾
Basa      asam       asam konjugasi       basa konjugasi
Dari reaksi di atas diketahui bahwa reaksi ini berlangsung berdasarkan teori asam basa Bronsted-Lowry. Namun demikian reaksi ini tidak melibatkan ion hidronium dan ion hidroksida sehingga teori Arhenius tidak berlaku bagi reaksi ini.
Berdasarkan teori B-L dapat dikatakan bahwa suatu spesies dapat berperan sebagai asam dan pada keadaan tertentu dapat pula berpean sebagai basa. spesi-spesi seperti ini disebut zat amfoter atau spesi amfoter. Air dan juga pelarut-pelarut lain yang mengandung gugus -OH dapat bertindak sebagai basa dan juga dapat bertindak sebagai basa.
Teori Asam Basa Lewis
Teori asam basa Bronsted Lowry cakupannya lebih luas dari dari teori asam basa Arhenius sebab tidak hanya digunakan untuk reaksi yang berlangsung dalam air. Namun demikian konsep Bronsted-Lowry memiliki kelemahan sebab hanya membahas adanya serah terima proton. Padahal banyak reaksi yang termasuk reaksi asam basa tetapi tidak dapat dijelakan menggunakan teori Bronsted-Lowry.
Keterbatasan yang tidak dapat dijelaskan menggunakan teori Bronsted-Lowry, berhasil dijelaskan oleh G. N. Lewis. Teori asam basa yang dikembangkan oleh lewis hanya dipusatkan kepada basa. suatu basa adalah spesies yang memberikan pasangan elektron untuk membentuk ikatan kovalen. Suatu asam adalah spesies yang dapat menerima pasangan elektron untuk mebentuk ikatan.
Kelebihan teori asam basa Lewis yaitu reaksi-reaksi tertentu yang tidak termasuk dalam teori asam basa Bronsted-Lowry, ternyata dengan menggunakan teori Lewis reaksi tersebut termasuk reaksi asam basa. misalnya reaksi yang terjadi antara amoniak dengan boron trifluorida.
H₃N + BF₃ ──→ H₃N→BF₃
Senyawa-senyawa yang mengandung unsur yang memiliki elektron valensi tak lengkap, seperti BF₃ dan AlCl₃ cenderung menjadi asam Lewis. Sedangkan senyawa atau ion yang memiliki pasangan elektron beabs cenderung berperan sebagai basa.