KIMIA

1.  Teori Asam Basa

a.  Menurut Lewis

Di tahun 1923 ketika Bronsted dan Lowry mengusulkan teori asam-basanya, Lewis juga mengusulkan teori acid base baru juga. Lewis, yang juga mengusulkan teori oktet, memikirkan bahwa teori acid base sebagai masalah dasar yang harus diselesaikan berlandaskan teori struktur atom, bukan berdasarkan hasil percobaan.

Asam: zat yang dapat menerima pasangan elektron.

Basa: zat yang dapat mendonorkan pasangan elektron.

Teori asam basa Luis mencakup pengertian yang lebih luas dibandingkan definisi asam basa Arrhenius danBronsted-Lowry. Konsep asam basa Bronsted-Lowry dengan Luis adalah berbeda akan tetapi kedua konsep ini saling melengkapi. Basa Lewis adalah basa Bronsted-Lowry juga disebabkan dapat mendonorkan pasangan elektron bebasnya, akan tetapi asam Lewis belum tentu menjadi asam Bronsted-Lowry disebabkan asam Bronsted-Lowry adalah donor proton sedangkan asam Lewis adalah acceptor elektron. Spesies apapun yang dapat menjadi aseptor pasangan elektron bebas bisa disebut sebagai asam lewis.

Basa Lewis

Perlu diingat bahwa basa Lewis adalah donor pasangan elektron bebas, spesies berupa molekul atau ion yang memiliki tendensi untuk mendonorkan pasangan elektron bebasnya maka digolongkan dalam basa Lewis. Contoh basa Lewis adalah ion halide ( Cl-, F-, Br- dan I-), ammonia, ion hidroksida, molekul air, senyawa yang mengandung N, O, atau S, senyawa golongan eter, ketone, molekul CO2 dan lain-lain. Gambar dibawah menunjukkan basa Lewis dengan pasangan elektron bebasnya.

Asam Lewis adalah aseptor pasangan elektron bebas. Contoh asam lewis adalah H+, B2H6, BF3, AlF3, ion logam transisi yang bisa mebentuk ion kompleks seperti Fe2+, Cu2+, Zn2+, dan sebagainya. Mungkin kamu berfikir bahwa untuk menjadi asam Lewis akan selalu diperlukan orbital kosong untuk menampung pasangan elektron yang didonorkan oleh basa Lewis tapi hal ini tidaklah mutlak sebab untuk menjadi asam Lewis tidak selalu suatu spesies menyediakan orbital kosong.

b. Menurut Bronsted-Lowry

Teori asam basa Bronsted-Lowry adalah teori yang melengkapi kelemahan teori asam basa Arrhenius karena tidak semua senyawa bersifat asam/basa dapat menghasilkan ion H+/OH- jika dilarutkan dalam air. Menurut Bronsted-Lowry, asam adalah senyawa yang dapat menyumbang proton, yaitu ion H+ ke senyawa/ zat lain. Bsa adalah senyawa yang dapat menerima proton, yaitu ion H+ ke senyawa/zat lain. Teori ini juga memiliki kelemahan, yaitu tidak dapat memperlihatkan sifat asam/basa suatu senyawa bila tidak ada proton yang terlibat dalam reaksi.

Teori Bronsted-Lowry asam: zat yang menghasilkan dan mendonorkan proton (H⁺) pada zat lain, Teori Bronsted-Lowry basa: zat yang dapat menerima proton (H⁺) dari zat lain.

Berdasarkan teori ini, reaksi antara gas HCl dan NH₃ dapat dijelaskan sebagai reaksi asam basa, yakni:

HCl(g) + NH₃(g) –>NH₄Cl(s) … (9.11)

simbol (g) dan (s) menyatakan zat berwujud gas dan padat. Hidrogen khlorida mendonorkan proton pada amonia dan berperan sebagai asam.

Menurut teori Bronsted-Lowry, zat dapat berperan baik sebagai asam maupun basa. Bila zat tertentu lebih mudah melepas proton, zat ini akan berperan sebagai asam dan lawannya sebagai basa. Sebaliknya, bila zuatu zat lebih mudah menerima proton, zat ini akan berperan sebagai basa. Dalam suatu larutan asam dalam air, air berperan sebagai basa.

HCl	+	H2O	–>	Cl-	+	H3O+	…	(9.12)
asam1		basa2		basa konjugat 1		asam konjugat 2

Dalam reaksi di atas, perbedaan antara HCl dan Cl^- adalah sebuah proton, dan perubahan antar keduanya adalah reversibel. Hubungan seperti ini disebut hubungan konjugat, dan pasangan HCl dan Cl^- juga disebut sebagai pasangan asam-basa konjugat.

Larutan dalam air ion CO₃^2- bersifat basa. Dalam reaksi antara ion CO₃^2- dan H₂O, yang pertama berperan sebagai basa dan yang kedua sebagai asam dan keduanya membentuk pasangan asam basa konjugat.

H2O	+	CO32-	–>	OH-	+	HCO3-	…	(9.12)
asam1		basa2		basa konjugat 1		asam konjugat 2

Zat disebut sebagai amfoter bila zat ini dapat berperan sebagao asam atau basa. Air adalah zat amfoter yang khas. Reaksi antara dua molekul air menghasilkan ion hidronium dan ion hidroksida adalah contoh khas reaksi zat amfoter

H2O	+	H2O	–>	OH-	+	H3O+	…	(9.12)
asam1		basa2		basa konjugat 1		asam konjugat 2

2.    SIFAT  LARUTAN PENYAGGA BASA

Apabila suatu Buffer ditambahkan asam atau Base ataupun diencerkan maka nilai pH Larutan Penyangga tersebut akan tetap. Andaikan kita memiliki Larutan Penyangga ber-pH 6.5 kemudian kedalam larutan penyangga itu kita tetesi sejumlah asam (misalnya HCl) lalu pH larutan tersebut kita ukur pH nya maka pH larutan tersebut akan tetap 6.5. Hal yang sama juga terjadi bila larutan penyangga itu kita tetesi Basa (misalnya KOH) ataupun kita tambahkan air sehingga volumenya menjadi 3 kali volume semula, pHnya akan tetap menunjukan 6.5.

Larutan ini mempertahankan pH pada daerah basa (pH > 7). Untuk mendapatkan larutan ini dapat dibuat dari basa lemah dan garam, yang garamnya berasal dari asam kuat. Adapun cara lainnya yaitu dengan mencampurkan suatu basa lemah dengan suatu asam kuat dimana basa lemahnya dicampurkan berlebih.

Komponen Larutan Penyangga Basa

Secara umum, Buffer Basa mengandung suatu Asam lemah (HA) dan basa konjugasinya (ion A^-). Larutan seperti itu dapat dibuat dengan berbagai cara,misalnya:

• Mencampurkan Basa lemah dengan garamnya
• Mencampurkan suatu Basa lemah dengan Asam kuat dimana Basa lemah dicampurkan dalam jumlah berlebih. Campuran akan menghasilkan garam yang mengandung Asam konjugasi dari Basa lemah yang bersangkutan

Cara Kerja Larutan Penyangga Basa / Buffer Basa

Pada bahasan sebelumnya telah disebutkan bahwa buffer mengandung komponen asam dan basa dengan asam dan basa konjugasinya, sehingga dapat mengikatbaik ion H⁺ maupun ion OH^-. Sehingga penambahan sedikit asam kuat atau basa kuat tidak mengubah pH-nya secara signifikan. Berikut ini cara kerja larutan penyangga:

Adapun cara kerjanya dapat dilihat pada buffer yang mengandung NH3 dan NH4+ yang mengalami kesetimbangan. Dengan proses sebagai berikut:

• Pada penambahan asam

Jika ditambahkan suatu asam, maka ion H⁺ dari asam akan mengikat ion OH^-. Hal tersebut menyebabkan kesetimbangan bergeser ke kanan, sehingga konsentrasi ion OH^- dapat dipertahankan. Disamping itu penambahan ini menyebabkan berkurangnya komponen basa (NH₃), bukannya ion OH^-. Asam yang ditambahkan bereaksi dengan basa NH₃ membentuk ion NH₄⁺.

NH₃ (aq) + H⁺(aq) → NH₄⁺ (aq)

• Pada penambahan basa

Jika yang ditambahkan adalah suatu base, maka kesetimbangan bergeser ke kiri, sehingga konsentrasi ion OH^-dapat dipertahankan. Basa yang ditambahkan itu bereaksi dengan komponen asam (NH₄⁺), membentuk komponen basa (NH₃) dan air.

NH₄⁺ (aq) + O

H^-(aq) → NH₃ (aq) + H₂O(l)

Menghitung pH Larutan Penyangga Basa / Buffer Basa

Dapat digunakan tetapan ionisasi dalam menentukan konsentrasi ion H⁺ dalam suatu larutan dengan rumus berikut:

[OH^-] = Kb x b/g
atau
pH = p Kb – log b/g

dengan, Kb = tetapan ionisasi basa lemah
b = jumlah mol base lemah
g = jumlah mol asam konjugasi

3.     Sifat Larutan Penyangga Asam

Larutan penyangga atau larutan buffer atau dapar merupakan suatu larutan yang dapat mempertahankan nilai pH tertentu. Adapun sifat yang paling menonjol dari Buffer ini seperti pH Buffer hanya berubah sedikit pada penambahan sedikit asam kuat.

Jadi apabila suatu buffer ditambahkan asam atau basa ataupun diencerkan maka nilai pH buffer tersebut akan tetap. Andaikan kita memiliki Larutan Penyangga ber-pH 6.5 kemudian kedalam larutan penyangga itu kita tetesi sejumlah asam (misalnya HCl) lalu pH larutan tersebut kita ukur pH nya maka pH larutan tersebut akan tetap 6.5. Hal yang sama juga terjadi bila larutan penyangga itu kita tetesi basa (misalnya KOH) ataupun kita tambahkan air sehingga volumenya menjadi 3 kali volume semula, pHnya akan tetap menunjukan 6.5.

Buffer yang bersifat asam adalah sesuatu yang memiliki pH kurang dari 7. Larutan penyangga yang bersifat asam biasanya terbuat dari asam lemah dan garammya – acapkali garam natrium.

Contoh yang biasa merupakan campuran asam etanoat dan natrium etanoat dalam larutan. Pada kasus ini, jika larutan mengandung konsentrasi molar yang sebanding antara asam dan garam, maka campuran tersebut akan memiliki pH 4.76. Ini bukan suatu masalah dalam hal konsentrasinya, sepanjang keduanya memiliki konsentrasi yang sama.

Komponen Larutan Penyangga Asam

Secara umum, buffer asam mengandung suatu Asam lemah (HA) dan basa konjugasinya (ion A-). Larutan seperti itu dapat dibuat dengan berbagai cara,misalnya:
• Mencampurkan Asam lemah (HA) dengan garamnya(LA,garam LA menghasilkan ion A- yang merupakan basa konjugasi dari Asam HA)
• Mencampurkan suatu asam lemah dengan basa kuat dimana asam lemah dicampurkan dalam jumlah berlebih. Campuran akan menghasilkan garam yang mengandung basa konjugasi dari asam lemah yang bersangkutan.

Cara Kerja Larutan Penyangga Asam

Pada bahasan sebelumnya telah disebutkan bahwa buffer mengandung komponen asam dan basa dengan asam dan basa konjugasinya, sehingga dapat mengikatbaik ion H+ maupun ion OH-. Sehingga penambahan sedikit asam kuat atau basa kuat tidak mengubah pH-nya secara signifikan. Berikut ini cara kerja Buffer:

Adapun cara kerjanya dapat dilihat pada buffer yang mengandung CH3COOH dan CH3COO- yang mengalami kesetimbangan. Dengan proses sebagai berikut:

• Pada penambahan asam

Penambahan asam (H+) akan menggeser kesetimbangan ke kiri. Dimana ion H+ yang ditambahkan akan bereaksi dengan ion CH3COO- membentuk molekul CH3COOH.
CH3COO-(aq) + H+(aq) → CH3COOH(aq)

• Pada penambahan basa

Jika yang ditambahkan adalah suatu basa, maka ion OH- dari basa itu akan bereaksi dengan ion H+ membentuk air. Hal ini akan menyebabkan kesetimbangan bergeser ke kanan sehingga konsentrasi ion H+ dapat dipertahankan. Jadi, penambahan basa menyebabkan berkurangnya komponen asam (CH3COOH), bukan ion H+. Basa yang ditambahkan tersebut bereaksi dengan asam CH3COOH membentuk ion CH3COO- dan air.
CH3COOH(aq) + OH-(aq) → CH3COO-(aq) + H2O(l)

Menghitung pH Larutan Penyangga Asam

Buffer Asam
Dapat digunakan tetapan ionisasi dalam menentukan konsentrasi ion H+ dalam suatu larutan dengan rumus berikut:
[H+] = Ka x a/g
atau

dengan, Ka = tetapan ionisasi asam lemah
a = jumlah mol asam lemah
g = jumlah mol basa konjugasi

(http://kabupatenwonogiri.com)