Penjelasan Mengenai Reaksi Asam Basa dalam Pelajaran Kimia Kelas XI

Penjelasan materi pelajaran reaksi asam basa yang merupakan materi senyawa kimia dalam pelajaran Kelas XI SMA dan Madrasah Aliyah
Image title
30 September 2021, 12:14
Penjelasan Mengenai Reaksi Asam Basa dalam Pelajaran Kimia Kelas XI
ANTARA FOTO/Raisan Al Fairs/foc.
Siswa jurusan kimia industri tingkat akhir SMKN 2 Cimahi melaksanakan simulasi uji kompetensi di laboratorium kimia SMKN 2 Cimahi, Jawa Barat, Kamis (25/1/2021). SMKN 2 Cimahi menggelar simulasi dan pemberian konsultasi kepada siswa tingkat akhir dengan kapasitas murid sebanyak 30 persen untuk pelaksanaan uji kompetensi keahlian yang akan digelar pada 1 April 2021 mendatang sebagai salah satu syarat kelulusan.

Pembelajaran mengenai larutan asam dan basa masuk dalam bab pembahasan kimia pembelajaran siswa SMA atau Madrasah Aliyah kelas XI. Dalam bab itu dijelaskan mengenai reaksi asam-basa yang merupakan reaksi kimia yang melibatkan pereaksi asam dan basa, yang dapat digunakan dalam menentukan pH.

Pembelajaran asam-basa disebutkan mengenai beberapa kerangka teoritis menyediakan konsepsi alternatif bagi mekanisme reaksi dan aplikasinya dalam penyelesaian masalah terkait. Kerangka tersebut disebut dengan teori asam–basa, sebagai contoh, teori asam basa Brønsted–Lowry dan teori Lewis.

Reaksi ini menjadi penting karena terlihat jelas karena dalam analisis reaksi asam–basa bagi spesi fasa gas dan cair, atau ketika sifat suatu asam dan basa tidak terlihat begitu jelas. Konsep pertama reaksi ini dikemukakan oleh kimiawan Perancis Antoine Lavoisier, pada tahun 1776.

Definisi Reaksi Asam-Basa

Definisi reaksi asam-basa terbagi atas dua macam yaitu teori asam oksigen lavoiser dan teori asam hidrogen liebig. Berikut penjelasannya:

Teori Asam Oksigen Lavoiser

Konsep ilmiah pertama asam dan basa dipaparkan oleh Lavoisier kisaran tahun 1776. Hal itu disebabkan pengetahuan Lavoisier mengenai asam kuat terutama terbatas pada asam okso, seperti HNO3 (asam nitrat) and H2SO4 (asam sulfat), yang cenderung mengandung atom pusat dalam bilangan oksidasi tinggi yang dikelilingi oleh oksigen. Karena tidak mengetahui komposisi sebenarnya dari asam hidrohalat (HF, HCl, HBr, dan HI), ia pun mendefinisikan asam sebagai spesi yang mengandung oksigen. Atom oksigen ia beri nama dari kata Yunani yang berarti "pembentuk-asam" (dari bahasa Yunani οξυς (oxys) berarti "asam" atau "tajam" dan γεινομαι (geinomai) berarti "menimbulkan").

Penggunaan definisi Lavoisier terus bertahan lebih dari 30 tahun, hingga diterbitkannya gagasan tersebut oleh Sir Humphry Davy tahun 1810 yang membuktikan adanya asam tak beroksigen dalam H2S, H2Te, dan asam hidrohalat. Namun, Davy gagal mengembangkan teori baru, yang menyimpulkan bahwa "keasaman tidak tergantung pada zat dasar tertentu, tetapi pada pengaturan khusus berbagai zat."

Salah satu modifikasi penting dari teori oksigen diberikan oleh Berzelius, yang menyatakan bahwa asam adalah "oksida bukan logam" sedangkan basa adalah "oksida logam".

Teori Asam Hidrogen Liebig

Pada tahun 1838, Justus von Liebig mengusulkan definisi asam adalah spesi yang mengandung hidrogen yang dapat diganti oleh atom logam. Redefinisi ini dilakukan dasar pada karyanya yang luas pada komposisi kimia asam organik, menyelesaikan perubahan doktrinal dari asam berbasis oksigen ke asam berbasis hidrogen yang dimulai oleh Davy. Secara makna, Liebig menjelaskan sepenuhnya empiris, tetap digunakan selama hampir 50 tahun sampai adopsi definisi Arrhenius.

Penjelasan Definisi Arrhenius dan Brønsted–Lowry

Arrhenius

Penjelasan mengenai definisi modern pertama asam dan basa dalam istilah molekuler dirancang oleh Svante Arrhenius. Melanjutkan karyanya tahun 1884 bersama Friedrich Wilhelm Ostwald dalam menetapkan keberadaan ion di larutan berair. Ini membuat Arrhenius mendapat hadiah Nobel Kimia pada tahun 1903.

Asam Arrhenius adalah spesi yang terdisosiasi dalam air untuk membentuk ion hidrogen (H+), sehingga suatu asam meningkatkan konsentrasi ion H+ dalam larutan berair. Hal ini menyebabkan protonasi air, atau pembentukan ion hidronium (H3O+.  Di era modern, simbol H+ dianggap sebagai kependekan dari H3O+, karena saat ini diketahui bahwa proton yang berdiri sendiri tidak terdapat sebagai spesi bebas dalam larutan air.

Basa Arrhenius adalah spesi yang terdisosiasi dalam air untuk membentuk ion hidroksida (OH−); sehingga, suatu basa meningkatkan konsentrasi ion OH− dalam larutan berair."

Secara keseluruhan, untuk memenuhi syarat sebagai asam Arrhenius, setelah dimasukkan ke dalam air, spesi kimia tersebut harus menyebabkan, peningkatan konsentrasi hidronium berair, atau penurunan konsentrasi hidroksida berair.

Sebaliknya, untuk memenuhi syarat sebagai basa Arrhenius, setelah dimasukkan dalam air, spesi kimia tersebut harus menyebabkan penurunan konsentrasi hidronium berair atau peningkatan konsentrasi hidroksida berair. Reaksi asam dengan basa disebut reaksi netralisasi. Produk dari reaksi ini adalah garam dan air.

asam + basa → garam + air

Definisi Brønsted–Lowry

Definisi Brønsted–Lowry, dirumuskan pada tahun 1923, secara independen oleh Johannes Nicolaus Brønsted di Denmark dan Martin Lowry di Inggris. Definisi ini didasarkan pada gagasan protonasi basa melalui de-protonasi asam – yaitu, kemampuan asam untuk "mendonorkan" ion hidrogen (H+)—atau dikenal sebagai proton—kepada suatu basa, yang "menerima" proton tersebut.

Reaksi asam–basa, merupakan pelepasan ion hidrogen dari asam dan penambahannya ke basa. Pelepasan ion hidrogen dari suatu asam menghasilkan basa konjugasi, yang merupakan asam dengan ion hidrogen yang telah lepas. Penerimaan proton oleh basa menghasilkan asam konjugasi, yang merupakan basa dengan ion hidrogen yang telah ditambahkan.

Rumusan umum untuk reaksi asam–basa menurut definisi Brønsted–Lowry adalah:

HA + B → BH+ + A−

dalam reaksi di atas, HA mewakili asam, B mewakili basa, BH+ mewakili asam konjugasi dari B, dan A− mewakili basa konjugasi dari HA.

Air bersifat amfoterik—yaitu, ia dapat bertindak sebagai asam dan basa. Model Brønsted–Lowry menjelaskan ini, menunjukkan disosiasi air menjadi hidronium dan ion hidroksida berkonsentrasi rendah:

H2O + H2O is in equilibrium with H3O+ + OH−

Definisi Lewis

Kebutuhan hidrogen Arrhenius dan Brønsted–Lowry dihapus oleh definisi reaksi asam-basa Lewis, yang dibuat oleh Gilbert N. Lewis pada tahun 1923. Tetapi definisi ini tidak diuraikan olehnya sampai tahun 1938. Alih-alih mendefinisikan reaksi asam-basa dalam hal proton atau spesi terikat lainnya, Lewis mendefinisikan basa sebagai spesi yang dapat menyumbangkan pasangan elektron sunyi, dan asam merupakan spesi yang dapat menerima pasangan elektron tersebut.

Sebagai contoh, boron trifluorida, BF3 adalah asam Lewis yang khas. Ia dapat menerima sepasang elektron karena memiliki kekosongan dalam orbitalnya. Ion fluorida memiliki oktet penuh dan dapat mendonorkan sepasang elektron. Oleh karenanya dapat dijelaskan dalam rumus sebagai berikut:

BF3 + F− → BF−4

Rumus tersebut merupakan asam lewis yang khas. Seluruh senyawa berunsur golongan 13 dengan rumus AX3 dapat bertindak sebagai asam Lewis. Serupa dengan itu, senyawa berunsur golongan 15 dengan rumus DY3, seperti amina, NR3, dan fosfina, PR3, dapat bertindak sebagai basa Lewis. Aduk, hasil reaksi asam basa Lewis memiliki rumus X3A←DY3 dengan ikatan kovalen koordinasi, disimbolkan dengan ←, antara atom A (akseptor) dan D (donor).

Editor: Safrezi
News Alert

Dapatkan informasi terkini dan terpercaya seputar ekonomi, bisnis, data, politik, dan lain-lain, langsung lewat email Anda.

Dengan mendaftar, Anda menyetujui Kebijakan Privasi kami. Anda bisa berhenti berlangganan (Unsubscribe) newsletter kapan saja, melalui halaman kontak kami.
Video Pilihan

Artikel Terkait