KESEIMBANGAN ASAM BASA

A. Teori Asam Basa

Svante Arrhenius (1887) menggemukakan bahwa asam adalah suatu zat yang jika dilarutkan ke dalam air akan menghasilkan ion hidron (H+). basa adalah senyawa yang di dalam air (larutan) dapat menghasilkan ion hidroksida (OH–)

reaksi ionisasi zat asam dalam air adalah sebagai berikut:

reaksi ionisasi zat basa dalam air adalah sebagai berikut:
 

Pada tahun 1923, Johannes N. Bronsted di Denmark dan Thomas M. Lowry secara terpisahkan mengemukakan konsep asam dan basa yang berbeda dengan Arrhenius. Menurut Browsted – Lowry, asam merupakan spesi yang memberikan proton, sedangkan basa adalah spesi yang menerima proton pada suatu reaksi perpidahan proton.

Bisa disimpulkan menurut teori asam basa Bronsted Lowry

Asam adalah pemberi/ donor proton (H+)

Basa adalah penerima/ akseptor proton (H+)

Pada tahun 1932, ahli kimia G.N. Lewis mengajukan konsep baru mengenai asam – basa, sehingga dikenal adanya asam Lewis dan basa Lewis. Menurut teori asam basa Lewis tersebut, yang dimaksud dengan asam Lewis adalah suatu senyawa yang mampu menerima pasangan elektron dari senyawa lain, atau akseptor pasangan elektron, sedangkan basa Lewis adalah senyawa yang dapat memberikan pasangan elektron kepada senyawa lain atau donor pasangan elektron. Teori asam basa Lewis ini lebih memperluas konsep asam – basa yang telah dikembangkan oleh Brosted Lowry.

ditunjukan bahwa ion H+ merupakan asam Lewis karena mampu menerima pasangan elektron, sedangkan NH3 merupakan basa Lewis. Pada reaksi antara BF3 dengan NH3, yang merupakan asam Lewis adalah BF3 karena mampu menerima sepasang elektron, sedangkan NH3 merupakan basa Lewis.

B. Tetapan Kesetimbangan Asam Basa

Tetapan kesetimbangan asam basa adalah tingkat kekuatan suatu asam yang melukiskan ukuran tingkat kemudahan ion hidrogen yang dapat dilepaskan dari spesies yang bersangkutan. Ukuran yang umum untuk asam dan basa adalah perbandingannya relatif terhadap air dalam hal tetapan keseimbangan. Untuk asam, tetapan ini diidentifikasi sebagai tetapan ionisasi asam, Ka. Reaksi keseimbangan asam dengan rumus HA adalah:

HA (aq) + H2O (l) <===> H3O+ (aq) + A– (aq)

sehingga rumusan tetapan keseimbangan ionisasinya adalah Ka= [H3O+][A–] / [HA]

Karena niai tetapan melibatkan numerik dengan pangkat / eksponen sangat kecil hingga sangat besar, maka ukuran kuantitatif kekuatan asam lebih sering dinyatakan dalam pKa (p = potent), dengan pKa = – log Ka. Dengan demikian, makin kuat suatu asam makin besar nilai Ka atau makin negatif nilai pKa.

Untuk basa, tetapan keseimbangan diidentifikasi sebagai tetapan ionisasi basa, Kb. Reaksi keseimbangan basa dengan rumus umum A– dapat dituliskan :

A– (aq) + H2O (l) <===> HA (aq) + OH– (aq)

Oleh karena itu, rumus tetapan keseimbangan ionisasinya adalah Kb= [HA][OH–] / [A–] dan secara sama pKb = – log Kb. Oleh karena itu dapat dipahami bahwa makin kuat suatu basa makin besar nilai Kb atau makin kecil nilai pKb.

Ada hubungan matematis antara tetapan ionisasi asam dengan tetapan ionisasi basa konyugasinya, yaitu bahwa perkalian keduanya sama dengan tetapan perkalian ion dari air, Kw (= 1014 mol2dm-6 pada 25oC). Jadi Kw = Ka x Kb, dan dengan demikian pKw= pKa + Kb. Oleh karena itu mudah dipahami bahwa makin kuat suatu basa berarti makin lemah asam konjugasinya, demikian sebaliknya makin kuat suatu asam makin lemah basa konyugasinya.

Demikian penjelasan tentang tetapan kesetimbangan asam basa.

sumber :
http://kimiadasar.com/teori-asam-basa-arrhenius/
http://kimiadasar.com/teori-asam-basa-bronsted-lowry/
http://kimiadasar.com/teori-asam-basa-lewis/
http://corynasiregar.blogspot.co.id/2014/05/tingkat-kekuatan-suatu-asam-melukiskan.html

Burhanuddin ronggopuro 15630080