KIMIA ANORGANIK II
TEORI ASAM BASA OLEH: Drs. ABU BAKAR M.Pd JURUSAN PMIPA FKIP UNIVERSITAS JAMBI
A. Pendahulan :
Konsep asam sebelum Arhennius: 1. Roberb Boyle Asam telah dikenal sejak sebelum Roberb Boyle : Asam → Senyawa yang mempunyai sifat karakteristik yang khas untuk species tersebut. Hal ini menimbulkan usaha untuk memisahkan senyawa ini dalam suatu golongan tersendiri. Fakta → Tanah Berkapur → menimbulkan gelembung udara jika di larutkan dalam pelarut tertentu. larutan encer dan pelarut semacam ini mempunyai rasa asam karakteristik. Senyawa ini → diberi nama “ASAM” (acid dari bahasa LATIN ACETUM = asam cuka). at yang berbeda dengan asam senyawa ini Basa → Senyawa lain yang mempunyai sif at diturunkan dari abu sebagai tanaman yang diberi nama ALKALIS (ARAB) → abu tumbuh-tumbuhan. Sifat ini hanya karakteristik untuk species in saja. Sifat → kemampuannya melarutkan lemak dan belerang, menertalkan efek dari asam, pelarut uber. Robert Boyle → Mengidentifikaskan sifat asam - Kemampuan bertidak sebagai pelarut bagi banyak zat - Kemampuan mengendap belarang dari larutan alkalis - Kemampuannya mengubah warna uber nabati 2. Rouelle
Pada (1744) → Memperluas konsep mengenai alkalis dan memasukkannya kekelas senyawa yang lebih umum → Basa. Garam → gabungan asam dengan basa
→ basa didefenisikan sebagai spesies yang bereaksi dengan asam untuk menghasilkan garam. Kelompok basa → alkali, alkali tanah, logam dan beberapa minyak. 3. Lavoiser (1743-1794)
Penyimpangan pertama dari defenisi eksperimental mengenai asam muncul sebagai hasil study Lavoiser mengenai oksidasi → asam → gabungan dari oksigen dengan non logam (P & S) sifat asam dibedakan oleh adanya oksigen. Sifat khusus dari asam disebabkan oleh adanya oksigen pada asam. Jatuhnya teori Lavoiser disebabkan oleh studi mengenai asam muriatat (HCl). Secara eksperimen gas asam muriatat → tak ada oksigen dalam asam meriatat. Menurut Lavoiser asam tersebut harus mengandug oksigen seperti asam yang lain. Pada waktu itu asam dipikirkan sebagai oksida dari non metal. Asam yng sekarang dikenal sebagai H2SO4, misalnya dianggap sebagai asam plus air kristal. Dalam cara yang sama Asam muriatat waktu itu ditulis XO.HO dimana XO adalam asam anhidrat dan HO adalah air kristal (ditulis dalam bentuk karakteristik zaman itu). Struktur asam muriatat semacam ini kelihatannya mendapat dukungan dari studi reaksi netralisasi. Misalnya jika meninjau reaksi asam sulfat dengan batu kapur, pada waktu itu reaksi dinyatakan: CaO + SO3.HO ---- CaO.SO3 + HO Reaksi analok untuk asam meriatat adalah: NaO
+ XO.HO
--- NaO.XO + HO
Sama dengan reksi asam sulfat diatas menghasilkan garam dan air, reaksi asam muriatat juga menghasilkan garam dan air. Jadi kelihatannya kedua asam itu mirip karena kedua mengandung apa yang dinamakan air kristal. Akibatnya jika bentuk anhidral asam sulfat didapatkan, maka ada cukup nalariah untuk menyatakan bahwa bentuk anhidrat dari asam muriatat juga bisa diperoleh. 4. Sir Humphrey Davy dan Scheele
Tetapi ternyata semua usaha untuk membuat bentuk anhidrat dari asam muriatat tersebut menghasilkan apa yang kelihatannya bentuk terhidrasi dari asam atau zat yang jelas-jelas tidak mengandung oksigen. Sejalan dengan usaha tersebut ada banyak percobaan yang dilakkukan Sir Humphrey Davy yang berusaha untuk menujukkan bahwa asam muriatat mengandung oksigen sebagaimana yang diisyaratkan oleh teori Lovoiser, tetapi percobaan tersebut selalu menemukan kegagalan. Akhirnya Davy Menyimpulkan tidak ada oksigen dalam asam muriatat. Penelitian selanjutnya yang dilakukan Scheele menemukan bahwa asam muriatat mengandung gas asam muriatat yang tak beroksigen. Davy Berpendapat bahwa gas tersebut adalah suatu unsur dan ia menamakan gas itu klorin. Tidak lama setelah ia menunjukkan bahwa asam muriatat tidak mengandung oksigen, Davy menyarankan bahwa sebaiknya keasaman tidak dikaitkan dengan unsur khusus apa saja, tetapi lebih bayak disebabkan oleh kemasan khusus dari berbagai zat. Pada tahun 1816 1 816 ia menyatakan pendapat bahwa hidrogen terdapat pada semua asam. 5. Gay Lussac
Gagasan ini tidak langsung dapat disetujui. Kkhususnya Gay Lussac masik tetap tidak yakin bahwa asam muriatat tidak mengandung oksigen. Hasil penelitian yang dilakukannya bahkan tidak dapat menemukan oksigen dalam asam muriatat,
bahkan ia menemukan bahwa oksigen juga tidak terdapat dalam HI dan HCN. Untuk mempertahankan teori oksigen Lavoiser, Gay Lussac menyarankan bahwa asam yangg tidak mengandung oksigen harus dianggap sebagai suatu kelas senyawa baru yang disebut sebagai hidrasida. 6. Berzelius Asam Adalah Senyawa-senyawa yang mengandung oksida non logam Basa adalah Senyawa-senyawa yang mengandung oksida logam
7. Justus von Liebig (1838) Pandangan Gay Lussac itu tidak bertahan lama dan ditumbangkan oleh Liebig yang menyampaikan argumentasi cukup menyakinkan yaitu bahwa adalah lebih sederhana untuk memandang asam sebagai senyawa yang mengandung atom hidrogen yang dapat diganti oleh logam. Pandangan ini mempersatukan semua senyawa yang kemudian dikena sebagai asam ke dalam satu klasifikasi yang sama.
B. DEFINISI MUDERN ASAM BASA
1. DEFINISI ARRHENIUS Sebelum
adanya
teori
Arrahenius
mengenai
disosiasi
elektrolitik
yang
dikembangkan antara tahun 1880 sampai tahun 1890, asam diklasifikasikan beralaskan sifatnya yang teramati atau beralaskan adanya sesuatu spesies pengasaman seperti hydrogen. Sebetulnya, kedua pendekatan tersebut tidak mandiri satu terhadap yang lain. Penyelidikan mengenai spesies pengasaman adalah penyelidikan untuk mencari sumber penyebab timbulnya sifat-sifat khusus dari golonagan senyawa yang disebut sebagai asam itu. Jadi, pada akhirnya sama dapat dikenali melalui sifatsifatnya. Hal ini dapat lebih dipahami jika kita mengingat bahwa teori oksigen Lavoisier telah dibuang karena teori tersebut gagal untuk memberikan kesesuaian yang lengkap dengan data percobaan. Teori hydrogen Davy dapat diterima karena semua zat yang atas dasar sifat-sifatnya dapat diklasifikasikan sebagi asam ternyata juga mengandung atom hydrogen yang dapat diganti. Usulan mengenai spesies pengasam untuk menjelaskan sifat suatu asam merupakan usaha pertama yang agak kasar untuk menemukan modek bagi watak asam. Model semacam itu hanya mampu memberikan sedikit sumbangan pada pengertian mengenai sifat asam dan tak mempunyai nilai apa-apa dari segi kuantitatif. Akan tetapi dengan pengetahuan mengenai larutan yang serba terbatas pada jaman itu, tak ada banyak hal yang secara nalariah bisa diharapkan. Pintu menjadi terbuka dengan munculnya teori disiosiasi elektrolitik Arrhenius. Konsep baru tentang proses ionisasi tersebut memungkinkan adanya model Arrhenius mengenai prilaku asam. Ini adalah model pertama yang mendekati pandangan tentang watak asam-basa masa kini yang agak lebih canggih. Menurut model Arrheenius, suatu asam adalah senyawa yang mengandung hydrogen yang melepaskan ion hydrogen dalam larutan air, dan basa adalah senyawa yang mengandung gugus hidroksil yang melepaskan ion
hidroksil dalam larutan air . Proses netralisasi asam oleh basa dapat ditunjukkan
dengan reaksi H⁺ + OH⁻ = H₂O
Dengan defenisi Arrhenius ini, banyak segi dari perilaku asam basa dapat dipahami dengan suatu gambaran mekanistik, dan untuk pertama kalinya hubungan kiantitatif dapat ditentukan. Ini adalah jenis model yang membawa kemajuan pesat dalam tiap fase ilmu pengetahuan. Misalnya, bahang netralisasi yang tetap dari asam kuat oleh basa kuat dapat langsung dimengerti dengan gambaran Arrhenius. Karena semua reaksi netralisasi hanya melibatkan penggambungan ion hydrogen dan ion hidroksil saja, maka dapat diharapkan bahwa bahang netralisasi molar kurang lebih tetap. Teori ini juga memungkinkan dilakukannya penentuan kuantitatif dari kekuatan asam dan basa dan evaluasi hubungan kesetimbangan sebagai berikut (9-1)
=
+ −
Salah satu korelasi penting dari model Arrhenius dengan percobaan adalah dalam hal sifat katalitik asam. Telah ditemukan sejak dulu bersama dengan sifat asam yang lain bahwa watak katalitik juga fundamental dalam sifat asam. Teori disosiasi elektrolitik Arrhenius memberikan cara untuk mengkorelasikan watak tersebut dengan konsentrasi ion hydrogen. Karena mobilitas yang tinggi dari ion hydrogen dan mobilitas berbagai anion yang relative rendah, maka daya hantar larutan harus sejajar dengan aktifitas katalitik larutan jika ion hydrogen betul-betul merupakan sumber dari sifat-sifat katalitik. Salah satu contoh yang menonjol dari korelasi semacam itu ditunjukkan dalam tabel 9-1, dimana dibandingkan daya hantar relative dan efek katalitik dari suatu deret asam dalam etanol tak berair. Tabel ini adalah hasil-hasil pakerjaan Goldschmidt.
Tabel 9-1. Efek katalitik berbagai asam dalam etanol anhidrat relative terhadap HCL = 100
Asam
Daya hantar nisbi
Efek katalitik pada esterifikasi asam formiat
Hidroklorida
100
100
Pikrat
10.4
10.3
trikloroasetat
1.00
1.04
Triklorobutirat
0.35
0.30
Dikloroasetat
0.22
0.18
Walaupun defenisi Arrhenius menunjukan keberhasilan yang nyata, namun dengan segera didapati juga berbagai kekurangan serius. Adalah wajar jika muncul keluhan mengenai pembatasan reaksi asam basa hanya pada media air. Memang benar bahwa sebagian besar eaksi kimia dilakukan dalam system dengan media air,
tetapi harus diakui bahwa ada pelarut-pelarut lain, dan kimia larut itupun juga penting. Hal ini benar khususnya untuk ammonia cair pada waktu itu. Sayangnya teori Arrhenius tidak dapat dipergunakan dalam pelarut bukan air tersebut. Sama pentingnya dengan kasus itu, reaksi dalam fase gas dimana tidak ada pelarut juga tidak dapat ditinjau oleh konsep asam-basa Arrhenius. Kelemahan serius lainnya adalah bawa defenisi Arrhenius membatasi basa hanya pada senyawa yang mempunyai gugus hidroksil saja. Meskipun ahli kimia telah sampai pada pemikiran bahwa asam adalah senyawa yang mengandung hydrogen, mereka belum begitu yakin apakah basa harus merupakana senyawa hidroksil. Banyak zat organic dan ammonia telah diketahui menunjukkan sebagai basa, dan hal ini sulit diingkari atau diabaikan begitu saja. Secara analogi, jika seandainya pada waktu itu ditemukan asam yang tidak mengandung hydrogen pasti juga akan menimbulkan pemikiran yang sama mengenai pembatasan asam hanya pada senyawa yang mengandung hydrogen saja. Akan tetapi hal ini tidak terjadi, sehingga konsep hydrogen suatu asam sangat diteguhkan oleh defenisi Arrhenius.
AFINITAS PROTON Akibat pengaruh sutituen yang disusun pada suatu asam menyebabkan kesulitan dalam proses pelarut, contoh Pengaruh subtitum R untuk keasaman HARn. HARn
H
ARn
Mengingat pengaruh relatif asam kuat atau asam lemah dari berbagai subtituen hal ini akan membagi proses ionisasi ke dalam dua langkah hypotesis. Tahap 1 Proton digerakkan dari asam tanpa ada penyusunan dari elektron yang tersisa dalam anion. Yaitu elektron-elektron anion tersebut membeku selama berada dalam asam netral. HARN H
ARn
*
Tanda bintang menunjukan bahwa anion tersebut mempunyai konfigurasi elektron yang membeku. Sebagai langkah pertama ini merupakan energi interaksi Coloum antara proton pada HARn dan semua elektron dan inti. Untuk pendekatan pertama energi ini ditentukan oleh muatan pada atom A, yang mana pada gilirannya ditentukan oleh keelekronegatifan subtitun R. keelektronegatifan yang besar (e yang tetarik) adalah R muatan positif yang besar adalah A. dan energi yang lebih rendah pada langkah pertama, substituen yang lebih elektronegatif menambah keasaman. Tahap 2 Pada langkah 2 terjadi hubungan elektronic dalam anion. Contohnya elekrtonelektron ARn-* didistribusi kembali untuk memberikan pendistribusian pada keadaan dasar anion ARn-. ARn-* → ARnLangakah-langkah hubungan elektronik ini pada prinsipnya terdiri dari aliran elektron dari atom A ke substituen R. Dengan demikian substituen menempati muatan negatif dari anion. Pada prinsipnya langkah ketiga berhubungan dengan pengaturan kembali stereokimia dari atom dalam ARn- , harus dipertimbangkan. Tapi energi pada langkah ini biasanya relatif kecil dan dapat diabaikan.
Contoh: 1. CH3 NO2
O →
-
+
CH2-N
H+
+ OO-
O 2.
-
CH2-N+
→
O-
CH2
N+ O-
IKATAN HIDROGEN Adalah ikatan yang terjadi antara molekul sebagai akibat terlibat terikatnya atom H pad atom yang keelektronegatifannya tinggi : ex : - H 2 0 - NH3 - HF - H 2COOH - C 6 H FOH Ikatan ini terjadi diantara molekul koevalen polar tetapi iaktan itu snediri bersifat elektronistatik.
Struktur Ikatan Hidrogen H----O – H H – O---H – O----H H Secara umum x – H---H – x X – H Akibat ikatan hidrogen ikatan H – X menjadi lebih panjang dari yang sebenarnya.
2,70 A° O-H-----------------------O -1,07A° 1,36A° 58° H-C----------------------------------------------C-H 63° 1,28 O----------------------H-O
Jarak normal H – O = 0.97°A, sedangkan akibat iaktan hidrogen panjang ukaran H – O = 1.07°A (akan bentuk diluar) Akibat adanya iaktan hidrogen dalam molekul pelarut akan menyebabkan bentuk kerongga tetapi di elektonikum (є). Sehingga semakin besar kemampuan pelarut untuk mengsolvasi Kation dan Anion.
DISSOSIASI ELEKTROLIT Pada tahun 1887 Monte Arrhenius, mengemukakan teori dissosiasi elektrolit, pokok pokok teori ini adalah : 1. Larutan elektrolit dalam air akan berdissosiasi menjadi atom atau gugus atom bermuatan yang disebut ion. 2. Ion-ion bermuatan listrik (positif / negatif). Ion-ion inilah yang sesungguhnya menghantarkan arus dengan migrasi. 3. Karena elektrolit nertral, maka jumlah muatan positif dan jumlah muatan negatif dalam larutan selalu sama 4. Ionisasi elektrolit merupakan reaksi reversibvel.
AB
A
( sq )
B
( aq )
Pada pengenceran tidak hingga, dissosiasi praktis sempurna untuk semua elektrolit. Jumlah molekul-molekul yang terdissosiasi Derajat dissosiasi α = Jumlah total molekul α dapat ditentukan dengan berbagai metode eksperimen (titik didih titik beku / tekanan somotik). → α berhubungan dengan koefisien Von’t Hoff i = n α + I- α = I + (n -i) α i = seccara eksperimen α =i-1 n-1 α dapat juga dihitung dengan konduktivitas elektrolit Ac = nilai konduktivitas pada pengenceran α = Ac Ao Ao = niali konduktivitas ekuivalen.
Kelemahan Teori Dissosiasi Arrhenius 1. Tidak menjelaskan fungsi dari pelarut 2. Tidak menjelaskan bagaimana sebesarnya ionisasi itu terjadi, hanya menyebutkan dalam larutan terjadi ionisasi. 3. Ion tersebut selalu bebas, padahal ion-ion tersebut selalu tarik-menarik → konsentrasi ion dalam larutan → lebih kecil. 4. Dianggap bahwa ion hanya terbentuk didalam larutan. Tidak menjelaskan mengapa leburan basa / garam dapat menghantarkan arus listrik Teori ini hanya terfokus pada pelarut air. Teori ini belaku untuk elektrolit lemah dan larutan sangat cair Untuk elektrolit kuat teori ini tidak dapat dipakai.
Teori Debye-Huckel Asumsi → elektrolit kuat akan ber dissosiasi secara sempurna menjadi ion untuk larutan yang encer (<0.01m) interaksi yang terjadi antara ion hanyalah gaya tarikmenarik / total – menolak →memenuhi hukum Coulomb :
(1) F
Q1.Q2 2
r
Q1 dan Q2 r E F
= mautan ion = jarak antara ion = tetapan di elektrikuat = gata
(Teori ini sudah menjelaskan peranan pelarut → E ). Akibat interaksi antara ion, enaka konsentarsi ion dalm larutan kurang dari semestinya, ini dinamakan keaktivan. A = rm (2) a = keaktivan r = koefesien keaktivan m = konsentrasi (molal)
koefesien keaktivan tergantung dengan konsentrasi, sebagai ukuran untuk menjelaskan gejala ini pada tahun 1921 → Lewis dan Rondal → memperkenalkan besaran yang disebutkan kekuatan ion (ų)
1
Cizi 2
2
c = konsentrasi ion
(3)
z = muatan ion pada tahun 1923 Nebye-Huckel, mengungkapkan secara teritis hubungan anatra koefesien keaktivan dan kekuatan ion sebagai berikut : 2 (4) log r z ketetapan (dielektrikum E) Utnuk pelarut air (T=25°C / 298°K) K = 0.209 2
log
0.509z
(5)
Untuk koefisien keaktivan rata-rata log r
(6)
0.509[ z 1.z 2 ]
a (a
Aktivitas rata-rata
v
m ( m r (r )
v
. .a v )1 v
v
.a v )1 v
.r v )1
v
V = V + VV + V- = muatan ion + dari ion. Suatu larutan CaCL2 berkonsentrasi 0.005m. tentikan : a. kekuatana ion rata-rata c. koefisien keaktivan rata-rata b. koefisien keaktivan masing-masing ion d. keaktivan masing-masing ion Jawab : CaCL2 Ca 2 2CL (CL CL ) a. 1 2 2 2 {0.005( 2) 0.005(1) 0.005(1) } 2 1 {0.02 0.005 0.005} 2 1 (0.03) 0.015 2
b. log r 0.509(2)
2
0.01
1.018(0.12247)
log r rCa
0.249
0.5636
log r 0.509(1)
log
0.062
rCL
0.867
2
0.015
c. log
log
log
0.509 | 2. 1 | 0.015
0.509 | 2 | 0.015 0.124679
0.75 (0.5636 x0.867) 1
_(0.4886) 1
3
3
0.7878
d. aca
2
ca
0.5636 x101
acl
2
.mca
3
0.867(0.005)
8.67 x10
3
Tugas : 1. Berapa kekuatan ion dari masing-masing ion dalam larutan berikut : a. 0.1 m NaCL b. 0.01 m Na2CAO4 c. 0.02 m CuSO4 d. Larutan yang mengandung 0.1 NO2HPO4 dan 0.1m NaH2PO$ 2. 3. a. b. 4.
Hitunglah koefisien keaktivan masing-masing ion pada soal no.1 diatas Diketahui larutan 0.002m CaCL pada 25°C. tentukan koefesien keaktivan Ca 2 dan CL koefesien keaktivan rata-rata untulk elektrolit. kemukakan dasar-dasar / pokok- pokok ion modern → Prof. Suakrjo “ Kimia Anorgani dan yang lain.
JENIS PELARUT a. Pelarut Berproton (pelarut protonik)
Pelarut ini mengandung proton yang dapat diionkan dan bersifat asam kuat atau asam lemah, Contohnya: H2O, HCL, HF, H2SO4, NH3 dan HCN. Pelarut berproton mempunyai ciri mengalami otodisosiasi (autoionisasi /otoionisasi ). Autoionisasi beberapa pelarut di atas dapat ditulis sebagai berikut: H3O+
2H2O
-----
2HCL
-----
2HF
----
2H2SO4 2NH3
H2F+
---- ------
H2Cl+
+ OH+
Cl-
+ F-
H3SO4+ + HSO4NH4+ + NH2-
Air Persamaan yang lebih umum untuk otodisosiasi air adalah sebagai berikut: (n + m +1) H2O
<------ [H(H2O)n]+
+ [OH(H2O)m]-
Bagi ion hidrogen , ada asosiasi yang antara H+ dengan satu melekul air dan menghasil H3O+ yaitu ion peramida datar (7-I) yang isoelektronik dengan NH3. Ion tersebut ditemukan dalam sejumlah senyawaan kristal. Dalam air sendiri terjadi solvasi lebih lanjut, species lain yang sebenar diamati dalam krital adalah H5O2+ (7-II) dan yang lain adalah H9O5+ (7-III) adalah spesies yang ditetapkan dengan baik yang paling besar:
Derajat Autoionisasinya kecil: K 25 = [H+][OH-]/ H2O = 1,0 x 10-14
Amoniak Cair Pelarut ini sangat mirip air kecualai autoionisasinya yang ditulis sebagai berikut: 2NH3
-----
NH4+ + NH2-
K-50 = [NH4+][ NH2-] = 10-30
b. Pelarut Tidak berproton
Pelarut jenis ini dibagi atas tiga golongan:
Zat Cair nonpolar atau kecil kepolarannya, zat cair tidak terdisosiasi, yang tidak tersolvasi secara kuat. Contoh pelarut semacam ini adala CCl4 dan hidrokarbon. Karena kepolarannya rendah, tetapan dielektrik rendah, dan daya sebagai donor lemah, zat cair tersebut merupakan pelarut tidak kuat kecuali bagi zat non polar lainnya. Bila dapat digunakan maka nilai utamanya ialah karena zat cair tersebut hampir tidak berperan dalam reaksi kimia yang ada di dalamnya.
Pelarut tidak terion tetapi sangat kuat mensolvasi (biasanya polar) Contoh pelarut jenis ini adalah CH3CN, dimetilformamida (DMF). Dimetilsulfoksida (DMSO), tetrahidrofuran (THF) dan SO2. Pelarut-pelarut tersebut mempunyai kesamaan yaitu tidak berproton, tidak ada kesetimbangan
otodisosiasi, dan mensolvasi ion dengan kuat. Dalam beberapa hal mempunyai perbedaan sifat. Beberapa memiliki titik didih tinggi (DMSO), yang lain titik didih redah (SO2), beberapa mempunyai tetapan dieletrik tinggi (DMSO, 45) sedangkan yang lainnya kepolaran rendah (THF, 7,6). Bagi sebagian besar pelarut mensolvasi kation secara baik dengan menggunakan atom oksigen yang bermuatan negatif, namun sulfur dioksida mempunyai kemmapuan sebagi akseptor yang sangat nata, dan mensolvasi anion serta basa Lewis lainnya secara efektif. Sebagai contoh senyawa, molekul (CH3)3 N - SO2 dapat diisolasi.
Pelarut yang sangat polar dan berotoionisasi Beberapa dari pelarut tersebut adalah senyawa antar halogen. 2BrF3
-----
BrF2+ + BrF4-
2IF5
-----
IF4+ + IF6-
Antara lain juga 2Cl3PO
-----
Cl2PO+ + Cl4PO-
Pelarut golongan ini sukar sekali penggunaannya karena sangat reaktif. Beberapa bereksi dengan silika, dengan logam mulia seperti emas dan platina, dan semuanya peka terhadap kelembapan. Reaksi kimia yang biasanya berlangsung dalam pelarut semacam ini diterangkan secar baik sebagai reaksi asam basa.
2. Defenisi Protonik (Asam Basa Bronsted - Lowry)
Klimak dari konsep hidrogen tentang spesies penyebab sifat asam terjadi pada tahun 1923 → Bronsted (Demark) dan Lowry (Inggris) Asam → adalah spesies yang cenderung melepaskan proton (Donor Proton) Basa → adalah spesies yang cenderung menerima proton (Aseptor Proton). Defenisi ini → hodrogen dalam air → asam dari ion hidroksil → basa, tapi ruang
lingkup reaksi atom basa bertambah luas. Menurut defenisi ini watak asam dari suatu zat tak tegantung dari sistem pelarut dan memungkinkan untuk menjelaskan reaksi asam-basa dalam medium apa saja atau bahkan tanpa medium apa-apa. Menurut → reaski asam basa dapat dianggap merupakan persaingan antara dua basa yang berbeda untuk memperebutkan sebuah proton. Ex : → ionisasi asam HCL, ion Klorida yang dihasilkan adalah basa karena ion
tersebut dapat menerima proton. Pasangan asam-basa ini di sebut dengan pasangan KONJUGAT HCL
asam -1
H 2O
basa -2
H 3O
asam-2
CL
basa-1
….. (1)
Basa konjugat dari asam HCL adalah CL , asam konjugat dari basa CL adalah asam
-
HCL -
Asam konjugat dari basa H 2O adalah
H 3O
, biasa konjugat dari asam
H 3O
adalah
basa H 2O Reaksi diatas hampir 100% berjalan ke kanan, sehingga disimpulkan 1. basa konjugat dari asam kuat adalah basa lemah 2. basa konjugat dari asam lemah adalah basa kuat ex : NH 3 H 2O NH
4
OH
….. (2)
basa -1 asam -2 asam -1 basa -2
Dalam reaksi (1) H 2O adalah basa dan asam reaksi (2) H 2O asam ini disebut air
→
pelarut AMFIPROTIK. Dengan demikian kebasaan 2 keasaman suatu zat tertentu bisa berubah-rubah dengan kebasaan atau keasaman medium di mana zat tersebut berada.
Tugas 1.
Carilah 10 buah asam monoprotik, 10 buah asam diproti dan 10 buah asam poliprotik. Buatlah reaksi ionisasinya
3. Defenisi Sistem Pelarut
Kelemahan teori Arrhenius → - Medium pelarut terbatas pada air -
Membatasi basa pada senyawa yang mempunyai gugus hidroksil saja. (OH ) Kenyataan ditemukan suatu senyawa organik dan anorganik yang bersifat
basa → ta pi senyawa tersebut tak mengandung HO Berdasarkan studi pada amoniak cair, ternyata terdapat kemiripan reaksi asam basa dalam media air. Pada air dan amoniak terjadi auto ionisation (swai ionisasi). 2 H 2O
H 3O
2 NH 3
NH 4
OH
NH 2
Kw
( 25 o c )
Kw
( 90 O C )
[OH ][ H 3O ] 1.0 x10
[ NH ][ NH 2
]
14
30
1.0 x10
Perhatikan reaksi netralisasi antara asam-kuat dan basa kuat dalam media air. Analog dalam amonia ( NH 3 ) cair. Air
H 3OCL NaOH air
Amoniak
NaCL 2 H 2 O( pelarut )
NH 4CL NaNH 2 Asam
basa
NaCL 2 NH 3
garam
pelarut
Sitem medium amoniak cair dan air dari asam / basa secara formal adalah
sangat mirip. Ion NH 4 dan ion
H 3O
dapat dianggap proton Tersolvasi.
Akan tetapi defenisi protomik (Bronsted-Lowry) tak mencukupi untuk non protomik C a CL2 , S c OCL2 , SO2 dan lain-lain. Penelitian tentang pelarut diatas menunjukkan perlakuan asam-basa tetapi dapat diamati, meskipun Proton tidak memainkan peranan apa-apa untuk mengatasi masalah ini (non protomik). Cady dan Elsy ,
Mengemukakan
defenisi
asam-basa
berdasarkan Sistem
Pelarut. adalah zat terlarut yang melalui dissosiasi langsung atau melalui
“Asam”
reaksi dengan pelarut dapat melepaskan kation (meninggikan spesies kation) karakteristik dari pelarut tersebut. “Basa”
adalah zat terlalut yang melalui dissosiasi langsung atau melalui reaksi dengan pelarut dapat melepaskan Anion (meninggalkan spesies anion) karakterristik dari pelarut tersebut.
Ex :
Jika pelarutannya
Outo ionisasi
SO2
2SO2
SO
SO3
Kation Anion Jika zat yang dilarutkan
SOCl 2
bersifat sebagai asam 2
SOCL2 SO
2CL
Kation Dan [(CH 3 )4 N ]2 SO3
basa
2[(CH 3 )4 N ]
SO3
2
Anion SOCL2
Asam
[(CH 3 )4 N ]2 SO3 Basa
2[(CH 3 )4 N ]Cl 2SO2 Reaksi
Pelarut
Netralisasi
Tugas 2 : Kalau Pelarutannya BF
3
2 BF 3
BF 2
Kation Diskripsikan
BF 2 ASF 6
dan
KBF 4
BF 4
Anion
sebagai asam atau basa! Buatlah reaksi
asam basa dan reaksi netralisasinya sebut senyawa yang terbentuk. Untuk pelarut protonik defenisi ini lebih bermanfaat dan luas, karena sifat asam / basa bukanlah sifat mutlak dari zat terlalut. Sifat asam-basa dapat dirincikan dalam kaitannya dengan pelarut yang dipakai.
Ex :
a.
3COOH bersifat asam lemah Dalam air CH CH 3COOH
b.
HOH
CH 3COO
H 3O
Dalam amoniak cair ( NH 3 ), CH 3COOH bersifat asam kuat NH 3
CH 3COOH NH 4
CH 3COO
Proton Tersolvasi c.
Dalamsistem pelarut asam sulfat CH 3COOH H 2 SO4
CH 3COOH
CH 3COOH 2
bersifat basa
HSO4
Kelemahan : Defenisi ini banyak menghilangkan reaksi asam-basa yang khas telah dicakup dalam defenisi protonik.
Tak dapat dianggap mampu menggeser defenisi
Bronsted-Lowry Pendekatan ini sedikit berbeda dengan sederatan model Arrhenius, dengan demikian keberatan terhadap model Arrhenius dapat diulangi lagi pada model ini, kecuali pembatasan Arrherius pada media air.
4. DEFENISI LUX – FLOOD
Pelarut Air
Dari hasil pengamatan (1) →
Ca0 H 2O
(2) → CO2
(OH )2 (basa)
Ca
H 2O H 2CO3
(asam)
Pelarut (3) Bila
Ca(OH ) 2
Basa Tetapi
H 2 CO3 CaCO3
Asam
CaO dan CO2 dapat
2 H 2O (Reaksi Netralisasi)
Garam Pelarut direaksikan untuk menghasilkan garam
C a CO3
tanpa keikutsertaan pelarut. CaO CO2 CaCO3 ......( 4)
(Garam) Berdasarkan ini, sewajarnya reaksi tersebut (4) dianggap reaksi asam-basa, karena → asam+ basa → garam Ex :
CaO SiO2 CaSiO3 3 Na2O P 2O5
2 Na3 PO4
Prinsip umum dalam proses tersebut (di atas) dikemasi oleh Lux – Flood
→ asam → aseptor ion oksida Basa → donor ion oksida
5. DEFENISI LEWIS Suatu masalah yang ditemukan :
O
2
-
Terdapat suatu zat yang bersifat asam tetapi tidak mengandung ion
H
(Arrhenius) atau proton (Bronsted-Lowry). -
Terdapat suatu zat yang bersifat basa tetapi tidak mengandung ion OH(Arrhenius)atau dalam reaksinya tidak selalu aseptor proton (B & L). Untuk mengatasi masalah ini G.N. LEWIS (1923) mencoba mengatasi
persoalan defenisi asam-basa, yang sekarang dianggap menimbulkan persatuan dari
defenisi
yang
ada.
Dengan
jalan
menekankan
4
kriteria
untuk
mengklasifikasikan asam-basa. 1. Jika suatu asam / basa dapat bergabung maka proses pengabungan atau nertalisasi tersebut adalah cepat. 2. Suatu asam / basa akan menggantikan asam / basa yang lebih lemah dalam senyawa. 3. Asam dan basa dititrasii satu terhadap yang lain dengan menggunakan suatu zat yang biasanya berwarna → Indikator.
4. Baik asam / basa memainkan peranan yang sangat penting dalam meningkatkan proses kimia melalui kemampuan untuk bertindak sebagai katalis. Menurut LEWIS, penyebab sifat karakteristik ini terdapat pada partikel elektron dari asam dan basa bersama-sama dengan pembentukan ikatan kovalen koordinat. Asam → spesies yang mampu menerima pasangan elektron – pasangan elektron
(Aseptor sepasang elektron) → ikatan kovalen ion. Basa → spesies yang mempu memberikan pasangan elektron (donor pasangan
elektron)
Ex : H
Asam
+ :O:H
H:O:H
basa
Dari konsep di atas = dasar untuk mengklasfikisikan Asam → Jika mampu menerima sepasang elektron (adanya orbiital kosong untuk
menerima sepasang elektron) Basa → Bila mempunyai sepasang elektron yang siap untuk di sambungkan
Dari sisi, konsep Lewis tidak menggantikan pada kesamaan / kebasaan pada unsur khususnya tertentu, tetapi mengaitkan pada susunan elektron. Ex : F F:B + F Asam
H H N: H Basa
Cu2+ Asam
F H F :B: N:H F H
+ 4 NH3 basa
-----
[Cu(NH3)4]2+
Kelemahan : 1. Kelebihan defenisi protonik adalah kemampuan untuk digunakan dalam penentuan kuantitatif kekuatan nisbi asam-basa. Dengan defenisi LEWIS hal ini tidak dapat dilakukan. 2. Ada reaksi pembentukan ion kompleks ([Cr ( NH 3 )6 ]3 ) adalah suatu reaksi
asam-bada LEWIS, tetapi reaksinya lambat. 3. Kekuatan asam-basa ternyata tergantung pada reaksi khusus : Ex : (1)
1. Be( F ) 4 2.
2
- Stabil 1 > 2 -
Cu( F )4
Be
(2) 1.
Be( NH 3 )4
2.
2
Cu( NH 3 )4
2
Be
Cu
2
2
Asam
Cu
2
- Stabil 1 < 2 2
-
Be
2
- asam
Cu
Cu
2
2
> Be2
6. DEFENISI MENURUT USANOVISH (Defenisi-Positif-Negatif)
Asam adalah spesies yang mampu memberikan kation (Donor) untuk bergabung dengan anion / elektron atau menetralkan basa menjadi garam
Basa adalah spesies yang mempu memberikan anion / elektron untuk bergabung dengan kation atau menetralkan asam untuk menghasilkan garam.
Defenisi ini melibatkan semua / hampir semua defenisi asam-basa yang telah ada maupun reaksi oksidasi-reduksi → reaksi khas dari reaksi asam-basa Ex : OH SO2
O
O
2
C O HOCO 2
SO3
2
7. KONSEP UMUM ASAM-BASA (Pearson) Dengan
dasar
pemikiran
bahwa
beberapa
defenisi
asam-basa
yang
kebanyakan digunakan saat ini, mempunyai gambar dasar yang sama (hampir bersamaan). Semua Batasan ; asam adalah donor spesies positif (ion hidrogen / kation pelarut) atau aseptor dari spesies negatif (ion oksida, pasangan elektron, dll). Basa adalah donor spesies negatif (pasangan e, pelarut ion oksida, anion) atau aseptor spesies positif (ion hidrogen). Dari semua kesimpulan tersebut :
Keasaman adalah karakter positif dari suatu spesies yang dapat berkurang dengan jalan bereaksi dengan suatu basa.
Kebasaan adalah karakter negatif dari suatu spesies yang berkurang dengan jalan bereaksi dengan asam.
Ada dua keuntungan isi informasi dari pendekatan ini : 1. Mempersatukan isi informasi dari defenisi-defenisi asam-basa yang lain 2. Melengkapkan penggunaan ukuran mengenai hubungan kekuatan asam basa dengan kerapatan elektron dan struktur molekul.
Kuat Relatif Asam dan Basa
Kuat
suatu
asam
HA,
dalam
pelarut
air
merupakan
suatu
ukuran
dari
kecenderungannya menyumbangkan sebuah proton kepada sebuah molekul air: HA + H2O
------
H3O+ +
A-
(1)
Sejauh mana reaksi ini berlangsung dari kiri ke kanan juga merupakan kecenderungan dari basa konjugat A- untuk menerima sebuah proton dari asam H3O+: H3O+ + A-
----
HA +
H2O
(2)
Jika reaksi yang pipaparkan oleh persamaan (1) menang terhadap reaksi yang diparkan oleh persamaan (2), maka HA adalah suatu asam kuat dan A- adalah basa lemah. Suatu contoh asam kuat adalah HCl, sehingga dapatlah disimpulkan bahwa Cladalah basa yang relatif lemah. Jika reaksi yang dipaparkan oleh persamaan (2) menang terhadap reaksi yang dinyatakan oleh persamaan (1), maka A- adalah basa kuat dan HA adalah asam lemah. Contoh asam lemah adalah HC2H3O2 dan HCN, sehingga dapat disimpulkan C2H3O2- dan CN- adalah basa yang relatif kuat. Sehingga azas mendasar mengurutkan kekuatan realatif asam dan basa adalah; makin kuat
asam itu, makin lemah basa konjugatnya . Perhatikan bahwa di antara ketiga asam ;HCl, HC2H3O2 dan HCN yang terkuat adalah HCl dan yang terlemah adalah HCN. Di antara ketiga basa Cl-, C2H3O2- dan
CN- basa terkuat adalah CN- dan yang
terlemah Cl- .Contoh-contoh asam dan basa yang diurutkan berdasarkan kekuatan relatifnya dapat dilihat dalam tabel berikut:
Efek Perataan
Dalam pelarut-pelarut tertentu, mudah untuk menunjukan bahwa HClO4 merupakan asam yang lebih kuat daripada HNO3. Namun dalam pelarut air ke empat asam (HClO4, HCl, H2SO4 dan HNO3) sebagai lebih kuat dari H3O+, membentuk larutan dengan kekuatan asam yang praktis sama, karena air merupakan basa yang cukup kuat untuk mengambil proton dari masing-masing asam yang lebih kuat dari pada H3O+. Untuk asam kuat apa saja, HA pengionan dalam air: HA + H2O
-----
H3O+
+ A-
Pada hakekatnya berlangsung lengkap. Ini berarti asam apa saja yang lebih kuat daripada H3O+, akan begitu saja membentuk H3O+ dalam larutan air, jadi H 3O+
merupakan asam terkuat yang dapat berada dalam larutan air . Reaksi suatu pelarut untuk mengurangi reagensia yang berlainan menjadi sama kuat disebut efek perdataran/perataan (leveling effect ).
Air mempunyai efek pendataran terhadap basa apa saja yang kebasaannya lebih besar dari OH-. Jika natrium amida NaNH2 bersentuhan dengan air, akan berlangsung reaksi berikut: NH2- + H2O
-----
+ OH-
NH3
Basa yang sangat kuat NH2- tak dapat berada dalam pelarut air. Demikian pula O2-, kedua penerima proton yang kuat ini akan didatarkan untuk membentuk larutan ionOH-, karena OH - adalah basa terkuat yang dapat berada dalam larutan air .
Tugas3. a. Jelaskan Apa yang dimasud dengan asam Super berikan beberapa contoh asam super tersebut! b. Apa yang dimaksud dengan asam dan
basa keras dan lunak beri contohnya
masing-masing!
KEKUATAN ASAM-BASA
Kekuatan asam-basa menurut LEWIS tidak merupakan sifat yang tetap dari spesies yang dibahas, tetapi bervariasi sesuai dengan pasangannya. Urutan kekautan basa dari suatu basa Lewis dapat berubah bila jenis asam yang dapat bereaksi dengan basa tersebut berubah. Kekuatan nasbi asam-basa dicari dengan pendekatan reaksi umum sebagai berikut : 1
A B
A
1
A B
A B
A B
1
..........(1)
B A 1
..........(2)
B
Jika reaksi berjalan ke kanan dapat diaktakan bahwa A’ adalah asam yang lebih kuat dari A dan B’ adalah baa yang lebih kuat dari B.
Kekutan
asam-basa
LogK S A. S B
penentuan
ditinjau S AdanS B
dari
kestabilan
kompleks
asam-bada
tidak pernah memuaskan keasaman dan
kebasaan menurut Lewis, sangat bergantung pada jenis subtituen pada atom donor / aseptor :
a. Pengaruh Elektron Keelektronegatifan substituen memberi pengaruh yang nyata, makin bersifat penarik elektron subtituen tersebut, makin nyata keasamannya dan makin kurang kebasaannya. Basa
Ex :
Asam
(CH 3 )3 N H 3 N F 3 N
(CH 3 )3 B H 3 B F 3 B
b. Pengaruh Sterik (Halangan ruang) CH3 CH3 O
O
O
N
N
N
I
II
III
Jika asamnya B(CH 3 )3 maka urutan kebasaannya adalah I ≈ III > II Ini pengaruh hambatan sterik dari gugus metil pada kedudukan orto.
Tugas 4. 1. Apakah pengaruh prinsip dari konstanta dielektrik? 2. Apakah hubungan antara kemampuan donor dan/atau akseptor suatu pelarut dan kemampuannya berfungsi sebagi pelarut? 3. Berikan contoh 5 pelarut berproton selain air dan buat reaksi autoionisasinya! 4. Dalam larutan NH3, apakah spesies yang khas dari asam? Dan basa? 5. Mengapa asam asetat tidak berupa asam di dalam asam sulfat? 6. Kepada sistim yang manakah konsep asam-basa Lux-Flood dapat diterapkan? Berikan persamaannya! 7. Mengapa F3 N adalah basa yang jauh lebih lemah dari H3 N? 8. Mengapa BBr 3 adalah asam yang lebih kuat daripada BF3? 9. Urutkan asam-asam berikut ini seuai dengan kekutannya; HClO2,HClO3, HClO4; H2SeO3, H3AsO4, HMnO4, H2SeO4. Terangkan alasannya!
MINGGU DEPAN SEMUA HARUS SUDAH PUNYA MATERI INI DALAM BENTUK HARD COPYNYA
