Asam Basa

I.       PENDAHULUAN

1.1       Latar Belakang

           

Sebagian reaksi kimia dan banyak pengukuran sifat zat dikerjakan dalam suatu pelarut. Pelarut memiliki sifat dan karakteristik tertentu dimana sifat dan karakteristik pelarut tersebut sangat menentukan keberhasilan ataupun kegagalan suatu studi. Dalam konsep larutan, pelarut atau zat pelarut merupakan zat yang jumlahnya lebih banyak dalam suatu larutan. Bagi ahli kimia anorganik, air merupakan pelarut yang paling penting, namun banyak pelarut lain yang telah dicoba dan ternyata berguna. Misalnya asetonitril, ammonia, dimetilformamida, dan lain-lain.

Adapun yang sangat erat hubungannya dengan sifat-sifat pelarut adalah perilaku asam dan basa yaitu suatu senyawa yang bertindak sebagai asam pada pelarut tertentu dan sebaliknya. Dalam kehidupan, asam-basa dikelompokkan berdasarkan aturan-aturan tertentu. Oleh karena itu, agar lebih memahami konsep mengenai pengelompokan asam-basa, maka disusunlah makalah ini.

 

1.2       Rumusan Masalah

            Adapun rumusan masalah dari makalah ini adalah :

1.               Bagaimana definisi asam-basa sistem pelarut?

2.                Bagaimana kecenderungan pada penggolongan asam-basa keras lunak?

3.         Bagaimana kecenderungan keasaman pada asam oksi?

1.3       Tujuan

Adapun tujuan dari makalah ini adalah :

1.                Mengetahui definisi asam-basa sistem pelarut.

2.               Mengetahui kecenderungan pada penggolongan asam-basa keras lunak.

3.         Mengetahui kecenderungan keasaman pada asam oksi.

II.   PEMBAHASAN

2.1       Asam Basa Sistem Pelarut

Salah satu dari kelemahan model atom Arrhenius mengenai perilaku asam-basa adalah pembatasannya yang kaku pada media air. Hal ini menimbulkan pertikaian, terutama akibat adanya studi pelarut dalam amonia cair. Didasarkan pada kriteria eksperimental, dapat ditunjukkan adanya kemiripan antara reaksi asam-basa dalam media air dan beberapa jenis reaksi tertentu dalam ammonia.

Jika kita meninjau reaksi netralisasi menurut Arhenius antara asam kuat dan basa kuat dalam media air, kita dapat mengenali adanya analogi dalam amonia cair. Kemiripan tersebut nampak jelas dari reaksi berikut:

H₃OCL + NaOH → NaCl + 2H₂O

NH₄Cl + NaNH₂ → NaCl + 2NH₃

    Asam  +  basa  →  garam  +  pelarut

Selanjutnya jika kita memperhatikan adanya swaionisasi (autoionization) air untuk membentuk ion hidronium dan ion hidroksil. Kita dapat mencacat bahwa swa-ionisasi terjadi juga pada amonia untuk membentuk ion amonium dan ion amida:

 

 Pelarut   Asam    Basa

 2H₂O → H₃O⁺ + OH^-

 2NH₃  → NH₄⁺ + NH₂^-

Ion hidronium dan ion ammonium, keduanya dapat dipandang sebagai proton tersolvasi. Hal ini mirip dengan konsep asam basa Brosted-Lowry bahwa asam adalah pendonor proton sedangkan basa adalah aseptor proton.

Namun ketika kita identifikasi swaionisasi (autoionization) pada larutan proton dan non proton, ternyata definisi Bronsted-Lowry hanya dapat diterapkan kepada pelarut berproton. Namun, definisi protonik tak mencukupi jika digunakan untuk pelarut non-protonik seperti pada contoh swaionisasi (autoionization) pelarut non proton  OPCl₃ dan BrF₃ di bawah ini.

Pelarut        Asam    Basa

2H₂O     →   H₃O⁺ + OH^-

2NH₃     →    NH₄⁺ +  NH₂^-

2OPCl₃  →   OPCl₂⁺ + OPCL₄^-

2BrF₃     →   BrF₂⁺ + BrF₄^-

Sedangkan penelitian mengenai beberapa pelarut seperti BrF_3, OPCl_3, COCl₂, SeOCl₂, dan SO₂ menunjukkan bahwa perilaku jenis asam-basa tetap dapat diamati melalui karakteristik anion dan kation dalam sistem pelarut tersebut di mana proton tidak memainkan peranan apa-apa.

Contoh pada pelarut BrF₃, pelarut BrF₃ adalah plarut tidak berproton. Namun tetap bisa menjelaskan konsep asam dan basa dalam reaksi netralisasi. Senyawaan seperti BeF₂AsF₆ bersifat asam, ketika larut, akan menghasilkan ion AsF₆^-  dan ion karakteristik pelarutnya BrF₂⁺, sedangkan KBrF₄ adalah senyawa basa. Ketika larut, akan menghasilkan ion K⁺  dan ion karakteristik pelarutnya BrF₄^- . Bila larutan asam dan basa tersebut tercampur akan terjadi reaksi penetralan membentuk garam dan molekul pelarut.

BrF₂⁺  +  AsF₆^-  +  K⁺  +  BrF₄^-  →   K⁺  +  AsF₆^-  +  2BrF₃

                             Asam                      basa                   garam             Pelarut

Oleh karena itu, untuk menerapkan konsep asam-basa pada berbagai pelarut nonprotonik, telah disarankan beberapa definisi asam dan basa, dengan menggunakan definisi Cady dan Elsey, kita dapat menyatakan bahwa asam adalah zat terlarut yang melalui disosiasi langsung atau melalui reaksi dengan pelarut dapat melepaskan  kation karakteristik dari pelarut tersebut. Sedangkan basa adalah zat terlarut yang melalui disosiasi langsung atau melalui reaksi dengan pelarut dapat melepaskan  anion karakteristik dari pelarut tersebut.Selanjutnya konsep tersebut dikenal sebagai konsep asam-basa sistem pelarut.

Contoh, jika kita meninjau pelarut SO₂ maka kation dan anion karakteristiknya adalah:

Pelarut    Asam   basa

2SO₂  →  SO²⁺ +  SO₃^2-

Dengan demikian, reaksi netralisasi bisa terjadi dari reaksi antara zat seperti SOCl₂, yang bisa bertindak sebagai asam, dan tetrametilamonium sulfit, yang bisa bertindak sebagai basa.

SOCl₂ + [(CH₃)₄N]₂SO₃ → 2(CH₃)₄NCl + 2SO₂

Asam            Basa                     Garam       Pelarut

Dapat disimpulkan bahwa sama seperti definisi Arrhenius, hasil netralisasi dalam definisi sistem pelarut adalah garam dan pelarut.

Hal ini nampak dari Tabel 9-2, di mana ditampilkan beberapa contoh reaksi netralisasi yang khas bersama dengan kation dan anion karakteristiknya untuk berbagai pelarut.

Reaksi Netralisasi dalam Berbagai Pelarut

Pelarut	Kation	Anion	Reaksi Netralisasi
H2O	H3O+(H+)	OH-	HCl + NaOH → NaCl + H2O
NH3	NH4+(H+)	NH2-	NH4Cl + NaNH2 → NaCl + 2 NH3
HC2H3O2	H2C2H3O2+(H+)	C2H3O2-	HCl + NaC2H3O2 → NaCl + HC2H3O2
SO2	SO2+	SO32-	SOCl2 + Na2SO3 → 2NaCl + 2SO2

Definisi system pelarut ini dapat diterapkan pada semua kasus yang pelarutnya mempunyai otoionisasi, tanpa menghiraukan ada tidaknya proton. Berdasarkan definisi sistem pelarut maka dapat disimpulkan bahwa  zat terlarut yang meninggikan spesies kation yang khas pelarut tersebut adalah asam. Sedangkan zat yang meninggikan spesies anionnya adalah basa.

2.2       Asam-Basa Keras dan Lunak

Telah dikenal sejak lama bahwa Ion-ion logam dapat dibagi kedalam dua golongan menurut kereaktivannya terhadap berbagai ligan. Untuk logam-logam jenis (a) kompleks paling stabil terbentuk dengan ligan yang paling ringan dan berkurang kestabilannya dalam urutan menurun dalam kelompokan ligan tersebut. Untuk logam jenis (b) kecenderungan itu berlawanan. Ini tertera dalam ikhtisar berikut:

Kompleks logam jenis (a)                Ligan           Kompleks logam jenis (b)

      Paling kuat                        R₃N    R₂O     F^-             Paling lemah

                                                             R₃P     R₂S      Cl^-                   

                                                                                  R₃As  R₂Se    Br^-

     Paling lemah                       R₃Sb    R₂Te    I^-                Paling kuat

Jenis logam (a) pada dasarnya meliputi

1.             Ion logam alkali

2.             Ion alkali tanah

3.             Ion yang lebih ringan dan bermuatan besar (misalnya Ti⁴⁺, Fe³⁺, Co³⁺, Al³⁺).

Jenis logam (b) meliputi

1.             Ion logam transisi yang lebih berat (seperti Hg²⁺, Pt²⁺, Pt⁴⁺, Ag⁺, Cu⁺)

2.             Ion logam valensi rendah sperti logam bermuatan formal nol dan karbonil logam.

Ion logam kelas (a) membentuk kompleks yang paling stabilnya dengan anggota pertama dari tiap kelompok ligan, sedang ion logam kelas (b) membentuk kompleks yang paling stabilnya dengan anggota terberat dari kelompok ligan. Hal ini disebabkan molekul dengan ukuran  besar cendrung bereaksi dengan yang besar, dan sebaliknya.

Dalam klasifikasi ini, Pearson mengatakan bahwa ion logam jenis (a) ternyata berukuran kecil, dan tidak begitu polar serta menyukai ligan yang juga kecil dan tidak begitu polar. Ia menyebut asam dan basa seperti itu “keras”. Sebaliknya ion logam jenis (b) yang besar dan mudah dipolarkan, ligan yang disukainya cenderung besar dan lebih polar, ia mnyebutnya sebagai asam dan basa “lunak”.

Adapun contoh klasifikasi asam basa keras lunak adalah sebagai berikut:

Klasifikasi Basa

Keras	Lunak
H2O,  OH- ,  F- CH3CO2- ,  PO43-,  SO42- Cl- ,  CO32-,  ClO4-,  NO3- ROH,  RO- ,  RO-,  R2O NH3 , RNH2 ,  N2H4	R2S,  RSH,  RS- I- ,  SCN- ,  S2O32- R3P , R3As,  (RO)3P C2H4 ,  C5H6 H- , R-

Klasifikasi Asam

Keras	Lunak
H+,  Li+,  Na+,  K+ Be2+,  Mg 2+,  Ca2+,  Sr2+,  Mn2+ Al3+,  Se3+, Ga3+ ,  In3+ ,  La3+       N3+ , Gd3+ , Lu3+ Cr3+ ,  Co3+ ,  Fe3+ ,  As3+ Si4+ ,  Ti4+ ,  Zr4+ ,  Th4+ ,  U4+       Pu4+ ,  Ce4+ ,  Hf4+	Cu+ ,  Ag+ ,  Au+ ,  TI+ ,  Hg+ Pd2+ ,  Cd2+ ,  Pt2+ ,  Hg2+        CH3Hg+ ,  CO(CN)52+,  Pr4+        Te4+ TI3+ ,  TI(CH3)3 ,  BH3 ,  Ga(CH3)3        GaCl3 ,  GaI3 ,  InCl3 RS+ ,  RSe+ ,  RTe+ I+ ,  Br+ ,  HO+ , RO+

Konsep HSAB dapat meramalkan terjadi tidaknya suatu reaksi, contoh:

HgF₂(g)     +      BeI₂(g)  →  HgI₂(g)   +     BeF₂(g)

lunak-keras  keras-lunak → lunak-lunak  keras-keras

CH₃HgOH(aq) + HSO₃^-(aq)   → CH3HgSO₃^-(aq) + HOH(l)

lunak-keras         keras-lunak →  lunak-lunak        keras-keras

Logam dan ligan tersebut dikelompokkan menurut sifat keras dan lunaknya berdasarkan pada polarisabilitas unsur yang menjadi dasar suatu prinsip yang disebut Hard and Soft Acid Base (HSAB). Teori HSAB (Hard Soft Acid and Base) merupakan pengembangan dari teori asam basa Lewis.

Adapun perbedaan antara asam basa keras lunak adalah sebagai berikut:

Asam/basa keras	Asam/basa lunak
Ukuran kecil	Ukuran besar
Densitas muatan besar	Densitas muatan kecil
Kelektronegatifan besar	Kelektronegatifan kecil
Polarisabilitas rendah	Polarisabilitas tinggi

2.3       Kekuatan Asam Oksi-Anorganik

Asam oksi merupakan asam-asam yang mengandung atom pusat yang dikelilingi oleh atom-atom O dan gugus OH, XO_n(OH)_m. Nilai n menunjukkan jumlah atom oksigen nonhidroksil sedangkan nilai m menunjukkan jumlah gugus hidroksil dalam molekul tersebut. Oksigen nonhidroksil adalah atom oksigen yang tidak terikat pada atom hidrogen melainkan oksigen yang terikat langsung pada atom pusat. Contoh H₂SO₄ memenuhi aturan SO₂(OH)₂ dimana jumlah m = 2 dan jumlah n = 2

Atom Oksigen nonhidroksil

Gusus Hidroksil

BeberapaAturan Mengenai Asam Oksi

Bagi asam-asam oksi terdapat dua hal yang bersifat umum:

1.         Perbandingan dari tetapan disosiasi yang berurutan, K_n/K_n-1 adalah 10^-4 sampai 10^-5 (setara dengan pK_n-1 – pK_n = 4,5 ±  0,5; pK = - log K).

2.         Besarnya K₁ bergantung pada n, yaitu banyaknya oksigen selain yang terdapat dalam gugus OH. Makin banyak atom tersebut, makin besar kekuatan asam sesuai dengan:

N	K	Kekuatan asam
3	Besar sekali	Sangat kuat
2	~ 102	Kuat
1	10-2 – 10-3	Sedang
0	10-7,5 – 10-9,5	Lemah

Kita dapat mengetahui pengaruh kenaikan nilai n terhadap kekuatan asam-asam oksi dengan mengidentifikasi contoh asam-asam oksi berikut ini:  HClO, HClO₂, HClO₃, dan HClO₄.

                                             

                                    

Contoh Asam Oksi	Struktur Sejati	Jumlah n	pKa
HClO	Cl(OH)	0	7,53
HClO2	ClO(OH)	1	2
HClO3	ClO2(OH)	2	-1
HClO4	ClO3(OH)	3	-10

Dengan segera kita bisa melihat adanya hubungan antara jumlah n dan tingkat kekuatan asam dari senyawa tersebut. Berdasarkan tabel di atas maka benar bahwa tingkat kekuatan asam oksi akan semakin besar dengan semakin banyaknya oksigen yang terikat pada atom pusat atau sesuai dengan kenaikan jumlah atom oksigen nonhidroksil. Hal itu terlihat dari semakin besar harga n maka semakin kecil pKa yang dimiliki asam tersebut. Sedangkan telah kita ketahui bersama bahwa semakin kecil harga pKa maka semakin kuat keasamannya.

Nilai pKa berbanding terbalik dengan nilai K. Dimana K merupakan tetapan disosiasi. Nilai pKa didapat dari perhitungan – log K. Jika semakin kecil pKa menunjukkan bahwa semakin besar harga n dan semakin besar tingkat keasaman dapat disimpulkan bahwa besarnya K sebanding dengan kenaikan nilai n (atom oksigen nonhidroksil). Penurunan secara tetap K₁,K₂,K₃ terjadi karena sesudah setiap tahap disosiasi, terjadi kenaikan muatan negatif yang mengurangi kecenderungan proton berikutnya untuk terlepas.

Faktor-faktor Penyebab Kekuatan Asam Oksi

Kita tetap dapat menetukan tingkat keasaman dari contoh-contoh asam oksi di atas meski kita tidak mengetahui harga Ka maupun pKa dari masing-masing asam oksi tersebut yaitu yang pertama dengan cara mengindentifikasi reaksi ionisasi pada asam HClO, HClO₂, HClO₃, dan HClO₄ tersebut dalam pelarut.

Menurut Bronsted-Lowry asam adalah donor proton, jadi kekuatan asam ditentukan oleh seberapa mudah suatu spesies untuk mendonorkan protonnya. Semakin mudah suatu spesies mendonorkan protonnya maka keasamannya akan semakin kuat. Mudah tidaknya suatu spesies asam untuk mendonorkan protonnya selain dilihat dari seberapa besar harga Ka tetapi juga dapat ditentukan dari seberapa besar asam tersebut terionisasi dalam larutan. Semakin besar jumlah spesies asam yang terionisasi maka asam tersebut akan semakin kuat.

HClO + H₂O → H₃O⁺ + ClO^-

HClO₂ + H₂O → H₃O⁺ + ClO₂^-

HClO₃ + H₂O → H₃O⁺ + ClO₃^-

HClO₄ + H₂O → H₃O⁺ + ClO₄^-

Kita dapat menentukan seberapa banyak jumlah spesies asam yang terionisasi dengan cara menentukan kestabilan anion sisa asam dalam larutan yaitu anion ClO^-, ClO₂^-, ClO₃^-, dan ClO₄^-. Semakin stabil anionnya maka semakin banyak asamnya terionisasi dan otomatis asamnya semakin kuat. Dengan demikian factor penyebab kekuatan asam oksi yang pertama adalah kestabilan anion.

Untuk menentukan kestabilan anion-anion tersebut yaitu dengan cara melihat bagaimana anion tersebut mendistribusikan muatan negatifnya (delokalisasi anion). Semakin banyak jumlah atom oksigen maka anion diatas semakin stabil, karena semakin banyak jumlah atom oksigen yang dapat menerima pendistribusian muatan negatifnya, hal ini juga berarti anion tersebut memiliki banyak struktur resonansi.

 Pada contoh diatas ion ClO₄^- dapat mendistribusikan muatan negatifnya pada 4 atom oksigen sedangkan ion ClO₃^- hanya dapat mendistribusikan muatan negatifnya pada 3 atom oksigen, dua untuk ion ClO₂^- dan sayangnya ion ClO- tidak bisa mendistribusikan muatan negatifnya, sehingga ClO₄^- jauh lebih stabil dibanding anion yang lain.

Dengan demikian urutan anion yang stabil diatas adalah ClO₄^- > ClO₃^- > ClO₂^- > ClO-. Karena semakin stabil anion artinya semakin banyak asam yang terionisasi sehingga kekuatan asamnya juga semakin besar oleh sebab itu urutan kekuatan asamnya dari yang terbesar adalah HClO₄ > HClO₃ > HClO₂ > HClO.

Masih pada contoh asam HClO, HClO₂, HClO₃, dan HClO_4. Perhatiakan bilangan oksidasi pada atom pusat senyawa asam tersebut. Bilangan oksidasi Cl pada masing-masing senyawa asam tersebut berturut-turut +1 +3 +5 +7. Ini menunjukkan bahwa keasaman pada asam oksi meningkat sesuai dengan peningkatan bilangan oksidasi pada atom pusatnya.

Semakin tinggi keadaan oksidasi atom pusat, semakin banyak rapatan elektron tertarik dari atom oksigen menuju atom pusat, sehingga menurunkan muatan parsial negatif atom oksigen dan meningkatkan keasaman. Dengan demikian peningkatan bilangan oksidasi merupakan faktor selanjutnya yang mempengaruhi peningkatan keasaman pada asam oksi.

Selanjutnya perhatikan pengaruh ukuram atom pusat pada tingkat keasaman senyawa asam oksi berikut ini:

Senyawa Asam Oksi	Golongan	Periode	PKa
H3PO4	V A	3	2.12
H3AsO4	V A	4	2.30
HClO	VII A	3	7.53
HBrO	VII A	4	8.70
HIO	VII A	5	10.70

Dapat disimpulkan bahwa dalam satu golongan dengan komposisi yang sama naiknya ukuran atom pusat menurunkan kekuatan asam. Dalam tabel periodik unsur, keelektronegatifan dalam satu golongan dari atas ke bawah semakin kecil.  Hal ini menyebabkan  kekuatan atom pusat untuk menarik pasangan elektron kovalen ke arah dirinya semakin lemah, yang berdampak pada kemampuan oksigen untuk melepasakan H⁺ dari gugus hidroksil juga berkurang.

III.  KESIMPULAN

Berdasarkan pembahasan di atas, dapat ditarik kesimpulan bahwa, asam - basa sistem pelarut sebagai berikut. Asam adalah zat terlarut yang melalui disosiasi langsung atau melalui reaksi dengan pelarut dapat melepaskan  kation karakteristik dari pelarut tersebut. Sedangkan basa adalah zat terlarut yang melalui disosiasi langsung atau melalui reaksi dengan pelarut dapat melepaskan  anion karakteristik dari pelarut tersebut.

Kerekativan ion logam dan ligannya dikelompokkan menurut sifat keras dan lunaknya berdasarkan pada polarisabilitas unsur yang menjadi dasar suatu prinsip yang disebut Hard and Soft Acid Base (HSAB). Berdasarkan prinsip Hard and Soft Acid Base (HSAB), asam basa keras adalah ion logam yang berukuran kecil, menyukai ligan yang juga kecil. Asam basa lunak adalah ion logam yang berukuran besar, menyukai ligan yang cenderung besar.

Asam oksi adalah asam-asam yang mengandung atom pusat yang dikelilingi oleh atom-atom O dan gugus OH, XO_n(OH)_m. Ada beberapa faktor yang mempengaruhi kekuatan keasaman pada asam oksi diaantaranya jumlah n (oksigen nonhidroksil), harga K dan pKa, kestabilan anion, dan ukuran atom pusat.

DAFTAR PUSTAKA

Chang, Raymond. 2005. Kimia Dasar Jilid 1. Jakarta: Erlangga

Cotton dan Wilkinson. 1989. Kimia Anorganik Dasar. Jakarta : UI-Press

Housecroft, C.E., and Sharpe, A.G. 2004. Inorganic Chemistry. England: Pearson Education Limetid

Petrucci, Ralph. 1987. Kimia Dasar Prinsip dan Terapan Modern. Jakarta: Erlangga