TEORI DASAR ILMU KIMIA

  

Dasar Teori

Reaksi kimia merupakan reaksi senyawa dalam larutan (air). Perubahan yang terjadi adalah bukti terjadinya reaksi kimia. Dalam ilmu kimia, reaksi merupakan salah satu cara untuk mengetahui sifat-sifat kimia dari suatu atau berbagai zat. Perubahan dalam reaksi kimia dapat berupa perubahan warna, timbulnya panas, timbulnya gas, terjadinya endapan dan sebagainya. Reaksi kimia secara umum dibagi 2, yaitu reaksi asam-basa dan reaksi redoks. Pada reaksi redoks terjadi perubahan biloks (bilangan oksidasi), sedangkan pada reaksi asam-basa tidak ada perubahan biloks. Keduanya ini terdapat ke dalam 4 tipe reaksi, yaitu :

1.         Reaksi Sintetis

Reaksi dimana dua atau lebih zat tunggal dalam suatu reaksi kimia (kombinasi, komposisi).

·      Unsur + Unsur à Senyawa, misal : Fe + S àFeS

·      Senyawa + Senyawa à Senyawa yang lebih kompleks, misal: O à    

2.         Reaksi Dekomposisi

Reaksi yang menghasilkan dua atau lebih zat yang terbentuk dari suatu zat tunggal.

Senyawa à Dua atau lebih zat yang lebih sederhana,

misal:  à

3.         Reaksi Penggantian Tunggal

Reaksi dimana suatru unsur menggantikan unsure lainnya. Misal :

 à

4.         Reaksi Penggantian Ganda

Reaksi dimana ion-ion positif dari dua senyawa saling dipertukarkan. Misal :

à 

Cara teringkas untuk memberikan suatu reaksi kimia adalah dengan menulis suatu persamaan kimia berimbang yang merupakan pernyataan kualitatif maupun kuantitatif mengenai pereaksi yang terlibat. Tiap zat diwakili oleh rumus molekulnya. Menyatakan banyaknya atom-atom dari tiap macam dalam suatu satuan zat itu. Rumus molekulnya merupakan kelipatan bilangan bulat rumus emperis zat itu yang menyatakan

Jumlah minimal yang mungkin dalam perbandingan yang benar atom-atom dari tiap macamnya. Tiga kelas umum reaksi yang dijumpai dengan melaus dalam kimia ialah reaksi kombinasi langsung, reaksi penukargantian sederhana dan reaksi penukargantian rangkap.

Hubungan kuantitatif antara pereaksi dan hasil reaksi dalam suatu persamaan kimia berimbang memberikan dasar stoikiometri. Perhitungan stoikiomentri mengharuskan penggunaan bobot atom unsur dan bobot molekul senyawa. Banyaknya suatu hasil reaksi tertentu yang menurut perhitungan akan diperoleh dalam suatu reaksi kimia rendemen teoritis untuk suatu reaksi kimia. Penting untuk mengetahui mana yang merupakan pereaksi pembatas yakni pereaksi yang secara teoritis dapat bereaksi sampai habis, sedangkan pereaksi-pereaksi lain berlebih.

(Keenan, 1984)

Jika terjadi reaksi kimia, dapat diamati tiga macam perubahan :

a. Perubahan Sifat

b. Perubahan Susunan

c. Perubahan Energi

Semua perubahan kimia tentu induk pada hukum pelestarian hukum energi dan hukum pelestarian energi massa. Susunan senyawa kimia tertentu oleh hukum susunan pasti dan hukum perbandingan berada.

Azas fundamental yang mendasari semua perubahan kimia merupakan daerah kimia teoritis, korelasi antara konsep unsur dan senyawa dengan keempat hukum tersebut diatas diperoleh dalam Teori Asam Dalton, teori modern pertama mengenai atom dan molekul sebagai partikel fundamental dari zat-zat yang tumbuh dari teori ini antara lain adalah skala, bobot atom relatif unsur-unsur dilarutkan menurut bertambahnya bobot atom, munculnya unsur-unsur secara teratur dengan sifat-sifat tertentu mendorong meddeleu menyusun tabel berkala dari unsur-unsur dan meramalkan adanya beberapa unsur yang belum diketahui. Bayaknya dan dari situ proporsi relatif sebagai atom dalam satuan terkecil senyawa diberikan oleh rumus senyawa, dalam mana digunakan lambang unsur kimia itu.

(Keenan, 1984)

Teori Asam-Basa

1.      ARRHENIUS

Menurut teori Arrhenius, zat yang dalam air menghasilkan ion H ⁺ disebut asam dan basa adalah zat yang dalam air terionisasi menghasilkan ion OH ^- .

HCl à H ⁺ + Cl ^-

NaOH à Na ⁺ + OH ^-

Meskipun teori Arrhenius benar, pengajuan desertasinya mengalami hambatan berat karena profesornya tidak tertarik padanya. Desertasinya dimulai tahun 1880, diajukan pada 1883, meskipun diluluskan teorinya tidak benar. Setelah mendapat bantuan dari Van’ Hoff dan Ostwald pada tahun 1887 diterbitkan karangannya mengenai asam basa. Akhirnya dunia mengakui teori Arrhenius pada tahun 1903 dengan hadiah nobel untuk ilmu pengetahuan.

Sampai sekarang teori Arrhenius masih tetap berguna meskipun hal tersebut merupakan model paling sederhana. Asam dikatakan kuat atau lemah berdasarkan daya hantar listrik molar. Larutan dapat menghantarkan arus listrik kalau mengandung ion, jadi semakin banyak asam yang terionisasi berarti makin kuat asamnya. Asam kuat berupa elektrolit kuat dan asam lemah merupakan elektrolit lemah. Teori Arrhenius memang perlu perbaikan sebab dalam lenyataan pada zaman modern diperlukan penjelasanyang lebih bisa diterima secara logik dan berlaku secara umum. Sifat larutan amoniak diterangkan oleh teori Arrhenius sebagai berikut:

NH ₄ OH à NH ₄ ⁺ + OH ^-

Jadi menurut Svante August Arrhenius (1884) asam adalah spesi yang mengandung H ⁺ dan basa adalah spesi yang mengandung OH ^-, dengan asumsi bahwa pelarut tidak berpengaruh terhadap sifat asam dan basa.

Sehingga dapat disimpulkan bahwa:

Asam ialah senyawa yang dalam larutannya dapat menghasilkan ion H⁺ . Basa ialah senyawa yang dalam larutannya dapat menghasilkan ion OH ^- .

Contoh:

1)      HCl(aq) à H ⁺ (aq) + Cl ^- (aq)

2)      NaOH(aq) à Na ⁺ (aq) + OH ^- (aq)

2.         BRONSTED-LOWRY

Asam ialah proton donor, sedangkan basa adalah proton akseptor. Teori asam basa dari Arrhenius ternyata tidak dapat berlaku untuk semua pelarut, karena khusus untuk pelarut air. Begitu juga tidak sesuai dengan reaksi penggaraman karena tidak semua garam bersifat netral, tetapi ada juga yang bersifat asam dan ada yang bersifat basa.

Konsep asam basa yang lebih umum diajukan oleh Johannes Bronsted, basa adalah zat yang dapat menerima proton. Ionisasi asam klorida dalam air ditinjau sebagai perpindahan proton dari asam ke basa.

HCl + H₂O à H₃O ⁺ + Cl ^-

Demikian pula reaksi antara asam klorida dengan amoniak, melibatkan perpindahan proton dari HCl ke NH ₃ .

HCl + NH₃ ⇄ NH₄ ⁺ + Cl ^-

Ionisasi asam lemah dapat digambarkan dengan cara yang sama.

HOAc + H₂O ⇄ H₃O ⁺ + OAc ^-

Pada tahun 1923 seorang ahli kimia Inggris bernama T.M. Lowry juga mengajukan hal yang sama dengan Bronsted sehingga teori asam basanya disebut Bronsted-Lowry. Perlu diperhatikan disini bahwa H ⁺ dari asam bergabung dengan molekul air membentuk ion poliatomik H ₃ O ⁺ disebut ion Hidronium.

Reaksi umum yang terjadi bila asam dilarutkan ke dalam air adalah:

HA + H₂O ⇄ H₃O ⁺ + A ^-

^asam basa asam konjugasi basa konjugasi

Penyajian ini menampilkan hebatnya peranan molekul air yang polar dalam menarik proton dari asam.

Perhatikanlah bahwa asam konjugasi terbentuk kalau proton masih tinggal setelah asam kehilangan satu proton. Keduanya merupakan pasangan asam basa konjugasi yang terdi dari dua zat yang berhubungan satu sama lain karena pemberian proton atau penerimaan proton. Namun demikian disosiasi asam basa masih digunakan secara Arrhenius, tetapi arti yang sebenarnya harus kita fahami.

Johannes N. Bronsted dan Thomas M. Lowry membuktikan bahwa tidak semua asam mengandung ion H ⁺ dan tidak semua basa mengandung ion OH ^- .

Bronsted – Lowry mengemukakan teori bahwa asam adalah spesi yang memberi H ⁺ ( donor proton ) dan basa adalah spesi yang menerima H ⁺ (akseptor proton). Jika suatu asam memberi sebuah H ⁺ kepada molekul basa, maka sisanya akan menjadi basa konjugasi dari asam semula. Begitu juga bila basa menerima H ⁺ maka sisanya adalah asam konjugasi dari basa semula.

Teori Bronsted – Lowry jelas menunjukkan adanya ion Hidronium (H₃O⁺) secara nyata.

Contoh:

HF + H₂O ⇄ H₃O⁺ + F^–

Asam basa asam konjugasi basa konjugasi

HF merupakan pasangan dari F ^- dan H ₂ O merupakan pasangan dari H₃O ⁺ .

Air mempunyai sifat ampiprotik karena dapat sebagai basa dan dapat sebagai asam.

HCl + H₂O à H₃O⁺ + Cl^-

Asam Basa

NH₃ + H₂O ⇄ NH₄⁺ + OH ^-

Basa Asam

Manfaat dari teori asam basa menurut Bronsted – Lowry adalah sebagai berikut:

1)   Aplikasinya tidak terbatas pada pelarut air, melainkan untuk semua pelarut yang mengandunh atom Hidrogen dan bahkan tanpa pelarut.

2)   Asam dan basa tidak hanya berwujud molekul, tetapi juga dapat berupa anion dan kation.

Contoh lain:

1)   HAc_(aq) + H₂O_(l) à H₃O⁺_(aq) + Ac^-_(aq) asam-1 basa-2 asam-2 basa-1 HAc dengan Ac ^- merupakan pasangan asam-basa konyugasi. H₃O⁺ dengan H₂O merupakan pasangan asam-basa konyugasi.

2)   H₂O_(l) + NH_3(aq) à NH₄⁺_(aq) + OH^-_(aq) asam-1 basa-2 asam-2 basa-1 H₂O dengan OH^- merupakan pasangan asam-basa konyugasi.

NH₄⁺ dengan NH₃ merupakan pasangan asam-basa konyugasi.

Pada contoh di atas terlihat bahwa air dapat bersifat sebagai asam (proton donor) dan sebagai basa (proton akseptor). Zat atau ion atau spesi seperti ini bersifat ampiprotik (amfoter).

 Penulisan Asam Basa Bronsted Lowry

3.         G. N. Lewis

Selain dua teori mengenai asam basa seperti telah diterangkan diatas, masih ada teori yang umum, yaitu teori asam basa yang diajukan oleh Gilbert Newton Lewis ( 1875-1946 ) pada awal tahun 1920. Lewis lebih menekankan pada perpindahan elektron bukan pada perpindahan proton, sehingga ia mendefinisikan : asam penerima pasangan elektron dan basa adalah donor pasangan elekton. Nampak disini bahwa asam Bronsted merupakan asam Lewis dan begitu juga basanya. Perhatikan reaksi berikut:

Reaksi antara proton dengan molekul amoniak secara Bronsted dapat diganti dengan cara Lewis. Untuk reaksi-reaksi lainpun dapat diganti dengan reaksi Lewis, misalnya reaksi antara proton dan ion Hidroksida:

Ternyata teori Lewis dapat lebih luas meliput reaksi-reaksi yang tidak ternasuk asam basa Bronsted-Lowry, termasuk kimia Organik misalnya:

CH₃⁺ + C₆H₆ ⇄ C₆H₆ + CH₃⁺

Asam ialah akseptor pasangan elektron, sedangkan basa adalah Donor pasangan electron

Asam lewis

Asam Basa