Teori Asam Dan Basa Menurut Arrhenius, Bronsted-Lowry, dan Lewis

A. Teori Asam dan Basa Menurut Arrhenius

1. Asam menurut Arrhenius

Asam didefinisikan sebagai zat-zat yang dapat memberikan ion hidrogen (H+) bila dilarutkan dalam air. Kemudian ion hidrogen tersebut bergabung dengan molekul air membentuk ion hidronium (H₃O⁺).

Contoh:

a. Asam klorida dalam air:

HCl(aq) + H₂O(l) → H₃O⁺(aq) + Cl^–(aq)

untuk menyederhanakan penulisannya, biasanya reaksi tersebut dituliskan sebagai berikut:

HCl(aq) → H+(aq) + Cl–(aq)

b. Asam nitrat dalam air:

HNO₃(aq) + H2O(l) → H₃O⁺(aq) + NO₃^- (aq)

atau:

HNO₃(aq) → H⁺(aq) + NO₃^- (aq)

c. Asam sulfat dalam air:

H₂SO₄(aq) → 2 H⁺(aq) +  SO₄^2- (aq)

Berdasarkan rumusnya terlihat setiap asam mengandung unsur hidrogen. Ciri khas asam ialah dalam pelarut air zat itu mengion menjadi hidrogen yang bermuatan positif (H⁺) dan ion lain yang bermuatan negatif yang disebut sisa asam. Ion H+ inilah yang sebenarnya pembawa sifat asam dan yang menyebabkan warna lakmus biru menjadi merah. Jadi, asam adalah senyawa yang jika dilarutkan dalam air menghasilkan ion H⁺. Tidak semua senyawa hidrogen adalah asam. Demikian pula tidak semua hidrogen dalam rumus kimia suatu asam dalam larutan dapat dilepaskan sebagai ion H⁺. Misalnya dalam rumus kimia asam asetat terdapat empat atom hidrogen tetapi satu atom H saja yang dapat dilepaskan sebagai ion H⁺.

CH₃COOH(aq) « H⁺ (aq) + CH₃COO^–(aq)

Jumlah ion H⁺ yang dilepaskan oleh asam disebut valensi asam. Satu molekul asam yang dalam pelarut air dapat memberikan satu ion H⁺ disebut asam monoprotik dan yang dapat memberikan dua ion H⁺ dalam larutannya disebut asam diprotik, sedangkan yang dapat memberikan tiga ion H⁺ dalam larutannya disebut asam triprotik. 

Berikut ini diberikan beberapa contoh asam monoprotik, diprotik, dan tripotik serta reaksi ionisasinya.

2. Basa menurut Arrhenius

Basa didefinisikan sebagai zat yang dalam air menghasilkan ion hidroksida (OH^-).

Contoh:

a. Natrium hidroksida dalam air.

NaOH(aq) → Na⁺(aq) + OH^–(aq)

b. Kalium hidroksida dalam air.

KOH(aq) → K⁺(aq) + OH^–(aq)

c. Kalsium hidroksida dalam air.

Ca(OH)₂(aq) → Ca²⁺(aq) + 2 OH^–(aq)

Berdasarkan contoh persamaan reaksi ionisasi basa di atas dapat diketahui bahwa sifat basa disebabkan adanya ion OH^- . Ion OH^- inilah sebagai pembawa sifat basa yang menyebabkan warna lakmus merah berubah menjadi biru. Bukan berarti semua senyawa yang dalam rumus kimianya terdapat gugus hidroksida termasuk golongan basa.

B. Konsep Asam Basa Bronsted dan Lowry

Teori asam basa yang dikemukakan oleh Arrhenius mempunyai kelemahan untuk menjelaskan fakta-fakta baru yang ditemukan, karena hanya dapat menjelaskan senyawa-senyawa yang memiliki jenis rumus kimia HA untuk asam dan LOH untuk basa. Teori ini tidak dapat menjelaskan bahwa CO₂ dalam air bersifat asam atau NH₃ dalam air bersifat basa.

Pada tahun 1923 Johanes N. Bronsted dan Thomas Lowry mengemukakan teori asam dan basa sebagai berikut.

Asam adalah senyawa yang dapat memberikan proton (H⁺) kepada senyawa lain. Disebut juga donor proton.

Basa ialah senyawa yang menerima proton (H⁺) dari senyawa lain. Disebut juga akseptor proton.

Suatu asam setelah melepas satu proton akan membentuk spesi yang disebut basa konjugasi dari asam tersebut. Sedangkan basa yang telah menerima proton menjadi asam konjugasi.

Dengan menggunakan konsep asam dan basa menurut Bronsted Lowry maka dapat ditentukan suatu zat bersifat asam atau basa dengan melihat kemampuan zat tersebut dalam serah terima proton dalam larutan. Dalam hal ini pelarut tidak terbatas oleh pelarut air saja. Tapi dapat berupa pelarut lain yang sering dijumpai di laboratorium, misalnya alkohol, amonia cair, dan eter.

Contoh:

HCl adalah asam karena dapat memberikan ion H⁺(proton) kepada H₂O. HCI disebut donor proton.

Cl^– adalah basa karena dapat menerima ion H⁺(proton) dari H₃O+. Cl^– disebut akseptor proton.

Cl^– merupakan basa konjugasi. Sementara itu, H₃O+ adalah asam konjugasi, karena kelebihan proton dibanding zat asalnya. Pasangan HCl dan CI^– disebut pasangan asam basa konjugasi.

Perhatikan kedua contoh reaksi berikut:

NH₄⁺(aq) + H₂O(l) → NH₃(aq) + H₃O+(aq)

H₂O(l) + NH₃ (aq) → NH₄⁺(aq) + OH^–(aq)

Pada contoh di atas terlihat bahwa air dapat bersifat sebagai asam (donor proton) dan sebagai basa (akseptor proton). Zat seperti itu bersifat amfiprotik (amfoter).

Konsep asam-basa dari Bronsted-Lowry ini lebih luas daripada konsep asam-basa Arrhenius karena hal-hal berikut.

1. Konsep asam-basa Bronsted-Lowry tidak terbatas dalam pelarut air, tetapi juga menjelaskan reaksi asam-basa dalam pelarut lain atau bahkan reaksi tanpa pelarut.

2. Asam-basa Bronsted-Lowry tidak hanya berupa molekul, tetapi juga dapat berupa kation atau anion. Konsep asam-basa Bronsted-Lowry dapat menjelaskan sifat asam dari NH₄Cl. Dalam NH₄Cl, yang bersifat asam adalah ion NH₄⁺ karena dalam air dapat melepas proton.

Secara umum menurut teori asam basa Bronsted Lowry dalam reaksi berlaku:

Contoh:

C. Teori Asam Basa Lewis

Teori asam basa yang dikemukakan oleh Bronsted-Lowry lebih umum daripada Arrhenius karena telah meniadakan pembatasan teori yang hanya berlaku untuk larutan dalam air. Tetapi masih ada beberapa reaksi yang tidak sesuai dengan konsep Bronsted-Lowry. Konsep dari Bronsted dan Lowry hanya melibatkan pertukaran proton saja.

G.N. Lewis seorang ahli kimia dari Amerika Serikat, memperkenalkan teori asam dan basa yang tidak melibatkan transfer proton, tetapi melibatkan penyerahan dan penerimaan pasangan elektron bebas. Berdasarkan ini Lewis mengemukakan teori baru tentang asam basa sehingga partikel ion atau molekul yang tidak mempunyai atom hidrogen atau proton dapat diklasifikasikan ke dalam asam dan basa.

1. Pengertian asam basa Lewis

Menurut Lewis, yang dimaksud dengan asam adalah asam adalah suatu molekul atau ion yang dapat menerima pasangan elektron atau akseptor elektron, sedangkan basa adalah suatu molekul atau ion yang dapat memberikan pasangan elektronnya atau donor elektron. Reaksi asam basa menurut Lewis berkaitan dengan pasangan elektron yang terjadi pada ikatan kovalen koordinasi.

Teori asam basa Lewis memperluas konsep tentang asam basa. Banyak reaksi yang sebelumnya tidak termasuk reaksi asam basa sekarang dikategorikan sebagai reaksi asam basa.

Perhatikan reaksi Boron trifluorida dengan amonia berikut:

NH₃ menyerahkan pasangan elektron bebasnya kepada molekul BF₃. Menurut teori ini NH₃bertindak sebagai basa karena memberikan pasangan elektronnya  dan BF₃ bertindak sebagai asam karena menerima pasangan elektron. Pasangan elektron yang sebelumnya digunakan oleh atom nitrogen sekarang digunakan bersama oleh nitrogen dan boron, sehingga membentuk ikatan B-N. Pada pembentukan senyawanya terjadi ikatan kovalen koordinasi.

Contoh lain adalah reaksi antara natrium oksida dengan sulfut trioksida. Jika kedua senyawa tersebut dicampur, maka akan terbentuk suatu garam karena kedua senyawa tersebut berasal dari asam dan basa.

Reaksinya sebagai berikut:

Na₂O(s) + SO₃(g) → Na₂SO₄(s)

Reaksi yang terjadi adalah ion oksigen O^2- dari Na₂O dengan SO₃

Perhatikan reaksi di atas. Pembentukan garam tersebut terjadi tanpa adanya air sehingga menurut Arrhenius, Na₂O dan SO₃ bukan basa dan asam karena tidak menghasilkan ion OH^- dan H⁺, serta pembentukan garamnya tidak dalam larutan air. Reaksi antara Na₂O dan SO₃ juga menggambarkan keterbatasan teori Bronsterd Lowry, karena untuk membentuk ion sulfat proton tidak diiukutsertakan. Oleh karenanya, dapat disimpulkan bahwa teori asam basa Lewis yang dapat menjelaskan lebih kompleks dan berlaku untuk setiap reaksi.

2. Keunggulan asam basa Lewis

Beberapa keunggulan asam basa Lewis yaitu sebagai berikut.

a. Sama dengan teori Bronsted dan Lowry, dapat menjelaskan sifat asam, basa dalam pelarut lain atau pun tidak mempunyai pelarut.

b. Teori asam basa Lewis dapat menjelaskan sifat asam basa molekul atau ion yang mempunyai pasangan elektron bebas atau yang dapat menerima pasangan elektron bebas. Contohnya pada pembentukan senyawa komplek.

c. Dapat menerangkan sifat basa dari zat-zat organik seperti DNA dan RNA yang mengandung atom nitrogen yang memiliki pasangan elektron bebas.

Tentang: Kimia

Share:

Artikel Terkait