Teori Asam Basa Arrhenius, Bronsted-Lowry dan Lewis : Contoh Soal

Teori Asam Basa Arrhenius, Bronsted-Lowry dan Lewis : Contoh Soal – Dalam kehidupan sehari-hari banyak zat yang bersifat asam atau basa. Zat bersifat asam contohnya air lemon, cuka, air aki. Sedangkan zat bersifat basa contohnya air sabun. Untuk membedakan asam dan basa muncul teori asam basa yang akan kita bahas oleh kimia-science7 dalam uraian di bawah ini :

Teori Asam Basa

Teori asam basa adalah teori yang menjelaskan perbedaan antara larutan asam dan larutan basa. Ada 3 teori yang yang digunakan untuk membedakan antara asam dan basa, teori Arrhenius adalah teori awal tentang asam basa kemudian dikembangkan oleh Bronsted-Lowry dan disempurnakan oleh Lewis. Berikut teori-teori tersebut :

teori asam basa

Teori Asam Basa Arrhenius

Teori ini dikemukakan oleh Svante Arrhenius pada tahun 1894.

  • Asam adalah suatu zat yang dapat melepaskan ion H+ dalam air.

Contoh :

  • HCl (aq) H+ (aq) + Cl (aq)
  • HCN (aq) H+ (aq) + CN (aq)

Persamaan umum asam Arrhenius adalah : 

HA (aq) H+ (aq) + A (aq)

Keterangan :
HA = larutan asam
H+ = ion hidrogen
A = anion

Basa adalah suatu zat yang dapat melepaskan ion OH dalam air.

Contoh : 

  • KOH (aq) K+ (aq) + OH (aq)
  • Ba(OH)2 (aq) Ba2+ (aq) + 2 OH (aq)

Persamaan umum basa Arrhenius adalah :

XOH (aq) X+ (aq) + OH (aq)

Keterangan :
XOH = larutan basa
X+ = kation
OH = ion hidroksida

Kelemahan Arrhenius

  1. Tidak dapat menjelaskan sifat asam atau basa untuk zat yang tidak memiliki H+ atau OH.
    • Arrhenius tidak bisa mengatakan NH3 basa karena tidak memiliki OH, padahal NH3 adalah basa.
  2. Ketika H2O dimasukkan dalam persamaan reaksi, tidak ada perubahan H2O didalamnya
    • HCl (aq) + H2O (l) → H+ (aq) + Cl (aq) + H2O (l) padahal yang benar H+ akan ditarik H2O membentuk ion H3O+ (ion hidronium)
    • HCl (aq) + H2O (l) → H3O+ (aq) + Cl (aq)

Kelebihan Arrhenius :

  1. Mampu membedakan sifat asam dan basa di air karena adanya ion H+ dan OH

Baca juga : Indikator Asam Basa

Teori Asam Basa Bronsted-Lowry

Dikemukakan oleh 2 orang yaitu Johannes Bronsted di Kopenhagen (Denmark) dan Thomas Lowry di London (Inggris) pada tahun 1923.

  • Asam adalah suatu zat (molekul/ion) yang memberikan H+ (proton) kepada suatu basa atau donor proton.
  • Basa adalah suatu zat (molekul/ion) yang menerima H+ (proton) dari suatu asam atau akseptor proton.

Contoh :

Teori asam basa Arrhenius, Bronsted-Lowry dan Lewis
Teori Asam Basa Bronsted-Lowry

Dari gambar diatas kita dapat menentukan :

Asam Bronsted-Lowry : 

  • HF,  karena memberikan proton kepada H2O
  • H3O+, karena memberikan proton kepada F

Kesimpulan : HF dan H3O+ adalah asam

Basa Bronsted-Lowry

  • H2O, karena menerima proton dari HF
  • F, karena menerima proton dari H3O+

kesimpulan : H2O dan F adalah basa

Asam Konjugasi dan Basa Konjugasi

  • Asam konjugasi adalah spesi yang telah menerima H+
    • H2O setelah menerima proton menjadi H3O+, maka H3O+ disebut sebagai asam konjugasi dari H2O.
  • Basa konjugasi adalah spesi yang telah kehilangan H+
    • HF setelah melepas proton menjadi F, maka F disebut sebagai basa konjugasi dari HF.

Pasangan Asam Basa Konjugasi

Pasangan asam basa konjugasi adalah pasangan asam basa Bronsted-Lowry yang hanya memiliki selisih H+.

  • HF dan F disebut pasangan asam basa konjugasi
  • H3O+ dan H2O disebut sebagai pasangan asam basa konjugasi juga

Amfoter

Amfoter adalah suatu zat yang dapat bertindak sebagai asam atau basa.

Contoh :

  • CH3COOH dalam air

CH3COOH (asam 1) + H2O (basa 2) → CH3COO (basa 1) + H3O+ (asam 2)

  • CH3COOH dalam HClO4

CH3COOH (basa 2) + HClO4 (asam 1) → CH3COOH2+ (asam 2) + ClO4 (basa 1)

CH3COOH dalam reaksi 1 bertindak sebagai asam, sedangkan CH3COOH pada reaksi 2 bertindak sebagai basa. Maka CH3COOH disebut sebagai zat amfoter.

Catatan :

  • Sifat asam dan basa sangat dipengaruhi oleh pelarutnya.
  • Zat yang bersifat basa menurut Bronsted-Lowry tidak harus memiliki OH

Kelebihan Teori Bronsted-Lowry

  1. Dapat menjelaskan reaksi asam-basa dalam pelarut air dan selain air
  2. Selain dalam molekul, Bronsted-Lowry juga dapat menjelaskan kation dan anion yang bertindak sebagai asam atau basa
  3. Dapat menjelaskan hubungan antara kekuatan asam dan basa konjugasinya. Jika asam semakin kuat maka basa konjugasi akan semakin lemah dan jika basa semakin kuat maka asam konjugasinya akan semakin lemah

Kekurangan Teori Bronsted-Lowry

  1. Tidak dapat menjelaskan konsep asam basa untuk reaksi oksida asam CO2, SO3, dll ) dan oksida basa (Na2O, CaO), dll ) yang menghasilkan garam.
  2. Tidak dapat menjelaskan senyawa seperti (BF3, AlCl3), dll bersifat sebagai asam, karena senyawa seperti ini tidak memiliki proton atau H+.

Baca Juga : Menghitung pH Asam Basa

Teori Asam Basa Lewis

Dikemukakan oleh G. N. Lewis pada tahun 1923.

  • Asam adalah zat yang menerima Pasangan Elektron Bebas (PEB) dari suatu basa dalam suatu ikatan kovalen koordinat atau akseptor PEB.
  • Basa adalah zat yang memberikan Pasangan Elektron Bebas (PEB) dari suatu asam dalam suatu ikatan kovalen koordinat atau donor PEB.

Contoh :

Teori Asam Basa Lewis
Teori Asam Basa Lewis

Dari gambar 1 diatas terlihat bahwa NH3 memiliki PEB yang diberikan kepada ion H+, maka NH3 sebagai basa Lewis sedangkan H+ sebagai asam lewis, sedangkan gambar 2 terlihat bahwa Cl memilki PEB yang diberikan ke Ag+, maka Cl sebagai basa Lewis sedangkan Ag+ sebagai asam Lewis.

Zat yang dapat bertindak sebagai basa Lewis

  • Molekul netral yang memiliki paling tidak satu pasang elektron bebas.
    • Contoh : Amonia (NH3), amina (R-NH2) , alkohol (R-OH)
  • Ion negatif (anion).
    • Contoh : Ion klorida (Cl), sianida (CN), hidroksida (OH), dan sebagainya.

Zat yang dapat bertindak sebagai asam Lewis

  • Molekul yang memiliki atom pusat tidak oktet (kurang dari 8)
    • contoh : (AlCl3, BF3, FeCl3 (hanya memiliki enam elektron di sekitar atom pusat)
  • Molekul yang memiliki ikatan rangkap
    • contoh: CO2 dan SO2 (satu pasangan elektron phi akan bergeser ke arah atom oksigen)
  • Molekul yang atom pusatnya memiliki orbital d kosong, karena dengan adanya orbital-d yang kosong, atom pusat dalam molekul tersebut dapat menerima elektron dari unsur lain
    • contoh : SiF4, SnCl4
    • reaksi : SiF4 + 2 F [SiF6]2-
  • Ion positif (kation) 
    • contoh : Fe3+, Ag+, Cu2+

Kekurangan Teori Lewis

  1. Tidak dapat menjelaskan kekuatan asam basa.
  2. Tidak dapat menjelaskan asam seperti HCl, H2SO4 yang tidak membentuk ikatan koordinasi dengan basa, karena menurut Lewis, senyawa ini tidak dianggap sebagai asam.
  3. Teori Lewis tidak cocok untuk reaksi asam-basa (netralisasi).

Kelebihan Teori Lewis

  1. Dapat memperluas teori sebelumnya, bahwa untuk menentukan suatu zat itu asam atau basa tidah harus melibatkan transfer proton H+.

Contoh Soal Teori Asam Basa

Manakah dari reaksi-reaksi dibawah ini yang merupakan teori asam basa Arrhenius, Bronsted-Lowry dan Lewis

reaksi 1 : H2PO4 (aq) + H2O (l) → HPO42- (aq) + H3O+ (aq)
reaksi 2 : HClO4 (aq) → H+ (aq) + ClO4 (aq)
reaksi 3 : FeCl3 (aq) + Cl (aq) → FeCl4 (aq)

Pembahasan :

Pada reaksi 1

  • Lihat reaksi sebelah kiri : H2PO4 memberikan H+ kepada H2O, maka H2PO4 sebagai asam dan H2O sebagai basa.
  • Lihat reaksi sebelah kanan : H3O+ memberikan H+ kepada HPO42-, maka H3O+ sebagai asam konjugasi dan HPO42- sebagai basa konjugasi.

Maka reaksi 1 termasuk teori asam basa Bronsted Lowry.

Pada reaksi 2

  • HClO4 melepaskan H+ dalam air, maka pada reaksi 2 termasuk teori asam basa Arrhenius.

Pada reaksi 3

  • Pada reaksi 3 tidak ada spesi H+ di soal, sudah pasti bukan teori Arrhenius atau Bronsted-Lowry. Maka reaksi 3 adalah teori Lewis karena Cl memberikan PEB ke FeCl3, maka Cl sebagai basa Lewis sedangkan FeCl3 sebagai asam Lewis.

Mungkin Anda juga menyukai

Tinggalkan Balasan

Alamat email Anda tidak akan dipublikasikan. Ruas yang wajib ditandai *