Jelaskan perbedaan asam dan basa menurut Arrhenius

Teori pertama ini dikemukakan seorang ahli kimia dari Swedia yaitu Svante Arrhenius yang menghubungkan sifat keasaman dengan ion hydrogen [H+] pada tahun 1884. Menurut Arrhenius, definisi dari asam dan basa, yaitu:

Asam adalah senyawa yang bila dilarutkan dalam air melepaskan ion H+.

Basa adalah senyawa yang bila dilarutkan dalam air melepaskan ion OH−.

Misalnya asam klorida [HCl] dan asam asetat [CH3COOH]. Dengan persamaan reaksi dari asam klorida dan asam asetat sebagai berikut:

HCl [aq] → H+[aq] + Cl [aq]

CH3COOH [aq] → Ch3COO–[aq] + H+[aq]

Berdasarkan persamaan reaksi tersebut maka ciri khasnya adalah dalam pelarut air zat tersebut mengion menjadi hidrogen yang bermuatan positifdengan lambing H+dan ion yang bermuatan negative akan disebut dengan sisa asam.

Berbeda halnya dengan metana [CH4] yang bukan asam Arrhenius karena tidak dapat menghasilkan ion H+ dalam air meskipun memiliki atom H.

Disamping itu, basa Arrhenius adalah zat yang apabila dilarutkan dalam air akan menghasilkan ion OH–. Misalnya natrium hidroksida [NaOH] dan ammonium hidroksida [NH4OH]. Dimana, persamaan reaksi basa tersebut antara lain:

NaOH [aq] → Na+[aq] + OH–[aq]

NH4OH [aq] → Nh4+[aq] + OH–[aq]

Basa yang dalam larutan banyak menghasilkan ion OH- disebut basa kuat, sedangkan yang sedikit menghasilkan ion OH- disebut dengan basa lemah. Tidak semua senyawa yang dalam rumus kimianya terdapat gugus hidroksida termasuk golongan basa.

Baca juga: 20+ Gambar Pemandangan Indah di Indonesia dan Dunia [TERBARU]

Menurut Bronsted dan Lowry,asamadalah spesi yang memberi proton,sedangkanbasaadalah spesi yang menerima proton pada suatu reaksipemindahan proton.

• Asam Bronsted-Lowry = donor proton [H+]

• Basa Bronsted-Lowry = akseptor proton [H+]

Perhatikan contoh di bawah ini:

Pada contoh di atas terlihat bahwa air dapat bersifat sebagai asam [donorproton] dan sebagai basa [akseptor proton]. Zat seperti itu bersifat amfiprotik[amfoter].

PerbandinganKonsep Asam-Basa

Konsepasam-basa dari Bronsted-Lowryini lebih luas daripada konsepasam-basa Arrhenius karena hal-hal berikut.

1. Konsep asam-basa Bronsted-Lowry tidak terbatas dalam pelarut air, tetapijuga menjelaskan reaksi asam-basa dalam pelarut lain atau bahkan reaksitanpa pelarut.
2. Asam-basa Bronsted-Lowry tidak hanya berupa molekul, tetapi juga dapatberupa kation atau anion. Konsep asam-basa Bronsted-Lowry dapatmenjelaskan sifat asam dari NH4Cl. Dalam NH4Cl, yang bersifat asamadalah ion NH4+karena dalam air dapat melepas proton.

C.Teori Asam Basa Lewis Secara Lengkap

Lalu didalam Teori Asam Basa menurut Lewis ini bahwa Asam merupakan suatu Senyawa Kimia [Zat] yang bisa menerima Pasangan Elektron dari Senyawa [Zat] lain atau bisa dikatakan Akseptor pasangan Elektron, sedangkan Basa Menurut Teori Asam Basa Lewis ialah suatu Senyawa Kimia [Zat] yang bisa memberikan pasangan Elektron kepada Senyawa yang lain atau bisa dikatakan sebagai Donor pasangan Elektron.

Teori Asam Basa Gilbert Newton Lewis ini merupakan sebuah Teori Asam Basa yang mengembangkan Teori Asam dan Basa Menurut Bronsted Lowry karena teori ini mempunyai keterbatasan dan kelemahan seperti saat menjelaskan reaksi – reaksi yang melibatkan senyawa tanpa proton [H+]. Gilbert Newton Lewis berpendapat bahwa masalah Teori Asam-Basa harus diselesaikan dengan landasan Teori Struktur Atom, bukan hanya berdasarkan hasil percobaan [Penelitian] saja.

Contoh Teori Asam Basa Lewis Yang Ada

Contoh Teori Asam dan Basa Menurut Lewis pada Gambar diatas telah menunjukan bahwa Ion H+ [Proton] ialah Asam Lewis karena mampu menerima Pasangan Elektron, sedang NH3 merupakan Basa Lewis. Lalu pada reaksi antara BF3 dengan NH3 pada Gambar diatas yang merupakan Asam Lewis ialah BF3 karena bisa menerima sepasang Elektron dan teruntuk NH3 ialah Basa Lewis.

Untuk Kesimpulkan dari PerbedaanTeori Asam Basa Lewisdengan Bronsted Lowry adalah Teori Asam dan Basa Menurut Gilbert Newton Lewis lebih luas dan lengkap jikasepanjang yang dibahas didalamnya ialahSenyawa tanpa Proton, namun jika Reaksi Asam Basa yang melibatkan reaksi di Larutan dalam Air maka Teori Bronsted Lowrylah yang lebih mudah digunakan.

Asam dan basa adalah dua golongan zat kimia yang sangat umum ditemukan di sekitar kita. Sebagai contoh, cuka, asam sitrun, dan asam dalam lambung tergolong asam, sedangkan kapur sirih dan soda api tergolong basa. Asam dan basa memiliki sifat-sifat yang berbeda. Pada mulanya, asam dan basa dibedakan berdasarkan rasanya, di mana asam terasa masam sedangkan basa terasa pahit dan licin seperti sabun. Namun, secara umum zat-zat asam maupun basa bersifat korosif dan beracun — khususnya dalam bentuk larutan dengan kadar tinggi — sehingga sangat berbahaya jika diuji sifatnya dengan metode merasakannya.

Lihat juga materi StudioBelajar.com lainnya:Elektron Valensi

Kesetimbangan Kimia

Seiring perkembangan ilmu pengetahuan dan teknologi, pembedaan asam dan basa pun dapat dilakukan dengan menggunakan indikator seperti kertas lakmus dan indikator universal ataupun instrumen pH meter. Larutan asam akan memerahkan kertas lakmus biru, sedangkan larutan basa akan membirukan kertas lakmus merah. Pada pengujian zat dengan pH meter, larutan asam akan menunjukkan pH lebih kecil dari 7, sedangkan larutan basa akan menunjukkan pH lebih besar dari 7. Larutant dengan pH sama dengan 7 disebut netral.

Namun demikian, apakah yang menentukan suatu senyawa bersifat asam atau basa? Definisi asam dan basa pun akhirnya menjadi rumusan masalah bagi para ahli selama ratusan tahun. Dari berbagai teori definisi asam basa yang pernah diajukan, terdapat tiga teori yang sangat bermakna, antara lain teori asam basa Arrhenius, teori asam basa Brønsted–Lowry, dan teori asam basa Lewis.

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 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 asamH+ = 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 basaX+ = 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 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 menjadiF–, makaF–disebut sebagai basa konjugasi dariHF.

Pasangan Asam Basa Konjugasi

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

• HFdanF–disebut pasangan asam basa konjugasi
• H3O+ dan H2Odisebut sebagai pasangan asam basa konjugasi juga

Amfoter

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

Contoh :

CH3COOH [asam 1] + H2O [basa 2] → CH3COO– [basa 1] + H3O+ [asam 2]

CH3COOH [basa 2] + HClO4 [asam 1] → CH3COOH2+ [asam 2] + ClO4– [basa 1]

CH3COOHdalam reaksi 1 bertindak sebagai asam, sedangkanCH3COOHpada reaksi 2 bertindak sebagai basa. MakaCH3COOHdisebut 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 :

Dari gambar 1 diatas terlihat bahwa NH3memiliki PEB yang diberikan kepada ion H+, maka NH3sebagai 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]

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+.

KOMPAS.com: Berita Terpercaya

Baca Berita Terbaru Tanpa Terganggu Banyak Iklan

Teori asam basa Arrhenius dikemukakan oleh Swedia Svante Arrhenius pada tahun 1884 menjadikannya teori pertama yang mengklasifikasikan senyawa menjadi asam dan basa.

Dilansir dari Chemguide, menurut Arrhenius, asam adalah zat yang menghasilkan ion hidrogen [H+] dalam larutan sedangkan basa adalah zat yang menghasilkan ion hidroksida [OH-] dalam larutan.

Asam dan basa dapat bereaksi menghasilkan air dan senyawa ionic garam, reaksi tersebut disebut dengan reaksi netralisasi.

Misalnya reaksi asam sulfat [H2SO4] dan kalium hidroksida [KOH] yang menghasilkan air dan senyawa ionic garam kalium sulfat [K2SO4].

Baca juga: Asam Traumalin: Fungsi dan Perannya

Kompas.com/SILMI NURUL UTAMI Persamaan reaksi asam sulfat dan kalium hidroksida

Adapun basa memiliki sifat melepaskan ion OH-, berasa yang pahit, bau khas yang tidak tajam menyengat, dan mengubah kertas lakmus menjadi warna biru.

Video liên quan