Teori Asam Basa Arrhenius, Bronsted Lowry, dan Lewis

1. Teori Asam Basa Arrhenius

Asam adalah suatu zat yang bila dilarutkan ke dalam air akan menghasilkan ion hidrogen (H+). Jumlah ion H+ dari ionisasi 1 mol asam disebut valensi asam, sedangkan anionnya disebut sebagai ion sisa asam.

Contoh :

Asam umumnya merupakan senyawa kovalen. Misalnya gas hidrogen klorida yang merupakan senyawa kovalen, tetapi apabila dilarutkan ke dalam air akan terurai menjadi ion-ionnya. Ion H+ tidak berupa proton bebas akan tetapi terikat pada molekul air, membentuk H3O+(aq) (ion hidronium). Akan tetapi untuk kepraktisan maka menuliskannya sebagai H+ saja.

Perlu diingat bahwa yang menyebabkan sifat asam adalah ion H+. Oleh karena itu, senyawa seperti etanol (C2H5OH), gula pasir (C12H22O11), meskipun mengandung atom hidrogen tetapi tidak bersifat asam, sebab tidak dapat melepaskan ion H+ ketika dilarutkan ke dalam air. Namun ada senyawa yang tidak mempunyai atom hidrogen tetapi bersifat asam yaitu beberapa oksida bukan logam, sebab mereka dapat bereaksi dengan air menghasilkan ion H+. oksida semacam ini disebut oksida asam.

Contoh:
CO2 + H2O --> H2CO3
SO2 + H2O --> H2SO3
SO3 + H2O --> H2SO4

Menurut Arrhenius Basa adalah suatu senyawa yang jika dilarutkan ke dalam air akan menghasilkan ion OH–. Jumlah ion OH– dari ionisasi 1 mol basa disebut valensi basa.

Contoh :

Teori ini menjelaskan kenapa asam memiliki sifat yang serupa. Sifat yang khas dari asam dihasilkan dari keberadaan ion H+. Ini juga menjelaskan kenapa asam menetralkan basa dan sebaliknya. Asam memberikan ion H+, basa memberikan ion OH- , sehingga ion tersebut membentuk air.

Kekurangan Teori Arrhenius adalah:

  1. Hanya dapat diaplikasikan dalam reaksi yang terjadi dalam air
  2. Tidak menjelaskan mengapa beberapa senyawa, yang mengandung hidrogen dengan bilangan oksidasi +1(seperti HCl) larut dalam air untuk membentuk larutan asam, sedangkan yang lain seperti CH4 tidak.
  3. Tidak dapat menjelaskan mengapa senyawa yang tidak memiliki OH- , seperti Na2CO3 memiliki karakteristik seperti basa.


2. Teori Asam Basa Bronsted dan Lowry

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

Contoh:

Dari pandangan model Bronsted, reaksi antara asam dan basa selalu melibatkan pemindahan ion H+ dari donor proton ke akseptor proton.

Berdasarkan model Bronsted, sebuah basa adalah ion atau molekul yang dapat menerima proton. Untuk membentuk ikatan kovalen dengan ion H+ yang tidak memiliki elektron valensi, harus tersedia dua elektron untuk membentuk sebuah ikatan. Maka, hanya senyawa yang memiliki pasangan elektron bebas, yang dapat bertindak sebagai akseptor ion H+ atau basa Bronsted.

Model Bronsted menambah jenis zat yang dapat bertindak sebagai basa, baik yang berbentuk ion ataupun molekul, selama senyawa tersebut memiliki satu atau lebih pasangan elektron valensi tak berikatan dapat menjadi basa Bronsted.

Model Bronsted bahkan dapat diperluas untuk reaksi yang tidak terjadi dalam larutan. Namun teori asam basa Bronsted-Lowry ini tidak dapat menjelaskan bagaimana suatu reaksi asam basa dapat terjadi tanpa adanya transfer proton dari asam ke basa

3. Teori Asam Basa Lewis

Asam adalah suatu molekul atau ion yang dapat menerima pasangan elektron, sedangkan basa adalah suatu molekul atau ion yang dapat memberikan pasangan elektronnya. Sehingga H+ adalah asam Lewis, karena ia menerima pasangan elektron, sedangkan OH+ dan NH3 adalah basa Lewis, karena keduanya adalah penyumbang pasangan elektron.

Contoh:

Terdapat senyawa yang tidak memiliki hidrogen dapat bertindak sebagai asam. Contoh, molekul BF3. Jika kita menentukan struktur Lewis dari BF3 , tampak B kurang dari oktet dan dapat menerima pasangan elektron., sehingga dapat bertindak sebagai asam Lewis. Akibatnya dapat bereaksi dengan amoniak sebagai berikut:

Dalam kenyataan molekul yang tidak mencapai oktet sering merupakan asam Lewis yang kuat karena molekul tersebut dapat mencapai konfigurasi oktet dengan menerima pasangan elektron tak berikatan. Senyawa yang termasuk dalam perioda yang lebih bawah dari perioda dua dapat bertindak sebagai asam Lewis sangat baik, dengan memperbanyak susunan valensi terluar mereka.

Beberapa keunggulan asam basa Lewis :

  1. Sama dengan teori Bronsted dan Lowry, dapat menjelaskan sifat asam, basa dalam pelarut lain atau pun tidak mempunyai pelarut.
  2. 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.
  3. Dapat menerangkan sifat basa dari zat-zat organik seperti DNA dan RNA yang mengandung atom nitrogen yang memiliki pasangan elektron bebas

Belum ada Komentar untuk "Teori Asam Basa Arrhenius, Bronsted Lowry, dan Lewis"

Posting Komentar

Iklan Atas Artikel

Iklan Tengah Artikel 1

Iklan Tengah Artikel 2

Iklan Bawah Artikel