Home / Kimia / teori asam basa

Teori Asam Basa

  • 7 min read
Loading...

Penulis : Hilda Rizky Akmalia – Scientific Paper Preceptor

Pengertian

Asam dan basa merupakan salah satu senyawa yang sangat penting dalam kehidupan. Senyawa asam memiliki sifat memberikan rasa masam, seperti asam sitrat yang ada pada jeruk, asam cuka pada makana, atau asam benzoate yang digunakan sebagai pengawet makanan.

Berbeda dengan senyawa asam, senyawa basa mempunyai sifat licin dan memberikan rasa pahit. Senyawa basa biasanya terdapat pada sabun dan deterjen. Meskipun senyawa asam dan basa dapat dibedakan dari rasanya, tetapi dilarang untuk mencicipi asam atau basa yang ada di laboratorium.

Karena jika senyawa asam atau basa dengan konsentrasi yang tinggi tertelan oleh tubuh, maka akan berakibat fatal. Asam dan basa di laboratorium dapat dibedakan menggunakan suatu indikator.

Selain itu, untuk mejelaskan sifat asam basa dari suatu senyawa juga bisa digunakan teori asam basa. Kali ini, kita akan membahas teori asam basa menurut Arrhenius, Bronsted-Lowry, dan Lewis. Ketiga teori ini mempunyai dasar pemikiran yang berbeda, namun

Loading...
saling melengkapi dan memperkaya.

Teori Asam-Basa Arrhenius

Pada tahun 1887, Svante Arrhenius, ilmuwan dari Swedia mengemukakan teorinya mengenai asam-basa. Asam adalah suatu zat yang jika dilarutkan dalam air akan menghasilkan ion hidronium (H+), sedangkan basa adalah suatu zat yang di dalam air (larutan) menghasilkan ion OH.

Umumnya, basa terbentuk dari senyawa ion yang mengandung gugus hidroksida (OH) di dalamnya. Akan tetapi, ammonia (NH3) meskipun buka merupakan senyawa kovalen, tetapi ia dapat menghasilkan ion OH di dalam air sehingga tergolong sebagai basa.

Agar lebih memahami teori asam-basa Arrhenius, perhatikan contoh senyawa asam-basa Arrhenius berikut.

Contoh asam menurut Arrhenius

Berikut beberapa contoh asam, nama asam, dan reaksi ionisasinya

Rumus asam

Nama asam

Reaksi ionisasi

HCl

Asam klorida

HCl(aq) → H+(aq) + Cl(aq)

HBr

Asam bromida

HBr(aq) → H+(aq) + Br(aq)

H2S

Asam sulfida

H2S(aq) → 2H+(aq) + S2-(aq)

CH3COOH

Asam asetat (cuka)

CH3COOH(aq) → H+(aq) + CH3COO(aq)

HNO3

Asam nitrat

HNO3(aq) → H+(aq) + NO3(aq)

H2SO4

Asam sulfat

H2SO4(aq) → 2H+(aq) + SO42-(aq)

H3PO4

Asam fosfat

H3PO4(aq) → 3H+(aq) + PO43-(aq)

Dari tabel di atas, dapat diketahui bahwa satu molekul asam dapat melepaskan satu, dua, atau tiga ion H+. Asam yang menghasilkan sebuah ion H+ disebut sebaga asam monoprotik, sedangkan asam yang menghasilkan dua ion H+ disebut asam diprotik.

Contoh basa menurut Arrhenius

Berikut beberapa contoh basa, nama basa, dan reaksi disosiasinya

Rumus asam

Nama asam

Reaksi ionisasi

NaOH

Natrium hidroksida

NaOH(aq) → Na+(aq) + OH(aq)

KOH

Kalium hidroksida

KOH(aq) → K+(aq) + OH(aq)

Ca(OH)2

Kalsium hidroksida

Ca(OH)2(aq) → Ca2+(aq) + 2OH(aq)

Ba(OH)2

Barium hidroksida

Ba(OH)2(aq) → Ba2+(aq) + 2OH(aq)

Loading...
Loading...

NH3

Amonia

NH3(s) + H2O(l) → NH4+(aq) + OH(aq)

Teori Asam-Basa Bronsted Lowry

Teori asam-basa Arrhenius tidak dapat menjelaskan tentang sifat asam-basa dalam pelarut bukan air. Sebagai contoh, asam asetat akan bersifat asam jika dilarutkan dalam air, tetapi jika di dalam pelarut benzena sifat keasaman tersebut tidak nampak.

Berdasarkan kenyataan tersebut, Johannes Bronsted dan Thomas Lowry mengusulkan teori asam-basa yang melengkapi teori Arrhenius. Menurut teori Bronsted-Lowry, asam adalah spesi (ion atau molekul) yang memberikan proton atau H+ (donor proton).

Sedangkan, basa adalah spesi (ion atau molekul) yang menerima proton atau H+ (akseptor proton). Pada konsep asam-basa Bronsted-Lowry ini juga dikenal istilah asam konjugasi dan basa konjugasi.

Basa konjugasi adalah sisa molekul setelah melepaskan proton (H+). Sedangkan, asam konjugasi adalah molekul yang terbentuk setelah menerima proton (H+). Pasangan asam-basa konjugasi terdiri dari satu molekul asam dan satu molekul basa konjugasi atau sebaliknya.

Teori Asam-Basa Bronsted Lowry

Untuk lebih memahami teori asam-basa Bronsted-Lowry, perhatikan contoh berikut.

  1. HCl(g) + H2O(l) ⇋ H3O+(aq) + Cl(aq)

Ketika HNO3 dilarutkan dalam air, molekul HNO3 memberikan proton (H+) ke molekul air sehingga terbentuk ion hidronium (H3O+). Pada reaksi tersebut, HNO3 berperan sebagai asam (pendonor proton).

Sedangkan, H2O berperan sebagai basa (akseptor proton). H3O+ merupakan asam konjugasi dari H2O, sedangkan Cl merupakan basa konjugasi dari HCl. Pasangan asam basa konjugasi dalam reaksi tersebut yaitu HCl dengan Cl dan H2O dengan H3O+.

2. NH3(aq) + H2O(l) ⇋ NH4+(aq) + OH(aq)

Ketika NH3 dilarutkan dalam air, molekul H2O memberikan proton (H+) ke molekul NH3 sehingga terbentuk ion amonium (NH4+). Pada reaksi tersebut, H2O berperan sebagai asam (pendonor proton).

Sedangkan, NH3 berperan sebagai basa (akseptor proton). NH4+ merupakan asam konjugasi dari NH3, sedangkan OH merupakan basa konjugasi dari H2O. Pasangan asam basa konjugasi pada reaksi tersebut yaitu NH3 dengan NH4+ dan H2O dengan OH.

Teori Asam-Basa Lewis

Konsep asam-basa Bronsted-Lowry mempunayi kelemahan karena tidak dapat menjelaskan reaksi-reaksi yang melibatkan senyawa tanpa ion H+. Oleh karena itu, pada tahun 1932 seorang ahli kimia G.N Lewis mengusulkan konsep baru terkait asam-basa.

Menurut Lewis, asam adalah suatu senyawa yang mampu menerima pasangan elektron bebas (PEB) dari senyawa lain (akseptor PEB). Sedangkan, basa adalah seyawa yang dapat memberikan pasangan elektron bebas (PEB) kepada senyawa lain (donor PEB).

Konsep asam-basa Lewis ini didasarkan pada ikatan kovalen koordinasi. Atom atau spesi yang memberikan pasangan elektron saat membentuk ikatan kovalen koordinasi akan bertindak sebagai basa, sedangkan atom, molekul, atau spesi yang menerima pasangan elektron Perhatikan contoh asam-basa Lewis berikut.

  1. NH3 + BF3 → NH3BF3
Teori Asam-Basa Lewis

Pada gambar di atas, yang merupakan asam Lewis adalah BF3, karena BF3 menerima pasangan elektron dari NH3. Sedangkan, NH3 merupakan basa Lewis, karena mampu mendonorkan pasangan elektron pasa BF3.

Perbedaan Teori Asam-Basa Arrhenius, Bronsted-Lowry, dan Lewis

Agar lebih mudah dalam memahami teori asam basa menurut ketiga ahli, perhatikan tabel di bawah ini.

Teori

Asam

Basa

Arrhenius

Zat yang jika dilarutkan dalam air melepas ion H+

Zat yang jika dilarutkan dalam air melepas ion OH

Bronsted-Lowry

Spesi yang memberikan proton (H+) kepada spesi lain (donor proton)

Spesi yang menerima proton (H+) dari spesi lain (akseptor proton)

Lewis

Spesi yang menerima pasangan elektron dari spesi lain

Spesi yang memberikan pasangan elektron pada spesi lain

Contoh Soal Latihan

  1. Pasangan yang merupakan pasangan asam-basa konjugasi pada reaksi: HCl(aq) + H2O(l) → H3O+(aq) + Cl(aq) adalah….

A/ HCl dan H2O

B/ H3O+ dan Cl

C/ HCl dan Cl

D/ HCl dan H3O+

E/ H2O dan Cl

Jawaban: C) HCl dan Cl

Penjelasan: HCl merupakan senyawa asam (menurut teori Bronsted-Lowry) karena mampu mendonorkan proton (H+) pada H2O menjadi H3O+. Sedangkan Cl merupakan basa konjugasi karena tidak lagi memiliki H+ akibat H+ didonorkan pada H2O.

2. Reaksi yang menunjukkan bahwa HClO4 bersifat basa adalah….

A/ HClO4 + NH2 ⇋ ClO4 + NH3

B/ HClO4 +NH3 ⇋ ClO4 + NH4

C/ HClO4 + H2O ⇋ ClO4 + H3O+

D/ HClO4 + OH ⇋ ClO4 + H2O

E/ HClO4 + N2H5+ ⇋ H2ClO4+ + N2H4

Jawaban: E)

Penjelasan: Basa ialah spesi yang menerima proton (H+) dari spesi lainnya. Pada pilihan jawaban E, HClO4 menerima H+ dari N2H5+ menjadi H2ClO4

3. Jelaskan manakah molekul yang bertindak sebagai asam-basa Lewis pada reaksi berikut:

CO2(g) + H2O(l) ⇋ H2CO3(aq)

Jawaban:

Basa: H2O. Berdasarkan struktur Lewis, H2O memiliki pasangan atom bebas pada atom pusatnya yaitu O yang dapat didonorkan pada CO2 untuk membentuk ikatan kovalen koordinasi.

Asam: CO2. Karena mendapatkan PEB dari dari H2O

Daftar Pustaka

  • Sudarmo, Unggul. 2014. Kimia untuk SMA/MA kelas 11. Jakarta: Penerbit Erlangga
  • Ebbing, D.D., & Gamon, S.D. General Chemistry 9th Edition. New York: Houghton Mifflin Company
  • Chemguide. 2019. Acid-Base Theory. Diakses 17 April 2020, (https://www.chemguide.co.uk/physical/acidbaseeqia/theories.html)

Baca juga:

Loading...
Loading...