Kelebihan dan kekurangan teori asam basa Arrhenius

Table of Contents Show

Teori Asam Basa
Teori Asam Basa Arrhenius
Teori Asam Basa Bronsted-Lowry
Teori Asam Basa Lewis
Contoh Soal Teori Asam Basa
Video yang berhubungan

Teori asam basa berasal dari Arrhenius, Bronsted-Lowry, dan Lewis. Dalam artikel ini akan membahas tentang 3 kekurangan teori asam basa arrhenius.

Ke-3 kekurangan teori asam basa arrhenius adalah sebagai berikut:

Teori Arrhenius hanya dapat menjelaskan reaksi yang hanya terbatas pada pelarut air, tidak bisa menjelaskan pada pelarut lain atau reaksi asam basa tanpa pelarut
Teori Arrhenius hanya bisa menerangkan asam dan basa yang mengandung H+ dan OH– saja
Teori Arrhenius tidak dapat menjelaskan senyawa lain sebagai basa kecuali yang menghasilkan OH–, misalnya NH3 bersifat basa.

Menurut Teori asam basa berasal dari Arrhenius, Asam adalah zat yang apabila dilarutkan dalam air dapat menghasilkan ion H+. Akibat kelebihan ion H+ maka air yang sudah ditambahkan zat asam disebut sebagai larutan asam. Sedangkan basa adalah zat yang apabila dilarutkan dalam air dapat menghasilkan ion OH-. Akibat kelebihan ion OH- maka air yang sudah ditambahkan zat basa disebut sebagai larutan basa.

Sebenarnya banyak kegunaan asam dalam kehidupan sehari-hari misalnya asam cuka untuk memasak, asam askorbat dalam vitamin C dan asam sulfat yang digunakan dalam aki. Selain asam ada juga senyawa basa dikenal dalam kehidupan sehari-hari seperti aluminium hidroksida dan magnesium hidroksida yang terdapat pada obat maag dan kalsium hidroksida atau air kapur. Beberapa contoh zat basa yang sering digunakan adalah: 1). Natrium hidroksida / soda api / soda ash dan kalium hidroksida, sebagai bahan baku pembersih dalam rumah tangga, misalnya sabun mandi, sabun cuci, detergen, pemutih dan pembersih lantai. 2). Magnesium hidroksida dan aluminium hidroksida, terkandung dalam obat nyeri lambung (antasid) 3). Amoniak, untuk pelarut desinfektan (pencegah terjadinya infeksi) dan bahan baku pupuk urea

Baca Juga Kegunaan Unsur Fosfor dan Alotrop Fosfor

1. Kelebihan teori asam dan basa Bronsted – Lowry :

Konsep yang telah disampaikan Bronsted dan Lowry mengenai Teori Asam Basatidak terbatas hanya pada pelarut air saja, namun konsepnya dapat dengan jelas menjelaskan dan menerjemahkan mengenai reaksi asam dan basa dalam pelarut air, bahkan mengenai reaksi tanpa pelarut.

Contoh : Reaksi antara asam klorida, HCl, dengan amonia, NH3 dengan menggunakan pelarut benzena.

Reaksinya seperti ini : HCl (benzena) + NH3 (benzena) -> NH4Cl(s)

2. Kelebihan teori asam dan basa Lewis :

a. Teori asam dan basa Lewis mampu menjelaskan suatu zat memiliki sifat basa dan asam dengan pelarut lain dan bahkan dengan yang tidak mempunyai pelarut.

b. Teori asam dan basa Lewis mampu menjelaskan suatu zat memiliki sifat basa dan asam molekul atau ion yang memiliki PEB atau pasangan elektron bebas. Contoh terdapat pada proses pembentukan senyawa komplek.

c. Teori asam dan basa Lewis mampu menerangkan dan menjelaskan suatu senyawa bersifat basa dari zat-zat organik, contohnya dalam DNA dan RNA didalamnya mengandung atom N, nitrogen, dimana memiliki PEB atau pasangan elektron bebas

1. Kekurangan teori basa dan asam Arrhenius :

a. Teori Arrhenius hanya dapat menjelaskan reaksi yang terjadi pada air saja, tidak dapat menjelaskan reaksi dengan pelarut air.

b. Teori Arrhenius tidak mampu menjelaskan alasan beberapa senyawa yang mengandung H atau hidrogen yang memiliki biloks atau bilangan oksidasi +1 (contoh : HCl) yang larut dalam pelarut air untuk membentuk larutan yang bersifat asam, sedangkan yang lain seperti CH4 tidak.

c. Teori Asam Basa Arrhenius memiliki kelemahan yaitu tdak dapat menjelaskan alasan mengapa suatu senyawa yang tidak memiliki ion OH-, contoh Na2CO3 memiliki sifat dan karakteristik seperti basa.

2. Kekurangan teori basa dan asam Bronsted – Lowry :

Teori Bronsted-Lowry memiliki kelemahan yaitu tidak mampu menjelaskan alasan suatu reaksi asam dengan basa dapat terjadi tanpa adanya transfer proton dari yang bersifat asam ke yang bersifat basa

3. Kekurangan teori basa dan asam Lewis :

Teori Lewis memiliki kelemahan yaitu hanya mampu menjelaskan asam-basa yang memiliki 8 ion atau oktet.

Page 2

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 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

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.
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 :

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

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

Dapat menjelaskan reaksi asam-basa dalam pelarut air dan selain air
Selain dalam molekul, Bronsted-Lowry juga dapat menjelaskan kation dan anion yang bertindak sebagai asam atau basa
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

Tidak dapat menjelaskan konsep asam basa untuk reaksi oksida asam CO2, SO3, dll ) dan oksida basa (Na2O, CaO), dll ) yang menghasilkan garam.
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

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)

Kekurangan Teori Lewis

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

Kelebihan Teori Lewis

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.