Teori Asam Basa

1). Teori asam – basa Arrhenius

Dalam teorinya tentang penguraian (disosiasi) elektrolit, Svante Arrhenius (1884) mengajukan bahwa elektrolit yang dilarutkan di dalam air terurai menjadi ion-ion: elektrolit yang kuat terurai sempurna; elektrolit yang lemah hanya terurai sebagian. Suatu jenis zat yang jika terurai menghasilkan ion hidrogen (H⁺) disebut asam, misalnya HCl

                                                       HCl(aq) → H⁺(aq) + Cl^-(aq)

Basa jika terurai menghasilkan ion hidroksida (OH^-).

Faktanya larutan bersifat asam maka dilarutkan di dalam air menghasilkan H⁺, bukan jenis zat yang dilarutkan di dalam air menghasilkan H⁺ maka asam. Begitu juga dengan basa

• Kelebihan teori asam – basa Arrhenius:

*) mampu menjelaskan proses netralisasi lebih baik dibanding  teori-teori sebelumnya

*) berhasil menerangkan aktivitas katalis dari asam dalam reaksi-reaksi tertentu

Kelemahan teori asam – basa Arrhenius:

*) hanya terbatas pada pelarut air

Arrhenius tidak bisa mengenali senyawa lain sebagai basa kecuali yang menghasilkan OH^-

Keterbatasan Arrhenius dalam  menerangkan sifat-sifat asam - basa mendorong munculnya teori asam – basa:

2). Teori asam – basa Bronsted-Lowry

Secara terpisah J.N. Bronsted di Denmark dan T.M. Lowry di Inggris dalam tahun 1923 menjelaskan hal-hal yang tidak dapat dijelaskan teori asam – basa Arrhenius, misalnya: dalam beberapa reaksi yang dilakukan dalam pelarut bukan air seperti ammonia cair, memperlihatkan mempunyai sifat-sifat asam – basa. ternyata, OH^- tidak ada karena tidak ada atom oksigen di dalam susunan tersebut

Reaksi lengkap: NH₄Cl + NaNH₂ → NaCl + 2NH₃

Reaksi ion: NH₄⁺ + Cl^- + Na⁺ + NH₂^- → Na⁺ + Cl^- + 2NH₃

Reaksi ion bersih: NH₄⁺ + NH₂^- → 2NH₃

Menurut teori asam – basa Bronsted-Lowry, suatu asam adalah donor proton, dan suatu basa adalah akseptor (penerima) proton.

Secara umum, perpindahan proton berlaku dua arah. Jika basa (1) mendapat kembali sebuah proton, asam (1) terbentuk. Basa (1) disebut juga basa konjugat dari asam (1). Begitu juga, asam (2) adalah asam konjugat dari basa (2)

Ciri-ciri teori asam – basa Bronsted-Lowry:

*) setiap zat yang disebut asam oleh Arrhenius juga digolongkan asam oleh teori Bronsted-Lowry. Demikian juga dengan basa

*) zat-zat tertentu yang tidak digolongkan basa oleh teori Arrhenius, oleh teori Bronsted-Lowry dimasukkan golongan basa, misalnya OCl^- dan H₂PO₄^-

Kelebihan teori asam – basa Bronsted-Lowry:

*) teori mengenai asam – basa yang dikemukakan oleh Bronsted-Lowry lebih luas dibandingkan dengan teori Arrhenius karena mencakup reaksi dalam berbagai jenis pelarut, tidak hanya air

Kelemahan teori asam – basa Bronsted-Lowry:

*) banyak reaksi yang terjadi tidak dapat dijelaskan oleh Bronsted-Lowry, misalnya dalam suatu reaksi yang tidak melibatkan proton

Banyak reaksi yang terjadi tidak dapat dijelaskan oleh Bronsted-Lowry mendorong muncul teori baru yang mampu mencakup seluruh reaksi yang ada, yaitu:

3). Teori Asam – Basa Lewis

Dengan waktu yang hampir bersamaan G.N. Lewis mengembangkan suatu pemikiran lain tentang asam dan basa dari teori Arrhenius pada saat/ waktu yang hampir bersamaan dengan Bronsted dan Lowry (1923)

Dalam teori Lewis, asam adalah penerima pasangan elektron dan basa adalah donor (pemberi) pasangan elektron. Dari yang kita ketahui tentang ikatan kimia, asam adalah zat yang mempunyai orbital yang belum penuh dan kekurangan elektron. Basa adalah zat yang memiliki pasangan elektron yang dapat digunakan bersama. NH₃ adalah basa lewis karena memberikan (donor) sepasang elektron kepada BF₃ dan membentuk ikatan kovalen koordinasi, dengan demikian BF₃ merupakan asam lewis karena menerima sepasang elektron dari NH₃

Kelebihan teori asam – basa Lewis:

*) memungkinkan penggolongan asam – basa digunakan dalam reaksi-reaksi dimana baik H⁺ maupun OH^- tidak ada