3 Teori Lengkap Asam Basa Berdasarkan Para Hebat Beserta Contohnya
Kali ini kita akan membahas Teori Asam Basa Menurut Para Ahli disertai dengan contohnya, sebelumnya apakah anda tahu senyawa asam dalam kehidupan sehari-hari? Senyawa asam dalam kehidupan sehari-hari antara lain asam cuka, asam sitrat, dan asam sulfat.
Asam cuka biasanya digunakan untuk memasak makanan misalnya acar, asam sitrat dalam buah jeruk, dan asam sulfat digunakan dalam aki kendaraan bermotor.
Selain asam ada senyawa basa menyerupai aluminium hidroksida dan magnesium hidroksida yang terdapat pada obt magazine serta kalsium hidroksida atau air kapur.
Ada beberapa teori yang membahas sifat asam dan sifat basa, antara lain teori asam-basa Arrhenius, Bronsted-Lowry, dan Lewis. Berikut ini penjelasan lengkap mengenai teori-teori tersebut, silahkan simak baik-baik.
Pada tahun 1884, Svante August Arrhenius, seorang jago kimia dari Swedia mengemukakan konsep asam dan basa.
Dia menjelaskan bagaimana kekuatan asam dalam air tergantung pada konsentrasi ion-ion hidrogen di dalamnya.
Menurut Arrhenius, asam yakni zat yang jikalau di dalam air melepaskan ion hidrogen (H+).
Contoh-contoh reaksi asam ketika dilarutkan dalam air sebagai yakni sebagai berikut.
Sebenarnya ion-ion hidrogen yang dihasilkan oleh asam ketika dilarutkan dalam air terikat pada molekul-molekul air (H2O) dalam bentuk ion hidronium, yakni ion positif yang dibentuk oleh penambahan sebuah proton (ion hidrogen) pada sebuah molekul air.
Ion ini dinyatakan dengan rumus kimia H3O+. Akan tetapi, seringkali kita hanya menulis dengan H+.
Tidak semua senyawa hidrogen yakni asam, misalnya etanol yang memiliki rumus kimia C2H5OH. Walaupun ada unsur H-ya, etanol bukan asam.
Begitu juga tidak semua hidrogen pada rumus kimia suatu asam mampu dilepaskan sebagai ion H+ dalam larutan.
Contohnya, dalam rumus kimia asam asetat terdapat empat atom hidrogen, tetapi satu atom H saja yang mampu dilepaskan sebagai ion H+.
Asam asetat merupakan asam lemah lantaran yang terisonisasi sangat sedikit.
Berdasarkan kekuatannya, asam terdiri atas asam kuat dan asam lemah yang ditentukan oleh besarnya derajat ionisasi di dalam larutan air.
Asam kuat yakni asam yang derajat ionisasinya mendekati satu asam yang mengalami ionisasi sempurna.
Contohnya HCI (asam klorida), HBr (asam bromida), HI (asam iodida), HNO3 (asam nitrat), H2SO3 (asam sulfit), H3PO4 (asam fosfat) dan H2CO3 (asam karbonat).
Asam lemah yakni asam yang derajat ionisasinya lebih kecil atau asam yang mengalami ionisasi sebagian.
Contoh HF (assam fluorida), CH3COOH (asam asetat), HCN (asam sianida), HNO2 (asam nitrit), H2SO3 (asam sulfit), H3PO4 (asam fosfat), dan H2CO3 (asam karbonat).
Berdasarkan jumlah ion H+ yang dilepaskan, asam dibedakan sebagai berikut:
Asam monoprotik yakni asam yang melepaskan satu ion H+ dalam pelarut air.
Contoh:
Asam diprotik yakni asam yang melepaskan dua ion H+ dalam pelarut air.
Contoh:
Asam triprotik yakni asam yang melepaskan tiga ion H+ dalam pelarut air.
Contoh:
Ion negatif yang terbentuk dari asam sesudah melepas ion H+ disebut ion sisa asam.
Menurut Arrhenius, basa yakni senyawa yang dalam air mampu menghasilkan ion hidroksida (OH-).
Contoh-contoh reaksi basa ketika dilarutkan dalam air sebagai berikut.
Basa berdasarkan pada ion OH- yang dilepaskan pada reaksi ionisasi basa dibedakan menjadi sebagai berikut:
Basa monohidroksi yakni basa yang pada reaksi ionisasi melepaskan satu ion OH-.
Contoh:
Basa polihidroksi yakni basa yang ada pada reaksi ionisasi melepaskan ion OH- lebih dari satu.
Contoh:
Teori asam-basa Bronsted-Lowry yakni teori yang melengkapi kelemahan teori asam-basa Arrhenius lantaran tidak semua senyawa bersifat asam/basa mampu menghasilkan ion H+/OH- jikalau dilarutkan dalam air.
Menurut Bronsted-Lowry asam yakni senyawa yang mampu menyumbang proton, yakni ion H+ ke senyawa/zat lain.
Basa yakni senyawa yang mampu mendapat proton, yakni ion H+ dari senyawa/zat lain. Teori ini juga memiliki kelemahan, yakni tidak mampu menyampaikan sifat asam/basa suatu senyawa jikalau tidak ada proton yang terlibat dalam reaksi.
Berdasarkan teori di atas, reaksi antara gas HCI dan NH3 mampu dijelaskan sebagai reaksi asam-basa yaitu:
Simbol (g) dan (s) menyatakan zat berwujud gas dan padat. Hidrogen klorida mendonorkan proton pada amonia dan berperan sebagai asam.
Menurut teori Bronsted dan Lowry, zat mampu berperan baik sebagai asam maupun basa. Jika zat tertentu lebih praktis melepas proton, zat ini akan berperan sebagai asam dan lawannya sebagai basa.
Sebaliknya, jikalau suatu zat lebih praktis mendapat proton, zat ini akan berperan sebagai basa. Dalam suatu larutan asam dalam air, air berperan sebagai basa.
Dalam reaksi diatas, perbedaan HCI dan CI- yakni sebuah proton, dan perubahan antarkeduanya yakni reversibel.
Hubungan menyerupai ini disebut korelasi konjugat, serta pasangan HCI dan CI- juga disebut pasangan asam-basa konjugat.
Larutan dalam air ion CO32 bersifat basa. Dalam reaksi antara ion CO32- dan H2O, yang pertama berperan sebagai basa dan yang kedua sebagai asam dan keduanya membentuk pasangan asam-basa konjugat.
Zat disebut sebagai amfoter bila zat ini mampu berperan sebagai asam atau basa. Air yakni zat atmosfer yang khas. Reaksi antara dua molekul air menghasilkan ion hidronium dan ion hidroksida yakni pola khas reaksi zat atmosfer.
Di tahun 1923 ketika Bronsted dan Lowry mengusulkan teori asam-basanya, Lewis mengusulkan teori asam-basa baru juga.
Lewis yang juga mengusulkan teori oktet, memikirkan bahwa teori asam-basa sebagai occupation dasar yang harus diselesaikan berlandaskan teori struktur atom, bukan berdasarkan hasil percobaan.
Menurut Lewis, asam yakni zat yang mampu mendapat elektron. Basa yakni zat yang mampu mendonorkan pasangan elektron.
Semua zat yang didefinisikan sebagai asam dalam teori Arrhenius juga merupakan asam dalam kerangka teori Lewis, lantaran proton yakni aksepator pasangan elektron.
Dalam reaksi netralis proton membentuk ikatan koordinat dengan ion hidroksida.
Situasi ini sama dengan reaksi fase gas yang pertama diterima sebagai reaksi asam-basa dalam kerangka teori Bronsted-Lowry.
Dalam reaksi ini proton dan HCI membentuk ikatan koordinat dengan pasangan elektron bebas atom nitrogen.
Keuntungan utama teori asam-basa Lewis terletak pada fakta bahwa beberapa reaksi yang tidak dianggap sebagai reaksi asam-basa dalam kerangka teori Arrhenius dan Bronstred-Lowry terbukti sebagai reaksi asam-basa dalam teori Lewis.
Sebagai pola reaksi antara boron trifluorida BF3 dan ion fluorida F-.
Reaksi ini melibatkan koordinasi boron trifluorida pada pasangan elektron bebas ion fluorida. Menurut teori asam-basa Lewis, BF3 yakni asam.
Untuk membedakan asam semacam BF3 dari asam protik (yang melepas proton dengan kata lain, asam yakni kerangka teori Arrhenius dan Bronsted-Lowry), asam ini disebut asam Lewis.
Boron membentuk senyawa yang tidak memenuhi aturan oktet, dan dengan demikian yakni pola khas unsur yang membentuk asam Lewis.
Karena semua basa bronsted-Lowry mendonasikan pasangan elektronnya pada proton, basa ini juga merupakan basa Lewis.
Namun, tidak semua asam Lewis yakni asam Bronsted-Lowry sebagaimana dinyatakan dalam pola diatas.
Dari ketiga definisi asam-basa di atas, definisi Arrhenius yang paling terbatas. Teori Lewis meliputi asam-basa yang paling luas.
Sepanjang yang dibahas yakni reaksi di larutkan dalam air, teori Bronsted-Lowry paling praktis digunakan, tetapi teori Lewis lah yang paling tepat bila reaksi asam-basa melibatkan senyawa tanpa proton.
Nah demikianlah pembahasan kita mengenai 3 Teori Lengkap Asam Basa Menurut Para Ahli Beserta Contohnya, semoga mampu bermanfaat bagi semua orang dan semoga mampu dipahami dengan mudah.
Asam cuka biasanya digunakan untuk memasak makanan misalnya acar, asam sitrat dalam buah jeruk, dan asam sulfat digunakan dalam aki kendaraan bermotor.
Ada beberapa teori yang membahas sifat asam dan sifat basa, antara lain teori asam-basa Arrhenius, Bronsted-Lowry, dan Lewis. Berikut ini penjelasan lengkap mengenai teori-teori tersebut, silahkan simak baik-baik.
1. Teori Asam Basa Arrhenius
Pada tahun 1884, Svante August Arrhenius, seorang jago kimia dari Swedia mengemukakan konsep asam dan basa.
Dia menjelaskan bagaimana kekuatan asam dalam air tergantung pada konsentrasi ion-ion hidrogen di dalamnya.
Asam
Menurut Arrhenius, asam yakni zat yang jikalau di dalam air melepaskan ion hidrogen (H+).
Contoh-contoh reaksi asam ketika dilarutkan dalam air sebagai yakni sebagai berikut.
Sebenarnya ion-ion hidrogen yang dihasilkan oleh asam ketika dilarutkan dalam air terikat pada molekul-molekul air (H2O) dalam bentuk ion hidronium, yakni ion positif yang dibentuk oleh penambahan sebuah proton (ion hidrogen) pada sebuah molekul air.
Ion ini dinyatakan dengan rumus kimia H3O+. Akan tetapi, seringkali kita hanya menulis dengan H+.
Tidak semua senyawa hidrogen yakni asam, misalnya etanol yang memiliki rumus kimia C2H5OH. Walaupun ada unsur H-ya, etanol bukan asam.
Begitu juga tidak semua hidrogen pada rumus kimia suatu asam mampu dilepaskan sebagai ion H+ dalam larutan.
Contohnya, dalam rumus kimia asam asetat terdapat empat atom hidrogen, tetapi satu atom H saja yang mampu dilepaskan sebagai ion H+.
Asam asetat merupakan asam lemah lantaran yang terisonisasi sangat sedikit.
Berdasarkan kekuatannya, asam terdiri atas asam kuat dan asam lemah yang ditentukan oleh besarnya derajat ionisasi di dalam larutan air.
[1] Asam Kuat
Asam kuat yakni asam yang derajat ionisasinya mendekati satu asam yang mengalami ionisasi sempurna.
Contohnya HCI (asam klorida), HBr (asam bromida), HI (asam iodida), HNO3 (asam nitrat), H2SO3 (asam sulfit), H3PO4 (asam fosfat) dan H2CO3 (asam karbonat).
[2] Asam Lemah
Asam lemah yakni asam yang derajat ionisasinya lebih kecil atau asam yang mengalami ionisasi sebagian.
Contoh HF (assam fluorida), CH3COOH (asam asetat), HCN (asam sianida), HNO2 (asam nitrit), H2SO3 (asam sulfit), H3PO4 (asam fosfat), dan H2CO3 (asam karbonat).
Berdasarkan jumlah ion H+ yang dilepaskan, asam dibedakan sebagai berikut:
[1] Asam Monoprotik
Asam monoprotik yakni asam yang melepaskan satu ion H+ dalam pelarut air.
Contoh:
[2] Asam Diprotik
Asam diprotik yakni asam yang melepaskan dua ion H+ dalam pelarut air.
Contoh:
[3] Asam Triprotik
Asam triprotik yakni asam yang melepaskan tiga ion H+ dalam pelarut air.
Contoh:
Ion negatif yang terbentuk dari asam sesudah melepas ion H+ disebut ion sisa asam.
Basa
Menurut Arrhenius, basa yakni senyawa yang dalam air mampu menghasilkan ion hidroksida (OH-).
Contoh-contoh reaksi basa ketika dilarutkan dalam air sebagai berikut.
Basa berdasarkan pada ion OH- yang dilepaskan pada reaksi ionisasi basa dibedakan menjadi sebagai berikut:
[1] Basa Monohidroksi
Basa monohidroksi yakni basa yang pada reaksi ionisasi melepaskan satu ion OH-.
Contoh:
[2] Basa Polihidroksi
Basa polihidroksi yakni basa yang ada pada reaksi ionisasi melepaskan ion OH- lebih dari satu.
Contoh:
2. Teori Asam Basa Menurut Bronsted-Lowry
Teori asam-basa Bronsted-Lowry yakni teori yang melengkapi kelemahan teori asam-basa Arrhenius lantaran tidak semua senyawa bersifat asam/basa mampu menghasilkan ion H+/OH- jikalau dilarutkan dalam air.
Menurut Bronsted-Lowry asam yakni senyawa yang mampu menyumbang proton, yakni ion H+ ke senyawa/zat lain.
Basa yakni senyawa yang mampu mendapat proton, yakni ion H+ dari senyawa/zat lain. Teori ini juga memiliki kelemahan, yakni tidak mampu menyampaikan sifat asam/basa suatu senyawa jikalau tidak ada proton yang terlibat dalam reaksi.
Berdasarkan teori di atas, reaksi antara gas HCI dan NH3 mampu dijelaskan sebagai reaksi asam-basa yaitu:
Simbol (g) dan (s) menyatakan zat berwujud gas dan padat. Hidrogen klorida mendonorkan proton pada amonia dan berperan sebagai asam.
Menurut teori Bronsted dan Lowry, zat mampu berperan baik sebagai asam maupun basa. Jika zat tertentu lebih praktis melepas proton, zat ini akan berperan sebagai asam dan lawannya sebagai basa.
Sebaliknya, jikalau suatu zat lebih praktis mendapat proton, zat ini akan berperan sebagai basa. Dalam suatu larutan asam dalam air, air berperan sebagai basa.
Dalam reaksi diatas, perbedaan HCI dan CI- yakni sebuah proton, dan perubahan antarkeduanya yakni reversibel.
Hubungan menyerupai ini disebut korelasi konjugat, serta pasangan HCI dan CI- juga disebut pasangan asam-basa konjugat.
Larutan dalam air ion CO32 bersifat basa. Dalam reaksi antara ion CO32- dan H2O, yang pertama berperan sebagai basa dan yang kedua sebagai asam dan keduanya membentuk pasangan asam-basa konjugat.
Zat disebut sebagai amfoter bila zat ini mampu berperan sebagai asam atau basa. Air yakni zat atmosfer yang khas. Reaksi antara dua molekul air menghasilkan ion hidronium dan ion hidroksida yakni pola khas reaksi zat atmosfer.
3. Teori Asam Basa Menurut Lewis
Di tahun 1923 ketika Bronsted dan Lowry mengusulkan teori asam-basanya, Lewis mengusulkan teori asam-basa baru juga.
Lewis yang juga mengusulkan teori oktet, memikirkan bahwa teori asam-basa sebagai occupation dasar yang harus diselesaikan berlandaskan teori struktur atom, bukan berdasarkan hasil percobaan.
Menurut Lewis, asam yakni zat yang mampu mendapat elektron. Basa yakni zat yang mampu mendonorkan pasangan elektron.
Semua zat yang didefinisikan sebagai asam dalam teori Arrhenius juga merupakan asam dalam kerangka teori Lewis, lantaran proton yakni aksepator pasangan elektron.
Dalam reaksi netralis proton membentuk ikatan koordinat dengan ion hidroksida.
Situasi ini sama dengan reaksi fase gas yang pertama diterima sebagai reaksi asam-basa dalam kerangka teori Bronsted-Lowry.
Dalam reaksi ini proton dan HCI membentuk ikatan koordinat dengan pasangan elektron bebas atom nitrogen.
Keuntungan utama teori asam-basa Lewis terletak pada fakta bahwa beberapa reaksi yang tidak dianggap sebagai reaksi asam-basa dalam kerangka teori Arrhenius dan Bronstred-Lowry terbukti sebagai reaksi asam-basa dalam teori Lewis.
Sebagai pola reaksi antara boron trifluorida BF3 dan ion fluorida F-.
Reaksi ini melibatkan koordinasi boron trifluorida pada pasangan elektron bebas ion fluorida. Menurut teori asam-basa Lewis, BF3 yakni asam.
Untuk membedakan asam semacam BF3 dari asam protik (yang melepas proton dengan kata lain, asam yakni kerangka teori Arrhenius dan Bronsted-Lowry), asam ini disebut asam Lewis.
Boron membentuk senyawa yang tidak memenuhi aturan oktet, dan dengan demikian yakni pola khas unsur yang membentuk asam Lewis.
Karena semua basa bronsted-Lowry mendonasikan pasangan elektronnya pada proton, basa ini juga merupakan basa Lewis.
Namun, tidak semua asam Lewis yakni asam Bronsted-Lowry sebagaimana dinyatakan dalam pola diatas.
Kesimpulan
Dari ketiga definisi asam-basa di atas, definisi Arrhenius yang paling terbatas. Teori Lewis meliputi asam-basa yang paling luas.
Sepanjang yang dibahas yakni reaksi di larutkan dalam air, teori Bronsted-Lowry paling praktis digunakan, tetapi teori Lewis lah yang paling tepat bila reaksi asam-basa melibatkan senyawa tanpa proton.
Nah demikianlah pembahasan kita mengenai 3 Teori Lengkap Asam Basa Menurut Para Ahli Beserta Contohnya, semoga mampu bermanfaat bagi semua orang dan semoga mampu dipahami dengan mudah.
Belum ada Komentar untuk "3 Teori Lengkap Asam Basa Berdasarkan Para Hebat Beserta Contohnya"
Posting Komentar