konsep teori asam basa

Asam basa Arhenius

Asam ialah senyawa yang dalam larutannya dapat menghasilkan ion H⁺.

Basa ialah senyawa yang dalam larutannya dapat menghasilkan ion OH^-.

Contoh:

1) HCl(aq)    ®  H⁺(aq) + Cl^-(aq)
2) NaOH(aq) ®  Na⁺(aq) + OH^-(aq)

          Larutan Asam dan Basa Misalnya, bila suatu molekul polar seperti asam klorida (HCl) dilarutkan dalam air (H₂O), daerah bermuatan negatif pada molekul air menarik daerah bermuatan positif dari molekul HCl. H⁺ akan terpisah dari molekul yang polar dan akan terbentuk ion hidronium, H₃O⁺. Demikian juga bila amonia dilarutkan dalam air, zat ini akan menghasilkan ion hidroksida.

          Seperti NaOH, kalsium hidroksida, Ca(OH)2, kalium hidroksida, KOH, dan aluminium hidroksida, Al(OH)3 merupakan contoh basa, karena menghasilkan ion hidroksida bila dilarutkan dalam air.

Asam basa Bronsted Lowry

      Dalam teori baru yang diusulkan tahun 1923 secara independen oleh Brønsted dan Lowry, asam didefinisikan sebagai molekul  atau ion yang menghasilkan H⁺ dan molekul atau ion yang menerima H⁺ merupakan partner asam yakni basa. Basa tidak hanya molekul atau ion yang menghasilkan OH^-, tetapi yang menerima H⁺. Karena asam HA menghasilkan H⁺ ke air dalam larutan dalam air dan menghasilkan  ion oksonium, H₃O⁺, air juga merupakan basa menurut definisi ini.

HA(asam) + H₂O(basa) → H₃O⁺(asam konjugat) + A^- (basa konjugat)

Di sini H₃O⁺ disebut asam konjugat dan A^- adalah basa konjugat.  Namun, karena air juga memberikan H⁺ ke amonia dan menghasilkan NH₄⁺, air juga merupakan asam, seperti diperlihatkan persamaan berikut:

H₂O(asam) + NH₃ (basa) → NH₄⁺(asam konjugat) + OH^- (basa konjugat)

Jadi air dapat berupa asam atau basa bergantung ko-reaktannya. Walaupun definisi Bronsted Lowry tidak terlalu berbeda dengan definisi Arrhenius, definisi ini lebih luas manfaatnya karena dapat digunakan ke sistem asam-basa dalam pelarut non-air.

   asam adalah pemberi proton kepada basa. Asam dan basa bersangkutan disebut sebagai pasangan asam-basa konjugat. Brønsted dan Lowry secara terpisah mengemukakan definisi ini, yang mencakup zat-zat yang tak larut dalam air (tidak seperti pada definisi Arrhenius).

Asam basa lewis

   Asam Lewis didefinisikan sebagai spesi yang menerima pasangan elektron. Basa Lewis didefinisikan sebagai spesi yang memberikan pasangan elektron. Sehingga H⁺ adalah asam Lewis, karena ia menerima pasangan elektron, sedangkan -OH dan NH₃ adalah basa Lewis, karena keduanya adalah penyumbang pasangan elektron.

              Definisi yang dikemukakan oleh Gilbert N. Lewis ini dapat mencakup asam yang tak mengandung hidrogen atau proton yang dapat dipindahkan, seperti besi(III) klorida. Definisi Lewis dapat pula dijelaskan dengan teori orbital molekul. Secara umum, suatu asam dapat menerima pasangan elektron pada orbital kosongnya yang paling rendah (LUMO) dari orbital terisi yang tertinggi (HOMO) dari suatu basa. Jadi, HOMO dari basa dan LUMO dari asam bergabung membentuk orbital molekul ikatan.

Walaupun bukan merupakan teori yang paling luas cakupannya, definisi Brønsted-Lowry merupakan definisi yang paling umum digunakan. Dalam definisi ini, keasaman suatu senyawa ditentukan oleh kestabilan ion hidronium dan basa konjugat terlarutnya ketika senyawa tersebut telah memberi proton ke dalam larutan tempat asam itu berada. Stabilitas basa konjugat yang lebih tinggi menunjukkan keasaman senyawa bersangkutan yang lebih tinggi.

   

Teori asam basa Lewis lebih luas daripada teori asam basa Arrhenius dan teori asam basa Bronsted-Lowry. Hal ini disebabkan

• Teori Lewis dapat menjelaskan reaksi asam basa dalam pelarut air, pelarut selain air, bahkan tanpa pelarut.
• Teori Lewis dapat menjelaskan reaksi asam basa tanpa melibatkan transfer proton (H⁺), seperti reaksi antara NH₃ dengan BF₃.