Dokumen tersebut membahas tentang definisi asam dan basa menurut beberapa teori kimia, yaitu: 1) Teori Arrhenius yang mendefinisikan asam sebagai zat yang menghasilkan ion H+ dan basa sebagai zat yang menghasilkan ion OH- ketika larut dalam air. 2) Teori Bronsted-Lowry yang mendefinisikan asam sebagai donor proton dan basa sebagai akseptor proton. 3) Teori Lewis yang mendefinisikan asam sebagai ak

1. Asam & Basa
Asam
Definisi kimia : senyawa kimia yang bila dilarutkan dalam air menghasilkan larutan dengan pH < 7.
Definisi modern : zat yang memberi proton (ion H+) kepada zat lain (yang disebut basa),atau dapat
menerima pasangan elektron bebas dari suatu basa
Basa
Basa merupakan senyawa kimia yang menyerap ion hydronium ketika dilarutkan dalam air. Basa adalah
lawan asam, dengan pH > 7.
Teori asam basa Arrhenius
Asam adalah spesies yang apabila dilarutkan dalam air akan menghasilkan ion H+
HCl(g) -> H+(aq) + Cl-(aq)
Basa adalah spesies yang bila dilarutkan dalam air akan menghasilkan ion OH-
KOH(s) -> K+(aq) + OH-(aq)
Kelemahan : hanya berlaku untuk larutan dalam air saja.
Teori asam basa Brønsted-Lowry
Asam : senyawa yg dapat memberikan
proton ( H+ ) / donor proton.
Basa: senyawa yg dapat menerima
proton (H+) / akseptor proton.
Reaksi tanpa Pelarut Air

2. HCl(g) + NH3(g)  NH4+ + Cl-  NH4Cl(s)
Asam Basa
Reaksi dengan Pelarut Air
HCl(g) + H2O(aq)  H3O+(aq) + Cl-(aq)
Asam Basa
NH4OH(g) + H2O(aq) NH4OH2+(aq) + OH-(aq)
Basa Asam
Pasangan Asam Basa Konjugasi
HCl + H2O H3O+ + Cl-
Asam 1 Basa 1 Asam 2 Basa 2
Konjugasi
Konjugasi
Pasangan asam basa konjugasi :
pasangan asam 1 – basa 2 dan basa 1 – asam 2  HCl – Cl- dan H2O – H3O+
Asam konjugasi : Asam yg terbentuk dari basa yang menerima Proton  H3O+
Basa konjugasi : Basa yg terbentuk dari asam yang melepaskan Proton  Cl-
Kekurangan : Tidak dapat menjelaskan bagaimana suatu reaksi asam basa dapat terjadi tanpa adanya
transfer proton dari asam ke basa
Teori Lewis ……

3. Ada beberapa reaksi yang tidak dapat dijelaskan dengan kedua teori sebelumnya, misalnya reaksi :
NH3 + BF3 ------- H3N – BF3
H F H F
H-N: +B-F H–N :B - F
H F H F
Asam : Senyawa yang dapat
menerima pasangan elektron  BF3
Basa : Senyawa yang dapat memberikan pasangan elektron  NH3
Kekuatan Asam Basa
• Dipengaruhi 2 hal:
• Derajat Ionisasi ( ),
• Tetapan Ionisasi Asam Basa ( Ka / Kb )
Tetapan Ionisasi Asam Basa ( Ka / Kb )

4. Teori Asam Basa
A. MENURUT ARRHENIUS
Menurut teori Arrhenius, zat yang dalam air menghasilkan ion H + disebut asam danbasa adalah zat
yang dalam air terionisasi menghasilkan ion OH - .
HCl --> H + + Cl -
NaOH --> Na + + OH -
Meskipun teori Arrhenius benar, pengajuan desertasinya mengalami hambatan berat karena
profesornya tidak tertarik padanya. Desertasinya dimulai tahun 1880, diajukan pada 1883, meskipun
diluluskan teorinya tidak benar. Setelah mendapat bantuan dari Van’ Hoff dan Ostwald pada tahun 1887
diterbitkan karangannya mengenai asam basa. Akhirnya dunia mengakui teori Arrhenius pada tahun
1903 dengan hadiah nobel untuk ilmu pengetahuan.
Sampai sekarang teori Arrhenius masih tetap berguna meskipun hal tersebut merupakan model paling
sederhana. Asam dikatakan kuat atau lemah berdasarkan daya hantar listrik molar. Larutan dapat
menghantarkan arus listrik kalau mengandung ion, jadi semakin banyak asam yang terionisasi berarti
makin kuat asamnya. Asam kuat berupa elektrolit kuat dan asam lemah merupakan elektrolit lemah.
Teori Arrhenius memang perlu perbaikan sebab dalam lenyataan pada zaman modern diperlukan
penjelasanyang lebih bisa diterima secara logik dan berlaku secara umum. Sifat larutan amoniak
diterangkan oleh teori Arrhenius sebagai berikut:
NH 4 OH --> NH 4 + + OH -
Jadi menurut Svante August Arrhenius (1884) asam adalah spesi yang mengandung H + dan basa adalah
spesi yang mengandung OH -, dengan asumsi bahwa pelarut tidak berpengaruh terhadap sifat asam dan
basa.
Sehingga dapat disimpulkan bahwa:

5. 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)

6. B. MENURUT BRONSTED-LOWRY
Asam ialah proton donor, sedangkan basa adalah proton akseptor.
Teori asam basa dari Arrhenius ternyata tidak dapat berlaku untuk semua pelarut, karena khusus untuk
pelarut air. Begitu juga tidak sesuai dengan reaksi penggaraman karena tidak semua garam bersifat
netral, tetapi ada juga yang bersifat asam dan ada yang bersifat basa.
Konsep asam basa yang lebih umum diajukan oleh Johannes Bronsted, basa adalah zat yang dapat
menerima proton. Ionisasi asam klorida dalam air ditinjau sebagai perpindahan proton dari asam ke
basa.
HCl + H 2 O --> H 3 O + + Cl -
Demikian pula reaksi antara asam klorida dengan amoniak, melibatkan perpindahan proton dari HCl ke
NH 3 .
HCl + NH 3 ⇄ NH 4 + + Cl -
Ionisasi asam lemah dapat digambarkan dengan cara yang sama.
HOAc + H 2 O ⇄ H 3 O + + OAc -

7. Pada tahun 1923 seorang ahli kimia Inggris bernama T.M. Lowry juga mengajukan hal yang sama
dengan Bronsted sehingga teori asam basanya disebut Bronsted-Lowry. Perlu diperhatikan disini bahwa
H + dari asam bergabung dengan molekul air membentuk ion poliatomik H 3 O + disebut ion
Hidronium.
Reaksi umum yang terjadi bila asam dilarutkan ke dalam air adalah:
HA + H 2 O ⇄ H 3 O + + A -
asam basa asam konjugasi basa konjugasi
Penyajian ini menampilkan hebatnya peranan molekul air yang polar dalam menarik proton dari asam.
Perhatikanlah bahwa asam konjugasi terbentuk kalau proton masih tinggal setelah asam kehilangan
satu proton. Keduanya merupakan pasangan asam basa konjugasi yang terdi dari dua zat yang
berhubungan satu sama lain karena pemberian proton atau penerimaan proton. Namun demikian
disosiasi asam basa masih digunakan secara Arrhenius, tetapi arti yang sebenarnya harus kita fahami.
Johannes N. Bronsted dan Thomas M. Lowry membuktikan bahwa tidak semua asam mengandung ion H
+ dan tidak semua basa mengandung ion OH - .
Bronsted – Lowry mengemukakan teori bahwa asam adalah spesi yang memberi H + ( donor proton )
dan basa adalah spesi yang menerima H + (akseptor proton). Jika suatu asam memberi sebuah H +
kepada molekul basa, maka sisanya akan menjadi basa konjugasi dari asam semula. Begitu juga bila basa
menerima H + maka sisanya adalah asam konjugasi dari basa semula.
Teori Bronsted – Lowry jelas menunjukkan adanya ion Hidronium (H 3 O + ) secara nyata.
Contoh:

8. HF + H 2 O ⇄ H 3 O + + F -
Asam basa asa m konjugasi basa konjugasi
HF merupakan pasangan dari F - dan H 2 O merupakan pasangan dari H 3 O + .
Air mempunyai sifat ampiprotik karena dapat sebagai basa dan dapat sebagai asam.
HCl + H 2 O --> H 3 O + + Cl -
Asam Basa
NH 3 + H 2 O ⇄ NH 4 + + OH -
Basa Asam
Manfaat dari teori asam basa menurut Bronsted – Lowry adalah sebagai berikut:
1. Aplikasinya tidak terbatas pada pelarut air, melainkan untuk semua pelarut yang mengandunh atom
Hidrogen dan bahkan tanpa pelarut.
2. Asam dan basa tidak hanya berwujud molekul, tetapi juga dapat berupa anion dan kation.
Contoh lain:
1) HAc(aq) + H 2 O(l) --> H 3 O+(aq) + Ac - (aq)

9. asam-1 basa-2 asam-2 basa-1
HAc dengan Ac - merupakan pasangan asam-basa konyugasi.
H 3 O+ dengan H 2 O merupakan pasangan asam-basa konyugasi.
2) H 2 O(l) + NH 3 (aq) --> NH 4 + (aq) + OH - (aq)
asam-1 basa-2 asam-2 basa-1
H 2 O dengan OH - merupakan pasangan asam-basa konyugasi.
NH 4 + dengan NH 3 merupakan pasangan asam-basa konyugasi.
Pada contoh di atas terlihat bahwa air dapat bersifat sebagai asam (proton donor) dan sebagai basa
(proton akseptor). Zat atau ion atau spesi seperti ini bersifat ampiprotik (amfoter).
Penulisan Asam Basa Bronsted Lowry
C. Menurut G. N. Lewis
Selain dua teori mengenai asam basa seperti telah diterangkan diatas, masih ada teori yang umum,
yaitu teori asam basa yang diajukan oleh Gilbert Newton Lewis ( 1875-1946 ) pada awal tahun 1920.
Lewis lebih menekankan pada perpindahan elektron bukan pada perpindahan proton, sehingga ia
mendefinisikan : asam penerima pasangan elektron dan basa adalah donor pasangan elekton. Nampak
disini bahwa asam Bronsted merupakan asam Lewis dan begitu juga basanya. Perhatikan reaksi berikut:
Reaksi antara proton dengan molekul amoniak secara Bronsted dapat diganti dengan cara Lewis. Untuk
reaksi-reaksi lainpun dapat diganti dengan reaksi Lewis, misalnya reaksi antara proton dan ion
Hidroksida:

10. Ternyata teori Lewis dapat lebih luas meliput reaksi-reaksi yang tidak ternasuk asam basa Bronsted-
Lowry, termasuk kimia Organik misalnya:
CH 3 + + C 6 H 6 ⇄ C 6 H 6 CH 3 +
Asam ialah akseptor pasangan elektron, sedangkan basa adalah Donor pasangan elektron.
Contoh:
Asam Lewis
http://sahri.ohlog.com/teori-asam-basa.oh80823.html