Teori Asam Basa Menurut Arrhenius

Daftar Isi :

• Perkembangan Teori Asam-Basa
• Pengertian Senyawa Asam Dan Basa Menurut Teori Arrhenius
• Pengertian Asam
• Jenis - Jenis Asam Berdasarkan Jumlah H+ Yang Dilepaskan
• Jenis - Jenis Senyawa Asam Berdasarkan Sedikit Atau Banyaknya Jumlah H+ Di Dalam Larutannya
• Pengertian Basa
• Jenis-Jenis Senyawa Basa Berdasarkan Jumlah Ion OH- Yang Dilepaskan
• Jenis-Jenis Senyawa Basa Berdasarkan Sedikit Atau Banyaknya Jumlah Ion OH-Didalam Larutannya
• Kelemahan Teori Asam-Basa Arrhenius

Dari sekian banyak jenis senyawa yang ada, terdapat satu kelompok senyawa yang disebut dengan asam dan basa. 

Kamu tentu sudah pernah mendengar istilah tersebut. Tapi, tahukah kamu apa itu asam dan basa? 

Dalam memahami senyawa asam dan basa, digunakan tiga teori asam-basa yang salah satunya akan dijelaskan dalam artikel ini. 

Seperti yang sudah terlihat pada judul, kita akan membahas secara lengkap teori asam-basa Arrhenius.

Perkembangan Teori Asam-Basa

Sebelum Arrhenius, telah banyak ahli yang menyampaikan definisi mereka tentang senyawa asam dan basa ini, misalnya:

• Pada tahun 1977, seorang ahli kimia bernama Antoine Laurent Lavoisier menyebutkan bahwa asam adalah senyawa yang mengandung unsur oksigen. Unsur oksigen inilah yang dianggap menjadi penyebab timbulnya sifat asam pada suatu zat. Beberapa senyawa asam memang mengandung unsur oksigen seperti asam sulfat (H2SO4) dan asam cuka (CH3COOH). 
• Tapi pada tahun 1810, Sir Humphry Davy menemukan bahwa asam klorida, senyawa asam yang terdapat di dalam lambung tidak mengandung oksigen sama sekali. Rumus kimia dari asam klorida adalah HCl. 
• Fakta yang berbanding terbalik dengan apa yang dikemukakan oleh Lavoisier. 
• Oleh karena itu, Sir Humphry Davy menyimpulkan bahwa unsur H adalah yang menyebabkan sifat asam dari HCl. Pernyataan ini tentu sesuai dengan fakta bahwa pada senyawa H2SO4, CH3COOH dan HCl serta kebanyakan senyawa asam lain mengandung H.
• Kemudian pada tahun 1814, Joseph Louis Gay Lussac menemukan fakta bahwa asam adalah zat yang dapat menetralkan senyawa alkali, dan alkali juga dapat menetralkan senyawa asam. Pernyataan ini memang benar adanya bahwa reaksi asam dan basa dapat saling menetralkan (reaksi penetralan)

Namun, konsep asam-basa tersebut tetap saja belum memuaskan banyak orang karena penjelasan yang belum detail.

Kemudian pada tahun 1884, Svate August Arrhenius, seorang ahli kimia Swedia mengusulkan teori asam-basanya.

Teori asam-basa Arrhenius, salah satu dari tiga teori populer tentang senyawa asam dan basa yang paling banyak digunakan, bahkan hingga saat ini. 

Pengertian Senyawa Asam Dan Basa Menurut Teori Arrhenius

Bagaimana Arrhenius mendefinisikan tentang senyawa asam dan basa? Perhatikan penjelasan dibawah ini.

Pengertian Asam

• Menurut Arrhenius, asam adalah zat/senyawa yang melepaskan ion H+ di dalam air.
• Senyawa asam mengalami ionisasi melepaskan ion H+ sehingga konsentrasi ion ini di dalam air meningkat (pada air murni, konsentrasi ion H+ = konsentrasi ion OH-)
• Senyawa asam menurut Arrhenius harus mengandung ion H+.
• Berdasarkan pengertian diatas, berikut 5 contoh asam Arrhenius (senyawa yang dapat bertindak sebagai asam menurut teori Arrhenius) : HCl, H2SO4, HI, HNO3 dan lain-lain.

Perhatikan ionisasi beberapa senyawa asam Arrhenius berikut.

• HCl ==> H+ + Cl-
• H2SO4 ==> 2H+ + SO42-
• CH3COOH <==> CH3COO- + H+

Dari persamaan ionisasi diatas dapat diamati kesamaan diantara ketiganya yaitu sama-sama menghasilkan ion H+ (ion hidronium).

Jadi, ion H+ menurut Arrhenius adalah pembawa sifat asam pada suatu senyawa. Senyawa asam Arrhenius harus mengandung ion H+ yang dapat terurai. 

Berikut adalah persamaan umum reaksi ionisasi asam menurut teori Arrhenius.
HxZy(aq) ==> xH^+(aq)  + yZ^x-(aq)

Ada fakta menarik yang perlu kamu ketahui yaitu sebenarnya tidak ada ion H+ bebas di dalam larutan asam. Ion H+ tidak bisa berdiri sendiri di dalam larutan (hanya dapat ditemukan dalam keadaan bebas pada sistem kedap udara atau dalam wujud gas).

Oleh karena itu, ion H+ dari asam akan berasosiasi dengan molekul air membentuk ion H3O+. Jadi, yang ada di dalam larutan asam sebenarnya adalah ion H3O+.

Berikut contoh reaksi pembentukannya:

HCl(aq) + H2O(l) ==> H3O+(aq) + Cl-(aq)

Lalu mengapa pada banyak kasus ion H3O+ dituliskan sebagai ion H+? Alasannya sih agar lebih praktis saja penggunaannya. Penggunaan H+ sebagai pengganti H3O+ juga tidak bertentangan dengan konsep asam yang sebenarnya. 

Jenis-Jenis Asam Berdasarkan Jumlah H+ Yang Dilepaskan

Jumlah ion H+ yang dihasilkan oleh senyawa asam disebut valensi asam. Jika melepaskan:

• 1 buah ion H+ disebut asam bervalensi 1/asam monoprotik. Contoh asam monoprotik: HCl, CH3COOH, HNO3, HNO2, HCN, HF, HBr, dan HI
• 2 buah ion H+ disebut asam bervalensi 2/asam diprotik. Contoh asam diprotik: H2S, H2SO4, H2SO3, H2CO3 
• 3 buah ion H+ disebut asam bervalensi 3/asam tripotik. Contoh asam triprotik: H3PO4 dan H3PO3

Ion negatif yang terbentuk setelah asam melepaskan ion H+ disebut ion sisa asam.

Contoh:

HClO4(aq) ==> H+(aq) + ClO4^-(aq)

• Karena melepaskan satu H+, maka HClO4 (asam perklorat) merupakan asam monoprotik (valensi asam = 1)
• ClI4^- = ion sisa asam

Jenis-Jenis Senyawa Asam Berdasarkan Sedikit Atau Banyaknya Ion H+ Didalam Larutan

Asam Kuat

• Jumlah H+ didalam larutan banyak
• Senyawa asam kuat mengion sempurna di dalam air
• Derajat ionisasi = 1 atau 100%
• Gunakan tanda panah satu arah pada reaksi pengionannya.
• Contoh senyawa asam kuat: HCl, HNO3, H2SO4, HBr, HI, HClO4 dan lain-lain.
• Reaksi pengionan senyawa asam kuat: HNO3(aq) ==> H+(aq) + NO3^-(aq)

Asam Lemah

• Jumlah H+ di dalam larutannya sedikit
• Hanya mengion sebagian
• 0 < derajat ionisasi < 1
• Gunakan tanda panah dua arah dalam reaksi pengionannya
• Contoh senyawa asam lemah: CH3COOH, H3PO4, HNO2, H2SO3, H2S, HF, HClO dan lain-lain.
• Contoh reaksi pengionan asam lemah: HNO2(aq) <==> H+(aq) + NO2^-(aq)

Pengertian Basa

• Menurut Arrhenius, basa adalah zat/senyawa yang melepaskan ion OH- (ion hidroksida) di dalam air.
• Ion OH- adalah pembawa sifat basa pada suatu senyawa.
• Jadi, senyawa basa Arrhenius harus mengandung ion OH- di dalam molekulnya.
• Contoh senyawa basa Arrhenius: LioH, NaOH, KOH, Mg(OH)2, Ca(OH)2, Ba(OH)2, Sr(OH)2, dan lain-lain.

Contoh reaksi pengionan senyawa basa menurut teori ini.
NaOH(aq) ==> Na+(aq) + OH-(aq)
Mg(OH)2(aq) ==> Mg2+(aq) + 2OH-(aq)

Kedua senyawa diatas sama sama melepaskan ion OH- makanya disebut sebagai  sebagai senyawa basa.

Secara umum, reaksi pengionan basa adalah sebagai berikut.
Mx(OH)y ==> xM^y+(aq) + yOH-

Berbeda dengan asam, ion OH- pada larutan basa dapat berdiri sendiri dan tidak berasosiasi dengan air.

Jenis-Jenis Senyawa Basa Berdasarkan Jumlah Ion OH- Yang Dilepaskan

Sama halnya dengan asam, jumlah ion OH- yang dilepaskan oleh suatu senyawa disebut valensi basanya dan ion positif nya disebut ion sisa basa.

Jadi, senyawa basa terdiri dari:

• Basa monohidroksi, merupakan basa bervalensi satu (melepaskan satu buah ion OH-). Contoh: basa-basa golongan IA seperti LiOH, NaOH, KOH, RbOH dan CsOH.
• Basa dihidroksi, merupakan basa bervalensi dua (melepaskan dua buah ion OH-). Contoh: basa-basa golongan IIA seperti Mg(OH)2, Ca(OH)2, Ba(OH)2,dan Sr(OH)2 
• Basa trhidroksi, adalah basa bervalensi satu (melepaskan satu buah ion OH-). Contoh: Al(OH)3

Jenis-Jenis Basa Berdasarkan Sedikit Atau Banyaknya Ion OH- Didalam Larutan

Basa Kuat

• Jumlah ion OH- di dalam larutan banyak
• Senyawanya mengion sempurna di dalam air
• Derajat ionisasi = 1 atau 100%
• Reaksi ionisasinya menggunakan tanda panah satu arah
• Contoh: NaOH, KOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2 dan lain-lain.
• Contoh reaksi pengionan: NaOH(aq) ==> Na+(aq) + OH-(aq)

Basa Lemah

• Jumlah ion OH- sedikit di dalam larutannya
• Mengion sebagian
• 0 < derajat ionisasi < 1
• Reaksi ionisasi menggunakan anak panah dua arah
• Contoh: Al(OH)3, Fe(OH)2, Fe(OH)3 dan lain-lain.
• Contoh reaksi pengionannya: Fe(OH)3(aq) <==> Fe^3+(aq) + 3OH-(aq)

Kelemahan Teori Asam Basa Arrhenius

Banyak senyawa basa yang tidak mengandung OH- dalam senyawanya. Contoh paling sederhana adalah amonia (NH3).

NH3 adalah basa, tetapi teori Arrhenius tidak bisa menjelaskan mengapa NH3 merupakan senyawa basa. Hal ini disebabkan karena pada senyawa ini tidak ada OH- sama sekali.

Jadi, kelemahan dari teori asam basa Arrhenius adalah tidak dapat menjelaskan sifat basa dari senyawa yang tidak mengandung OH- dalam molekulnya.

Sifat basa NH3 dapat dijelaskan menggunakan teori asam-basa Bronsted-Lowry.

Sekian penjelasan tentang teori asam basa menurut Arrhenius. Semoga artikel ini bermanfaat.

Artikel ini termasuk dalam seri artikel Bab Larutan Asam dan Basa. Kamu dapat mengunjungi artikel lain tentang bab ini melalui daftar link berikut:

• Teori Asam Basa Bronted-Lowry 
• Teori Asam Basa Lewis 
• Asam Basa Kuat 
• Asam Basa Lemah 
• pOH dan pKw 
• Derajat Ionisasi dan Hubungannya dengan Ka dan Kb 
• Menghitung pH Larutan Asam 
• Menghitung pH Larutan Basa 
• Cara Kerja Indikator Kertas Lakmus Dalam Membedakan Senyawa Asam dan Basa 
• Reaksi Penetralan 
• Reaksi - Reaksi Asam Basa 
• Asam - Asam Paling Berbahaya Di Dunia 
• Perbedaan Asam dan Basa Kuat Dengan Asam Dan Basa Lemah 
• Daftar Lengkap Senyawa Asam Kuat, Basa Kuat, Asam Lemah, Basa Lemah Beserta Reaksi Ionisasinya 
• Menghitung pH Campuran Dua Larutan Asam Atau Dua Larutan Basa 
• Menentukan pH Campuran Larutan Asam Kuat dan Basa Kuat 
• Menentukan Warna Indikator Dalam Larutan Dengan pH Tertentu 
• Menentukan Massa Zat Yang Harus Dilarutkan Untuk Membentuk Larutan Asam atau Basa Dengan pH Tertentu 
• Urutan Kekuatan Asam dan Basa Berdasarkan pH dan Ka atau Kb

Location:

Berbagi :