Teori Asam Basa Arrhenius, Kelebihan dan Kekurangan, Keunggulan, Kelemahan, Contoh, Kimia - Seorang ilmuwan kimia dari Swedia bernama Svante August Arrhenius (1884) telah berhasil mengemukakan konsep asam dan basa yang memuaskan hingga teori tersebut dapat diterima sampai sekarang. Jauh sebelum Arrhenius, berabad-abad yang lalu, para ilmuwan telah mendefinisikan asam dan basa atas dasar sifat-sifatnya dalam air. Asam diartikan sebagai suatu senyawa yang berasa masam, membuat merah kertas lakmus biru, larutannya dalam air mempunyai pH lebih kecil dari 7, dan dapat menetralkan larutan basa. Basa didefinisikan sebagai senyawa yang mempunyai sifat berasa pahit/kesat dan dapat membirukan lakmus merah.
Pada tahun 1777 Lavoisier menyimpulkan bahwa penyebab asam adalah oksigen. Namun, teori ini dibantah oleh Davy (1981) yang menyatakan hidrogen sebagai penyebab asam. Dalam sejarah perkembangan ilmu kimia, telah dikemukakan beberapa konsep asam-basa yang memuaskan oleh pakar-pakar terkemuka. Mereka adalah Arrhenius, Bronsted-Lowry, dan Lewis. Bagaimana mereka mengemukakan teorinya tentang asam basa? Kalian akan tahu setelah membaca penjelasan berikut.
1. Teori Asam Menurut Arrhenius
Menurut Arrhenius, larutan bersifat asam jika senyawa tersebut melepaskan ion hidronium (H3O+) saat dilarutkan dalam air, atau asam adalah zat yang dalam air melepakan ion H+. Sebagai contohnya, asam asetat (CH3COOH) yang dilarutkan dalam air melepaskan ion hidronium seperti reaksi berikut.
CH3COOH(aq) + H2O(l) → H3O+(aq) + CH3COO–(aq)
Untuk memudahkan dalam pembahasan, biasanya digunakan H+ sebagai kependekan dari ion hidronium (H3O+) dan penghilangan molekul air yang melarutkan senyawa tersebut sehingga reaksi di atas dapat ditulis seperti di bawah ini.
CH3COOH(aq) → H+(aq)
+ CH3COO-(aq)
Berdasarkan teori Arrhenius, yang menyebabkan asam suatu larutan adalah ion H+ yang dihasilkan saat proses ionisasi. Jumlah ion H+ dari ionisasi 1 mol asam disebut valensi asam, sedangkan anionnya disebut sebagai ion sisa asam.
Asam Arrhenius dirumuskan sebagai HxZ, yang dalam air mengalami ionisasi sebagai berikut. [1]
HxZ → xH+ + Zx–
Tabel 1. Berbagai jenis asam. [1]
Rumus Asam
|
Nama Asam
|
Reaksi
Ionisasi
|
Valensi Asam
|
Sisa Asam
|
HF
|
asam fluorida
|
HF → H+
+ F–
|
1
|
F–
|
HCl
|
asam klorida
|
HCl → H+
+ Cl–
|
1
|
Cl–
|
HBr
|
asam bromida
|
HBr → H+
+ Br
|
1
|
Br–
|
HCN
|
asam sianida
|
HCN → H+
+CN–
|
1
|
CN–
|
H2S
|
asam sulfida
|
H2S →
2H+ + S2–
|
2
|
S2–
|
HNO3
|
asam nitrat
|
HNO3
→ H+ + NO3 –
|
1
|
NO3
–
|
H2SO4
|
asam sulfat
|
H2SO4
→ 2H+ + SO4 2–
|
2
|
SO4 2–
|
H2SO3
|
asam sulfit
|
H2SO3
→ 2H+ + SO3 2–
|
2
|
SO3 2–
|
H3PO4
|
asam fosfat
|
H3PO4
→ 3H+ + PO4 3–
|
3
|
PO4 3–
|
H3PO3
|
asam fosfit
|
H3PO3
→ 3H+ + PO3 3–
|
3
|
PO3 3–
|
CH3COOH
|
asam asetat
|
CH3COOH
→ H+ + CH3COO–
|
1
|
CH3COO–
|
H2C2O4
|
asam oksalat
|
H2C2O4
→ 2H+ + C2O4 2–
|
2
|
C2O4
2–
|
C6H5COOH
|
asam benzoat
|
C6H5COOH
→ H+ + C6H5COO–
|
1
|
C6H5COO–
|
Sumber:
Chemistry, The Molecular Nature of Matter and Change, Martin S. Silberberg,
2000.
|
2. Teori Basa Menurut Arrhenius
Menurut Arrhenius, basa adalah senyawa yang dapat melepas ion hidroksida (OH-) jika dilarutkan dalam air. Sebagai contohnya adalah larutan natrium hidroksida berikut.
NaOH(aq) → OH-(aq) + Na+(aq)
Arrhenius menyimpulkan bahwa ion OH- yang dihasilkan saat proses ionisasi merupakan penyebab basa suatu larutan. Jumlah ion OH- dari ionisasi 1 mol basa disebut sebagai valensi basa.
Tabel 2. Berbagai jenis basa. [1]
Rumus Basa
|
Nama Basa
|
Reaksi
Ionisasi
|
Valensi Basa
|
NaOH
|
natrium
hidroksida
|
NaOH → Na+
+ OH–
|
1
|
KOH
|
kalium
hidroksida
|
KOH → K+
+ OH–
|
1
|
Mg(OH)2
|
magnesium
hidroksida
|
Mg(OH)2
→ Mg2+ + 2OH–
|
2
|
Ca(OH)2
|
kalsium
hidroksida
|
Ca(OH)2
→ Ca2+ + 2OH–
|
2
|
Ba(OH)2
|
barium
hidroksida
|
Ba(OH)2
→ Ba2+ + 2OH–
|
2
|
Fe(OH)3
|
besi(III)
hidroksida
|
Fe(OH)3
→ Fe3+ + 3OH–
|
3
|
Fe(OH)2
|
besi(II)
hidroksida
|
Fe(OH)2
→ Fe2+ + 2OH–
|
2
|
Al(OH)3
|
aluminium
hidroksida
|
Al(OH)3
→ Al3+ + 3OH–
|
3
|
Sr(OH)2
|
stronsium
hidroksida
|
Sr(OH)2
→ Sr2+ + 2OH–
|
2
|
Sumber: General
Chemistry, Principles & Structure, James E. Brady, 1990.
|
3. Keunggulan atau Kelebihan Teori Asam Basa Arrhenius
Mampu menyempurnakan teori asam yang dikemukakan oleh Justus Von Liebig. Liebig menyatakan bahwa setiap asam memiliki hidrogen (asam berbasis hidrogen). Pernyataan ini tidak tepat, sebab basa juga memiliki hidrogen.
4. Kelemahan atau Kekurangan Teori Asam Basa Arrhenius
- Teori asam basa Arrhenius terbatas dalam pelarut air, namun tidak dapat menjelaskan reaksi asam-basa dalam pelarut lain atau bahkan reaksi tanpa pelarut.
- Teori asam basa Arrhenius hanya terbatas sifat asam dan basa pada molekul, belum mampu menjelaskan sifat asam dan basa ion seperti kation dan anion.
- Tidak menjelaskan mengapa beberapa senyawa, yang mengandung hidrogen dengan bilangan oksidasi +1 (seperti HCl) larut dalam air untuk membentuk larutan asam, sedangkan yang lain seperti CH4 tidak.
- Tidak dapat menjelaskan mengapa senyawa yang tidak memiliki OH-, seperti Na2CO3 memiliki karakteristik seperti basa.
Anda sekarang sudah mengetahui Teori Asam Basa Arrhenius. Terima kasih anda sudah berkunjung ke Perpustakaan Cyber.
Referensi :
Premono, S. A. Wardani, dan N. Hidayati. 2009. Kimia : SMA/ MA Kelas XI. Pusat Perbukuan, Departemen Pendidikan Nasional, Jakarta, p. 282.
Referensi Lainnya :
[1] Utami, B. A. Nugroho C. Saputro, L. Mahardiani, S. Yamtinah, dan B. Mulyani. 2009. Kimia 2 : Untuk SMA/MA Kelas XI, Program Ilmu Alam. Pusat Perbukuan, Departemen Pendidikan Nasional, Jakarta, p. 274.
Terima kasih infonya. Saya membutuhkan informasi lebih banyak tentang asam basa arrhenius untuk presentasi di kelas.
ReplyDeleteterima kasih anda membatu
ReplyDelete