PERKEMBANGAN TEORI ASAM BASA

Oleh

Kelompok 3

Arya Rifansyah    1217011008

Dwi Anggraini       1217011016

Fenti Visiamah     1217011023

Ruliana juni anita 1217011051

Tazkiya Nurul      1217011061

 

JURUSAN KIMIA

FAKULTAS MATEMATIKA DAN ILMU PENGETAHUAN ALAM

UNIVERSITAS LAMPUNG

2014

DAFTAR ISI

Judul                                                                                                            Halaman

Daftar isi..................................................................................................   2

I.             Pendahuluan...................................................................................   3

1.1  Latar Belakang.............................................................................   4

1.2  Tujuan..........................................................................................   5

II.          Pembahasan....................................................................................   5

2.1  Sejarah Perkembangan Teori Asam Basa.....................................   5

2.2  Perkembangan Teori Asam dan Basa sebelum 

tahun 1880-an..............................................................................   5

2.3  Perkembangan Teori Asam dan Basa sesudah

tahun 1880-an (menuju abad ke-19)............................................   7

2         

2.1         

2.2         

2.3         

2.3.1        Teori Asam Basa Arhenius....................................................   7

2.3.2        Teori Asma Basa Bronsted-Lowry........................................   8

2.3.3        Teori Asam Basa Lewis.........................................................   12

2.3.4        Teori Asam Basa Usanovich..................................................   16

2.3.5        Teori Asam Basa Lux-Flood..................................................   17

2.3.6        Teori Asam Basa Sistem Pelarut............................................   18

2.3.7        Teori Asam Basa Pearson......................................................   19

III.       Kesimpulan.....................................................................................   21

Daftar Pustaka.........................................................................................   22

I.                   PENDAHULUAN

1.1  Latar Belakang

Asam basa sangat berkaitan erat dengan kehidupan sehari-hari. Hal inilah yang menyebabkan asam basa menjadi topik yang tak ada habisnya untuk dibahas dan dikembangkan oleh para ilmuan. Bahkan hal ini telah menjadi perhatian sejak berabad-abad lalu. Para ilmuan terdahulu telah banyak mencetuskan berbagai teori untuk menjelaskan mengenai hal ini. Hingga saat inipun teori mengenai asam basa ini terus disempurankan. Dimulai dari teori yang paling sederhana oleh Antoine Laurent Lavoiser pada tahun 1777,  teori ini  terus berkembang dan mencapai penyempurnaan hingga sekarang. Pada awalnya asam dan basa dijelaskan secara terbatas, sehingga hanya beberapa senyawa yang digolongkan sebagai asam atau basa. Namun dengan berkembangnya teori ini, asam dan basa dapat dijelaskan secara lebih luas dan senyawa yang digolongkan sebagai asam dan basa semakin banyak.

Pentingnya asam basa bagi kehidupan sehari-hari dapat dilihat dari banyaknya senyawa yang tergolong asam atau basa yang diperlukan makhluk hidup. Sebagai contoh, manusia yang membutuhkan obat yang bersifat basa untuk mengurangi tingginya asam lambung. Tak hanya itu, banyak hal lagi yang berkaitan dengan asam dan basa misalnya sabun yang berbahan dasar basa, asam  cuka untuk kebutuhan memasak dan lain-lain. Asam basa memang layak dan penting untuk terus dikembangkan mengingat fungsinya yang banyak menunjang kehidupan sehari-hari. Oleh sebab itu untuk lebih memahami mengenai asam dan basa dalam  makalah ini akan dijelaskan mengenai perkembangan teori asam dan basa.

1.2  Tujuan

1.      Mengetahui perkembangan asam dan basa

2.      Lebih memahami mengenai asam dan basa

3.      Mengetahui kelebihan dan kekurangan dari masing-masing teori

II.                PEMBAHASAN

2.1 Awal Mula Kemunculan Teori Asam dan Basa

Istilah “asam” berasal dari bahasa-bahasa eropa seperti acetum (bahasa Latin), acid (bahasa Inggris), zuur (bahasa Belanda), atau Säure (bahasa Jerman) yang artinya berhubungan dengan rasa masam. Basa merupakan golongan zat kimia yang pertama kali diturunkan dari dari abu berbagai tanaman dan oleh sebab itu sering juga disebut alkali, yang berasal dari bahasa arab al qili yang berarti abu tumbuh-tumbuhan.

Asam dan basa merupakan sifat yang dimiliki oleh zat-zat kimia. Sifat ini telah diketahui sejak berabad-abad lalu. Hingga di pertengahan abad ke-17, studi mendasar tentang asam dan basa dimulai. Studi mendasar tentang asam dan basa terus mengalami perkembangan hingga melahirkan banyak teori. Perkembangan tersebut dapat dibagi menjadi dua periode, yaitu sebelum  tahun 1880-an yang merupakan teori asam basa yang sederhana, dan sesudah tahun 1880-an(menuju abad ke-19) yang merupakan teori asam basa yang lebih kompleks. Dalam perkembangan teorinya, para ilmuan berusaha mendefinisikan asam dan basa sebenarnya, serta penggolongannya. Penentuan suatu zat termasuk dalam golongan asam atau basa semata-mata bergantung pada sifat-sifat unik yang dapat diamati dari sifat zat tersebut.

2.2 Perkembangan Teori Asam dan Basa sebelum  tahun 1880-an

Sebelum perkembangan kimia, asam didefinisikan sebagai sesuatu yang masam, dan alkali sebagai sesuatu yang akan menghilangkan, atau menetralkan efek asam. Hingga untuk pertama kalinya, sifat-sifat asam disistematisasikan oleh Robert boyle. Robert Boyle mengetahui bahwa sifat-sifat asam adalah pelarut bagi banyak zat, dapat mengendapkan belerang dari larutan alkali dan dapat mengubah warna ubar nabati dari warna biru menjadi merah, memiliki daya pelarut tinggi, mampu mengubah warna tumbuh-tumbuhan tertentu, serta mampu mengubah rasa dan warna makanan. Selanjutnya pada tahun 1744, Roulle mengenalkan basa sebagai kelas senyawa yang lebih umum dari golongan alkali. Roulle berpendapat bahwa garam berasal dari gabungan asam dan basa, sehingga basa dapat diartikan sebagai spesi yang bereaksi dengan asam membentuk garam. Menurut Roulle, kelompok senyawa yang dikenal sebagai basa adalah  alkali, alkali tanah, logam dan beberapa minyak.

 Penyimpangan pertama dari definisi eksperimental mengenai asam muncul dari studi Antoine Laurent Lavoisier pada tahun 1787. Lavoisier mengamati bahwa banyak asam yang dijumpai berasal dari penggabungan unsur oksigen dengan metaloid seperti belerang dan fosfor. Percobaannya membuktikan bahwa senyawa-senyawa yang mengandung atom C, N dan S jika dibakar dengan oksigen kemudian dilarutkan dalam air akan menghasilkan larutan yang bersifat asam. Hal ini menyebabkan Lavoisier menyimpulkan bahwa sifat-sifat khusus dari asam disebabkan oleh adanya oksigen. Namun, kesimpulan Lavoisier ini diragukan oleh beberapa ilmuan. Hingga pada tahun 1810, Sir Humphry Davy   menemukan bahwa asam muriatat atau asam hidroklorida tidak mengandung unsur oksigen. Pada mulanya, sekitar tahun 1814, ia berpendapat bahwa sifat asam dari suatu zat tidak bergantung pada partikel pembentuknya tapi lebih disebabkan oleh kemasan khusus dari berbagai zat. Namun pada tahun 1816, ia menyatakan bahwa hidrogen terdapat pada semua spesies asam, tapi tidak semua senyawa yang mengandung hidrogen adalah asam.

 Pada tahun 1814 juga, Joseph Louis Gay-Lussac menyimpulkan bahwa asam adalah zat yang dapat menetralkan alkali dan kedua golongan senyawa itu hanya dapat didefinisikan dalam kaitan satu sama lain. Demi untuk tetap mempertahankan pendapat Lavoisier, Gay-Lussac mengusulkan suatu golongan asam yang tidak mengandung oksigen sebagai golongan hidrasida. Namun pandangan ini tidak bertahan lama. Pada tahun 1838, Liebig mengemukakan pandangannya adalah lebih sederhana untuk memandang asam sebagai senyawa yang mengandung atom hidrogen yang dapat diganti oleh logam. Definisi dari Liebig ini bertahan kurang  lebih 50 tahun dengan sedikit perubahan

2.3 Perkembangan Teori Asam dan Basa sesudah tahun 1880-an (menuju abad ke-19)

2.3.1        Teori asam basa Arrhenius

Arrhenius mengemukakan suatu teori dalam disertasinya (1883) yaitu bahwa senyawa ionik dalam larutan akan terdissosiasi menjadi ion-ion penyusunnya. Pada tahun 1884, Konsep yang cukup memuaskan tentang asam dan basa dikemukakan oleh Svante August Arrhenius. Arrhenius adalah seorang ilmuwan Swedia, mendefinisikan teori asam-basa sebagai berikut:

·                  Asam adalah suatu spesies yang apabila dilarutkan dalam air akan menghasilkan ion H+.

HCl (aq) → H+(aq) + Cl-(aq))

·               Basa adalah suatu spesies yang bila dilarutkan dalam air akan        menghasilkan ion OH-.

NaOH (aq) → Na⁺ (aq) + OH ^– (aq)

·                  Reaksi netralisasi adalah reakai antara asam dengan basa yang         menghasilkan garam:

 HCl (aq) + NaOH (aq) → NaCl (aq) + H₂O(ℓ)

H⁺(aq) + OH ^– (aq) →H₂O (ℓ)

Macam-macam asam menurut teori Arrhenius:

a. Asam monoprotik, yaitu asam yang memiliki satu valensi asam (monovalen). Contoh: HCl, HF, HBr.

b. Asam poliprotik, yaitu asam yang memiliki dua atau tiga valensi asam (polivalen).

Contoh: H₂SO₄, H₂S, H₃PO₃.

Kekuatan asam dan basa menurut teori Arrhenius didasarkan atas konsentrasi H⁺ dan OH^–.

a.       Asam kuat memiliki konsentrasi H⁺ yang besar, asam lemah memiliki konsentrasi H⁺ yang kecil.

b.      Basa kuat memiliki konsentrasi OH^– yang besar, basa lemah memiliki konsentrasi OH^– yang kecil.

Kekurangan teori asam-basa Arrhenius:

1) Teori asam-basa Arrhenius Hanya dapat menjelaskan sifat asam-basa apabila suatu zat dilarutkan dalam air.

2) Tidak dapat menjelaskan sifat basa amonia dan natrium karbonat yang tidak mengandung ion OH^– namun dapat menghasilkan ion OH^– ketika dilarutkan dalam air.

2.3.2        Teori asam basa Bronsted-Lowry

Di tahun 1923, kimiawan Denmark Johannes Nicolaus Bronsted (1879-1947) dan kimiawan Inggris Thomas Martin Lowry (1874-1936) secara independen dan terpisah mengusulkan teori asam basa baru. Pengertian asam dan basa yang dikemukakan oleh Bronsted – Lowry  memperbaiki kelemahan teori asam – basa  Arrhenius. Teori ini kemudiani lebih dikenal sebagai teori asam basa Bronsted-Lowry sebagai penghargaan bagi mereka berdua.

Menurut Bronsted-Lowry:

·         Asam: zat/senyawa yang dapat mendonorkan proton (H⁺ ) bisa berupa kation atau molekul netral.

·         Basa: zat/senyawa yang dapat menerima proton (H⁺ ) bisa berupa anion atau molekul netral.

Konsep asam basa Bronsted-Lowry tidak menentang konsep asam-basa Arrhenius akan tetapi bisa dikatakan sebagai perluasan dari konsep tersebut. Ciri-ciri teori asam – basa Bronsted-Lowry:

·         Setiap zat yang disebut asam oleh Arrhenius juga digolongkan asam oleh teori Bronsted-Lowry. Demikian juga dengan basa.

·         Zat-zat tertentu yang tidak digolongkan basa oleh teori Arrhenius, oleh teori Bronsted-Lowry dimasukkan golongan basa, misalnya OCl^- dan H₂PO₄^-

Kelebihan teori asam dan basa Bronsted – Lowry :

·         Konsep asam – basa menurut Bronsted –Lowry tidak terbatas dalam pelarut air, tetapi juga menjelaskan reaksi asam – basa dalam pelarut lain atau bahkan reaksi tanpa pelarut.

·         Asam dan basa dari Bronsted – Lowry tidak hanya berupa molekul, tetapi dapat juga berupa kation atau anion. Konsep asam dan basa dari Bronsted – Lowry dapat menjelaskan sifat asam suatu senyawa.

Kekurangan teori asam  basa Bronsted – Lowry :

·         Teori Bronsted-Lowry memiliki kelemahan yaitu tidak mampu menjelaskan alasan suatu reaksi asam dengan basa dapat terjadi tanpa adanya transfer proton dari yang bersifat asam ke yang bersifat basa.

·         Sifat suatu zat tidak pasti ( bisa asam atau pun basa ), tergantung pada pasangan reaksinya. Contoh : air bisa bersifat asam, jika bereaksi dengan NH₃ dan akan bersifat basa, jika bereaksi dengan CH₃COOH.

Menurut Lowry dan Bronsted, zat dikatakan sebagai asam karena memiliki kemampuan untuk mendonorkan protonnya, sedangkan basa adalah zat yang menerima proton, sehingga dalam sebuah reaksi dapat melibatkan asam dan basa.

Reaksi asam-basa Bronsted-Lowry dapat dituliskan sebagai berikut :

            H₂O    +    NH₃                     OH^-    +    NH₄⁺

          (as.1)         (bs.2)                   (bs.1)        (as.2)

 

Asam adalah suatu ion atau molekul yang berperan sebagai pemberi (donor) proton atau ion H⁺ kepada ion atau molekul lain. Contoh :

Untuk reaksi ke kanan : HCl merupakan asam karena memberikan ion H⁺ (donor proton ) kepada molekul H₂O, sehingga H₂O berubah menjadi ion H₃O⁺.

Untuk reaksi ke kiri : Ion H₃O⁺ merupakan asam karena memberikan ion H⁺    (donor proton ) kepada ion Cl^-, sehingga ion Cl^- berubah menjadi molekul HCl.

Sedangkan, Basa adalah suatu ion atau molekul yang menerima (akseptor) ion H⁺ atau proton. Contoh :

Untuk reaksi ke kanan : H₂O merupakan basa karena menerima ion H⁺ (akseptor proton) dari molekul HCl, sehingga HCl berubah menjadi ion Cl^-.

Untuk reaksi ke kiri : Ion Cl^- merupakan basa karena menerima ion H⁺ ( akseptor proton ) dari ion H₃O⁺, sehingga ion H₃O⁺ berubah menjadi molekul H₂O.

Dalam suatu persamaan reaksi asam – basa berdasarkan teori Bronsted – Lowry, suatu asam dan basa masing – masing mempunyai pasangan. Pasangan asam disebut basa konjugasi sedangkan pasangan basa disebut asam konjugasi.

HCl ( asam 1 ) dan ion Cl^- ( basa 1 ) merupakan pasangan asam-basa konjugasi, demikian juga dengan ion H₃O⁺ ( asam 2 ) dan H₂O ( basa 2 ).

Reaksi kekiri H₂O berperan sebagai aseptor proton (basa2) dan HCl sebagai donor proton (asam1). Sedangkan reaksi kekanan, ion amonium H₃O⁺ dapat mendonorkan protonnya, sehingga berperan sebagai asam dan disebut dengan asam konjugasi sedangkan ion Cl^- berperan sebagai basa dan disebut dengan basa konjugasi. Reaksi diatas menghasilkan pasangan asam basa konjugasi, yaitu asam 1 dengan basa konjugasinya, dan basa 2 dengan asam konjugasinya. 

Ada beberapa hal yang harus diperhatikan dalam asam basa konjugasi:

*         Molekul atau ion yang membentuk pasangan asam basa harus berbeda hanya satu ion. Dalam suatu pasangan, asam selalu memilki kelebihan satu ion dari basa.

*         Asam konjugasi dapat dicari dengan cara menambahkan satu ion pada zat tersebut, sedangkan basa konjugasi dapat dicari dengan menghilangkan satu ion pada zat tersebut.

*         Molekul atau ion yang mengandung atom H serta atom yang memiliki pasangan elektron bebas dapat bersifat asam (memberikan ion) dan bersifat basa (menerima ion) zat semacam ini disebut amfibrotik atu amfoter.

Hubungan antara teori Bronsted-Lowry dan teori Arrhenius

Teori Bronsted-Lowry tidak berlawanan dengan teori Arrhenius – Teori Bronsted-Lowry merupakan perluasan teori Arrhenius. Ion hidroksida tetap berlaku sebagai basa karena ion hidroksida menerima ion hidrogen dari asam dan membentuk air. Asam menghasilkan ion hidrogen dalam larutan karena asam bereaksi dengan molekul air melalui pemberian sebuah proton pada molekul air. Ketika gas hidrogen klorida dilarutkan dalam air untuk menghasilkan asam hidroklorida, molekul hidrogen klorida memberikan sebuah proton (sebuah ion hidrogen) ke molekul air. Ikatan koordinasi (kovalen dativ) terbentuk antara satu pasangan mandiri pada oksigen dan hidrogen dari HCl. Menghasilkan ion hidroksonium, H₃O⁺.

OH^-(aq) + H⁺(aq) → H₂O(l)

HCl(aq) + H₂O(l) → H₃O⁺(aq) + Cl^-(aq)

2.3.3        Teori Asam-Basa Lewis

Pada tahun 1923, ketika Bronsted dan Lowry mengusulkan teori asam-basanya seorang ahli kimia Amerika Serikat, Gilbert N. Lewis, mengemukakan teorinya tentang asam basa juga. Lewis mengusulkan teori berdasarkan serah terima pasangan electron dan teori oktet dengan memikirkan bahwa teori asam basa sebagai masalah dasar yang harus diselesaikan berlandaskan teori struktur atom, bukan berdasarkan hasil percobaan.

Pada umumnya definisi asam-basa mengikuti apa yang dinyatakan oleh Arrhenius atau Bronsted-Lowry, tapi dengan adanya struktur yang diajukan Lewis muncul definisi asam dan basa baru.

*         Asam Lewis didefinisikan sebagai spesi yang menerima pasangan elektron.

*         Basa Lewis didefinisikan sebagai spesi yang memberikan pasangan elektron.

Kelebihan teori asam dan basa Lewis :

·         Teori asam dan basa Lewis mampu menjelaskan suatu zat memiliki sifat basa dan asam dengan pelarut lain dan bahkan dengan yang tidak mempunyai pelarut.

·         Teori asam dan basa Lewis mampu menjelaskan suatu zat memiliki sifat basa dan asam molekul atau ion yang memiliki PEB atau pasangan elektron bebas. Contoh terdapat pada proses pembentukan senyawa komplek.

·         Teori asam dan basa Lewis mampu menerangkan dan menjelaskan suatu senyawa bersifat basa dari zat-zat organik, contohnya dalam DNA dan RNA didalamnya  mengandung atom N, nitrogen, dimana memiliki PEB atau pasangan elektron bebas.

Kekurangan teori basa dan asam Lewis :

Teori Lewis memiliki kelemahan yaitu hanya mampu menjelaskan asam-basa yang memiliki 8 ion atau oktet.

Teori asam dan basa menurut Lewis tidak ada kaitannya dengan transfer proton atau H⁺, namun berkaitan dengan pelepasan dan penggabungan pasangan elektron bebas. Konsep asam dan basa Lewis ini sudah mencakup 2 konsep penemunya yang dahulu, Arrhenius dan Bronsted – Lowry. Zat bersifat basa memiliki pasangan elektron bebas yang bisa diberikan untuk membentuk ikata kovalen koordinat. Sedangkan asam memiliki kemampuan untuk menerima dan mengikat pasangan elektron bebas. Jadi, jika konsepnya seperti ini berarti tidak ada hubungannya dengan konsep proton. Jadi dapat disimpulkan bahwa pengertian asam menurut lewis adalah zat atau senyawa yang menerima pasangan elektron bebas / PEB. Pengertian basa menurut Lewis adalah zat atau senyawa yang memberikan pasangan elektron bebas / PEB. Konsep asam-basa yang dikembangkan oleh Lewis didasarkan pada ikatan kovalen koordinasi Contoh :

Spesi yang memberikan pasangan elektron dalam membentuk ikatan kovalen koordinasi akan bertindak sebagai basa; sedangkan spesi yang menerima pasangan elektron bertindak sebagai asam.

Perkembangan selanjutnya adalah konsep asam-basa Lewis, zat dikatakan sebagai asam karena zat tersebut dapat menerima pasangan elektron bebas dan sebaliknya dikatakan sebagai basa jika dapat menyumbangkan pasangan elektron.

Asam Lewis merupakan senyawa yang mampu menerima sepasang elektron bebas atau akseptor electron.

BF₃ + F^-–> BF₄^-

Reaksi ini melibatkan koordinasi boron trifluorida pada pasangan elektron bebas ion fluorida. Menurut teori asam basa Lewis, BF₃ adalah asam. Untuk membedakan asam semacam BF₃ dari asam protik (yang melepas proton, dengan kata lain, asam dalam kerangka teori Arrhenius dan Bronsted Lowry), asam ini disebut dengan asam Lewis. Boron membentuk senyawa yang tidak memenuhi aturan oktet, dan dengan demikian adalah contoh khas unsur yang membentuk asam Lewis.

Beberapa contoh asam Lewis yang tidak tergolong asam menurut teori asam basa Bronsted-Lowry adalah karbokation, BF₃, AlCl₃, FeCl₃. Semua senyawa ini mempunyai orbital kosong yang dapat menerima pasangan elektron membentuk ikatan kovalen koordinasi.

Basa Lewis adalah donor pasangan elektron bebas, spesi berupa molekul atau ion yang memiliki tendensi untuk mendonorkan pasangan elektron bebasnya maka digolongkan dalam basa Lewis. Contoh basa Lewis adalah ion halide ( Cl-, F-, Br- dan I-), ammonia, ion hidroksida, molekul air, senyawa yang mengandung N, O, atau S, senyawa golongan eter, ketone, molekul CO2 dan lain-lain. Gambar dibawah menunjukkan basa Lewis dengan pasangan elektron bebasnya.

Namun dalam kenyataan molekul yang tidak mencapai oktet sering merupakan asam Lewis yang kuat karena molekul tersebut dapat mencapai konfigurasi oktet dengan menerima pasangan elektron tak berikatan. Senyawa yang termasuk dalam perioda yang lebih bawah dari perioda dua dapat bertindak sebagai asam Lewis sangat baik, dengan memperbanyak susunan valensi terluar mereka.

Dalam reaksi dibawah ini atom pusat dikelilingi 12 elektron valensi, elektronnya menjadi lebih banyak dari 8. Akibatnya, SnCl₄ bertindak sebagai asam Lewis berdasarkan reaksi berikut:

SnCl (l) + 2Cl^- (aq) → SnCl₆^2- (aq)

Hubungan antara teori Lewis dan teori Bronsted-Lowry

Basa Lewis Hal yang paling mudah untuk melihat hubungan tersebut adalah dengan meninjau dengan tepat mengenai basa Bronsted-Lowry ketika basa Bronsted-Lowry menerima ion hidrogen. Tiga basa Bronsted-Lowry dapat kita lihat pada ion hidroksida, amonia dan air, dan ketianya bersifat khas.

Teori Bronsted-Lowry mengatakan bahwa ketiganya berperilaku sebagai basa karena ketiganya bergabung dengan ion hidrogen. Alasan ketiganya bergabung dengan ion hidrigen adalah karena ketiganya memiliki pasangan elektron mandiri, seperti yang dikatakan oleh Teori Lewis. Keduanya konsisten.

Pada teori Lewis, tiap reaksi yang menggunakan amonia dan air menggunakan pasangan elektron mandiri-nya untuk membentuk ikatan koordinasi yang akan terhitung selama keduanya berperilaku sebagai basa. Berikut ini reaksi yang akan anda temukan pada halaman yang berhubungan dengan ikatan koordinasi. Amonia bereaksi dengan BF₃ melalui penggunaan pasangan elektron mandiri yang dimilikinya untuk membentuk ikatan koordinasi dengan orbital kosong pada boron.

Sepanjang menyangkut amonia, amonia menjadi sama persis seperti ketika amonia bereaksi dengan sebuah ion hidrogen – amonia menggunakan pasangan elektron mandiri-nya untuk membentuk ikatan koordinasi. Jika anda memperlakukannya sebagai basa pada suatu kasus, hal ini akan berlaku juga pada kasus yang lain.

2.3.4        Teori Asam basa Usanovich

Pada tahun 1938, Mikhail usanovich mengembangkan teori asam yang lebih umum dari teori asam basa lewis. Adapun definisi asam dan basa menurut teori ini adalah sebagai berikut:

Asam adalah spesi yang menyumbangkan kation untuk yang kemudian menerima anion atau menetralkan basa menghasilkan garam.

Basa didefinisikan sebagai spesi yang menyumbangkan anion(elektron) yang kemudian bergabung dengan kation atau menetralkan asam menghasilkan garam.

Teori asam dan basa usanovich merupakan konsep redoks(reduksi-oksidasi) sebagai kasus khusus dalam reaksi asam basa. Beberapa contoh reaksi asam-basa Usanovich:
Na₂O (basa) + SO₃(asam)→ 2Na+ +SO₃^2- (yg dipertukarkan: anion O^2-)

3(NH4)₂S(basa) + Sb2S3 (asam) → 6 NH4+ + 2 SbS4 

(yg dipertukarkan: anion S^2-)
Na (basa) + Cl (asam) → Na+ + Cl− (yg dipertukarkan: elektron)

2.3.5        Teori Asam basa Lux-Flood

Pada tahun 1939, kimiawan jerman Hermann Lux mengemukakan teori asam basa oksigen. Kemudian pada tahun 1947, Håkon Flood mengembangkan kembali teori ini yang hingga sekarang masih digunakan pada bidang geokimia modern dan lelehan garam.

Adapun definisi asam dan basa menurut teori ini adalah sebagai berikut:

Asam adalah akseptor ion oksida (O^2-)

Basa adalah donor ion oksida (O^2-)

Contoh:
MgO(basa)+CO2(asam)→MgCO3
CaO(basa)+SiO2(asam)→CaSiO3
NO3− (basa) + S2O72− (asam) →NO2+ + 2 SO42−

Sistem asam basa lux-flood merupakan sistem asam basa dalam larutan non protik yang tidak dapat menggunakan definisi asam basa bronsted-lowry. Sistem asam basa lux-flood merupakan aspek anhidrida asam basa.

Asam lux-flood adalah anhidrida asam. Contoh reaksinya:

Ca²⁺ + O^2- + H₂O                   Ca²⁺ + 2OH^-

Basa lux-flood adalah anhidrida basa. Contoh reaksinya:

SiO₂ + H₂O                        H₂SiO₃

Kekurangan teori asam basa lux-flood:

Teori asam basa lux-flood terbatas pada system lelehan oksida.

Kelebihan teori asam basa lux-flood:

Karaktersasi oksida logam dan non logam menggunakan sistem ini bermanfaat dalam industri pembuatan logam.

2.3.6        Teori asam basa system pelarut

Asam basa sistem basa sistem pelarut dikembangkan oleh Cady Esley. Berdasarkan teori ini, asam sistem pelarut yaitu spesies kimia yang bila dilarutkan dalam pelarut tertentu dapat meningkatkan konsentrasi kation karakteristik dari pelarut tersebut.

Contoh cairan NH₄Cl dilarutkan dalam cairan NH₃, maka NH₄Cl bertindak sebagia asam sistem pelarut karena dalam NH₃, cairan NH₄Cl teriosisasi menjadi NH₄⁺ + Cl^-. NH₄⁺ inilah yang disebut kation karakteristik pelarut (KKP).

Sedangkan basa sistem pelarut yaitu suatu spesi kimia yang bila dilarutkan dalam pelarut tertentu dapat meningkatkan anion karakteristik plarut tersebut.

Contoh melarutkan kristal NaCl dalam cairan POCl₂, maka NaCl disebut anion karakteristik pelarut (AKP). Karena dalam campuran NaCl terurai menjadi Na⁺ dan Cl^-. Cl^- inilah yang disebut AKP.

Kelebihan dari teori ini adalah sifat keasaman dan kebasaan suatu senyawa dapat ditingkatkan karakteristiknya.

Kelemahan dari teori ini adalah tidak semua pelarut dapat atau mampu meningkatkan karakteristik sifat keasaman ataupun kebasaan suatu senyawa.

2.3.7 Teori Asam Basa Pearson (Theory HSAB)

Pada tahun 1963, Ralph Pearson mengusulkan sebuah konsep kualitatif yang dikenal dengan prinsip Hard Soft Acid Base (Asam Basa Keras Lunak), yang kemudian dibuat secara kuantitatif dengan bantuan Robert Parr pada tahun 1984.

Asam keras dan basa keras cenderung memiliki karakteristik:

·      atom atau ion yang berukuran kecil

·      bilangan oksidasi tinggi

·      polarisabilitas rendah

·      elektronegatifitas tinggi (untuk basa)

·      basa keras mempunyai energi highest-occupied molecular orbitals (HOMO) rendah, dan asam keras mempunyai energi lowest-unoccupied molecular orbitals (LUMO) tinggi

Contoh asam keras: H+, ion logam alkali (Li+, Na+, K+), Ti4+, Cr3+, Cr6+, BF3.
Contoh basa keras: OH–, F–, Cl–, NH3, CH3COO–, CO32–.

Asam lunak dan basa lunak cenderung memiliki karakteristik:

·      atom atau ion berukuran besar

·      bilangan oksidasi yang rendah atau nol

·      polarisabilitas tinggi

·      elektronegativitas rendah (basa lunak)

·      basa lunak mempunyai energi HOMO lebih tinggi daripada basa keras, dan asam lunak mempunyai energi LUMO lebih rendah daripada asam keras. (Walaupun energi HOMO basa lunak masih lebih rendah daripada energi LUMO asam lunak)

Contoh asam lunak: CH3Hg+, Pt2+, Pd2+, Ag+, Au+, Hg2+, Hg22+, Cd2+, BH3.
Contoh basa lunak: H–, R3P, SCN–, I–.

Asam dan basa berinteraksi, dan interaksi paling stabil jika antara asam basa keras-keras dan asam basa lunak-lunak. Teori ini telah digunakan pada kimia organik dan kimia anorganik.

Kelebihan pada teori ini adalah interaksi antara asam dengan basa bila dalam satu golongan, keras-keras dan lunak-lunak maka akan terjadi interaksi yang stabil.

Kelemahan pada teori ini interaksi kurang stabil bila yang berinteraksi antara asam basa keras-lunak atau asam basa lunak-keras.

III.             KESIMPULAN

Pada pembahasan ini dapat disimpulkan bahwa penjelasan mengenai asam basa bermacam-macam bergantung pada masing-masing pencetusnya. Namun secara garis besar dapat dijelaskan bahwa:

1.      Asam adalah  spesi yang mengandung atom hidrogen atau lainnya yang berupa kation yang mampu mendonorkan proton atau sebagai akseptor ion oksida.

2.      Basa adalah spesi yang dapat berupa ion hidroksida atau yang lainnya yang berupa anion yang menerima proton  atau sebagai donor oksida.

3.      Setiap teori asam basa memiliki keunggulan dan kelemahan masing-masing.

4.      Teori asam basa selalu mengalami perkembangan sebagai penyempurnaan teori-teori sebelumnya.

DAFTAR PUSTAKA

Cotton, F. Albert, 1989, Kimia Anorganik Dasar, Jakarta: UI-Press

Keenan, Charles W., 1984, Ilmu Kimia untuk Universitas, Jakarta: Erlangga

Oxtoby, D.W. 2001. Kimia Modern. Jakarta: Erlangga.

Svehla, G., 1979, Buku Teks Analisis Anorganik Kualitatif Makro dan Semimikro, Jakarta: PT. Kalman Media Pusaka