Pintar Pelajaran Teori Asam Basa Arrhenius, Kelebihan Dan Kekurangan, Keunggulan, Kelemahan, Contoh, Kimia

Teori Asam Basa Arrhenius, Kelebihan dan Kekurangan, Keunggulan, Kelemahan, Contoh, Kimia - Seorang ilmuwan kimia dari Swedia berjulukan Svante August Arrhenius (1884) telah berhasil mengemukakan konsep asam dan basa yang memuaskan hingga teori tersebut sanggup diterima hingga 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, menciptakan merah kertas lakmus biru, larutannya dalam air mempunyai pH lebih kecil dari 7, dan sanggup menetralkan larutan basa. Basa didefinisikan sebagai senyawa yang mempunyai sifat berasa pahit/kesat dan sanggup membirukan lakmus merah.

Pada tahun 1777 Lavoisier menyimpulkan bahwa penyebab asam yaitu 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 yaitu Arrhenius, Bronsted-Lowry, dan Lewis. Bagaimana mereka mengemukakan teorinya wacana asam basa? Kalian akan tahu sesudah membaca klarifikasi berikut.

1. Teori Asam Menurut Arrhenius

Menurut Arrhenius, larutan bersifat asam jikalau senyawa tersebut melepaskan ion hidronium (H₃O⁺) ketika dilarutkan dalam air, atau asam yaitu zat yang dalam air melepakan ion H⁺. Sebagai contohnya, asam asetat (CH₃COOH) yang dilarutkan dalam air melepaskan ion hidronium menyerupai reaksi berikut.

CH₃COOH(aq) + H₂O(l) → H₃O⁺(aq) + CH₃COO^–(aq)

Untuk memudahkan dalam pembahasan, biasanya digunakan H⁺ sebagai akronim dari ion hidronium (H₃O⁺) dan penghilangan molekul air yang melarutkan senyawa tersebut sehingga reaksi di atas sanggup ditulis menyerupai di bawah ini.

CH₃COOH(aq) → H⁺(aq) + CH₃COO^-(aq)

Berdasarkan teori Arrhenius, yang menjadikan asam suatu larutan yaitu ion H⁺ yang dihasilkan ketika 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 yaitu senyawa yang sanggup melepas ion hidroksida (OH^-) jikalau dilarutkan dalam air. Sebagai misalnya yaitu larutan natrium hidroksida berikut.

NaOH(aq) → OH^-(aq) + Na⁺(aq)

Arrhenius menyimpulkan bahwa ion OH^- yang dihasilkan ketika 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 mempunyai hidrogen (asam berbasis hidrogen). Pernyataan ini tidak tepat, alasannya yaitu basa juga mempunyai hidrogen. 

4. Kelemahan atau Kekurangan Teori Asam Basa Arrhenius

1. Teori asam basa Arrhenius terbatas dalam pelarut air, namun tidak sanggup menjelaskan reaksi asam-basa dalam pelarut lain atau bahkan reaksi tanpa pelarut.
2. Teori asam basa Arrhenius hanya terbatas sifat asam dan basa pada molekul, belum bisa menjelaskan sifat asam dan basa ion menyerupai kation dan anion.
3. 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.
4. Tidak sanggup menjelaskan mengapa senyawa yang tidak memiliki OH^-, seperti Na₂CO₃ memiliki karakteristik menyerupai basa.

Anda kini 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.