Keterbatasan Teori Asam Basa Arrhenius, Bronsted-Lowry, dan Lewis

Berikut ini adalah ringkasan tiga teori asam basa pada pelajaran Kimia SMA berdasarkan kurikulum 2013. Terdiri dari definisi, contoh, dan keterbatasan masing-masing teori asam-basa, serta istilah-istilah yang biasa digunakan pada teori asam-basa.



1. Teori asam-basa Arrhenius

Definisi asam menurut teori Arrhenius
Asam adalah zat yang  bila dilarutkan dalam air melepaskan ion H⁺.

Contoh:
Asam klorida:
HCl(aq) → H⁺(aq) + Cl^–(aq)

Asam sulfat:
H₂SO₄(aq) → 2H⁺(aq) + SO₄^2–(aq)

Asam fosfat:
H₃PO₄(aq) → 3H⁺(aq) + PO₄^3–(aq)

Asam asetat:
HC₂H₃O₂(aq) → H⁺(aq) + C₂H₃O₂^–(aq)
sering ditulis:
CH₃COOH(aq) → H⁺(aq) + CH₃COO^–(aq)

Definisi basa menurut teori Arrhenius
Basa adalah zat yang bila dilarutkan dalam air menghasilkan ion OH^–.

Contoh:
Natrium hidroksida:
NaOH(aq)  → Na⁺(aq)  + OH^–(aq) 

Barium hidroksida:
Ba(OH)₂(aq)  → Ba²⁺(aq)  + 2OH^–(aq) 

Aluminium hidroksida:
Al(OH)₃(aq)  → Al³⁺(aq)  + 3OH^–(aq) 

Keterbatasan teori asam-basa Arrhenius

1. Teori ini gagal menerangkan perilaku asam-basa dalam pelarut bukan air.
   
   
2. Teori ini hanya terbatas untuk senyawa yang dapat melepaskan ion H⁺ atau ion OH^–
   
   
3. Teori ini gagal menerangkan reaksi asam-basa (reaksi netralisasi) yang menghasilkan garam tanpa kehadiran pelarut. 
   Contoh:
   CaO + CO₂ → CaCO₃;
   NH₃(g) + HCl(g) → NH₄Cl(s)
   
   
4. Teori ini gagal menerangkan sifat asam yang dimiliki oleh garam seperti AlCl₃, BF₃;
   gagal menerangkan sifat basa seperti pada NH₃, PH₃.
   
   
5. Teori ini gagal menerangkan fakta bahwa ion H⁺ ada dalam air sebagai ion H₃O⁺.

---

2. Teori asam-basa Bronsted-Lowry

Definisi asam menurut teori Bronsted-Lowry
Asam adalah zat yang dapat mendonorkan atau memberikan proton (proton di sini sama dengan ion H⁺) kepada spesi lain. Secara singkat asam adalah donor proton.

Definisi basa menurut teori Bronsted-Lowry
Basa adalah zat yang dapat menerima proton dari spesi lain.  Secara singkat basa adalah akseptor proton.

Contoh:

HCl(g)	+	H2O(l)	→	Cl–(aq)	+	H3O+(aq)
asam Bronsted		basa Bronsted		basa konjugat		asam konjugat

NH3(g)	+	H2O(l)	→	NH4+(aq)	+	OH–(aq)
basa Bronsted		asam Bronsted		asam konjugat		basa konjugat

Istilah-istilah yang muncul dalam teori asam basa Bronsted-Lowry:

• Pasangan asam-basa konjugat mengacu pada dua partikel (boleh bentuk molekul atau ion) yang berbeda satu atom H.
• Basa konjugat, partikel yang tersisa setelah suatu asam mendonorkan proton (ion H⁺)
• Asam konjugat, partikel yang terbentuk setelah suatu basa menerima proton (ion H⁺)
  
  
• Asam monoprotik (atau asam monobasa), asam yang dapat mendonorkan satu proton.
• Asam diprotik (atau asam dibasa), asam yang dapat mendonorkan dua proton. 
• Asam triprotik (atau asam tribasa), asam yang dapat mendonorkan tiga proton.
• Asam poliprotik (atau asam polibasa), asam yang dapat mendonorkan proton lebih dari satu.
  
  
• Basa monoprotik (atau basa monoasam), basa yang dapat menerima satu proton.
• Basa diprotik (atau basa diasam), basa yang dapat menerima dua proton. 
• Basa triprotik (atau basa triasam), basa yang dapat menerima tiga proton.
• Basa poliprotik (atau basa poliasam), basa yang dapat menerima proton lebih dari satu.
  
  
• Amfiprotik, zat yang dapat mendonorkan dan menerima proton. Contoh: H₂O, NH₃.
  H₂O + H₂O → H₃O⁺ + OH^– 
  NH₃+ NH₃ → NH₄⁺ + NH₂^–
  
  
• Amfoter, zat yang dapat bertindak sebagai asam dan basa.
  
  
• Semua zat amfiprotik juga merupakan zat amfoter,
  Contoh:
  HCO₃^– + H⁺ → H₂CO₃
  HCO₃^– + OH^– → CO₃^2– + H₂O
  
  
• Tidak semua zat amfoter merupakan zat amfiprotik.
  Contoh: Al₂O₃

Keterbatasan teori asam-basa Bronsted-Lowry

1. Teori ini memang dapat bekerja untuk semua pelarut protik, pelarut yang dapat melepaskan proton ( seperti asam asetat, air, amonia cair, dan lain lain) tetapi teori ini tidak dapat menjelaskan perilaku asam-basa dalam pelarut aprotik, pelarut yang tidak dapat mendonorkan atau melepaskan ion H⁺, seperti benzena dan dioksan.
   
   
2. Gagal menjelaskan reaksi antara oksida asam seperti CO₂, SO₂, SO₃ dan lain-lain. dengan oksida basa seperti CaO, BaO, MgO dan lain-lain yang kemudian dapat menghasilkan suatu garam. Yang terjadi bahkan tanpa adanya pelarut.
   
   Misal:
   CaO + SO₃ → CaSO₄;
   CaO + CO₂ → CaCO₃.
   Pada reaksi tersebut tidak ada transfer proton.
   
   
3. Teori ini gagal menerangkan mengapa senyawa yang tidak mengandung ion H⁺ tetapi memiliki sifat asam, seperti AlCl₃, BF₃.

3. Teori asam-basa Lewis

Definisi asam menurut teori Lewis Asam adalah zat yang dapat menerima pasangan elektron bebas dari spesi lain, secara singkat: asam adalah akseptor pasangan elektron bebas.

Definisi basa menurut teori Lewis Basa adalah zat yang dapat mendonorkan atau memberikan pasangan elektron bebas kepada spesi lain, secara singkat: basa adalah donor pasangan elektron bebas.

Cl2	+	AlCl3	→	Cl+	+	[Cl→AlCl3]–
basa Lewis		asam Lewis				ion koordinasi

NH3	+	BF3	→	H3N→BF3
basa Lewis		asam Lewis		senyawa koordinasi

2NH3	+	Ag+	→	[H3N→Ag←NH3]+
basa Lewis		asam Lewis		ion kompleks

Keterbatasan teori asam-basa Lewis

1. Teori ini tidak dapat menerangkan sifat asam yang memang tidak menerima pasangan elektron, seperti HCl, HNO₃, H₂SO₄, dan lain-lain.
   
   
2. Teori ini tidak dapat memprediksi kekuatan relatif asam atau basa secara kuantitatif dan menyeluruh.
   
   
3. Teori ini menggunakan pendekatan sangat umum yang melibatkan semua reaksi senyawa koordinasi.
   
   
4. Secara normal reaksi pembentukan senyawa koordinasi (seperti yang jadi dasar teori ini) berlangsung lambat, oleh karena itu mestinya reaksi ini juga berlangsung lambat. Nyatanya reaksi asam basa ini berlangsung sangat cepat, jadi ini tidak sinkron dengan kenyataan.
   
   
5. Aktivitas katalitik asam disebabkan oleh ion H⁺. Karena asam Lewis tidak perlu mengandung hidrogen, maka asam Lewis tidak akan memiliki sifat katalitik.

Bahasan tentang asam-basa Lewis dengan banyak contoh lebih lanjut dapat dibaca di sini.

Diadaptasi dari berbagai sumber.