Manakah di bawah yang merupakan asam menurut Arrhenius

Daftar Isi :

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.

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. 

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

• 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.

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

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. 

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.

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

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

• 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)

• 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)

• 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.

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

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

• 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)

• 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)

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.