asam basa

 

Teori asam dan basa Arrhenius

Teori

• Asam adalah zat yang menghasilkan ion hidrogen dalam larutan.
• Basa adalah zat yang menghasilkan ion hidroksida dalam larutan.

Penetralan terjadi karena ion hidrogen dan ion hidroksida bereaksi untuk menghasilkan air.

Pembatasan teori
Asam hidroklorida (asam klorida) dinetralkan oleh kedua larutan natrium hidroksida dan larutan amonia. Pada kedua kasus tersebut, kamu akan memperoleh larutan tak berwarna yang dapat kamu kristalisasi untuk mendapatkan garam berwarna putih – baik itu natrium klorida maupun amonium klorida.
Keduanya jelas merupakan reaksi yang sangat mirip. Persamaan lengkapnya adalah:






Pada kasus natrium hidroksida, ion hidrogen dari asam bereaksi dengan ion hidroksida dari natrium hidroksida – sejalan dengan teori Arrhenius.
Akan tetapi, pada kasus amonia, tidak muncul ion hidroksida sedikit pun!
anda bisa memahami hal ini dengan mengatakan bahwa amonia bereaksi dengan air yang melarutkan amonia tersebut untuk menghasilkan ion amonium dan ion hidroksida:





Reaksi ini merupakan reaksi reversibel, dan pada larutan amonia encer yang khas, sekitar 99% sisa amonia ada dalam bentuk molekul amonia. Meskipun demikian, pada reaksi tersebut terdapat ion hidroksida, dan kita dapat menyelipkan ion hidroksida ini ke dalam teori Arrhenius.
Akan tetapi, reaksi yang sama juga terjadi antara gas amonia dan gas hidrogen klorida.




Pada kasus ini, tidak terdapat ion hidrogen atau ion hidroksida dalam larutan – karena bukan merupakan suatu larutan. Teori Arrhenius tidak menghitung reaksi ini sebagai reaksi asam-basa, meskipun pada faktanya reaksi tersebut menghasilkan produk yang sama seperti ketika dua zat tersebut berada dalam larutan.

Menurut teorinya, hidrogen klorida adalah asam karena dapat mengionisasi ketika larut dalam air dan memberikan ion hidrogen (H⁺) dan klorida (Cl^-) seperti yang terlihat di bawah ini.

HCl(g)  → H⁺(aq) + Cl^-(aq) Asam Arrhenius mencakup senyawa seperti HCl, HCN dan H₂SO₄. Arrhenius juga berpendapat bahwa basa adalah senyawa yang mengionisasi dalam air untuk memberikan ion OH^- dan ion positif. NaOH adalah basa menurut Arrhenius karena dapat memisahkan diri dalam air untuk memberikan ion hidroksida (OH-) dan natrium (Na+). reaksinya adalah: NaOH(s) →  Na⁺(aq) + OH^-(aq) Teori ini menjelaskan kenapa asam memiliki sifat yang serupa. Sifat yang khas dari asam dihasilkan dari keberadaan ion H⁺. Ini juga menjelaskan kenapa asam menetralkan basa dan sebaliknya. Asam memberikan ion H⁺, basa memberikan ion OH^-, sehingga ion tersebut membentuk air. H⁺(aq) + OH^-(aq) → H₂O(l) .

Teori Arrhenius memiliki beberapa kekurangan. teori inihanya dapat diaplikasikan dalam reaksi yang terjadi dalam air 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.

 

 

 

Teori asam dan basa Bronsted-Lowry

Teori

• Asam adalah donor proton (ion hidrogen).
• Basa adalah akseptor proton (ion hidrogen).

1. 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⁺.

Ketika asam yang terdapat dalam larutan bereaksi dengan basa, yang berfungsi sebagai asam sebenarnya adalah ion hidroksonium. Sebagai contoh, proton ditransferkan dari ion hidroksonium ke ion hidroksida untuk mendapatkan air.

Tampilan elektron terluar, tetapi mengabaikan elektron pada bagian yang lebih dalam:

Adalah sesuatu hal yang penting untuk mengatakan bahwa meskipun anda berbicara tentang ion hidrogen dalam suatu larutan, H⁺_(aq), sebenarnya anda sedang membicarakan ion hidroksonium.
2. Permasalahan hidrogen klorida / amonia

Hal ini bukanlah suatu masalah yang berlarut-larut dengan menggunakan teori Bronsted-Lowry. Apakah anda sedang membicarakan mengenai reaksi pada keadaan larutan ataupun pada keadaan gas, amonia adalah basa karena amonia menerima sebuah proton (sebuah ion hidrogen). Hidrogen menjadi tertarik ke pasangan mandiri pada nitrogen yang terdapat pada amonia melalui sebuah ikatan koordinasi.

Jika amonia berada dalam larutan, amonia menerima sebuah proton dari ion hidroksonium:

Jika reaksi terjadi pada keadaan gas, amonia menerima sebuah proton secara langsung dari hidrogen klorida:

 Cara yang lain, amonia berlaku sebagai basa melalui penerimaan sebuah ion hidrogen dari asam.

3. konjugasi

Ketika hidrogen klorida dilarutkan dalam air, hampir 100% hidrogen klorida bereaksi dengan air menghasilkan ion hidroksonium dan ion klorida. Hidrogen klorida adalah asam kuat, dan kita cenderung menuliskannya dalam reaksi satu arah:

Pada faktanya, reaksi antara HCl dan air adalah reversibel, tetapi hanya sampai pada tingkatan yang sangat kecil. Supaya menjadi bentuk yang lebih umum, asam dituliskan dengan HA, dan reaksi berlangsung reversibel.

Perhatikan reaksi ke arah depan:

• HA adalah asam karena HA mendonasikan sebuah proton (ion hidrogen) ke air.
• Air adalah basa karena air menerima sebuah proton dari HA.

Akan tetapi ada juga reaksi kebalikan antara ion hidroksonium dan ion A^-:

• H₃O⁺ adalah asam karena H₃O⁺ mendonasikan sebuah proton (ion hidrogen) ke ion A^-.
• Ion A^- adalah basa karena A^- menerima sebuah proton dari H₃O⁺.

Reaksi reversibel mengandung dua asam dan dua basa. Kita dapat menganggapnya berpasangan, yang disebut pasangan konjugasi.

Ketika asam, HA, kehilangan sebuah proton asam tersebut membentuk sebuah basa A^-. Ketika sebuah basa, A^-, menerima kembali sebuah proton, basa tersebut kembali berubah bentuk menjadi asam, HA. Keduanya adalah pasangan konjugasi.
Anggota pasangan konjugasi berbeda antara satu dengan yang lain melalui kehadiran atau ketidakhadiran ion hidrogen yang dapat ditransferkan.
Jika anda berfikir mengenai HA sebagai asam, maka A^- adalah sebagai basa konjugasinya.
Jika anda memperlakukan A^- sebagai basa, maka HA adalah sebagai asam konjugasinya.
Air dan ion hidroksonium juga merupakan pasangan konjugasi. Memperlakukan air sebagai basa, ion hidroksonium adalah asam konjugasinya karena ion hidroksonium memiliki kelebihan ion hidrogen yang dapat diberikan lagi.
Memperlakukan ion hidroksonium sebagai asam, maka air adalah sebagai basa konjugasinya. Air dapat menerima kembali ion hidrogen untuk membentuk kembali ion hidroksonium.
Contoh yang kedua mengenai pasangan konjugasi
Berikut ini adalah reaksi antara amonia dan air yang telah kita lihat sebelumnya:

Hal pertama yang harus diperhatikan adalah forward reaction terlebih dahulu. Amonia adalah basa karena amonia menerima ion hidrogen dari air. Ion amonium adalah asam konjugasinya – ion amonium dapat melepaskan kembali ion hidrogen tersebut untuk membentuk kembali amonia.
Air berlaku sebagai asam, dan basa konjugasinya adalah ion hidroksida. Ion hidroksida dapat menerima ion hidrogen untuk membentuk air kembali.
Perhatikanlah hal ini pada tinjauan yang lain, ion amonium adalah asam, dan amonia adalah basa konjugasinya. Ion hidroksida adalah basa dan air adalah asam konjugasinya.
Zat amfoter
Anda mungkin memperhatikan (atau bahkan mungkin juga tidak memperhatikan!) bahwa salah satu dari dua contoh di atas, air berperilaku sebagai basa, tetapi di lain pihak air berperilaku sebagai asam.
Suatu zat yang dapat berperilaku baik sebagai asam atau sebagai basa digambarkan sebagai amfoter.

Teori asam dan basa Lewis

Teori ini memperluas pemahaman anda mengenai asam dan basa.
Teori

• Asam adalah akseptor pasangan elektron.
• Basa adalah donor pasangan elektron.

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.
Jadi bagaimana Teori Lewis merupakan suatu tambahan pada konsep basa? Saat ini belum – hal ini akan terlihat ketika kita meninjaunya dalam sudut pandang yang berbeda.
Tetapi bagaimana dengan reaksi yang sama mengenai amonia dan air, sebagai contohnya? 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.
Asam Lewis
Asam Lewis adalah akseptor pasangan elektron. Pada contoh sebelumnya, BF₃ berperilaku sebagai asam Lewis melalui penerimaan pasangan elektron mandiri milik nitrogen. Pada teori Bronsted-Lowry, BF₃ tidak sedikitpun disinggung menganai keasamannya.
Inilah tambahan mengenai istilah asam dari pengertian yang sudah biasa digunakan.
Bagaimana dengan reaksi asam basa yang lebih pasti – seperti, sebagai contoh, reaksi antara amonia dan gas hidrogen klorida?

Pastinya adalah penerimaan pasangan elektron mandiri pada nitrogen. Buku teks sering kali menuliskan hal ini seperti jika amonia mendonasikan pasangan elektron mandiri yang dimilikinya pada ion hidrogen – proton sederhana dengan tidak adanya elektron disekelilingnya.
Ini adalah sesuatu hal yang menyesatkan! anda tidak selalu memperoleh ion hidrogen yang bebas pada sistem kimia. Ion hidogen sangat reaktif dan selalu tertarik pada yang lain. Tidak terdapat ion hidrogen yang tidak bergabung dalam HCl.
Tidak terdapat orbital kosong pada HCl yang dapat menerima pasangan elektron. Mengapa, kemudian, HCl adalah suatu asam Lewis?
Klor lebih elektronegatif dibandingkan dengan hidrogen, dan hal ini berarti bahwa hidrogen klorida akan menjadi molekul polar. Elektron pada ikatan hidrogen-klor akan tertarik ke sisi klor, menghasilkan hidrogen yang bersifat sedikit positif dan klor sedikit negatif.

Pasangan elektron mandiri pada nitrogen yang terdapat pada molekul amonia tertarik ke arah atom hidrogen yang sedikit positif pada HCl. Setelah pasangan elektron mandiri milik nitrogen mendekat pada atom hidrogen, elektron pada ikatan hidrogen-klor tetap akan menolak ke arah klor.
Akhirnya, ikatan koordinasi terbentuk antara nitrogen dan hidrogen, dan klor terputus keluar sebagai ion klorida.
Hal ini sangat baik ditunjukkan dengan notasi "panah melengkung" seperti yang sering digunakan dalam mekanisme reaksi organik.

Teori Asam Basa Lewis

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.

Sehingga H⁺ adalah asam Lewis, karena ia menerima pasangan elektron, sedangkan OH^- dan NH₃ adalah basa Lewis, karena keduanya adalah penyumbang pasangan elektron. Yang menarik dalam definisi asam Lewis adalah, terdapat senyawa yang tidak memiliki hidrogen dapat bertindak sebagai asam. Contoh, molekul BF₃. Jika kita menentukan struktur Lewis dari BF₃, tampak B kurang dari oktet dan dapat menerima pasangan elektron., sehingga dapat bertindak sebagai asam Lewis 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. Akibatnya, SnCl₄ bertindak sebagai asam Lewis berdasarkan  reaksi berikut:

SnCl₄  +   2Cl^-( aq)  →   SnCl ₆^2-

Atom pusat dikelilingi 12 elektron valensi, elektronnya menjadi lebih banyak dari 8.

Indikator Asam Basa

Jika kita ingin mengetahui apakah suatu senyawa bersifat asam, basa atau bahkan tidak keduanya cara yang paling mudah dan murah adalah dengan kertas lakmus. Apa itu lakmus? Lakmus berasal dari kata litmus yaitu sejenis tanaman yang dapat menghasilkan warna jika ada asam atau basa. Lakmus merupakan asam lemah, dan biasa ditulis sebagai Hlit. Ketika dalam air terbentuk :

HLit  →H+(aq) + Lit^- (aq)

Ketika berbentuk Hlit, berwarna merah dan ketika berbentuk ion berwarna biru. Untuk mengetahui bagaimana reaksinya ketika ada asam atau basa, maka kita gunakan asas Le Chatelier.

Gambar Perubahan warna lakmus oleh basa

Namun kekuatan asam atau basa tidak dapat ditunjukkan oleh lakmus. Maka digunakan beberapa indikator lain yang memiliki perubahan warna berbeda jika pH atau kekuatan asamnya berbeda, misalnya methyl orange (metil jingga) yang akan berwarna kuning jika pH lebih besar dari 4,4 sehingga dapat mendeteksi asam lemah dan asam kuat dan fenolftalein yang berwarna merah jikaada basa kuat. Trayek pH beberapa indikator diantaranya:

Tabel Perubahan warna dan trayek pH indikator asam basa

Penggunaan beberapa buah indikator untuk mengetahui pH satu jenis larutan dinilai kurang efektif, karena banyaknya zat, memerlukan biaya cukup mahal untuk diidentifikasi keasamannya. Untuk itu dibuatlah indikator universal, yang secara praktis menunjukkan warna tertentu untuk nilai pH tertentu. Indikator ini pundapat dibuat dalam bentuk lembaran kertas yang efisien.

Derajat disosiasi asam basa

Dalam larutan elektrolit kuat, zat-zat elektrolit terurai seluruhnya menjadi ion-ionnya (ionisasi  empurna) dan dalam larutan elektrolit lemah, zat-zat elektrolit hanya sebagian saja yang terurai menjadi ion-ionnya (ionisasi sebagian). Sedangkan zat-zat nonelektrolit dalam larutan tidak terurai menjadi ion-ion.

Berikut ini, beberapa contoh reaksi ionisasi untuk elektrolit kuat.

HCl + H₂O → H₃O ⁺(aq) + Cl^-(aq)

NaOH + H₂O → Na⁺(aq) + OH^- (aq)

Jumlah zat elektrolit yang terionisasi dibandingkan dengan jumlah zat semula dapat dinyatakan dengan derajat disosiasi (α) dan ditulis dengan rumus berikut ini.

α = Mol zat terionisasi

Mol zat mula mula

Berdasarkan rumus di atas, maka nilai  α untuk:

1. Elektrolit kuat, α = 1

2. Elektrolit lemah, 0 < α < 1

3. Non-elektrolit, α = 0

Suatu asam atau basa yang merupakan suatu elektrolit kuat disebut asam atau basa kuat. Dengan demikian jika asam merupakan elektrolit lemah, maka ia merupakan asam lemah, karena hanya mengandung sedikit ion H⁺, demikian juga dengan basa lemah akan terdapat sedikit ion OH^-.

Derajat Keasaman, pH

Kita terkadang menemukan zat yang rasanya sangat asam dan sedikit asam, atau menemukan zat asam yang kekuatan merusaknya besar dan ada yang hanya menimbulkan gatal di kulit saja. Berdasarkan kemampuan ionisasi dan kadar ion H⁺ larutan asam dan basa terbagi dalam kelompok asam dan basa kuat, serta , asam dan basa lemah. Kita memerlukan nilai tertentu untuk mengukur kekuatan asam atau basa tersebut, dan untuk saat ini kita menggunakan besaran pH, untuk menentukan derajat keasaman suatu larutan.

1. Hubungan Konsentrasi Asam dengan Harga pH

Larutan asam kuat terionisasi sempurna sehingga harga α -nya = 1.

Untuk menentukan [H⁺] pada asam, perhatikan contoh soal berikut ini.

Berapa konsentrasi H+ dalam 500mL larutan HCl 0,1M?

Jawab:

Reaksi ionisasi:      HCl(aq) → H⁺(aq) + Cl^-(aq)

[HCl] = 0,1 M

Larutan asam lemah mempunyai daya hantar listrik yang lemah karena jumlah ion-ionnya relatif sedikit. Reaksi ionisasi asam lemah merupakan reaksi kesetimbangan. Perhatikan reaksi kesetimbangan asam lemah HA:

HA(aq) → H⁺(aq) + A^–(aq)

Ka = [H⁺][A-]   /     [HA]

Ka adalah konstanta kesetimbangan asam. Karena [H+] = [A-],  maka :

Ka = [H⁺]² /  [HA]

[H⁺] =(Ka[HA] )^1/2

              =  √(Ka[HA])

2. Hubungan Konsentrasi Basa dengan Harga pH

Basa kuat dalam larutannya akan terionisasi sempurna. Untuk menentukan konsentrasi OH^‑ pada basa kuat, perhatikan contoh soal berikut ini.

Contoh :

Berapa konsentrasi OH^- dalam 100mL Ca(OH)₂ yang mempunyai konsentrasi 0,2M?

Jawab:

Reaksi:        Ca(OH)₂(aq) →    Ca²⁺(aq) + 2OH^-(aq)

[OH] = 2  x [ Ca(OH)₂] = 2 ( 0,2M ) = 0,4 M

Reaksi ionisasi basa lemah merupakan reaksi kesetimbangan, maka harga konstanta kesetimbangan basanya (Kb) dapat ditentukan berdasarkan persamaan reaksi ionisasinya. Basa lemah sukar larut dalam air, satu-satunya basa lemah yang larut baik dalam air adalah NH4OH (larutan ammonia). Untuk menentukan konsentrasi OH^- sama dengan cara menentukan H⁺.

Perhatikan reaksi kesetimbangan berikut.

NH₄OH = NH4⁺ + OH^–

Kb =  [NH₄⁺ ][OH^- ]/ [NH₄OH ]

Karena [OH^-] » [NH₄⁺],     maka : Kb = [OH^- ]² /[NH₄OH ]

NH₄OH yang terurai sangat sedikit, maka:

[NH₄OH] sisa » [NH₄OH] mula-mula, Sehingga   :

[OH^‑] = (Kb . [OH^-] )^1/2

=  √(Kb . [OH^-] )

Titrasi Asam Basa

Titrasi adalah teknik laboratorium dimana kita dapat menentukan konsentrasi suatu zat yang tidak diketahui, dengan pereaksi lain yang konsentrasinya ditentukan. Pada umumnya masih dilakukan cara titrasi yang sederhana, dengan menggunakan gelas kimia, dan Biuret.

Jika kita membeli asam cuka di pasar, atau di toko maka kita tidak pernah menemukan ukuran kandungan asam dalam bentuk kemolaran seperti yang kita pelajari. Namun dalam botol masih tercantum kadar cuka berupa persen volume. Untuk itu kita coba mengukur berapa konsentrasi asam cuka sehingga dapat diketahui kebenaran kandungannya

Contoh :

Untuk mengetahui % asam cuka dilakukan dengan titrasi 2 mL larutan asam cuka dan memerlukan 35 mL larutan NaOH 0,1M. massa jenis larutan 950 g/L.

a. Tentukan kemolaran asam cuka!

b. Berapa % kadar asam cuka tersebut?

Jawab:

M asam =  ( V basa x M basa ) / V basa = (35 x 0,1) / 2     = 1, 75

b. Dalam 1 liter larutan cuka terdapat 1,75 x 60 gram cuka = 105 gram cuka. Berat 1 liter larutan = 950 gram.

Maka kadar asam cuka = 105 /950 X 100% = 11,05 %

Pada saat titrasi, kita menemukan titik akhir titrasi. Pada titik akhir titrasi ini jumlah mol ekivalen antara zat yang dititrasi dan penitrasi sama dan ditunjukkan dengan perubahan warna indikator asam basa, setelah diketahui volumenya kita dapat melakukan perhitungan.

Saat titrasi, digunakan indikator untuk mengetahui kapan asam dan basa akan bercampur dengan komposisi yang tepat seimbang untuk saling menetralkan .Ketika warna indikator berubah, sering dikatakan sebagai titik akhir titrasi.

Untuk membuat kurva titrasi dapat dilakukan dengan melakukan titrasi asam basa dari larutan asam dan basa yang memiliki konsentrasi 1 M, dan dengan volume 25 mL. Satu larutan asam dalam labu Erlenmeyer dan yang lain dalam buret. Bentuk kurva titrasi yang akan dihasilkan sangat beragam tergantung kamu campurkan apakah asam kuat dengan basa kuat, atau asam kuat dengan basa lemah, asam lemah dengan basa kuat atau asam lemah dan basa lemah.  

kurva titrasi asam basa

  

 

  

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.

Jadi bagaimana Teori Lewis merupakan suatu tambahan pada konsep basa? Saat ini belum – hal ini akan terlihat ketika kita meninjaunya dalam sudut pandang yang berbeda.

Tetapi bagaimana dengan reaksi yang sama mengenai amonia dan air, sebagai contohnya? 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.

Asam Lewis

Asam Lewis adalah akseptor pasangan elektron. Pada contoh sebelumnya, BF₃ berperilaku sebagai asam Lewis melalui penerimaan pasangan elektron mandiri milik nitrogen. Pada teori Bronsted-Lowry, BF₃ tidak sedikitpun disinggung menganai keasamannya.

Inilah tambahan mengenai istilah asam dari pengertian yang sudah biasa digunakan.

Bagaimana dengan reaksi asam basa yang lebih pasti – seperti, sebagai contoh, reaksi antara amonia dan gas hidrogen klorida?

Pastinya adalah penerimaan pasangan elektron mandiri pada nitrogen. Buku teks sering kali menuliskan hal ini seperti jika amonia mendonasikan pasangan elektron mandiri yang dimilikinya pada ion hidrogen – proton sederhana dengan tidak adanya elektron disekelilingnya.

Ini adalah sesuatu hal yang menyesatkan! anda tidak selalu memperoleh ion hidrogen yang bebas pada sistem kimia. Ion hidogen sangat reaktif dan selalu tertarik pada yang lain. Tidak terdapat ion hidrogen yang tidak bergabung dalam HCl.

Tidak terdapat orbital kosong pada HCl yang dapat menerima pasangan elektron. Mengapa, kemudian, HCl adalah suatu asam Lewis?

Klor lebih elektronegatif dibandingkan dengan hidrogen, dan hal ini berarti bahwa hidrogen klorida akan menjadi molekul polar. Elektron pada ikatan hidrogen-klor akan tertarik ke sisi klor, menghasilkan hidrogen yang bersifat sedikit positif dan klor sedikit negatif.

Pasangan elektron mandiri pada nitrogen yang terdapat pada molekul amonia tertarik ke arah atom hidrogen yang sedikit positif pada HCl. Setelah pasangan elektron mandiri milik nitrogen mendekat pada atom hidrogen, elektron pada ikatan hidrogen-klor tetap akan menolak ke arah klor.

Akhirnya, ikatan koordinasi terbentuk antara nitrogen dan hidrogen, dan klor terputus keluar sebagai ion klorida.

Hal ini sangat baik ditunjukkan dengan notasi "panah melengkung" seperti yang sering digunakan dalam mekanisme reaksi organik.

Pertanyaan; 

jelaskan mengapa natrium hidroksida, ion hidrogen dari asam bereaksi dengan ion hidroksida dari natrium hidroksida, sejalan dengan teori Arrhenius.

Akan tetapi, pada kasus amonia, tidak muncul ion hidroksida sedikit pun!

jawab; 
Karena amonia bereaksi dengan air yang melarutkan amonia tersebut untuk menghasilkan ion amonium dan ion hidroksida:



 Reaksi ini merupakan reaksi reversibel, dan pada larutan amonia encer yang khas, sekitar 99% sisa amonia ada dalam bentuk molekul amonia. Meskipun demikian, pada reaksi tersebut terdapat ion hidroksida, dan kita dapat menyelipkan ion hidroksida ini ke dalam teori Arrhenius.