1. Kelebihan dan Kekurangan Teori Asam Basa Bronsted Lowry-
Reaksi antara gas dari asam klorida dan amonia yang bersifat basa menghasilkan NH4Cl yang
berupa kabut putih. Gas tersebut berasal dari larutan HCl dan NH3 pekat.
HCl(g) + NH3(g) → NH4Cl(s)
Gas HCl dan gas NH3 dapat langsung bereaksi membentuk NH4Cl. Teori asam-basa Arrhenius
belum bisa menjelaskan semua fenomena reaksi kimia. Oleh karena itu perlu ada teori asam-basa
yang baru yang lebih mampu menjelaskan fenomena reaksi kimia.
Reaksi asam-basa ini dapat dijelaskan dengan teori asam basa Bronsted-Lowry. Bagaimana
pengertian asam basa menurut Bronsted-Lowry?
1. Pengertian Asam-Basa Menurut Bronsted-Lowry
Johannes Bronsted dan Thomas Lowry pada tahun 1923, menggunakan asumsi sederhana yaitu:
Asam memberikan ion H+ pada ion atau molekul lainnya, yang bertindak sebagai basa.
Contoh, disosiasi air, melibatkan pemindahan ion H+ dari molekul air yang satu dengan molekul
air yang lainnya untuk membentuk ion H3O+ dan OH.
2H2O(l) ⇄ H3O+(aq) + OH–(aq)
Reaksi antara HCl dan air menjadi dasar untuk memahami definisi asam dan basa menurut
Brønsted-Lowry. Menurut teori ini, ketika sebuah ion H+ ditransfer dari HCl ke molekul air, HCl
tidak berdisosiasi dalam air membentuk ion H+ dan Cl-. Tetapi, ion H+ ditransfer dari HCl ke
molekul air untuk membentuk ion H3O+, seperti berikut ini.
HCl(g) + 2H2O(l) ⇄ H3O+(aq) + Cl(aq)
Sebagai sebuah proton, ion H+ memiliki ukuran yang lebih kecil dari atom yang terkecil,
sehingga tertarik ke arah yang memiliki muatan negatif yang ada dalam larutan. Maka, H+ yang
terbentuk dalam larutan encer, terikat pada molekul air. Model Brønsted, yang menyebutkan
bahwa ion H+ ditransfer dari satu ion atau molekul ke yang lainnya, ini lebih masuk akal
daripada teori Arrhenius yang menganggap bahwa ion H+ ada dalam larutan encer. Dari
pandangan model Brønsted, reaksi antara asam dan basa selalu melibatkan pemindahan ion H+
dari donor proton ke akseptor proton. Asam bisa merupakan molekul yang netral.
HCl(g) + NH3(aq) ⇄ NH4 +(aq) + Cl-(aq)
Bisa ion positif
NH4+(aq) + OH–(aq) ⇄ NH3(aq) + H2O(l)
Atau ion negatif

2. H2PO4–(aq) + H2O(l) ⇄ HPO42–(aq) + H3O+(aq)
Pada reaksi antara HCl dan NH3 terjadi perpindahan ion H+ atau proton, perhatikan reaksi
berikut.
HCl memberikan H+ atau proton ke NH3 sehingga terjadi ion NH4+ dan ion Cl–. Reaksi
sebaliknya NH4+ dapat memberikan H+ (proton) pada ion Cl– sehingga terjadi lagi HCl dan NH3.
Dari penjelasan ini disimpulkan bahwa asam adalah senyawa yang dapat memberikan proton
(H+) kepada basa (donor proton), sedangkan basa adalah senyawa yang dapat menerima
proton (H+) dari asam (akseptor proton). Reaksinya dapat ditulis:
HCl(l) + NH3(aq) ⇄ NH4 +(aq) + Cl–(aq)
Senyawa yang mengandung hidrogen dengan bilangan oksidasi +1 dapat menjadi asam. Yang
termasuk asam Brønsted adalah HCl, H2S, H2CO3, H2PtF6,NH4+, HSO4-, and HMnO4
2. Pasangan Asam-Basa Konjugasi
Bronsted-Lowry juga menyatakan bahwa jika suatu asam memberikan proton (H+), maka sisa
asam tersebut mempunyai kemampuan untuk bertindak sebagai basa. Sisa asam tersebut
dinyatakan sebagai basa konjugasi. Demikian pula untuk basa, jika suatu basa dapat menerima
proton (H+), maka zat yang terbentuk mempunyai kemampuan sebagai asam disebut asam
konjugasi.
Pada reaksi tersebut terlihat bahwa H2O dapat bersifat sebagai asam dan basa. Zat yang demikian
disebut zat amfoter. Zat amfoter artinya zat yang memiliki kemampuan untuk bertindak sebagai
asam atau basa. Contoh lain yang termasuk amfoter adalah HCO3–.
Contoh basa konjugasi:

3. Asam → Proton + Basa Konjugasi
HCl(aq) ⇄H+(aq) + Cl–(aq)
H2O(aq) ⇄H+(aq) + OH–(aq)
H2SO4(aq) ⇄H+(aq) + SO42–(aq)
NH4 +(aq) ⇄H+(aq) + NH
Contoh asam konjugasi sebagai berikut.
Basa +Proton → Asam Konjugasi
NH3(aq) + H+(aq) ⇄ NH4+(aq)
H2O(aq) + H+(aq) ⇄ H3O+(aq)
OH–(aq) + H+(aq)⇄ H2O(aq)
CO32–(aq) + H+(aq) HCO3–(aq)
Perhatikan reaksi berikut:
HCl(aq) + H2O(l) ⇄ H3O+(aq) + Cl-(aq)
Pasangan asam-basa setelah terjadi serah terima proton dinamakan asam basa konjugasi.
a. HCl dan Cl– merupakan pasangan asam-basa konjugasi. HCl adalah asam konjugasi dari Cl–
dan Cl– adalah basa konjugasi dari HCl.
b. H2O dan H3O+ merupakan pasangan asam-basa konjugasi. H2O adalah basa konjugasi dari
H3O+ dan H3O+ adalah asam konjugasi dari H2O.
Berikut ini contoh pasangan asam-basa konjugasi pada beberapa reaksi.
a. HNO3(aq)+ H2O(l) ⇄H3O+(aq)+ NO3–(aq)
b. H2O(l) + CN–(aq) ⇄ HCN(aq)+ OH–(aq)
c. H2SO4(aq)+ OH–(aq) ⇄ HSO4–(aq) + H2O(aq)
3. Kelebihan Teori Bronsted-Lowry
Konsep asam basa dari Bronsted dan Lowry lebih luas daripada konsep asam basa Arrhenius.
Arrhenius hanya dapat menjelaskan sifat asam dan sifat basa bagi senyawa-senyawa yang

4. memiliki H+ dan OH– dengan rumus kimia HA untuk asam dan LOH untuk basa, sedangkan teori
Bronsted dan Lowry mempunyai beberapa keunggulan di antaranya:
a. Konsep asam basa Bronsted dan Lowry tidak terbatas dalam pelarut air, tetapi juga dapat
menjelaskan reaksi asam–basa dalam pelarut lain atau bahkan reaksi tanpa pelarut.
Contoh: Reaksi HCl dengan NH3 dalam pelarut benzena.
HCl(benzena) + NH3(benzena) ⇄ NH4Cl(s)
b. Asam dan basa dari Bronsted-Lowry tidak hanya berupa molekul tetapi dapat juga berupa
kation dan anion.
Contoh: NH4+ bersifat asam karena dalam air dapat melepas proton.
c. Dapat menjelaskan senyawa yang bersifat sebagai asam dan basa yang disebut amfiprotik.
Namun teori asam basa Brønsted-Lowry ini tidak dapat menjelaskan bagaimana suatu reaksi
asam basa dapat terjadi tanpa adanya transfer proton dari asam ke basa. Kekurangan ini
kemudian mendorong peneliti lain, yaitu G.N. Lewis untuk mendefinisikan lebih lanjut asam dan
basa ini.
4. Reaksi-reaksi dalam Larutan Asam dan Basa
Untuk menentukan jumlah zat yang terlibat dalam suatu reaksi, harus didasarkan pada persamaan
reaksi yang terjadi. Ada berbagai reaksi dalam larutan asam-basa, antara lain sebagai berikut.
A. Reaksi Penetralan
Reaksi penetralan yaitu reaksi yang dihasilkan apabila terjadi reaksi antara asam dengan basa.
Contoh:
HCl + NaOH ⎯⎯→ NaCl + H2O
B. Reaksi Pembentukan Gas
1. Gas Hidrogen
Gas hidrogen terjadi jika asam direaksikan dengan sebagian logam.
2 HCl + Mg ⎯⎯→ MgCl2 + H2
2. Gas Karbon Dioksida
Gas karbon dioksida antara lain dihasilkan dari reaksi antara garam-garam

5. karbonat dengan asam
CaCO3 + 2 HCl ⎯⎯→ CaCl2 + H2O + CO2
C. Reaksi Pengendapan
Untuk mengetahui apakah suatu reaksi menghasilkan endapan atau tidak, harus diketahui
kelarutan zat yang akan terjadi. Berikut ini merupakan zat-zat yang sukar larut dan mudah larut.
1 Hampir semua asam larut, kecuali H2S dan H2SiO3.
2. Sebagian besar basa sukar larut, kecuali basa golongan IA, yaitu NaOH, KOH, LiOH, RbOH,
dan CsOH.
3. Garam nitrat, asetat, klorat, dan perklorat mudah larut.
4. Garam klorida, bromida, dan iodida mudah larut, kecuali AgCl, AgBr, PbBr2, Hg2Br2, AgI,
PbI2, Hg2I2, dan HgI2.
5. Garam fluorida mudah larut, kecuali MgF2, CaF2, SrF2, dan BaF2.
6. Garam sulfat mudah larut, kecuali SrSO4, BaSO4, PbSO4, dan HgSO4.
7. Garam sulfida sukar larut, kecuali sulfida golongan IA, sulfida golongan IIA, dan (NH4)2S.
Contoh: Reaksi pengendapan:
2 NaI + Pb(NO3)2 ⎯⎯→ PbI2(s) + 2 NaNO3
D. Reaksi Oksida
1. Reaksi antara oksida basa dengan asam. Contoh:
CaO + 2 HCl ⎯⎯→ CaCl2 + H2O
2. Reaksi antara oksida asam dengan basa. Contoh:
SO3 + 2 NaOH ⎯⎯→ Na2SO4 + H2O