makalah

1. BAB I
PENDAHULUAN
1
A. Latar Belakang
Asam dan basa sudah dikenal sejak zaman dulu. Istilah asam (acid) berasal
dari bahasa Latin acetum yang berarti cuka. Istilah basa (alkali) berasal dari
bahasa Arab yang berarti abu. Basa digunakan dalam pembuatan sabun. Juga
sudah lama diketahui bahwa asam dan basa saling menetralkan.
Senyawa asam dan basa banyak dijumpai dalam kehidupan sehari-hari.
Secara umum zat-zat yang berasa masam mengandung asam, misalnya asam sitrat
pada jeruk, asam cuka, asam tartrat pada anggur, asam laktat ditimbulkan dari air
susu yang rusak. Sedangkan basa umumnya mempunyai sifat yang licin dan
berasa pahit, misalnya sabun, para penderita penyakit maag selalu meminum obat
yang mengandung magnesium hidroksida.
Di alam, asam ditemukan dalam buah-buahan, misalnya asam sitrat dalam
buah jeruk berfungsi untuk memberi rasa limun yang tajam. Cuka mengandung
asam asetat, dan asam tanak dari kulit pohon digunakan untuk menyamak kulit.
Asam mineral yang lebih kuat telah dibuat sejak abad pertengahan, salah satunya
adalah aqua forti (asam nitrat) yang digunakan untuk memisahkan emas dan
perak.
Asam dan basa adalah merupakan hal yang fundamental di dalam Kimia
Anorganik. Bersama-sama dengan subjek yang berhubungan seperti redoks dan
kimia koordinasi, asam-basa membentuk dasar dari pengetahuan kimia anorganik.
Oleh karena asam-basa sangat fundamental, maka perlu diketahui pengertian
mendalam yang memudahkan dalam memahami dan mempelajarinya.
B. Rumusan Masalah
Adapun rumusan masalah dalam makalah ini yaitu :
1. Konsep asam-basa apa saja yang dijadikan landasan dalam mempelajari kimia
asam-basa ?
2. Bagaimanakah penggolongan asam dengan basa?

2. 2
C. Tujuan
1. Megetahui konsep asam-basa yang dijadikan landasan dalam mempelajari
kimia asam-basa.
2. Mengetahui penggolongan asam basa.

3. BAB II
PEMBAHASAN
3
A. Konsep Asam Basa
Zat-zat anorganik dapat diklasifikasikan dalam tiga golongan penting yaitu
asam, basa, dan garam. Konsep keasaman dan kebasaan dalam kimia sangat
beragam sehingga asam dan basa didefinisikan berulang kali dengan berbagai
cara. Salah satu definisi yang mungkin paling tua dan sangatlah sempit karena
hanya menilai asam dan basa dari segi air sebagai pelarutnya. Pada tahun 1887
Svante Arrhenius mempostulatkan definisi tersebut, yaitu bila molekul elektrolit
dilarutkan dalam air, akan membentuk ion-ion negatif dan positif. Menjelang
akhir abad ke sembilan belas definisi asam dan basa dinyatakan dalam teori
pengionan Arrhenius. Asam Arrhenius adalah zat yang melarut ke dalam air untuk
memberikan ion-ion hidrogen (H+) sebagai satu-satunya ion positif, dan basa
Arrhenius adalah zat yang melarut ke dalam air untuk memberikan ion-ion
hidroksi (OH-). Beberapa asam dan hasil disosiasinya adalah sebagai berikut:
HCl ↔ H+ + Cl-
Asam klorida ion klorida
HNO3 ↔ H+ + NO3
-
Asam nitrat ion nitrat
CH3COOH ↔ H+ + CH3COO-Asam
asetat ion asetat
Dua yang pertama sangat atau seluruhnya terionkan dalam larutan air dan
dikelompokkan sebagai asam kuat. Di pihak lain, asam asetat sedikit terionkan
dalam larutan air dan karenanya dikelompokkan sebagai asam lemah.
Beberapa contoh basa adalah:
NaOH ↔ Na+ + OH-Natrium
hidroksida ion hidroksida
NH4OH ↔ NH4+ + OH-Amonium
hidroksida ion hidroksida
NaOH merupakan basa kuat sebab bersifat sangat atau seluruhnya terionkan
dalam larutan air, sementara NH4OH merupakan basa lemah karena hanya sedikit
yang terionkan.

4. Setelah Arrhenius ini kemudian terus dilakukan berbagai peelitian
mengenai asam dan basa yang kemudian melahirkan berbagai definisi asam dan
basa. Definisi tersebut antara lain sebagai berikut :
1. Definisi Bronsted – Lowry
Pada tahun 1923 J.N. Bronsted di denmark dan T.M. Lowry di Inggris
secara terpisah menyarankan cara lain dalam memerikan asam dan basa.
Definisi ini lebih luas tetapi masih mendekati definisi lama dan dapat
diterapkan pada semua pelarut berproton. Asam Bronsted-Lowry adalah donor
proton dan basa Bronsted-Lowry adalah penerima proton. Dengan definisi ini,
beranekaragam sifat-sifat asam dan reaksi kimia dan saling dihubungkan,
termasuk reaksi-reaksi yang berlangsung dalam pelarut-pelarut selain air
maupun tanpa pelarut sama sekali. Jadi, dalam air, setiap zat yang
meninggikan konsentrasi proton terhidrasi (H3O+) yang disebabkan oleh
otodisosiasi air adalah asam, dan setiap zat yang menurunkan konsentrasi
tersebut adalah basa, karena itu ion tersebut bergabung dengan proton
mengurangi konsentrasi H3O+. Namun zat lain seperti sulfida, oksida, atau
anion asam lemah (misal F-, CN-) juga basa.Sebenarnya, ion hidrogen tidak ada
dalam larutan air. Setiap proton bergabung dengan satu molekul air dengan
cara berkoordinasi dengan sepasang elektron bebas yang terdapat pada oksigen
dari air, dan terbentuk ion-ion hidronium:
H+ + H2O → H3O+
Adanya ion hidronium, baik dalam larutan dan dalam wujud padat, telah
dibuktikan dengan metode-metode eksperimen modern. Maka, reaksi-reaksi
disosiasi di atas haruslah dinyatakan sebagai reaksi antara asam dengan air:
HCl + H2O ↔ H3O+ + Cl-
HNO3 + H2O ↔ H3O+ + NO3
-
CH3COOH + H2O ↔ H3O+ + CH3COO-Asam
seperti HCl, HNO3 dan HC2H3O2, dengan molekul yang mampu
menyumbangkan datu proton ke sebuah molekul air disebut asam monoprotik.
Karena penyumbangan proton adalah suatu reaksi yang reversibel, tiap asam
haruslah membentuk basa dengan menyumbangkan protonnya itu. Serupa pula,
4

5. tiap basa haruslah membentuk suatu asam dengan menerima sebuah proton.
Hubungan ini dinamakan sebagai konjugat.
HA + H2O ↔ H3O+ + A-Asam1
basa2 asam2 basa1
Konjugat konjugat
Basa yang dihasilkan bila suatu asam menyumbangkan protonnya disebut basa
konjugasi dari asam itu. Dengan memandang reaksi umum tersebut di atas mulai
dari kiri kenan, A- adalah basa konjugat HA, untuk reaksi kebalikannya H2O
adalah basa konjugat dari H3O+. Asam yang dihasilkan bila suatu basa menerima
sebuah proton disebut asam konjugat dari basa itu. Dalam reaksi umum yang
berlangsung dari kiri ke kanan, H3O+ adalah asam konjugat dari H2O. Untuk
reaksi kebalikannya, HA adalah asam konjugat dari A-. Jadi, H3O+ dan H2O, serta
HA dan A-, adalah pasangan-pasangan asam-basa konjugat.
Asam seperti H2SO4, H3PO4, dan H2CO3, dengan molekul yang mampu
menyumbangkan lebih dari satu proton disebut asam poliprotik. Karena molekul
H2SO4 dan H2CO3 dan menyumbangkan dua proton, mereka juga disebut asam
diprotik. Asam dengan molekul yang dapat menyumbangkan tiga proton, seperti
H3PO4, juga disebut asam triprotik.
Dalam larutan air, asam sulfat berionisasi dalam dua tahap:
H2SO4 + H2O ↔ H3O+ + HSO4-
asam1 basa2 asam2 basa1
HSO4
- + H2O ↔ H3O+ + SO4
5
2-
asam1 basa2 asam2 basa1
Untuk tahap pertama, seperti dipaparkan, reaksi H2SO4 dengan air yang
menghasilkan ion-ion H3O+ dan HSO4
- pada hakekatnya berlangsung lengkap.
Tetapi tahap kedua, reaksi HSO4
- dengan air yang menghasilkan ion-ion H3O+ dan
SO4
2- berlangsung jauh dari lengkap. Jadi, meskipun H2SO4 merupakan asam kuat,
HSO4
- adalah asam yang relatif lemah.
Pada reaksi yang pertama, ion HSO4
- berfungsi sebagai basa. Tetapi,
dalam reaksi yang kedua, HSO4
- berfungsi sebagai asam. Ion atau molekul yang
dapat baik menyumbang maupun menerima proton dikatakan bersifat amfiprotik.

6. Walaupun sudah dapat menjelaskan definisi asam basa dengan lebih baik
namun, teori Bronsted-Lowry juga memiliki kelemahan yaitu teori ini terbatas
pada senyawa-senyawa yang memiliki proton. Pada kenyataannya, ada senyawa
yang tidak memiliki proton tetapi tergolong senyawa asam.
6
2. Definisi Lux – Flood
Untuk menjawab kekurangan dari teori Bronsted-Lowry maka lahirlah
suatu definisi Lux-Flood
CaO + H2O ↔ Ca(OH)
CO2 + H2O ↔ H2CO3
CaO + CO2 ↔ CaCO3
Bila CaO dan CO2 mula-mula dibiarkan bereaksi dengan air, produk hidrasinya
segera dikenali sebagai asam dan basa. Reaksi antara asam dan basa tersebut
menghasilkan garam CaCO3 dan pelarut, merupakan reaksi penetralan. Namun
reaksi tersebut dapat dikerjakan secara langsung seperti pada persamaan ketiga,
tanpa keikutsertaan pelarut. Sewajarnyalah bila selanjutnya reaksi tersebut
dianggap sebagai seaksi asam basa. Beberapa contoh lain dari reaksi langsung
antara oksida asam dan oksida basa adalah:
CaO + SiO2 → CaSiO3
3Na2O + P2O5 → 2Na3PO4
Prinsip umum dalam proses tersebut adalah dikenali oleh Lux dan Flood,
yang mengusulkan bahwa asam didefisnisikan sebagai donor ion oksida dan basa
sebagai akseptor ion oksida. Jadi pada reaksi tersebut, asam yaitu CaO dan Na2O
menyediakan ion oksidanya kepada basa CO2, SiO2, dan P2O5, sehingga
terbentuklah anion CO3
2-, SiO3
2- dan PO4
3-.
Konsep Lux-Flood sangat berguna dalam pengelolaan sistem anhidrat
pada suhu tinggi seperti dijumpai pada keramik dan metalurgi. Konsep ini
hubungannya terbalik dengan kimia dalam sistem air dari asam-basa, karena asam
adalah oksida yang bereaksi dengan air menghasilkan basa, misalnya:
Na2O + H2O → 2Na+ + 2OH-Dan
basa adalah anhidrida dari asam dalam air, misalnya:
P2O5 + 3H2O →2H3PO4

7. Walaupun begitu ada kelemahan teori Lux-Flood yaitu teori ini terbatas hanya
pada senyawa-senyawa yang memiliki ion oksida saja. Teori ini tidak dapat
menjelaskan sifat kebasaan dan keasaman suatu senyawa yang tidak memiliki ion
oksida di dalamnya.
7
3. Definisi Sistem Pelarut
Definisi ini dapat diterapkan pada sekalian kasus yang pelarutnya
mempunyai otoinisasi yang berarti, tanpa menghiraukan ada tidaknya proton.
Beberapa contoh adalah:
2H2O ↔ H3O+ + OH-
2NH3 ↔ NH4
+ + NH2
-
2H2SO4 ↔ H3SO4
+ + HSO4
-
2OPCl3 ↔ OPCl2
+ + OPCl4
-
2BrF3 ↔ BrF2
+ + BrF4
-
Zat terlarut yang meninggikan spesies kation yang khas pelarut tersebut adalah
asam, sedangkan zat yang meninggikan spesies anionnya adalah basa. Jadi bagi
pelarut BrF3, senyawaan seperti BrF2AsF6 yang melarut, dan menghasilkan ion
BrF2
+ dan AsF6
- adalah suatu asam, sedangkan KBrF4 adalah basa. Bila larutan
asam dan basa dicampur, terjadi reaksi penetralan membentuk garam dan molekul
pelarut.
BrF2
+ + AsF6
- + K+ + BrF4
- ↔ K+ + AsF6
- + 2BrF3
Asam basa garam
Bagi pelarut berproton definisi ini bahkan lebih luas dan lebih bermanfaat, karena
menerangkan mengapa sifat asam atau basa bukanlah sifat mutlat zat terlarut.
Agaknya sifat asam atau basa dari zat hanya dapat dirinci dalam kaitannya dengan
pelarut yang dipakai. Misalnya dalam air CH3COOH (asam asetat) adalah asam:
CH3COOH + H2O ↔ H3O+ + CH3COO-Dalam
sistem pelarut asam sulfat, CH3COOH adalah basa:
H2SO4 + CH3COOH ↔ CH3COOH2
+ + HSO4
-
Sebagai contoh lain, urea, H2NC(O)NH2 yang ternyata netral dalam air dan
merupakan asam dalam amonia cair
NH3 + H2NC(O)NH2 ↔ NH4
+ + H2NC(O)NH-

8. Adapun kelemahan dari definisi ini adalah sistem ini terlalu terkonsentrasi pada
reaksi-reaksi ionik dalam larutan dan pada sifat-sifat kimia dari pelarut hingga
melupakan sifat-sifat fisika.
8
4. Definisi Lewis
Salah satu definisi yang paling umum dan paling berguna dari sekalian
definisidiusulkan oleh G.N. Lewis, yang mendefinisikan asam sebagai akseptor
pasangan elektron, dan suatu basa sebagai donor pasangan elektron. Definisi ini
mencakup definisi Bronsted-Lowry sebagai kasus khusus karena proton dapat
dianggap sebagai akseptor pasangan elektron, dan basa apakah berupa OH-, NH2
-,
HSO4
- dan sebagainya sebagai donor pasangan elektron. Namun, definisi Lewis
meliputi sistem yang luas yang sama sekali tidak mengandung proton. Reaksi
antara amonia dan BF3 misalnya adalah reaksi asam basa.
Menurut Lewis semua ligan yang biasa digunakan dapat dipandang
sebagai basa, dan semua ion logam sebagai asam. Derajat pengikatan ion logam
terhadap ligan bisa dinyatakan sebagai derajat keasaman Lewis, dan
kecenderungan ligan untuk terikat kepada ion logam dapat dianggap sebagai
ukuran kebasaan Lewisnya. Kekuatan asam dan basa menurut Lewis tidak
merupakan sifat yang tetap dan inheren dari spesies yang dibahas, tetapi agak
bervariasi sesuai dengan pasangannya. Jadi urutan kekuatan basa dari sederet basa
Lewis dapat berubah bila jenis asam yang bisa bereaksi dengan basa tersebut
berubah. Pengaruh elektronik merupakan hal yang dapat mempengaruhi keasaman
dan kebasaan Lewis. Keelektronegatifan pensubstitusi memberikan pengaruh
nyata. Jadi kekuatan basa dan asam dipengaruhi secara berlawanan, seperti
tampak pada contoh berikut:
Basa : (CH3)3N > H3N > F3N
Asam : (CH3)3B < H3B < F3B
Makin bersifat menarik elektron (elektronegatif) pensubstitusi tersebut, makin
nyata keasaman Lewisnya dan mengurangi kebasaan Lewisnya.

9. 9
5. Definisi Usanovich
Mikhail Usanovich telah mengembangkan teori umum yang tidak
membatasi keasaman suatu senyawa yang hanya mengandung hidrogen saja,
tetapi lebih umum dari teori asam basa Lewis. Asam didefinisikan sebagai spesies
yang dapat menyumbangkan kation untuk kemudian bergabung dengan
(menerima) anion untuk menetralkan basa menghasilkan garam. Sedangkan Basa
didefinikasikan sebagai spesies yang dapat memberikan anion (elektron) untuk
bergabung dengan kation atau menetralkan asam kemudian menghasikan garam .
Definisi Usanovich ini telah mencakup semua definisi yang telah ada sebelumnya
dan konsep redoks (oksidasi-reduksi) sebagai kasus khusus dalam reaksi asam-basa.
Beberapa contoh reaksi asam-basa Usanovich:
Na2O (basa) + SO3 (asam) → 2Na+ + SO4
2− (yg dipertukarkan: anion O2−)
3(NH4)2S (basa) + Sb2S3 (asam) → 6NH4+ + 2 SbS4
3− (yg dipertukarkan : anion
S2−)
Na (basa) + Cl (asam) → Na+ + Cl− (yg dipertukarkan: elektron)
B. Penggolongan Asam dan Basa
Penggolongan senyawa tidak hanya terbatas pada keasaman dan
kebasaannya tetapi terdapat penggolongan yang lebih lanjut lagi dari asam dan
basa. Pada senyawa asam, terdapat penggolongan asam kuat dan asam lemah,
serta penggolongan asam keras dan lunak. Demikian juga pada basa, terdapat basa
kuat dan basa lemah, serta basa keras dan basa lunak.
Senyawa asam merupakan senyawa-senyawa yang memiliki pH di bawah 7.
Meskipun seluruh senyawa asam sama-sama memiliki pH di bawah 7, namun
terdapat juga perbedaan sifat antara senyawa asam yang satu dengan senyawa
asam yang lain. Berdasarkan nilai konstanta disosiasi (Ka) dan derajat disosiasi
(α), terdapat dua jenis asam yaitu asam kuat dan asam lemah. Asam kuat
merupakan senyawa asam yang terionisasi sempurna di dalam air, memiliki harga

10. Ka = ∞, dan nilai α = 1. Salah satu contoh senyawa asam kuat yaitu asam sulfat
(H2SO4). Asam lemah merupakan senyawa asam yang terionisasi sebagian kecil
di dalam air, memiliki harga Ka = 0, dan nilai α = 0. Salah satu contoh senyawa
asam lemah yaitu cuka atau asam asetat (CH3COOH). Sedangkan berdasarkan
polarisabilitas ion logam, yaitu kemampuan suatu kation untuk mempolarisasi
suatu anion dalam suatu ikatan, terdapat dua jenis asam yaitu asam keras dan
asam lunak.
Senyawa basa merupakan senyawa-senyawa yang memiliki pH di atas 7.
Meskipun seluruh senyawa basa memiliki pH di atas 7, namun terdapat juga
perbedaan sifat antara basa yang satu dengan basa yang lain. Berdasarkan nilai
konstanta disosiasi (Kb) dan derajat disosiasi (α), terdapat dua jenis senyawa basa
yaitu basa kuat dan basa lemah. Basa kuat merupakan basa yang terionisasi
sebagian besar atau seluruhnya di dalam air, memiliki harga Kb = ∞, dan nilai α =
1. Salah satu contoh senyawa basa kuat yaitu NaOH. Basa lemah merupakan
senyawa basa yang terionisasi sebagian kecil di dalam air, memiliki harga Kb = 0,
dan nilai α = 0. Salah satu contoh senyawa basa lemah yaitu NH3. Sedangkan
berdasarkan polarisabilitas ligan (anion), yaitu kemampuan suatu anion untuk
mengalami polarisasi akibat medan listrik yang berasal dari ion logam (kation),
terdapat dua jenis basa yaitu basa keras dan basa lunak.
Pada tahun 1963, Ralph Pearson mengusulkan sebuah konsep kualitatif
yang dikenal dengan prinsip Hard Soft Acid Base (Asam Basa Keras Lunak), yang
kemudian dibuat secara kuantitatif dengan bantuan Robert Parr pada tahun 1984.
Asam keras dan basa keras cenderung memiliki karakteristik atom atau ion yang
berukuran kecil, bilangan oksidasi tinggi, polarisabilitas rendah, elektronegatifitas
tinggi (untuk basa). Basa keras mempunyai energi Highest-Occupied Molecular
Orbitals (HOMO) rendah, dan asam keras mempunyai energi Lowest-Unoccupied
Molecular Orbitals (LUMO) tinggi. Sedangkan asam lunak dan basa lunak
cenderung memiliki karakteristik, atom atau ion berukuran besar, bilangan
oksidasi yang rendah atau nol, polarisabilitas tinggi, elektronegativitas rendah
(basa lunak). Basa lunak mempunyai energi HOMO lebih tinggi daripada basa
keras, dan asam lunak mempunyai energi LUMO lebih rendah daripada asam
keras. (Walaupun energi HOMO basa lunak masih lebih rendah daripada energi
10

11. LUMO asam lunak). Berikut adalah tabel yang berisi contoh asam basa keras
lunak dan intermedietnya :
Tabel Klasifikasi Asam Keras, Lunak, dan Intermediet
Asam Keras Asam Lunak Intermediet
Li+, Na+, K+, Rb+ Tl+, Cu+, Ag+, Au+
Be2+, Mg2+, Ca2+, Sr2+, Sn2+,
Hg2+, Cd2+, Pd2+, Pt2+
Mn2+, Zn2+
11
Pb2+, Fe2+, Co2+, Ni2+,
Cu2+, Os2+
Al3+, Ga3+, In3+, Sc3+, Cr3+,
Fe3+, Co3+, Y3+
Tl3+ Ru3+, Rh3+, Ir3+
Th4+, Pu4+, Ti4+, Zr4+
[VO]2+, [VO2]+
Tabel Klasifikasi Basa Keras, Lunak, dan Intermediet
Basa Keras Basa Lunak Intermediet
F-, Cl- I-, H-, R- Br-
[OH]-, [RO]-, [RCO2]-,
[CO3]2-, [NO3]-, [PO4]3-,
[SO4]2-, [ClO4]-
[CN]-, [RS]-, [SCN]- [N3]-, [NO2]-, [SO3]2-
H2O, ROH, R2O, NH3,
RNH2
CO, RNC, RSH, R2S, R3P,
R3As, R3Sb
C6H5NH2
Ligan-ligan dan ion-ion logam seperti tabel di atas dapat diklassifikasikan
menjadi jenis a dan jenis b sesuai dengan ikatannya. Yang termasuk kedalam ion-ion
logam klas (a) antara lain ion-ion logam alkali, ion-ion logam alkali tanah,
dan ion-ion logam transisi ringan dengan bilangan oksidasi yang lebih tinggi
seperti Ti4+, Cr3+, Fe3+, Co3+, dan ion hidrogen, H+. Dan yang termasuk kedalam
ion-ion logam klas (b) adalah ion-ion logam transisi yang lebih berat dengan
bilangan oksidasi yang lebih rendah seperti Cu+, Ag+, Hg+, Hg2+, Pd2+, dan Pt2+.
Menurut kecenderungannya terhadap ion-ion klas (a) atau klas (b), ligan-ligan

12. dapat diklassifikasikan menjadi ligan jenis (a) dan jenis (b). Kestabilan kompleks-kompleks
ini dapat disimpulkan sebagai berikut:
12
Kompleks logam
jenis (a)
Ligan Kompleks logam
jenis (b)
Paling kuat
R3N R2O F-Paling
lemah
R3P R2S Cl-
R3As R2Se Br-
Paling lemah R3Sb R2Te I- Paling kuat
Untuk logam-logam jenis (a) kompleks paling stabil terbentuk dengan ligan yang
paling ringan, dan berkurang kestabilannya dalam urutan menurun dalam
kelompok ligan tersebut. Untuk jenis (b) kecenderungan itu berlawanan.
Asam dan basa berinteaksi, dan interaksi paling stabil jika antara asam basa
keras-keras dan asam basa lunak-lunak. Teori ini telah digunakan pada kimia
organik dan kimia anorganik. Interaksi antara asam keras dan basa keras disebut
dengan interaksi ionik, sedangkan interaksi antara asam lemah dan basa lemah
lebih bersifat kovalen. Contohnya antara Cr3+ dan OH-. Cr3+ merupakan asam kuat
dan OH- merupakan basa kuat, sehinnga kedua asam basa ini akan berinteraksi
secara kuat melalui pembentukan ikatan koordinasi karena pasangan elektron
bebas unsur O pada OH- akan menempati orbital kosong yang ada di Cr3+.
Pada kenyataannya asam keras yang berikatan dengan dengan basa keras
akan memiliki kestabilan yang lebih tinggi dibandingkan asam keras yang
berikatan dengan basa lunak. Asam keras (misalnya : Fe3+) yang berikatan dengan
halogen, kestabilannya akan menurun berdasarkan urutan : F- > Cl- > Br- > I-.
Sedangkan asam lunak (misalnya : Hg2+) yang berikatan dengan golongan
halogen, kestabilannya akan meningkat berdasarkan urutan : F- < Cl- < Br- < I-.
Hal ini disebabkan karena F- dan Cl- merupakan basa keras, sehingga akan lebih

13. stabil jika berikatan dengan asam keras, sebaliknya I- yang merupakan basa lunak,
akan lebih stabil jika berikatan dengan asam lunak.
13

14. BAB III
KESIMPULAN
Berdasarkan tujuan yang telah dibuat maka dapat disimpulkan bahwa :
1. Dalam mempelajari sifat asam basa sangat banyak konsep yang dapat digunakan
seperti konsep Lewis, Bronsted-lowry, definisi pelarut, Lux-flood dan yang
lainnya. Semua definisi asam yang mengacu pada donasi spesies positif (ion
hidrogen atau kation pelarut) atau yang mengacu pada akseptansi spesies negatif
(ion oksida, sepasang elektron, dll). Basa didefinisikan sebagai donasi spesies
negatif (sepasang elektron, ion oksida, anion pelarut) atau akseptansi spesies
positif (ion hidrogen). Kita dapat menggeneralisasikan semua definisi tersebut
dengan menentukan keasaman sebagai suatu karakter positif dari suatu spesies
kimia yang dihasilkan dari reaksi dengan basa; dengan cara yang sama, kebasaan
adalah suatu karakter negatif dari suatu spesies kimia yang dihasilkan dari reaksi
dengan asam.
2. Asam dan basa digolongkan menjadi asam basa kuat dan lemah secara umum,
lebih lanjutnya digolongkan dengan asam basa keras lunak. Asam keras dan basa
keras cenderung memiliki karakteristik atom atau ion yang berukuran kecil,
bilangan oksidasi tinggi, polarisabilitas rendah, elektronegatifitas tinggi (untuk
basa). Basa keras mempunyai energi Highest-Occupied Molecular Orbitals
(HOMO) rendah, dan asam keras mempunyai energi Lowest-Unoccupied
Molecular Orbitals (LUMO) tinggi. Sedangkan asam lunak dan basa lunak
cenderung memiliki karakteristik, atom atau ion berukuran besar, bilangan
oksidasi yang rendah atau nol, polarisabilitas tinggi, elektronegativitas rendah
(basa lunak). Basa lunak mempunyai energi HOMO lebih tinggi daripada basa
keras, dan asam lunak mempunyai energi LUMO lebih rendah daripada asam
keras.
14

15. DAFTAR PUSTAKA
http://httpchemistrysrimulyani.blogspot.com/2013/08/asam-basa-keras-dan-lunak.
html diakses tanggal 9 Oktober 2014 pukul 11.30 WITA.
http://mynewbl.blogspot.com/2012/07/teori-asam-basa-tugas-kimia-anorganik.
html diakses tanggal 9 Oktober 2014 pukul 11.00 WITA.
http://urip.wordpress.com/2012/10/20/beberapa-teori-asam-basa-yang-tidak-umum/
diakses tanggl 9 Oktober 2014 pukul 11.30 WITA.
15