A. MENURUT ARRHENIUS

Asam ialah senyawa yang dalam larutannya dapat menghasilkan ion H⁺.

Basa ialah senyawa yang dalam larutannya dapat menghasilkan ion OH^-.

Contoh:

1) HCl(aq) ® H⁺(aq) + Cl^-(aq)
2) NaOH(aq) ® Na⁺(aq) + OH^-(aq)

B. MENURUT BRONSTED-LOWRY

Asam ialah proton donor, sedangkan basa adalah proton akseptor.

Contoh:

1) HAc(aq) + H₂O(l) « H₃O+(aq) + Ac^-(aq)
asam-1 basa-2 asam-2 basa-1

HAc dengan Ac^- merupakan pasangan asam-basa konyugasi.
H₃O+ dengan H₂O merupakan pasangan asam-basa konyugasi.

2) H₂O(l) + NH₃(aq) « NH₄⁺(aq) + OH^-(aq)
asam-1 basa-2 asam-2 basa-1

H₂O dengan OH^- merupakan pasangan asam-basa konyugasi.
NH₄⁺ dengan NH₃ merupakan pasangan asam-basa konyugasi.

Pada contoh di atas terlihat bahwa air dapat bersifat sebagai asam (proton donor) dan sebagai basa (proton akseptor). Zat atau ion atau spesi seperti ini bersifat ampiprotik (amfoter).

Asam (yang sering diwakili dengan rumus umum HA) secara umum merupakan senyawa kimia yang bila dilarutkan dalam air akan menghasilkan larutan dengan pH lebih kecil dari 7. Dalam definisi modern, asam adalah suatu zat yang dapat memberi proton (ion H⁺) kepada zat lain (yang disebut basa), atau dapat menerima pasangan elektron bebas dari suatu basa. Suatu asam bereaksi dengan suatu basa dalam reaksi penetralan untuk membentuk garam. Contoh asam adalah asam asetat (ditemukan dalam cuka) dan asam sulfat (digunakan dalam baterai atau aki mobil). Asam umumnya berasa masam; walaupun demikian, mencicipi rasa asam, terutama asam pekat, dapat berbahaya dan tidak dianjurkan.

Berbagai Definisi Asam

Istilah "asam" merupakan terjemahan dari istilah yang digunakan untuk hal yang sama dalam bahasa-bahasa Eropa seperti acid (bahasa Inggris), zuur (bahasa Belanda), atau Säure (bahasa Jerman) yang secara harfiah berhubungan dengan rasa masam. Dalam kimia, istilah asam memiliki arti yang lebih khusus. Terdapat tiga definisi asam yang umum diterima dalam kimia, yaitu definisi Arrhenius, Brønsted-Lowry, dan Lewis.

• Arrhenius: Menurut definisi ini, asam adalah suatu zat yang meningkatkan konsentrasi ion hidronium (H₃O⁺) ketika dilarutkan dalam air. Definisi yang pertama kali dikemukakan oleh Svante Arrhenius ini membatasi asam dan basa untuk zat-zat yang dapat larut dalam air.
• Brønsted-Lowry: Menurut definisi ini, asam adalah pemberi proton kepada basa. Asam dan basa bersangkutan disebut sebagai pasangan asam-basa konjugat. Brønsted dan Lowry secara terpisah mengemukakan definisi ini, yang mencakup zat-zat yang tak larut dalam air (tidak seperti pada definisi Arrhenius).
• Lewis: Menurut definisi ini, asam adalah penerima pasangan elektron dari basa. Definisi yang dikemukakan oleh Gilbert N. Lewis ini dapat mencakup asam yang tak mengandung hidrogen atau proton yang dapat dipindahkan, seperti besi(III) klorida. Definisi Lewis dapat pula dijelaskan dengan teori orbital molekul. Secara umum, suatu asam dapat menerima pasangan elektron pada orbital kosongnya yang paling rendah (LUMO) dari orbital terisi yang tertinggi (HOMO) dari suatu basa. Jadi, HOMO dari basa dan LUMO dari asam bergabung membentuk orbital molekul ikatan.

Walaupun bukan merupakan teori yang paling luas cakupannya, definisi Brønsted-Lowry merupakan definisi yang paling umum digunakan. Dalam definisi ini, keasaman suatu senyawa ditentukan oleh kestabilan ion hidronium dan basa konjugat terlarutnya ketika senyawa tersebut telah memberi proton ke dalam larutan tempat asam itu berada. Stabilitas basa konjugat yang lebih tinggi menunjukkan keasaman senyawa bersangkutan yang lebih tinggi.

Sistem asam/basa berbeda dengan reaksi redoks; tak ada perubahan bilangan oksidasi dalam reaksi asam-basa.

Sifat-sifat

Secara umum, asam memiliki sifat sebagai berikut:

• Rasa: masam ketika dilarutkan dalam air.
• Sentuhan: asam terasa menyengat bila disentuh, terutama bila asamnya asam kuat.
• Kereaktifan: asam bereaksi hebat dengan kebanyakan logam, yaitu korosif terhadap logam.
• Hantaran listrik: asam, walaupun tidak selalu ionik, merupakan elektrolit.

Sifat Kimia

Dalam air, reaksi kesetimbangan berikut terjadi antara suatu asam (HA) dan air, yang berperan sebagai basa,

HA + H₂O ↔ A^- + H₃O⁺

Tetapan asam adalah tetapan kesetimbangan untuk reaksi HA dengan air:

Asam kuat mempunyai nilai K_a yang besar (yaitu, kesetimbangan reaksi berada jauh di kanan, terdapat banyak H₃O⁺; hampir seluruh asam terurai). Misalnya, nilai K_a untuk asam klorida (HCl) adalah 10⁷.

Asam lemah mempunyai nilai K_a yang kecil (yaitu, sejumlah cukup banyak HA dan A^- terdapat bersama-sama dalam larutan; sejumlah kecil H₃O⁺ ada dalam larutan; asam hanya terurai sebagian). Misalnya, nilai K_a untuk asam asetat adalah 1,8 × 10^-5.

Asam kuat mencakup asam halida - HCl, HBr, dan HI. (Tetapi, asam fluorida, HF, relatif lemah.) Asam-asam okso, yang umumnya mengandung atom pusat ber-bilangan oksidasi tinggi yang dikelilingi oksigen, juga cukup kuat; mencakup HNO₃, H₂SO₄, dan HClO₄. Kebanyakan asam organik merupakan asam lemah.

Larutan asam lemah dan garam dari basa konjugatnya membentuk larutan penyangga.

Sejarah

Sekitar tahun 1800, banyak kimiawan Prancis, termasuk Antoine Lavoisier, secara keliru berkeyakinan bahwa semua asam mengandung oksigen. Lavoisier mendefinisikan asam sebagai zat mengandung oksigen karena pengetahuannya akan asam kuat hanya terbatas pada asam-asam okso dan karena ia tidak mengetahui komposisi sesungguhnya dari asam-asam halida, HCl, HBr, dan HI. Lavoisier-lah yang memberi nama oksigen dari kata bahasa Yunani yang berarti "pembentuk asam". Setelah unsur klorin, bromin, dan iodin teridentifikasi dan ketiadaan oksigen dalam asam-asam halida ditemukan oleh Sir Humphry Davy pada tahun 1810, definisi oleh Lavoisier tersebut harus ditinggalkan.

Kimiawan Inggris pada waktu itu, termasuk Humphry Davy, berkeyakinan bahwa semua asam mengandung hidrogen. Kimiawan Swedia Svante Arrhenius lalu menggunakan landasan ini untuk mengembangkan definisinya tentang asam. Ia mengemukakan teorinya pada tahun 1884.

Pada tahun 1923, Johannes Nicolaus Brønsted dari Denmark dan Martin Lowry dari Inggris masing-masing mengemukakan definisi protonik asam-basa yang kemudian dikenal dengan nama kedua ilmuwan ini. Definisi yang lebih umum diajukan oleh Lewis pada tahun yang sama, menjelaskan reaksi asam-basa sebagai proses transfer pasangan elektron.

Penggunaan Asam

Asam memiliki berbagai kegunaan. Asam sering digunakan untuk menghilangkan karat dari logam dalam proses yang disebut "pengawetasaman" (pickling). Asam dapat digunakan sebagai elektrolit di dalam baterai sel basah, seperti asam sulfat yang digunakan di dalam baterai mobil. Pada tubuh manusia dan berbagai hewan, asam klorida merupakan bagian dari asam lambung yang disekresikan di dalam lambung untuk membantu memecah protein dan polisakarida maupun mengubah proenzim pepsinogen yang inaktif menjadi enzim pepsin. Asam juga digunakan sebagai katalis; misalnya, asam sulfat sangat banyak digunakan dalam proses alkilasi pada pembuatan bensin.

Teori asam basa

Ditulis oleh Yoshito Takeuchi pada 11-08-2008

a. Kesetimbangan kimia

Bila zat A, B dan C berubah menjadi X, Y dan Z dan secara simultan X, Y dan Z berubah menjadi A, B dan C, proses gabungan ini disebut reaksi reversibel dan diungkapkan dengan persamaan bertanda panah ganda di bawah ini.

A + B + C + . . .

Zat di sebelah kiri tanda panah disebut dengan reaktan, dan zat di sebelah kanan disebut produk.

Anda harus ingat bahwa kita berhutang budi pada Boyle dalam penggunaan kertas lakmus.

Di tahap awal reaksi, konsentrasi produk rendah, dan akibatnya laju reaksi balik juga rendah. Dengan berjalannya reaksi, laju reaksi balik akan meningkat, dan sebaliknya laju reaksi maju semakin rendah. Ketika akhirnya laju dua reaksi sama, nampaknya seolah tidak ada reaksi lagi. Keadaan semacam ini disebut dengan kesetimbangan kimia. Pada kesetimbangan, konsentrasi komponen bervariasi bergantung pada suhu.

Konsentrasi tiap komponen (biasanya dalam mol dm^-3) misalnya komponen A, disimbolkan dengan [A]. Maka konstanta kesetimbangan K didefinisikan sebagai

K = ([X][Y][Z] … )/([A][B][C] … ) (9.2)

b. Kesetimbangan disosiasi elektrolit

Reaksi disosiasi, yakni ketika elektrolit AB melarut di air dan terdisosiasi menjadi komponennya A^- dan B⁺ disebut dengan disosiasi elektrolit atau ionisasi.Reaksi ini juga merupakan reaksi reversibel.

AB

Kesetimbangan disosiasi elektrolit disebut dengan kesetimbangan disosiasi elektrolit. Konstanta kesetimbangannya disebut dengan konstanta disosiasi elektrolit. Konstanta ini didefinisikan sebagai berikut.

K = [A^-][B⁺]/[AB] (9.4)

[AB], [A^-] dan [B⁺] adalah konsentrasi kesetimbangan AB， A^- dan B⁺.

Pada derajat tertentu air juga terdisosiasi. Konstanta disosiasi air didefinisikan sebagai berikut.

H₂O

Konstata hasil kali ion air K_w didefinisikan sebagai:

K_w = [H⁺][OH^-] = 1,00 x 10^-14 mol² dm^-6 (298,15 K) …. (9.6)

Persamaan ini berlaku tidak hanya untuk air murni tetapi juga bagi larutan dalam air.

Jadi, dalam larutan asam, [H⁺] lebih besar dari [OH^-]. Konsentrasi ion hidrogen [H⁺] dalam HCl 1 molar adalah [H⁺] = 1,0 mol dm^-3 (elektrolit kuat) dan konsentrasi [H⁺] dalam 1 molar NaOH adalah [H⁺] = 10^-14/[OH^-] = 10^-14 mol dm^-3.

Hal ini menyatakan bahwa [H⁺] larutan berubah sebesar 10¹⁴ dari HCl 1 M ke NaOH 1M. Lebih lanjut, [H⁺] larutan dalam air biasanya cukup kecil. Jadi, akan lebih mudah bila digunakan skala pH, yakni skala logaritma berbasis 10

pH = -log [H⁺] (9.7)

c. Teori disosiasi elektrolit Arrhenius

Di tahun 1886, Arrhenius mengusulkan teori disosiasi elektrolit, dengan teori ini ia mendefinisikan asam basa sebagai berikut:

Teori asam basa Arrhenius asam: zat yang melarut dan mengion dalam air menghasilkan proton (H+) basa: zat yang melarut dan mengion dalam air menghasilkan ion hidroksida (OH-)

Dengan demikian, keasaman asam khlorida dan kebasaan natrium hidroksida dijelaskan denga persamaan berikut:

HCl + aq –> H⁺(aq) + Cl^-(aq) … (9.8)

NaOH + aq –> Na⁺(aq) + OH^-(aq) …. (9.9)

(aq) menandai larutan dalam air.

Walaupun teori Arrhenius baru dan persuasif, teori ini gagal menjelaskan fakta bahwa senyawa semacam gas amonia, yang tidak memiliki gugus hidroksida dan dengan demikian tidak dapat menghasilkan ion hidroksida menunjukkan sifat basa.

Proton, H⁺ , adalah inti atom hidrogen dan tidak memiliki sebuah elektron pun. Jadi dapat diharapkan proton jauh lebih kecil dari atom, ion atau molekul apapun. Karena H₂O memiliki kepolaran yang besar, proton dikelilingi dan ditarik oleh banyak molekul air, yakni terhidrasi (keadaan ini disebut hidrasi). Dengan kata lain, proton tidak akan bebas dalam air. Bila proton diikat dengan satu molekul H₂O membentuk ion hidronium H₃O⁺, persamaan disosiasi elektrolit asam khlorida adalah:

HCl + H₂O –> H₃O⁺ + Cl^- … (9.10)

Karena telah diterima bahwa struktur nyata dari ion hidronium sedikit lebih rumit, maka proton sering hanya dinyatakan sebagai H⁺ bukan sebagai H₃O⁺.

d. Teori Bronsted dan Lowry

Di tahun 1923, kimiawan Denmark Johannes Nicolaus Bronsted (1879-1947) dan kimiawan Inggris Thomas Martin Lowry (1874-1936) secara independen mengusulkan teori asam basa baru, yang ternyata lebih umum.

Teori Bronsted dan Lowry asam: zat yang menghasilkan dan mendonorkan proton (H⁺) pada zat lain basa: zat yang dapat menerima proton (H⁺) dari zat lain.

Berdasarkan teori ini, reaksi antara gas HCl dan NH₃ dapat dijelaskan sebagai reaksi asam basa, yakni

HCl(g) + NH₃(g) –>NH₄Cl(s) … (9.11)

simbol (g) dan (s) menyatakan zat berwujud gas dan padat. Hidrogen khlorida mendonorkan proton pada amonia dan berperan sebagai asam.

Menurut teori Bronsted dan Lowry, zat dapat berperan baik sebagai asam maupun basa. Bila zat tertentu lebih mudah melepas proton, zat ini akan berperan sebagai asam dan lawannya sebagai basa. Sebaliknya, bila zuatu zat lebih mudah menerima proton, zat ini akan berperan sebagai basa. Dalam suatu larutan asam dalam air, air berperan sebagai basa.

HCl	+	H2O	–>	Cl-	+	H3O+	…	(9.12)
asam1		basa2		basa konjugat 1		asam konjugat 2

Dalam reaksi di atas, perbedaan antara HCl dan Cl^- adalah sebuah proton, dan perubahan antar keduanya adalah reversibel. Hubungan seperti ini disebut hubungan konjugat, dan pasangan HCl dan Cl^- juga disebut sebagai pasangan asam-basa konjugat.

Larutan dalam air ion CO₃^2- bersifat basa. Dalam reaksi antara ion CO₃^2- dan H₂O, yang pertama berperan sebagai basa dan yang kedua sebagai asam dan keduanya membentuk pasangan asam basa konjugat.

H2O	+	CO32-	–>	OH-	+	HCO3-	…	(9.12)
asam1		basa2		basa konjugat 1		asam konjugat 2

Zat disebut sebagai amfoter bila zat ini dapat berperan sebagao asam atau basa. Air adalah zat amfoter yang khas. Reaksi antara dua molekul air menghasilkan ion hidronium dan ion hidroksida adalah contoh khas reaksi zat amfoter

H2O	+	H2O	–>	OH-	+	H3O+	…	(9.12)
asam1		basa2		basa konjugat 1		asam konjugat 2

Contoh soal 9.1 pasangan asam basa konjugat

Tandai pasangan asam basa konjugat dalam reaksi berikut

HCO₂H + PO₄^3-–> HCO₂^- + HPO₄^2-

Jawab

HCO₂H dan HCO₂^- membentuk satu pasangan, dan PO₄^3- dan HPO₄^2- membentuk pasangan lain.

e. Disosiasi asam dan basa

Interaksi yang membentuk kristal natrium khlorida sangat kuat sebagaimana dapat disimpulkan dari titik lelehnya yang sangat tinggi (>1400 °C). Hal ini berarti bahwa dibutuhkan energi yang cukup besar untuk mendisosiasi kristal menjadi ion-ionnya. Namun natrium khlorida melarut dalam air. Hal ini berarti bahwa didapatkan stabilisasi akibat hidrasi ion, yakni interaksi antara ion dan molekul air polar.

NaCl –> Na⁺(aq) + Cl^-(aq) (9.15)

Sistem akan mengeluarkan energi yang besar (energi hidrasi) dan mendapatkan stabilisasi.

Selain itu, dengan disosiasi, derajat keacakan (atau entropi) sistem meningkat. Efek gabungannya, stabilisasi hidrasi dan meningkatnya entropi, cukup besar sebab kristal terdisosiasi sempurna. Tanpa stabilisqsi semacam ini, pelarutan natrium khlorida dalam air merupakan proses yang sukar seperti proses penguapannya.

Disoasiasi elektrolit asam dan basa kuat adalah proses yang mirip. Dengan adanya stabilisasi ion yang terdisosiasi oleh hidrasi, asam dan basa kuat akan terdisosiasi sempurna. Dalam persamaan berikut, tanda (aq) dihilangkan walaupun hidrasi jelas terjadi.

HCl –> H⁺ + Cl^- … (9.16)

HNO₃ –> H⁺ + NO₃^- … (9.17)

H₂SO₄ –> H⁺ + HSO₄^- … (9.18)

Demikian juga dalam hal basa kuat.

NaOH –> Na⁺ + OH^- (9.19)

KOH –> K⁺ + OH^- (9.20)

Contoh soal 9.2 Konsentrasi proton dalam asam kuat dan basa kuat.

Hitung [H+] dan pH larutan NaOH 1,00 x 10^-3 mol dm^-3, asumsikan NaOH mengalami disosiasi sempurna.

Jawab

[OH^-] = 10^-3 ∴ [H⁺] = 10^-14/10^-3 = 10^-11pH = -log10^-11 = 11 Asam dan basa lemah berperilaku berbeda. Dalam larutan dalam air, disosiasi elektrolit tidak lengkap, dan sebagian atau hampir semua asam atau basa tadi tetap sebagai spesi netral. Jadi, dalam kasus asam asetat,

CH₃COOH

Konstanta kesetimbangan disosiasi ini, K_a, disebut dengan konstanta disosiasi elektrolit atau konstanta disosiasi asam. Mengambil analogi dengan pH, pKa, didefinisikan sebagai:

pKa = -logK_a (9.22)

K_a = ([H⁺][CH₃COO^-])/[CH₃COOH] = 1,75 x 10^-5 mol dm^-3,
pK_a = 4,56 (25°C) (9.23)

Dengan menggunakan pKa, nilai K_a yang sangat kecil diubah menjadi nilai yang mudah ditangani.

Jadi, menggunakan pKa sama dengan menggunakan pH. Kekuatan asam didefinisikan oleh konstanta disosiasi asamnya. Semakin besar konstanta disosiasi asamnya atau semakin kecil pKa-nya semakin kuat asam tersebut. Di Tabel 9.1 diberikan nilai konstanta disosiasi asam beberapa asam lemah.

Tabel 9.1 Konstanta disosiasi asam dan pKa beberapa asam lemah

Asam		Ka	pKa
Asam format HCOOH		1,77 x 10-4	3,55
Asam asetat CH3COOH		1,75 x 10-5	4,56
Asam khloroasetat		1,40 x 10-3	2,68
ClCH2COOH
Asam benzoat C6H5COOH		6,30 x 10-5	4,20
Asam karbonat H2CO3		K1= 4,3 x 10-7	6,35
K2=5,6 x 10-11	10,33
hidrogen sulfida H2S		K1= 5,7 x 10-8 K2= 1,2 x 10-15	7,02 13,9
Asam fosfat H3PO4		K1= 7,5 x 10-3	2,15
K2= 6,2 x 10-8	7,20
K3= 4,8 x 10-13	12,35

Contoh soal 9.3 Konsentrasi ion hidrogen ion dalam asam lemah

K_a asam butirat CH₃CH₂CH₂COOH adalah 1,51 x 10^-5 mol dm^-3. Hitung pH larutan asam butirat 1,00 x 10^-2 mol dm^-3.

Jawab

K_a = [H⁺][C₃H₇COO^-]/[C₃H₇COOH] = 1,51 x 10^-5 mol dm^-3 dan [H⁺] = [C₃H₇COO^-].

[C₃H₇COOH] dapat didekati dengan konsentrasi asam butirat awal (besarnya yang terionisasi sangat kecil). Maka ([H⁺])² = 1,51 x 10^-5 x 1,00 x 10^-2. Jadi, [H⁺] = 3,89 x 10^-4 mol dm^-3. pH = 3,42.

Amonia adalah basa lemah, dan bila dilarutkan dalam air, sebagian akan bereaksi dengan air menghasilkan ion hidroksida OH^-.

NH₃ + H₂O

Dalam reaksi ini air berperan sebagai pelarut dan pada saat yang sama sebagai reagen. Konstanta kesetimbangan reaksi ini didefinisikan dalam persamaan:

K = [NH₄⁺] [OH^-]/[NH₃] [H₂O] (9.25)

Konsentrasi air, [H₂O], daat dianggap hampir tetap (55,5 mol dm^-3) pada temperatur dan tekanan kamar, dan konstanta disosiasi basanya didefinisikan sebagai:

K_b = [NH₄⁺] [OH^-]/[NH₃] = 1,76 x 10^-5 mol dm^-3 (9.26)

Di larutan dalam air, K_b dapat diubah menjadi K_a dengan bantuan K_w. Jadi,

K_b = K_a/K_w (9.27)

Jadi kita dapat mengungkapkan kekuatan basa dengan kekuatan (dalam hal ini kelemahan) asam konjugatnya. Dengan prosedur ini, asam dan basa dibandingkan dengan standar yang sama.

ASAM POLIPROTIK

Asam sulfat H₂SO₄ adalah asam diprotik karena dapat melepas dua proton dalam dua tahap. Untuk asam poliprotik, didefinisikan lebih dari satu konstanta disosiasi. Konstanta disosiasi untuk tahap pertama dinyatakan sebagai K₁, dan tahap kedua dengan K₂.

Bila dibandingkan dengan tahap ionisasi pertamanya yang mengeluarkan proton pertama, ionisasi kedua, yakni pelepasan proton dari HSO₄^-, kurang ekstensif. Kecenderungan ini lebih nampak lagi pada asam fosfat, yang lebih lemah dari asam sulfat. Asam fosfat adalah asam trivalen dan terdisosiasi dalam tiga tahap berikut:

H₃PO₄

H₂PO₄^-

HPO₄^2-

Data ini menunjukkan bahwa asam yang terlibat dalam tahap yang berturutan semakin lemah. Mirip dengan ini, kalsium hidroksida Ca(OH)₂ adalah basa divalen karena dapat melepas dua ion hidroksida.

f. Teori asam basa Lewis

Di tahun 1923 ketika Bronsted dan Lowry mengusulkan teori asam-basanya, Lewis juga mengusulkan teori asam basa baru juga. Lewis, yang juga mengusulkan teori oktet, memikirkan bahwa teori asam basa sebagai masalah dasar yang harus diselesaikan berlandaskan teori struktur atom, bukan berdasarkan hasil percobaan.

Teori asam basa Lewis Asam: zat yang dapat menerima pasangan elektron. Basa: zat yang dapat mendonorkan pasangan elektron.

Semua zat yang didefinisikan sebagai asam dalam teori Arrhenius juga merupakan asam dalam kerangka teori Lewis karena proton adalah akseptor pasangan elektron . Dalam reaksi netralisasi proton membentuk ikatan koordinat dengan ion hidroksida.

H⁺ + OH^-

Situasi ini sama dengan reaksi fasa gas yang pertama diterima sebagai reaksi asam basa dalam kerangka teori Bronsted dan Lowry.

HCl(g) + NH₃(g)

Dalam reaksi ini, proton dari HCl membentuk ikatan koordinat dengan pasangan elektron bebas atom nitrogen.

Keuntungan utama teori asam basa Lewis terletak pada fakta bahwa beberapa reaksi yang tidak dianggap sebagai reaksi asam basa dalam kerangka teori Arrhenius dan Bronsted Lowry terbukti sebagai reaksi asam basa dalam teori Lewis. Sebagai contoh reakasi antara boron trifluorida BF₃ dan ion fluorida F^-.

BF₃ + F^-–> BF₄^- … (9.32)

Reaksi ini melibatkan koordinasi boron trifluorida pada pasangan elektron bebas ion fluorida. Menurut teori asam basa Lewis, BF₃ adalah asam. Untuk membedakan asam semacam BF₃ dari asam protik (yang melepas proton, dengan kata lain, asam dalam kerangka teori Arrhenius dan Bronsted Lowry), asam ini disebut dengan asam Lewis. Boron membentuk senyawa yang tidak memenuhi aturan oktet, dan dengan demikian adalah contoh khas unsur yang membentuk asam Lewis.

Karena semua basa Bonsted Lowry mendonasikan pasangan elektronnya pada proton, basa ini juga merupakan basa Lewis. Namun, tidak semua asam Lewis adalah asam Bronsted Lowry sebagaimana dinyatakan dalam contoh di atas.

Dari ketiga definisi asam basa di atas, definisi Arrhenius yang paling terbatas. Teori Lewis meliputi asam basa yang paling luas. Sepanjang yang dibahas adalah reaksi di larutan dalam air, teori Bronsted Lowry paling mudah digunakan, tetapi teori Lewis lah yang paling tepat bila reaksi asam basa melibatkan senyawa tanpa proton.