Reaksi Kimia bronsted-lowry dan lewis

Review

Reaksi Kimia bronsted-lowry dan lewis

DOSEN PENGAMPU:

Dr. YUSNELTI, M.Si

NAMA : REFI RIZKIANDI

NIM : A1C217030

PROGRAM STUDI PENDIDIKAN MATEMATIKA

FAKULTAS KEGURUAN DAN ILMU PENGETAHUAN

UNIVERSITAS JAMBI

2017

Bab ini akan menjelaskan teori asam dan basa Arrhenius, Bronsted-Lowry, dan Lewis, dan halaman ini juga menjelaskan hubungan antara ketiga teori asam dan basa tersebut.

A.           Teori Asam Basa Bronsted-Lowry

Teori asam basa ini bisa menjawab pertanyaan sebelumnya yang tidak dapat di jawab oleh teori arrhenius yaitu untuk reaksi tanpa menggunakan pelarut air. Brownsted Lowry diambil dari 2 nama Ilmuan  Johannes Nicolaus Brønsted and Thomas Martin Lowry. Mereka mengungkapakan teori asam basanya sebagai berikut :

·       Asam adalah senyawa yang dapat memberikan proton atau DONOR PROTON “a proton (hydrogen ion) donor”

·       Basa adalah senyawa yang dapat menerima proton atau RESEPIEN PROTON atau AKSEPTOR PROTON “a proton (hydrogen ion) acceptor”

.

Pada reaksi asam Basa Bronsted-Lowry, terdapat dua pasangan asam basa. Pasangan pertama  merupakan pasangan antara  asam dengan basa konjugasi (yang menyerap proton); dalam hal ini ditandai dengan Asam-1 dan Basa-1. Pasangan kedua adalah pasangan antara basa dengan asam konjugasi (yang memberi proton); dalam hal ini ditandai dengan Basa-2 dan Asam-2. Rumusan kimia pasangan asam-basa konjugasi hanya berbeda satu proton (H⁺).

Perhatikan contoh-contoh berikut.

Asam-1	+	Basa-2		Basa-1	+	Asam-2
HCl	+	NH3		Cl-	+	NH4+
H2O	+	CO3		OH-	+	HCO3-
CH3COOH	+	H2O		CH3COO-	+	H3O+
HNO2	+	CH3COOH		NO2-	+	CH3COOH2+

  

Teori tersebut bertentangan dengan yang dikemukakan Arrhenius, yakni bahwa jika ada senyawa yang bersifat asam  (menghasilkan ion H+) tidak memiliki hubungan dengan senyawa lain yang bersifat basa (menghasilkan OH-).

Sekarang dapat diungkapkan beberapa cara yang menunjukkan bahwa model asam-basa menurut Bronsted-Lowry lebih luas cakupannya dibandingkan model dari Arrhenius. Menurut model Bronsted-Lowry :

·        Basa adalah spesi akseptor  proton, misalnya ion OH-.

·        Asam dan basa dapat berupa ion atau molekul.

·        Reaksi asam-basa tidak terbatas pada larutan air.

·        Beberapa spesi dapat bereaksi sebagai asam atau basa tergantung pada pereaksi

Menurut Bronsted dan Lowry, asam adalah suatu zat yang dapat memberi proton (donor ion H⁺), sedangkan basa adalah suatu zat yang dapat menerima proton (akseptor ion H⁺). Berdasarkan definisi tersebut, dapat dikatakan bahwa jika terdapat zat yang bersifat asam, harus terdapat zat yang bersifat basa, demikian pula sebaliknya. Hal ini sesuai dengan “memberikan proton”, yang memiliki pengertian tidak mungkin terjadi peristiwa “memberikan proton” jika tidak ada zat lain yang akan “menerima proton” tersebut.

 Jadi teori asam basa ini menitik beratkan pada pemberi dan penerima proton atau ion hidrogen

Contoh
Teori asam basa Bronsted-Lowry pada pada rekasi tanpa pelarut air
HCl _(g)+ NH_3(g)-> NH4⁺+ Cl^-dari persamaan reaksi di atas HCl merupakan asam karenan ia mendonorkan protonnya kepada NH₃

Teori asam basa Bronsted-Lowry pada pada rekasi dengan pelarut air
HCl _(g) + H₂O_(aq)-> H₃O⁺_(aq)+ Cl^-_(aq)
HCl adalah bersifat asam karena jika dilarutkan dalam air menghasillkan ion hidrogen H⁺ atau H₃O⁺

Asam dan Basa Konjugasi

HCl _(g)+ NH_3(g)-> NH4⁺+ Cl^-

cara menentukan mana asam dan mana basa sebagai berikut

dari persamaan reaksi di atas terlihat bahwa HCl berperan sebagai donor proton (ion Hidrogen) dan NH3 sebagai akseptor proton, jadi HCl merupakan spesi asam dan  NH₃ merupakan spesi basa. Lalu apa yang dimaksud dengan asam konjugasi dan basa konjugasi? Asam Konjugasi merupakan Asam yang terbentuk dari basa yang telah menerima proton dan Basa Konjugasi adalah basa yang terbentuk dari asam yang telah melepas proton.

Asam	Proton	+	Basa Konjugasi
HCl	H+	+	Cl-
NH3	H+	+	NH2-
H2O	H+	+	OH-

Basa	Proton	+	Asam Konjugasi
NH3	H+	+	NH4+
H2O	H+	+	H3O+
S2-	H+	+	HS-

contoh soal teori asam basa Bronsted -Lowry

coba sobat tentukan mana yang merupakan asam dan basa serta asam konjugasi dan basa konjugasi dari reaksi berikut

HF_(aq) + SO₃^2–_(aq)–>   F^–_(aq)+ HSO₃^–_(aq)

CO₃^2–_(aq)+HC₂H₃O_2(aq)–> C₂H₃O2^–_(aq)+ HCO₃^–_(aq)

B.     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^-   ------->                     H2O

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

HCl_(g) + NH_3(g)      -------->                     NH₄Cl_(s)

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^-

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.

KEKUATAN ASAM BASA

A.   Hubungan Keelektrolitan dan Kekuatan Asam Basa

Kekuatan larutan elektrolit dapat diuji dengan menggunakan alat penguji elektrolit. Larutan elektrolit kuat dapat diketahui dengan adanya nyala lampu dan gelembung gas. Adapun pada larutan elektrolit lemah, lampu tetap menyala, tetapi mungkin redup bahkan tidak menyala. Meskipun demikian, tetap terjadi gelembung gas. Hal yang sama terjadi pada larutan asam/basa kuat yang dapat diketahui dengan nyala lampu dan adanya gelembung gas. Adapun untuk larutan asam/basa lemah hanya terdapat gelembung gas dan lampu tidak menyala atau menyala redup.

Asam kuat bereaksi dengan air menghasilkan larutan yang mengandung ion hidronium (H₃O⁺) dan anion dari asam. Sebagai contoh, jika HCl dilarutkan dalam air, akan terbentuk ion H₃O⁺_(aq) dan Cl^-_(aq). Larutan asam kuat/basa kuat ini akan menghasilkan arus listrik, seperti halnya garam. Adapun asam lemah seperti asam asetat (CH₃COOH) hanya menghasilkan gelembung gas atau lampu menyala, tetapi redup. Hal tersebut juga berlaku untuk basa lemah.

B.       Hubungan pH Larutan dan Kekuatan Asam-Basa

Kekuatan asam basa dapat juga ditentukan dari pH larutan dengan konsentrasi yang sama. pH asam kuat lebih kecil dibandingkan pH asam lemah, sedangkan pH basa kuat lebih besar dibandingkan dengan pH basa lemah. Asam kuat dalam air menghasilkan ion H⁺ secara sempurna sehingga memiliki harga pH kecil (berkisar 1-2). Adapun asam lemah dalam air menghasilkan ion H⁺ secara tidak sempurna sehingga memiliki pH besar (berkisar (3-5).

Begitu juga basa kuat dalam air menghasilkan ion OH^- secara sempurna sehingga memiliki harga pOH kecil (harga pH besar, yaitu berkisar 12-13). Basa lemah dalam air menghasil ion OH^- secara tidak sempurna sehingga memiliki harga pOH besar (harga pH kecil, yaitu berkisar 9-11). Harga kisaran tersebut sangat bergantung pada konsentrasi senyawanya.

C.      Derajat Disosiasi dan Perhitungan [H+] dan [OH-]

Kekuatan asam ditentukan oleh kemampuan menghasilkan ion H⁺. Semakin banyak ion H⁺ yang dihasilkan, semakin kuat sifat asamnya. Begitu juga kekuatan basa, sangat ditentukan oleh kemampuan menghasilkan ion OH-. Semakin banyak ion OH^- yang dihasilkan, semakin kuat sifat basanya. Jumlah ion H⁺ atau ion OH^- yang dihasilkan ditentukan oleh nilai derajat ionisasi (a), yang dirumuskan sebagai berikut:

     a =      å mol                                               zat yang terionisasi

           å mol zat yang dilarutkan

Untuk asam/basa kuat        : a mendekati 1

Untuk asam/basa lemah    : 0 < a < 1

a. Asam Kuat

             Asam kuat merupakan senyawa elektrolit kuat. Di dalam air, senyawa ini dapat menghasilkan ion H⁺ secara sempurna, yaitu seluruh molekul asam membentuk ion. Jumlah mol zat yang terionisasi sama dengan jumlah mol zat mula-mula. Dengan demikian, harga derajat ionisasi sama dengan satu (α = 1).

             Dalam penulisan reaksi ionisasi asam kuat, digunakan satu anak panah yang menyatakan bahwa seluruh asam kuat terionisasi. Perhatikan reaksi berikut.

HCl _(aq)  ------->                 H⁺ _(aq)  +    Cl^- _(aq)

H₂SO_{4 (aq)}    ------->                2H⁺_(aq)   +  SO₄^2-_(aq)

            Contoh senyawa asam kuat lainnya adalah HBr _(aq), HI _(aq), HNO_{3 (aq)}, dan HClO_{4 (aq)}. Konsentrasi ion H⁺ yang dihasilkan dan koefisien senyawa asalnya. Konsentrasi ion H⁺ dapat dihitung emnggunakan persamaan berikut.

[H⁺] = a  x  M_a

Keterangan : a          = jumlah atom H yang dilepas

                        M_a       = kemolaran asam

b. Basa Kuat

            Basa kuat merupakan senyawa elektrolit kuat. Di dalam air, senyawa ini menghasilkan ion OH^- secara sempurna, yaitu seluruh molekul basa membentuk ion (α = 1). Dalam penulisan ionisasi basa kuat, digunakan satu anak panah yang menunjuk ke arah yang menyatakan bahwa seluruh basa kuat terionisasi. Perhatikan contoh reaksi ionisasi basa kuat berikut.

NaOH _(aq) ------->                Na⁺ _(aq)   +    OH^- _(aq)

Ba(OH)_{2 (aq)}     -------->           Ba²⁺ _(aq)    +   2OH^- _(aq)

            Contoh basa kuat lainnya adalah KOH _(aq), RbOH _(aq), Ca(OH)_{2 (aq)}, dan Sr(OH)_{2 (aq)}. Konsentrasi ion OH^- yang dihasilkan dapat dihitung secara stoikiometri sesuai dengan koefisien ion OH^-. Konsentrasi ion OH^- dihitung menggunakan rumus berikut.

[OH^-]  =  b   x  M_b

Keterangan : b          = jumlah gugus OH yang diikat

                        M_b       = kemolaran basa

c. Asam Lemah

            Senyawa asam lemah merupakan elektrolit lemah sehingga di dalam air dapat terionisasi, tetapi tidak sempurna. Harga derajat ionisasi asam lemah berkisar antara mol dan satu ( 0 < α < 1 ). Senyawa ini terionisasi tidak sempurna sehingga masih ada molekul yang tidak terionisasi. Reaksinya merupakan reaksi kesetimbangan. Penulisan reaksi ionisasi asam lemah digunakan dua anak panah dengan arah bolak balik. Perhatikan contoh reaksi berikut.

CH3COOH (aq) ------>               CH3COO- (aq)  +  H+ (aq)

HF (aq)  -------->               H+ (aq)  +  F- (aq)

H2S (aq)    ------->             H+ (aq)  +  HS- (aq)

d. Basa Lemah

            Seperti asam lemah, basa lemah merupakan senyawa elektrolit lemah yang akan mengalami reaksi ionisasi tidak sempurna ( 0 < α < 1 ). Perhatikan reaksi berikut.

NH₄OH _(aq) ------>                   NH₄⁺ _(aq)  +  OH^- _(aq)

            Dengan menggunakan prinsip penurunan yang sama seperti pada perhitungan konsentrasi ion H⁺ dalam asam lemah, diperoleh persamaan berikut.

[OH^-]  =  √K_b x M_b (1 – α)

            Pada umumnya, senyawa basa lemah memiliki harga α yang sangat kecil sehingga dapat diabaikan. Dengan demikian, persamaan umum yang biasa digunakan untuk menghitung konsentrasi OH- adalah

[OH^-]  =  √K_b x √M_b

            Derajat ionisasi basa lemah dihitung menggunakan rumus berikut.

α  = [OH^-] 

       M_b

            Adapun hubungan α dengan K_b dapat dituliskan sebagai berikut.

α  =√ Kb/Mb 

Ion Kompleks

Ion kompleks adalah senyawa ionik, di mana kation dari logam transisi berikatan dengan dua atau lebih anion atau molekul netral. Dalam ion kompleks, kation logam unsur transisi dinamakan atom pusat, dan anion atau molekul netral terikat pada atom pusat dinamakan ligan (Latin: ligare, artinya mengikat).

Menurut teori asam-basa Lewis, ion logam transisi menyediakan orbital d yang kosong sehingga berperan sebagai asam Lewis (akseptor pasangan elektron bebas) dan ion atau molekul netral yang memiliki pasangan elektron bebas untuk didonorkan berperan sebagai basa Lewis.

Contoh ion kompleks adalah [Fe(H₂O)₆]³⁺.

Atom Fe bermuatan 3+ dengan konfigurasi elektron [Ar] 3d⁵ 4s⁰. Oleh karena atom Fe dapat mengikat enam molekul H₂O (netral), atom Fe harus menyediakan enam buah orbital kosong. Hal ini dicapai melalui hibridisasi d²sp³. 

 Oleh karena memerlukan enam orbital kosong, hibridisasi yang terjadi adalah d²sp³, yakni 2 orbital dari 3d, 1 orbital dari 4s, dan 3 orbital dari 4p. Keenam orbital d²sp³ selanjutnya dihuni oleh pasangan elektron bebas dari atom O dalam molekul H₂O.

Molekul atau ion yang bertindak sebagai ligan, yang terikat pada atom pusat, sekurang-kurangnya harus memiliki satu pasang elektron valensi yang tidak digunakan, misalnya Cl^–, CN^–, H₂O, dan NH₃, seperti ditunjukkan pada struktur Lewis Gambar 1.

Pada pembentukan ion kompleks, ligan dikatakan mengkoordinasi logam sebagai atom pusat. Ikatan yang terbentuk antara atom pusat dan ligan adalah ikatan kovalen koordinasi. Penulisan rumus kimia untuk ikatan koordinasi dalam senyawa kompleks digunakan tanda kurung siku. Jadi, dalam rumus [Cu(NH₃)₄]SO₄ terdiri atas kation [Cu(NH₃)₄]²⁺ dan anion SO₄^2–, dengan kation merupakan ion kompleks. Senyawa yang terbentuk dari ion kompleks dinamakan senya a kompleks atau koordinasi.

Ion kompleks memiliki sifat berbeda dengan atom pusat atau ligan pembentuknya. Misalnya, pada ion kompleks Fe(SCN)²⁺, ion SCN^– tidak berwarna dan ion Fe³⁺ berwarna cokelat. Ketika kedua spesi itu bereaksi membentuk ion kompleks, [Fe(SCN)₆]^3– warnanya menjadi merah darah.

Pembentukan kompleks juga dapat mengubah sifat-sifat ion logam, seperti sifat reduksi atau sifat oksidasi. Contohnya, Ag⁺ dapat direduksi oleh air dengan potensial reduksi standar:

Ag⁺(aq) + e^– → Ag(s)         E^o = +0,799 V

Namun ion [Ag(CN)₂]^– tidak dapat direduksi oleh air sebab ion Ag⁺ sudah dikoordinasi oleh ion CN^– menjadi stabil dalam bilangan oksidasi +1.

[Ag(CN)₂]^–(aq) + e^– → Ag(s)          E^o = –0,31 V

Kesimpulan

Asam kuat bereaksi dengan air menghasilkan larutan yang mengandung ion hidronium (H₃O⁺) dan anion dari asam. Kekuatan asam basa dapat juga ditentukan dari pH larutan dengan konsentrasi yang sama. pH asam kuat lebih kecil dibandingkan pH asam lemah, sedangkan pH basa kuat lebih besar dibandingkan dengan pH basa lemah. Asam kuat dalam air menghasilkan ion H⁺ secara sempurna sehingga memiliki harga pH kecil (berkisar 1-2). Adapun asam lemah dalam air menghasilkan ion H⁺ secara tidak sempurna sehingga memiliki pH besar (berkisar (3-5).

Kekuatan asam ditentukan oleh kemampuan menghasilkan ion H⁺. Semakin banyak ion H⁺ yang dihasilkan, semakin kuat sifat asamnya. Begitu juga kekuatan basa, sangat ditentukan oleh kemampuan menghasilkan ion OH-. Semakin banyak ion OH^- yang dihasilkan, semakin kuat sifat basanya. Jumlah ion H⁺ atau ion OH^- yang dihasilkan ditentukan oleh nilai derajat ionisasi (a).