Teori Asam Basa Lewis



097 Kisi Kisi Usbn Sma Ipa Kimia K2006 Pdf Google Drive

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- à
H2OSituasi ini sama dengan reaksi fasa gas yang pertama diterima sebagai reaksi asam basa dalam kerangka teori Bronsted dan Lowry.

HCl

(g) + NH3(g) àNH4Cl(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-.

BF

3 + 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.

Gilbert N. Lewis pada tahun 1923 mempublikasikan definisi asam basa berdasarkan teori ikatan kimia dimana definisi asam basa Lewis adalah sebagai berikut.

Asam adalah aseptor pasangan elektron bebas sedangkan basa adalah donor pasangan elektron bebas.

Teori asam basa Lewis mencakup pengertian yang lebih luas dibandingkan definisi asam basa Arrhenius dan Bronsted-Lowry. Konsep asam basa Bronsted-Lowry dengan Lewis adalah berbeda akan tetapi kedua konsep ini saling melengkapi. Basa Lewis adalah basa Bronsted-Lowry juga disebabkan dapat mendonorkan pasangan elektron bebasnya, akan tetapi asam Lewis belum tentu menjadi asam Bronsted-Lowry disebabkan asam Bronsted-Lowry adalah donor proton sedangkan asam Lewis adalah acceptor elektron. Spesies apapun yang dapat menjadi aseptor pasangan elektron bebas bisa disebut sebagai asam lewis.

Basa Lewis

Perlu diingat bahwa basa Lewis adalah donor pasangan elektron bebas, spesies berupa molekul atau ion yang memiliki tendensi untuk mendonorkan pasangan elektron bebasnya maka digolongkan dalam basa Lewis. Contoh basa Lewis adalah ion halide ( Cl-, F-, Br- dan I-), ammonia, ion hidroksida, molekul air, senyawa yang mengandung N, O, atau S, senyawa golongan eter, ketone, molekul CO2 dan lain-lain. Gambar dibawah menunjukkan basa Lewis dengan pasangan elektron bebasnya.

Asam Lewis adalah aseptor pasangan elektron bebas. Contoh asam lewis adalah H+, B2H6, BF3, AlF3, ion logam transisi yang bisa mebentuk ion kompleks seperti Fe2+, Cu2+, Zn2+, dan sebagainya. Oh ya mungkin kamu berfikir bahwa untuk menjadi asam Lewis akan selalu diperlukan orbital kosong untuk menampung pasangan elektron yang didonorkan oleh basa Lewis tapi hal ini tidaklah mutlak sebab untuk menjadi asam Lewis tidak selalu suatu spesies menyediakan orbital kosong.

Reaksi asam Lewis dan basa lewis dapat dicontohkan sebagai berikut:

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 + . . .  X + Y + Z + . . . (9.1)
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)
Reaksi disosiasi, yakni ketika elektrolit AB melarut di air dan terdisosiasi menjadi komponennya Adan B+ disebut dengan disosiasi elektrolit atau ionisasi.Reaksi ini juga merupakan reaksi reversibel.
AB  A- + B+ (9.3)
Kesetimbangan disosiasi elektrolit disebut dengan kesetimbangan disosiasi elektrolit. Konstanta kesetimbangannya disebut dengan konstanta disosiasi elektrolit. Konstanta ini didefinisikan sebagai berikut.
[AB], [A-] dan [B+] adalah konsentrasi kesetimbangan AB, A- dan B+.
Pada derajat tertentu air juga terdisosiasi. Konstanta disosiasi air didefinisikan sebagai berikut.
H2 H+ + OH-; K = [H+][OH-]/[H2O] … (9.5)
Konstata hasil kali ion air Kw didefinisikan sebagai:
Kw = [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
Di tahun 1886, Arrhenius mengusulkan teori disosiasi elektrolit, dengan teori ini ia mendefinisikan asam basa sebagai berikut:
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+.
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)
asam1basa2basakonjugat 1asamkonjugat 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 CO32- bersifat basa. Dalam reaksi antara ion CO32- 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)
asam1basa2basakonjugat 1asamkonjugat 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)
asam1basa2basakonjugat 1asamkonjugat 2
Contoh soal 9.1 pasangan asam basa konjugat
Tandai pasangan asam basa konjugat dalam reaksi berikut
HCO2H + PO43-–> HCO2- + HPO42-
HCO2H dan HCO2- membentuk satu pasangan, dan PO43- dan HPO42-membentuk pasangan lain.
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.
HNO–> H+ + NO3- … (9.17)
H2SO–> H+ + HSO4- … (9.18)
Demikian juga dalam hal basa kuat.
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.
[OH-] = 10-∴ [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  H+ + CH3COO(9.21)
Konstanta kesetimbangan disosiasi ini, Ka, disebut dengan konstanta disosiasi elektrolit atau konstanta disosiasi asam. Mengambil analogi dengan pH, pKa, didefinisikan sebagai:
Ka = ([H+][CH3COO-])/[CH3COOH] = 1,75 x 10-5 mol dm-3,pKa = 4,56 (25°C) (9.23)
Dengan menggunakan pKa, nilai Ka 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
AsamKapKa
Asam format HCOOH1,77 x 10-43,55
Asam asetat CH3COOH1,75 x 10-54,56
Asam khloroasetat1,40 x 10-32,68
ClCH2COOH
Asam benzoat C6H5COOH6,30 x 10-54,20
Asam karbonat H2CO3K1= 4,3 x 10-76,35
K2=5,6 x 10-1110,33
hidrogen sulfida H2SK1= 5,7 x 10-8K2= 1,2 x 10-157,0213,9
Asam fosfat H3PO4K1= 7,5 x 10-32,15
K2= 6,2 x 10-87,20
K3= 4,8 x 10-1312,35
Contoh soal 9.3 Konsentrasi ion hidrogen ion dalam asam lemah
Ka 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.
Ka = [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 + H2 NH4+ + OH- (9.24)
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:
Kb = [NH4+] [OH-]/[NH3] = 1,76 x 10-5 mol dm-3 (9.26)
Di larutan dalam air, Kb dapat diubah menjadi Ka dengan bantuan Kw. Jadi,
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 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:
H3PO H+ + H2PO4-, K1 = 7,5 x 10-3 mol dm-3 (9.28)
H2PO4-  H+ + HPO42-, K2 = 6,2 x 10-8 mol dm-3 (9.29)
HPO42-  H+ + PO43-, K3 = 4,8 x 10-13 mol dm-3 (9.30)
Data ini menunjukkan bahwa asam yang terlibat dalam tahap yang berturutan semakin lemah. Mirip dengan ini, kalsium hidroksida Ca(OH)2adalah basa divalen karena dapat melepas dua ion hidroksida.
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.
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 (9.30)
Situasi ini sama dengan reaksi fasa gas yang pertama diterima sebagai reaksi asam basa dalam kerangka teori Bronsted dan Lowry.
HCl(g) + NH3(g)  NH4Cl(s) (9.31)
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 BFdan ion fluorida F-.
Reaksi ini melibatkan koordinasi boron trifluorida pada pasangan elektron bebas ion fluorida. Menurut teori asam basa Lewis, BF3 adalah asam. Untuk membedakan asam semacam BFdari 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.

Gallery Teori Asam Basa Lewis

Github Suryaaws Media Teori Asam Basa Media Teori Asam

Teori Asam Basa Lewis Di Dalam Ilmu Kimia

Teori Asam Basa Lewis Di Dalam Ilmu Kimia

Soal Teori Asam Basa Lewis Youtube

Teori Asam Basa Larutan Asam Basa Amaldoft

Reaksi Asam Basa Lewis Serta Penggolongannya Urip Dot Info

Reaksi Asam Basa Lewis Serta Penggolongannya Urip Dot Info

Semua Tentang Kimia Asam Basa Lewis

Kisi Kisi Usbn Sma Mipa Kimia K2013 Pdf Google Drive

Asam Basa Revisi Pdf Asam Dan Basa 3 Teori Asam Dan Basa

Pengertian Asam Basa Sifat Teori Dan Contoh Reaksi Asam

Pdf Kelebihan Teori Asam Basa Lewis Cl Cl Cl Sn Cl

Definitions Of Arrhenius Bronsted Lowry And Lewis Acids

Asam Basa Lewis

Teori Asam Basa Lewis Rumushitung Com

Bab 9 Teori Asam Basa Dan Konsentrasi Larutan Share

Indikator Asam Basa Pengertian Teori Dan Contohnya

Teori Asam Basa Lewis Pengertian Contoh Pembahasan Soal

Berdasarkan Teori Asam Basa Lewis Pasangan Spesi Yg Dapat

Ilmu Pengetahuan Dan Teknologi Informasi Teori Asam Basa Lewis

Kimia Oke Teori Asam Basa Lewis

Berikan Contoh Yang Dapat Menjelaskan Teori Asam Basa

Asam Basa Bronsted Lowry Lewis Kimia Kelas Xi Youtube

Reaksi Asam Basa Wikiwand

Samuel S Web Materi Kimia Universitas Page 3

Teori Asam Basa

Teori Asam Basa

Teori Asam Dan Basa Lewis Anggi Kimia Pasca Unp

Teori Asam Basa Lewis Konsep Kimia Kokim


0 Response to "Teori Asam Basa Lewis"

Post a Comment

Iklan Atas Artikel

Iklan Tengah Artikel 1

Iklan Tengah Artikel 2

Iklan Bawah Artikel