TEORI ASAM BASA BRONSTED-LOWRY

114 Bronsted dan Lowry Sumber: http:dbhs.wvusd.k12.ca.us Dalam reaksi kesetimbangan asam-basa, baik reaksi ke arah produk kanan maupun ke arah pereaksi kiri melibatkan transfer proton. Misalnya reaksi antara NH 3 dan H 2 O, persamaan kimianya: NH 3 g + H 2 Ol NH 4 + aq + OH – aq Pada reaksi ke kanan: NH 3 menerima proton dari H 2 O, jadi NH 3 adalah basa akseptor proton dan H 2 O tentunya merupakan asam donator proton dalam reaksi di atas. Pada reaksi kebalikannya reaksi ke kiri: NH 4 + adalah pemberi proton terhadap OH – , maka ion NH 4 + adalah merupakan asam dan ion OH – adalah basa. Antara NH 3 dan NH 4 + dibedakan oleh proton, yaitu molekul NH 3 menjadi NH 4 + dengan menarik proton, sedangkan ion NH 4 + menjadi molekul NH 3 dengan melepaskan proton. Spesi NH 3 dan NH 4 + seperti itu dikatakan sebagai pasangan konjugat. Suatu pasangan konjugat asam-basa terdiri dari dua spesi yang terlibat dalam reaksi asam-basa, satu asam satu basa dibedakan oleh penarikan dan pelepasan proton. Jadi, NH 4 + adalah asam konjugat dari NH 3 dan NH 3 adalah basa konjugat dari NH 4 + . NH 3 g + H 2 Ol NH 4 + aq + OH – aq basa 2 asam 1 asam 2 basa 1 konjugasi konjugasi Model Bronsted-Lowry mendefinisikan suatu spesi sebagai asam atau basa menurut fungsinya di dalam reaski asam-basa atau reaksi transfer proton. Oleh sebab itu, beberapa spesi dalam reaksi asam-basa dapat berperan sebagai asam atau basa. Suatu spesi yang dapat bereaksi sebagai asam atau basa dan bergantung pada jenis pereaksinya dinamakan ampiprotik. Contoh: Sifat ampiprotik dari air: NH 3 g + H 2 Ol NH 4 + aq + OH – aq basa asam asam basa CH 3 COOHaq + H 2 Oaq CH 3 COO – aq + H 3 O + aq asam basa basa asam Pada kasus pertama, air bereaksi sebagai asam dengan basa NH 3 . sedangkan 115 pada kasus ke dua, air bereaksi sebagai basa dengan asam CH 3 COOH. Model asam-basa menurut Bronsted-Lowry lebih luas cakupannya dibandingkan model dari Arrhenius. Jadi, menurut Bronsted-Lowry: 1. Basa adalah spesi akseptor penerima proton, 2. Asam adalah spesi donatur pemberi proton, 3. Reaksi asam-basa tidak terbatas pada larutan air, 4. Beberapa spesi dapat bereaksi sebagai asam atau basa bergantung pada pereaksi lain.

G. TEORI ASAM BASA LEWIS

Konsep asam-basa menurut Bronsted-Lowry mem-punyai keterbatasan, yaitu dalam menjelaskan reaksi-reaksi yang melibatkan senyawa tanpa proton H + . Misalnya reaksi antara oksida basa, Na 2 O dan oksida asam SO 3 yang membentuk garam Na 2 SO 4 , dan reaski antara senyawa NH 3 dan BF 3 dan beberapa reaksi yang melibatkan senyawa kompleks. Na 2 Os + SO 3 g Na 2 SO 4 s Menurut G.N. Lewis, basa adalah suatu senyawa yang dapat memberikan pasangan elektron kepada senyawa lain donor pasangan elektron, sedangkan asam adalah senyawa yang dapat menerima pasangan elektron akseptor pasangan elektron. Contoh: H + + NH 3 NH 4 + O 2– + SO 3 SO 4 2– H + 116 H + + asam basa O 2– + basa lewis asam lewis Menurut Arrhenius, asam merupakan suatu zat yang bila dilarutkan ke dalam air akan menghasilkan ion hidrogen H + dan basa merupakan suatu senyawa yang jika dilarutkan ke dalam air akan menghasilkan ion OH – . Menurut Johannes N. Bronsted- Lowry, asam merupakan spesi donator pemberi proton dan basa merupakan spesi akseptor penerima proton. Menurut G.N. Lewis, basa merupakan suatu senyawa yang dapat memberikan pasangan elektron kepada senyawa lain donor pasangan elektron, sedangkan asam merupakan senyawa yang dapat menerima pasangan elektron akseptor pasangan elektron. Adanya ion H + atau OH – yang dihasilkan oleh suatu asam atau basa akan mengakibatkan terjadinya pergeseran kesetimbangan air. H 2 Ol H + aq + OH – aq Sehingga dapat mempengaruhi konsentrasi ion H + dan OH – dalam larutan tersebut. Asam kuat merupakan asam yang dapat terionisasi sempurna atau mendekati sempurna dalam larutannya, dan asam lemah merupakan asam yang dalam larutannya terionisasi sebagian. Harga K a menggambarkan kekuatan asam. Semakin besar harga K a berarti semakin banyak ion H + yang dihasilkan, atau semakin kuat asam tersebut. Selain harga K a , besaran lain yang dapat digunakan untuk menggambarkan kekuatan asam adalah derajat ionisasi . Basa kuat merupakan basa yang dalam larutannya dapat terionisasi sempurna sedangkan basa lemah hanya sedikit mengalami ionisasi, sehingga reaksi ionisasi basa lemah merupakan reaksi kesetimbangan. K b dan dapat digunakan sebagai ukuran kekuatan basa, sama seperti halnya dalam asam lemah. Semakin besar harga K b semakin kuat basanya dan semakin besar derajat ionisasinya. Menurut Sorensen, pH merupakan fungsi logaritma negatif dari konsentrasi ion H + GLOSARIUM Ringkasan