KIMIA semester 2

Semester 2

Kelebihan dan Kekurangan Teori Asam Basa Bronsted Lowry- Reaksi antara gas dari asam klorida dan amonia yang bersifat basa menghasilkan NH₄Cl yang berupa kabut putih. Gas tersebut berasal dari larutan HCl dan NH₃ pekat.

HCl(g) + NH3(g) → NH4Cl(s)

Gas HCl dan gas NH3 dapat langsung bereaksi membentuk NH4Cl. Teori asam-basa Arrhenius belum bisa menjelaskan semua fenomena reaksi kimia. Oleh karena itu perlu ada teori asam-basa yang baru yang lebih mampu menjelaskan fenomena reaksi kimia.

Reaksi asam-basa ini dapat dijelaskan dengan teori asam basa Bronsted-Lowry. Bagaimana pengertian asam basa menurut Bronsted-Lowry?

1. Pengertian Asam-Basa Menurut Bronsted-Lowry

Johannes Bronsted dan Thomas Lowry pada tahun 1923, menggunakan asumsi sederhana yaitu: Asam memberikan ion H⁺ pada ion atau molekul lainnya, yang bertindak sebagai basa. Contoh, disosiasi air, melibatkan pemindahan ion H⁺ dari molekul air yang satu dengan molekul air yang lainnya untuk membentuk ion H₃O⁺ dan OH.

2H₂O(l) ⇄ H₃O+(aq) + OH^–(aq)

Reaksi antara HCl dan air menjadi dasar untuk memahami definisi asam dan basa menurut Brønsted-Lowry. Menurut teori ini, ketika sebuah ion H⁺ ditransfer dari HCl ke molekul air, HCl tidak berdisosiasi dalam air membentuk ion H⁺ dan Cl^-. Tetapi, ion H⁺ ditransfer dari HCl ke molekul air untuk membentuk ion H₃O⁺, seperti berikut ini.

HCl(g) + 2H₂O(l) ⇄ H₃O⁺(aq) + Cl(aq)

Sebagai sebuah proton, ion H⁺ memiliki ukuran yang lebih kecil dari atom yang terkecil, sehingga tertarik ke arah yang memiliki muatan negatif yang ada dalam larutan. Maka, H⁺ yang terbentuk dalam larutan encer, terikat pada molekul air. Model Brønsted, yang menyebutkan bahwa ion H⁺ ditransfer dari satu ion atau molekul ke yang lainnya, ini lebih masuk akal daripada teori Arrhenius yang menganggap bahwa ion H+ ada dalam larutan encer. Dari pandangan model Brønsted, reaksi antara asam dan basa selalu melibatkan pemindahan ion H⁺ dari donor proton ke akseptor proton. Asam bisa merupakan molekul yang netral.

HCl(g) + NH3(aq) ⇄ NH₄ ⁺(aq) + Cl^‑(aq)

Bisa ion positif

NH₄⁺(aq) + OH^–(aq) ⇄ NH₃(aq) + H₂O(l)

Atau ion negatif

H₂PO₄^–(aq) + H₂O(l) ⇄ HPO₄^2–(aq) + H₃O⁺(aq)

Pada reaksi antara HCl dan NH₃ terjadi perpindahan ion H⁺ atau proton, perhatikan reaksi berikut.

HCl memberikan H⁺ atau proton ke NH₃ sehingga terjadi ion NH₄⁺ dan ion Cl^–. Reaksi sebaliknya NH₄⁺ dapat memberikan H⁺ (proton) pada ion Cl^– sehingga terjadi lagi HCl dan NH₃.

Dari penjelasan ini disimpulkan bahwa asam adalah senyawa yang dapat memberikan proton (H⁺) kepada basa (donor proton), sedangkan basa adalah senyawa yang dapat menerima proton (H⁺) dari asam (akseptor proton). Reaksinya dapat ditulis:

HCl(l) + NH₃(aq) ⇄ NH₄ +(aq) + Cl–(aq)

Senyawa yang mengandung hidrogen dengan bilangan oksidasi +1 dapat menjadi asam. Yang termasuk asam Brønsted adalah HCl, H₂S, H₂CO₃, H₂PtF₆,NH₄⁺, HSO₄^-, and HMnO₄

2. Pasangan Asam-Basa Konjugasi

Bronsted-Lowry juga menyatakan bahwa jika suatu asam memberikan proton (H⁺), maka sisa asam tersebut mempunyai kemampuan untuk bertindak sebagai basa. Sisa asam tersebut dinyatakan sebagai basa konjugasi. Demikian pula untuk basa, jika suatu basa dapat menerima proton (H⁺), maka zat yang terbentuk mempunyai kemampuan sebagai asam disebut asam konjugasi.

Pada reaksi tersebut terlihat bahwa H₂O dapat bersifat sebagai asam dan basa. Zat yang demikian disebut zat amfoter. Zat amfoter artinya zat yang memiliki kemampuan untuk bertindak sebagai asam atau basa. Contoh lain yang termasuk amfoter adalah HCO₃^–.

Contoh basa konjugasi:

Asam → Proton + Basa Konjugasi

HCl(aq) ⇄H+(aq) + Cl^–(aq)

H₂O(aq) ⇄H⁺(aq) + OH^–(aq)

H₂SO₄(aq) ⇄H⁺(aq) + SO₄^2–(aq)

NH₄ +(aq) ⇄H⁺(aq) + NH

Contoh asam konjugasi sebagai berikut.

Basa +Proton → Asam Konjugasi

NH₃(aq) + H⁺(aq) ⇄ NH₄⁺(aq)

H₂O(aq) + H⁺(aq) ⇄ H₃O+(aq)

OH^–(aq) + H⁺(aq)⇄ H₂O(aq)

CO₃^2–(aq) + H⁺(aq) HCO₃^–(aq)

Perhatikan reaksi berikut:

HCl(aq) + H₂O(l) ⇄ H₃O+(aq) + Cl^‑(aq)

Pasangan asam-basa setelah terjadi serah terima proton dinamakan asam basa konjugasi.

a. HCl dan Cl^– merupakan pasangan asam-basa konjugasi. HCl adalah asam konjugasi dari Cl^– dan Cl^– adalah basa konjugasi dari HCl.

b. H₂O dan H₃O⁺ merupakan pasangan asam-basa konjugasi. H₂O adalah basa konjugasi dari H₃O⁺ dan H₃O⁺ adalah asam konjugasi dari H₂O.

Berikut ini contoh pasangan asam-basa konjugasi pada beberapa reaksi.

a. HNO₃(aq)+ H₂O(l) ⇄H₃O+(aq)+ NO₃^–(aq)

b. H₂O(l) + CN^–(aq) ⇄ HCN(aq)+ OH^–(aq)

c. H₂SO₄(aq)+ OH^–(aq) ⇄ HSO₄^–(aq) + H₂O(aq)

3. Kelebihan Teori Bronsted-Lowry

Konsep asam basa dari Bronsted dan Lowry lebih luas daripada konsep asam basa Arrhenius. Arrhenius hanya dapat menjelaskan sifat asam dan sifat basa bagi senyawa-senyawa yang memiliki H⁺ dan OH^– dengan rumus kimia HA untuk asam dan LOH untuk basa, sedangkan teori Bronsted dan Lowry mempunyai beberapa keunggulan di antaranya:                                                                                                        a. Konsep asam basa Bronsted dan Lowry tidak terbatas dalam pelarut air, tetapi juga dapat menjelaskan reaksi asam–basa dalam pelarut lain atau bahkan reaksi tanpa pelarut.                                                                                                              Contoh: Reaksi HCl dengan NH₃ dalam pelarut benzena.

HCl(benzena) + NH₃(benzena) ⇄ NH₄Cl(s)

b. Asam dan basa dari Bronsted-Lowry tidak hanya berupa molekul tetapi dapat juga berupa kation dan anion.

Contoh: NH₄⁺ bersifat asam karena dalam air dapat melepas proton.

c. Dapat menjelaskan senyawa yang bersifat sebagai asam dan basa yang disebut amfiprotik.

Namun teori asam basa Brønsted-Lowry ini tidak dapat menjelaskan bagaimana suatu reaksi asam basa dapat terjadi tanpa adanya transfer proton dari asam ke basa. Kekurangan ini kemudian mendorong peneliti lain, yaitu G.N. Lewis untuk mendefinisikan lebih lanjut asam dan basa ini.

4. Reaksi-reaksi dalam Larutan Asam dan Basa

Untuk menentukan jumlah zat yang terlibat dalam suatu reaksi, harus didasarkan pada persamaan reaksi yang terjadi. Ada berbagai reaksi dalam larutan asam-basa, antara lain sebagai berikut.

A. Reaksi Penetralan

Reaksi penetralan yaitu reaksi yang dihasilkan apabila terjadi reaksi antara asam dengan basa.

B. Reaksi Pembentukan Gas

1. Gas Hidrogen

Gas hidrogen terjadi jika asam direaksikan dengan sebagian logam.

2 HCl + Mg ⎯⎯→ MgCl₂ + H₂

2. Gas Karbon Dioksida

Gas karbon dioksida antara lain dihasilkan dari reaksi antara garam-garam

karbonat dengan asam

CaCO₃ + 2 HCl ⎯⎯→ CaCl₂ + H₂O + CO₂

C. Reaksi Pengendapan

Untuk mengetahui apakah suatu reaksi menghasilkan endapan atau tidak, harus diketahui kelarutan zat yang akan terjadi. Berikut ini merupakan zat-zat yang sukar larut dan mudah larut.

1 Hampir semua asam larut, kecuali H₂S dan H₂SiO₃.

2. Sebagian besar basa sukar larut, kecuali basa golongan IA, yaitu NaOH, KOH, LiOH, RbOH, dan CsOH.

3. Garam nitrat, asetat, klorat, dan perklorat mudah larut.

4. Garam klorida, bromida, dan iodida mudah larut, kecuali AgCl, AgBr, PbBr₂, Hg₂Br₂, AgI, PbI₂, Hg₂I₂, dan HgI₂.

5. Garam fluorida mudah larut, kecuali MgF₂, CaF₂, SrF₂, dan BaF₂.

6. Garam sulfat mudah larut, kecuali SrSO₄, BaSO₄, PbSO₄, dan HgSO₄.

7. Garam sulfida sukar larut, kecuali sulfida golongan IA, sulfida golongan IIA, dan (NH₄)₂S.

D. Reaksi Oksida

1. Reaksi antara oksida basa dengan asam. Contoh:

CaO + 2 HCl ⎯⎯→ CaCl₂ + H₂O

Sumber:

• Budi Utami, dkk. Kimia 2 untuk SMA/MA Kelas XI Program IPA: Jakarta. BSE 2009