Jelaskan apa yang dimaksud dengan asam-basa Bronsted-Lowry?

Jelaskan apa yang dimaksud dengan asam-basa Bronsted-Lowry?

Teori asam basa. Dalam kehidupan sehari-hari kita cukup sering menjumpai senyawa asam basa baik dari makanan maupun barang yang digunakan. Salah satunya adalah detergen yang digunakan untuk mencuci pakaian, merupakan zat yang bersifat basa.

Asam basa merupakan larutan elektrolit. Larutan tersebut dapat pula dikenal dengan ciri khas, seperti asam mempunyai rasa masam contohnya cuka dapur, vitamin C, maupun jeruk nipis. Sedangkan basa mempunyai rasa pahit dan licin bila dipegang, seperti detergen, pasta gigi, maupun kapur sirih.

Seiring dengan perkembangan ilmu pengetahuan dan teknologi, ada beberapa para ahli menjelaskan sifat asam dan basa melalui sebuah teori secara rinci. Setidaknya, ada 3 teori asam basa menurut para ahli antara lain Teori Arrhenius, Teori Bronsted-Lowry, Teori Asam Basa Lewis.

Ahli kimia yang berasal dari Swedia yaitu Svante Arrhenius menghubungkan sifat keasaman dengan ion hydrogen (H+) pada tahun 1884. Asam Arrhenius adalah zat yang apabila dilarutkan dalam air akan menghasilkan ion H+ dalam larutan, misalnya asam klorida (HCl) dan asam asetat (CH3COOH). Dengan persamaan reaksi dari asam klorida dan asam asetat sebagai berikut :

HCl (aq) → H+ (aq) + Cl (aq)

CH3COOH (aq) → Ch3COO– (aq) + H+ (aq)

Berdasarkan persamaan reaksi tersebut maka ciri khasnya adalah dalam pelarut air zat tersebut mengion menjadi hidrogen yang bermuatan positif  dengan lambing H+ dan ion yang bermuatan negative akan disebut dengan sisa asam.

(Baca juga: Daur Biogeokimia dan Jenisnya)

Disamping itu, basa Arrhenius adalah zat yang apabila dilarutkan dalam air akan menghasilkan ion OH–. Misalnya natrium hidroksida (NaOH) dan ammonium hidroksida (NH4OH). Dimana, persamaan reaksi basa tersebut antara lain

NaOH (aq) → Na+ (aq) + OH– (aq)

NH4OH (aq) → Nh4+ (aq) + OH– (aq)

Basa yang dalam larutan banyak menghasilkan ion OH- disebut basa kuat, sedangkan yang sedikit menghasilkan ion OH- disebut dengan basa lemah. Tidak semua senyawa yang dalam rumus kimianya terdapat gugus hidroksida termasuk golongan basa.

Pada tahun 1923, ahli kimia Johannes Nicolaus Bronsted dan Thomas Martin Lowry mengembangkan definisi asam dan basa berdasarkan kemampuan (donor) atau menerima (akseptor) proton (ion H+). Menurut konsep Bronsted dan Lowry, zat yang memiliki kecenderungan untuk menyumbangkan ion H+ pada zat lain adalah asam. Sedangkan zat yang memiliki kecenderungan untuk menerima ion H+ dari zat lain adalah basa.

Senyawa yang dapat bertindak sebagai asam basa Bronsted-Lowry disebut amfoter. Perhatikan reaksi berikut ini !

HCl (aq) + NH3 (aq)   →        NH4+ (aq)        +          Cl–(aq)

(asam)        (basa)                   (asam konjugasi)         (basa konjugasi)

Pada reaksi tersebut, asam klorida (HCl) menyumbangkan proton (H+) pada ammonia (NH3) dan membentuk ion ammonium yang bermuatan positif (NH4+) dan ion klorida yang bermuatan negatif (CI–). Sehingga NH3 merupakan basa Bronsted – Lowry karena menerima proton. Pada bagian produk, Cl- disebut dengan basa konjugasi dari HCl dan NH4+ disebut dengan asam konjugasi dari basa NH3.

Pada tahun 1923, Gilbert Newton Lewis seorang ahli kimia dari UC Berkeley mengusulkan teori alternative untuk menggambarkan asam dan basa. Teorinya menjelaskan tentang asam dan basa berdasarkan struktur dan ikatan.

Asam menurut Lewis adalah suatu zat yang mempunyai kecenderungan menerima pasangan electron dari basa. Contoh beberapa asam Lewis adalah SO3, BF3, maupun AlF3. Sedangkan basa menurut Lewis adalah zat yang dapat memberikan pasangan elektron. Basa lewis memiliki pasangan electron bebas, contohnya adalah NH3, Cl–, maupuan ROH. Lewis menjelaskan lebih lanjut bahwa reaksi asam basa merupakan reaksi serah terima pasangan elektron, sehingga terbentuk suatu ikatan kovalen koordinasi.

Teori Bronsted dan Lowry. Pernahkah kamu mengalami sakit maag? Saat mengalaminya, maka lambung akan terasa sakit, perih dan mual. Hal tersebut dikarenakan oleh asam lambung yang tinggi, sehingga kita harus meminum obat untuk meredakan gejala sakit tersebut. Dalam obat maag sendiri ternyata memiliki sifat basa, sehingga dapat menetralkan asam lambung yang tinggi.

Nah, dalam mata pelajaran kimia ada beberapa teori asam basa. Pada materi ini kita akan membahas salah satu teori mengenai asam basa, yaitu teori asam basa menurut Bronsted – Lowry. Untuk lebih jelasnya, yuk kita simak penjelasannya!

Pada tahun 1923, ahli kimia Johannes Nicolaus Bronsted dan Thomas Martin Lowry mengembangkan definisi asam dan basa berdasarkan kemampuan senyawa untuk menyumbangkan (donor) atau menerima (akseptor) proton (ion H+).

Baca Juga :   Bagaimana hukum memposisikan antara hak dengan penegakan keadilan

Menurut teori Bronsted dan Lowry, zat yang memiliki kecenderungan untuk menyumbangkan ion H+ pada zat lain adalah asam. Sedangkan zat yang memiliki kecenderungan untuk menerima ion H+ dari zat lain adalah basa. Senyawa yang dapat bertindak sebagai asam dan basa Bronsted – Lowry disebut amfoter.

Sebagai contoh:

HCl (aq) + NH3 (aq)      →        NH4+ (aq)                      +          Cl– (aq)

(asam)       (basa)                       (asam konjugasi)                       (basa konjugasi)

Pada reaksi tersebut, asam klorida (HCl) menyumbangkan proton (H+) pada ammonia (NH3) dan membentuk ion ammonium yang bermuatan positif (NH4+) dan ion klorida yang bermuatan negative (Cl–). Sehingga HCl merupakan asam dan ion klorida yang bermuatan negative (Cl–). Sehingga HCl merupakan asam Bronsted – Lowry karena menerima proton.

(Baca juga: Mengenal Sifat Fisis dan Kimia Gas Mulia)

Pada bagian produk, Cl– disebut dengan basa konjugasi dari HCl dan NH4+ disebut dengan asm konjugasi dari basa NH3. Dalam reaksi asam basa Bronsted – Lowry, asam konjugasi adalah spesi yang terbentuk setelah basa menerima proton, sedangkan basa konjugasi adalah spesi yang terbentuk setelah asam menyumbangkan protonnya.

Contoh soal :

Tentukan pasangan asam basa konjugasi dari reaksi berikut ini :

HCl (aq) + H2O (I) → H3O+ (aq) + Cl– (aq)

Jawaban :

Pada reaksi ini, HCl menyumbangkan proton pada air (H2O), sehingga HCl merupakan asam Bronsted – Lowry. Setelah HCl menyumbangkan protonnya, ion Cl– terbentuk. Oleh karena itu H3O+ merupakan asam konjugasi dari H2O. pasangan asam basa konjugasi ditunjukan oleh gambar bagan berikut ini :

Lihat Foto

Teori Asam Basa: Pengertian Para Ahli dan Sifatnya

KOMPAS.com
– Bagi mereka yang memiliki sakit lambung, pasti akan merasakan bahwa asam di lambungnya sedang tinggi. Sehingga membutuhkan obat yang bisa meredakan gejalanya.

Salah satu sifat obat lambung adalah sifat basa. Sifat ini bisa menetralkan asam lambung yang tinggi. Tahuah kamu apa itu asam dan basa? Berikut penjelasan teori asam dan basa dari Arrhenius, Bronsted-Lowry, dan Lewis:

Teori Asam Basa Arrhenius

Teori asam basa Arrhenius dikemukakan oleh Swedia Svante Arrhenius pada tahun 1884 menjadikannya teori pertama yang mengklasifikasikan senyawa menjadi asam dan basa.

Dilansir dari Chemguide, menurut Arrhenius, asam adalah zat yang menghasilkan ion hidrogen (H+) dalam larutan sedangkan basa adalah zat yang menghasilkan ion hidroksida (OH-) dalam larutan.

Asam dan basa dapat bereaksi menghasilkan air dan senyawa ionic garam, reaksi tersebut disebut dengan reaksi netralisasi.

Misalnya reaksi asam sulfat (H2SO4) dan kalium hidroksida (KOH) yang menghasilkan air dan senyawa ionic garam kalium sulfat (K2SO4).

Baca juga: Asam Traumalin: Fungsi dan Perannya

Kompas.com/SILMI NURUL UTAMI
Persamaan reaksi asam sulfat dan kalium hidroksida

Asam memiliki sifat melepaskan ion H+, berasa yang asam, tajam, menyengat, dan mengubah kertas lakmus menjadi merah.

Adapun basa memiliki sifat melepaskan ion OH-, berasa yang pahit, bau khas yang tidak tajam menyengat, dan mengubah kertas lakmus menjadi warna biru.

Teori Asam Basa Bronsted-Lowry

Johannes Nicolaus Bronsted dan Thomas Martin Lowry pada tahun 1923 mengembangkan teori Arrhenius dengan nama teori asam basa Bronsted-Lowry.

Dalam teorinya, Bronsted dan Lowry menjawab kekuranngan yang ada dalam teori Arrhenius yang tidak dapat menyimpulkan senyawa asam basa yang reaksinya tidak membentuk larutan.

Teori Brønsted–Lowry
adalah teori reaksi asam–basa yang diajukan secara terpisah oleh Johannes Nicolaus Brønsted dan Thomas Martin Lowry pada tahun 1923. Konsep dasar teori ini adalah bahwa ketika suatu asam dan basa bereaksi satu sama lain, asam akan membentuk basa konjugatnya, dan basa membentuk asam konjugatnya melalui pertukaran proton (kation hidrogen, atau H+). Teori ini merupakan generalisasi teori Arrhenius.

Johannes Nicolaus Brønsted dan Thomas Martin Lowry, secara terpisah, memformulasi ide bahwa asam adalah donor proton (H+) sementara basa adalah akseptor proton.

Menurut teori Arrhenius, asam didefinisikan sebagai senyawa yang jika terdisosiasi di dalam larutan akuatik membebaskan H+ (ion hidrogen). Basa didefinisikan sebagai senyawa yang jika terdisosiasi dalam larutan akuatik membebaskan OH− (ion hidroksida).[1]

Pada tahun 1923, ilmuwan kimia fisik Johannes Nicolaus Brønsted di Denmark dan Thomas Martin Lowry di Inggris secara terpisah mengusulkan teori yang membawa nama mereka.[2][3][4] Dalam teori Brønsted–Lowry asam dan basa didefinisikan sesuai dengan cara mereka bereaksi satu sama lain, yang memungkinkan generalisasi yang lebih luas. Definisi tersebut dinyatakan dalam persamaan kesetimbangan

Baca Juga :   Standar ketebalan kampas rem tromol sepeda motor



asam + basa ↽ − − ⇀ basa   konjugat + asam   konjugat {\displaystyle {\ce {{asam}+ {basa}<=> {basa}\ {konjugat}+ {asam}\ {konjugat}}}}


Jika asam ditulis sebagai HA, persamaan di atas dapat disederhanakan menjadi:



HA + B ↽ − − ⇀ A − + HB + {\displaystyle {\ce {HA + B <=> A^- + HB+}}}


Digunakan tanda kesetimbangan,
, karena reaksi dapat terjadi bolak-balik. Asam HA, dapat melepas proton menjadi basa konjugatnya, A−. Sedangkan basa B, dapat menerima proton menjadi asam konjugatnya, HB+. Reaksi asam-basa pada umumnya berlangsung cepat sehingga komponen reaksi biasanya berada dalam kesetimbangan dinamis satu sama lain.[5]

Asam asetat, sebuah asam lemah, memberikan sebuah proton (ion hidrogen, berwarna hijau) kepada air dalam suatu reaksi kesetimbangan untuk menghasilkan ion asetat dan ion hidronium. Merah: oksigen, hitam: karbon, putih: hidrogen.

Dilihat dari persamaan di bawah:



CH 3 COOH + H 2 O ↽ − − ⇀ CH 3 COO − + H 3 O + {\displaystyle {\ce {CH3COOH + H2O <=> CH3COO^- + H3O+}}}


Asam asetat
CH3COOH, adalah suatu asam karena ia mendonorkan proton kepada air (H2O) dan menjadi basa konjugatnya, ion asetat (CH3COO−).
H2O
adalah suatu basa karena menerima proton dari
CH3COOH
dan menjadi asam konjugatnya, ion hidronium (H3O+).[6]

Kebalikan dari reaksi asam-basa juga merupakan reaksi asam basa, antara asam konjugat dari basa dalam reaksi pertama dan basa konjugat dari asamnya. Dari contoh di atas, asetat adalah basa pada reaksi balik dan ion hidronium adalah suatu asam.



H 3 O + + CH 3 COO − ↽ − − ⇀ CH 3 COOH + H 2 O {\displaystyle {\ce {H3O+ + CH3COO^- <=> CH3COOH + H2O}}}


Kekuatan teori Brønsted–Lowry adalah, (kontras dengan teori Arrhenius), tidak perlu suatu asam terdisosiasi.

Sifat amfoter air

Esensi teori Brønsted–Lowry adalah bahwa asam hanya ada jika dan hanya jika berhubungan dengan basa, dan sebaliknya. Air bersifat amfoter karena dapat bertindak sebagai sebagai asam sekaligusa basa. Pada gambar di sebelah kanan, satu molekul
H2O
bertindak sebagai basa dan mendapatkan H+ menjadi
H3O+
sementara lainnya bertindak selaku asam dan kehilangan H+ dan menjadi OH−.

Contoh lain dapat dilihat pada aluminium hidroksida
Al(OH)3.



Al ( OH ) 3 + OH − ↽ − − ⇀ AlOH 4 − ,   bertindak   selaku   asam {\displaystyle {\ce {Al(OH)3 + OH^- <=> AlOH4^-,\ {bertindak}\ {selaku}\ {asam}}}}





3 H + + Al ( OH ) 3 ↽ − − ⇀ 3 H 2 O + Al 3 + ( aq ) ,   bertindak   sebagai   basa {\displaystyle {\ce {3H+ + Al(OH)3 <=> 3H2O + Al^3+(aq),\ {bertindak}\ {sebagai}\ {basa}}}}


Larutan non-akuatik

Ion hidrogen, atau ion hidronium adalah suatu asam Brønsted–Lowry dalam larutan akuatik, dan ion hidroksida adalah suatu basa, berdasarkan reaksi disosiasi sendiri



H 2 O + H 2 O ↽ − − ⇀ H 3 O + + OH − {\displaystyle {\ce {H2O + H2O <=> H3O+ + OH-}}}


Reaksi yang analog terjadi juga dalam amonia cair



NH 3 + NH 3 ↽ − − ⇀ NH 4 + + NH 2 − {\displaystyle {\ce {NH3 + NH3 <=> NH4+ + NH2-}}}


Dengan demikian, ion amonium,
NH
+
4

, memainkan peran yang sama dalam amonia cair seperti halnya ion hidronium dalam air sedangkan ion amida,
NH

2

, analog dengan ion hidroksida. Garam amonium berperilaku sebagai asam, dan amida berperilaku sebagai basa.[7]

Beberapa pelarut non-akuatik dapat berperilaku sebagai basa, yaitu, akseptor proton, dalam kaitannya dengan asam Brønsted-Lowry.



HA + S ↽ − − ⇀ A − + SH + {\displaystyle {\ce {HA + S <=> A^- + SH+}}}


dengan S (dari solvent) adalah molekul pelarut. Pelarut yang paling penting dalam hal ini adalah dimetilsulfoksida (DMSO), asetonitril (CH3CN), karena pelarut-pelarut ini telah banyak digunakan untuk menentukan tetapan disosiasi asam molekul organik. Oleh karena DMSO adalah akseptor proton yang lebih kuat daripada H2O, suatu asam menjadi asam yang lebih kuat dalam pelarut ini daripada dalam air.[8] Tentu saja, banyak molekul berperilaku sebagai asam dalam larutan non-akuatik yang perilaku tersebut muncul dalam larutan akuatik. Contoh ekstrem terjadipada asam karbon, yang mana proton dilepaskan dari ikatan C–H.

Beberapa pelarut non-akuatik dapat berperilaku sebagai asam. Pelarut asam akan meningkatkan alkalinitas zat yang dilarutkannya. Sebagai contoh CH3C(O)(OH) dikenal sebagai asam asetat karena perilaku asamnya di dalam air. Namun, ia akan berperilaku sebagai basa dalam hidrogen klorida cair, pelarut yang jauh lebih asam.[9]

Baca Juga :   What is the importance of hearing and listening in your daily life?



HCl + CH 3 C ( O ) ( OH ) ↽ − − ⇀ Cl − + CH 3 C ( OH ) 2 + {\displaystyle {\ce {HCl + CH3C(O)(OH) <=> Cl^- + CH3C(OH)2+}}}



Produk adisi amonia dan boron trifluorida

Pada tahun yang sama dengan Brønsted dan Lowry mempublikasikan teori mereka, G.N. Lewis mengajukan teori alternatif reaksi asam-basa. Teori Lewis berdasarkan pada struktur elektron. Sebuah basa Lewis didefinisikan sebagai suatu senyawa yang dapat melepaskan pasangan elektron menjadi asam Lewis, senyawa yang dapat menerima pasangan elektron.[10][11] Proposal Lewis memberikan penjelasan kepada klasifikasi Brønsted-Lowry dalam hal struktur elektron.



A − H + B : ↽ − − ⇀ A : − + B − H + {\displaystyle {\ce {A-H + B{:}<=> A{:}^- + B-H+}}}


Dalam penggambaran ini, baik basa, B, dan basa konjugat, A−, digambarkan membawa pasangan elektron sunyi dan proton, inilah asam Lewis, dan dapat dipindahkan di antara keduanya.

Lewis menulis “Untuk membatasi gugus asam dari zat-zat yang mengandung hidrogen pengganggu secara serius dengan pemahaman sistematis kimia seperti pada pembatasan oksidator dari zat-zat yang mengandung oksigen.”[11] Dalam teori Lewis, suatu asam, A, dan basa, B:, membentuk adduct (produk adisi), AB, yang menggunakan pasangan elektron untuk membentuk ikatan kovalen datif antara A dan B. Ini dijelaskan dengan pembentukan adduct H3N-BF3 dari amonia dan boron trifluorida. Sebuah reaksi yang tidak dapat terjadi dalam larutan akuatik karena boron trifluorida bereaksi hebat dengan air dalam suatu reaksi hidrolisis.



BF 3 + 3 H 2 O ⟶ B ( OH ) 3 + 3 HF {\displaystyle {\ce {BF3 + 3H2O -> B(OH)3 + 3HF}}}





HF ↽ − − ⇀ H + + F − {\displaystyle {\ce {HF <=> H+ + F-}}}


Ilustrasi ini menjelaskan bahwa
BF3
adalah suatu asam, baik dalam penggolongan menurut Lewis maupun Brønsted-Lowry dan menunjukkan adanya konsistensi di antara kedua teori tersebut.

Asam borat dianggap sebagai asam Lewis menurut reaksi berikut



B ( OH ) 3 + H 2 O ↽ − − ⇀ B ( OH ) 4 − + H + {\displaystyle {\ce {B(OH)3 + H2O <=> B(OH)4^- + H+}}}


Dalam kasus ini asam tidak terdisosiasi, basanya,
H2O, yang terdisosiasi. Larutan
B(OH)3
bersifat asam karena ion hidrogen dibebaskan dalam reaksi ini.

Terdapat bukti kuat bahwa larutan amonia akuatik encer mengandung ion amonium yang dapat diabaikan



H 2 O + NH 3 ≠ OH − + NH 4 + {\displaystyle {\ce {H2O+NH3\neq OH^{-}+NH4+}}}


dan bahwa, jika dilarutkan dalam air, fungsi amonia sebagai basa Lewis.[12]

Reaksi antara oksidan tertentu dalam media non-akuatik tidak dapat dijelaskan berdasarkan teori Brønsted–Lowry. Sebagai contoh, reaksi



2 MgO + SiO 2 ⟶ Mg 2 SiO 4 {\displaystyle {\ce {2MgO + SiO2 -> Mg2SiO4}}}


tidak berada dalam jangkauan definisi asam dan basa Brønsted–Lowry. Sebaliknya, MgO adalah basa dan
SiO2
bersifat asam dalam teori Brønsted–Lowry, merujuk pada campurannya dalam air.



2 H + + MgO ( s ) ⟶ Mg ( aq ) 2 + + 2 H 2 O {\displaystyle {\ce {2H+ + MgO_{(s)}-> Mg^2+_{(aq)}{}+ 2H2O}}}





SiO 2 ( s ) + 2 H 2 O ⟶ SiO 4 4 − + 4 H + ( ≡ Si ( OH ) 4 ( aq ) ) {\displaystyle {\ce {SiO2_{(s)}{}+2H2O->SiO4^{4-}{}+4H+(\equiv Si(OH)4_{(aq)})}}}


Teori Lux-Flood juga mengklasifikasikan magnesium oksida sebagai basa dalam lingkungan non-akuatik. Klasifikasi ini penting dalam geokimia. Mineral seperti olivin,
(Mg,Fe)SiO4
dikelompokkan sebagai ultramafik; olivin adalah suatu senyawa oksida paling dasar, MgO, dengan oksida asam, silika
SiO2.


  1. ^

    Myers, Richard (2003). The Basics of Chemistry. Greenwood Publishing Group. hlm. 157–161. ISBN 978-0-313-31664-7.



  2. ^

    Masterton, William; Hurley, Cecile; Neth, Edward (2011). Chemistry: Principles and Reactions. Cengage Learning. hlm. 433. ISBN 1-133-38694-6.



  3. ^

    Ebbing, Darrell; Gammon, Steven D. (2010). General Chemistry, Enhanced Edition. Cengage Learning. hlm. 644–645. ISBN 0-538-49752-1.



  4. ^

    Whitten, Kenneth; Davis, Raymond; Peck, Larry; Stanley, George (2013). Chemistry. Cengage Learning. hlm. 350. ISBN 1-133-61066-8.



  5. ^

    Lew, Kristi (2009). Acids and Bases. Infobase Publishing,. ISBN 9780791097830.



  6. ^

    Patrick, Graham (2012). Instant Notes in Organic Chemistry. Taylor & Francis. hlm. 76. ISBN 978-1-135-32125-3.



  7. ^

    Holliday, A.K.; Massy, A.G. (1965). Inorganic Chemistry in Non-Aqueous Solvents. Pergamon Press.



  8. ^

    “Bordwell pKa Table (Acidity in DMSO)”. Diarsipkan dari versi asli tanggal 2008-10-09. Diakses tanggal
    2008-11-02
    .



  9. ^

    Waddington, T.C. (1965). Non-Aqueous Solvent Systems. New York: Academic Press.



  10. ^

    Miessler, G. L., Tarr, D. A., (1991) “Inorganic Chemistry” 2nd ed. Pearson Prentice-Hall pp. 170–172
  11. ^
    a
    b

    Hall, Norris F. (March 1940). “Systems of Acids and Bases”. Journal of Chemical Education.
    17
    (3): 124–128. Bibcode:1940JChEd..17..124H. doi:10.1021/ed017p124.



  12. ^

    Housecroft, C. E.; Sharpe, A. G. (2004). Inorganic Chemistry (edisi ke-2nd). Prentice Hall. hlm. 187. ISBN 978-0130399137.


Diperoleh dari “https://id.wikipedia.org/w/index.php?title=Teori_asam-basa_Brønsted–Lowry&oldid=20586509”

Jelaskan apa yang dimaksud dengan asam-basa Bronsted-Lowry?

Posted by: pskji.org