TEORI ASAM BASA LEWIS

Teori asam dan basa menurut Lewis tidak ada kaitannya dengan transfer proton atau H⁺, namun berkaitan dengan pelepasan dan penggabungan pasangan elektron bebas. Konsep asam dan basa Lewis ini sudah mencakup 2 konsep penemunya yang dahulu, Arrhenius dan Bronsted – Lowry.

Zat bersifat basa memiliki pasangan elektron bebas yang bisa diberikan untuk membentuk ikata kovalen koordinat. Sedangkan asam memiliki kemampuan untuk menerima dan mengikat pasangan elektron bebas. Jadi, jika konsepnya seperti ini berarti tidak ada hubungannya dengan konsep proton.

Jadi dapat disimpulkan bahwa pengertian asam menurut lewis adalah zat atau senyawa yang menerima pasangan elektron bebas / PEB.

Pengertian basa menurut Lewis adalah zat atau senyawa yang memberikan pasangan elektron bebas / PEB.

Contoh :

 

Teori asam basa Lewis sangat baik untuk mengidentifikasi sifat suatu reaksi dalam berbagai pelarut yang mengandung hidrogen yang dapat terion. Tetapi, konsep ini tidak dapat menjelaskan suatu reaksi yang tidak melibatkan transfer ion hidrogen. Lewis mengusulkan konsep asam basa berkaitan dengan donor pasangan elektron. Menurut Lewis, asam didefinisikan sebagai penerima pasangan elektron dan basa sebagai donor pasangan elektron. Reaksi antara boron trifluorida dengan amonia menurut teori ini merupakan reaksi asam-basa; dalam hal ini boron trifluorida berindak sebagai asam dan amonia sebagai basa. Dengan menggunakan diagram dot-elektron, persamaan reaksi kedua spesies ini dapat dituliskan sebagai berikut:

Di dalam kulit valensi atom pusat N dalam molekul NH₃, terdapat tiga pasang elektron ikatan (N-H) dan satu pasang elektron menyendiri, sedangkan untuk atom pusat B alam molekul BF₃ terdapat tiga pasang elektron ikatan (B-F). Sepasang elektron menyendiri atom elektron non bonding ini dapat disumbangkan kepada atom pusat B untuk kemudian dimiliki bersama-sama, Dengan demikian terjadi ikatan kovalen koordinat B-N dan struktur yang terjadi berupa dua bangun tetrahedron bersekutu pada salah satu sudutnya.

Banyak dijumpai reaksi asam-basa Lewis yang paralel dengan reaksi asam-basa Brønsted-Lowry dan diantaranya berlangsung dalam pelarut bukan air. Cairan murni yang dapat terukur hantaran listriknya misalnya bromin trifluorida, BrF₃, tentu mengandung ion-ion. Spesies ini mengalami swa-ionisasi dengan menghasilkan kation BrF₂⁺ dan anion BrF₄^- menurut persamaan reaksi:

2 BrF₃ (l) BrF₂⁺ (BrF₃ ) + BrF₄^- (BrF₃ ) (aq)

Spesies [BrF₂][SbF₆] dan Ag[BrF₄] telah berhasil ditemukan, dan dalam sistem pelarut cairan BrF₃ (l) masing-masing bersifat asam dan basa. Oleh karena itu keduanya bereaksi menurut reaksi netralisasi Lewis sebagai berikut:

[BrF₂][SbF₆]  (BrF₃ ) + Ag[BrF₄] Ag[SbF₆] (BrF₃ ) + 2 BrF₃ (l)

Suatu prinsip bahwa basa dapat menerima sebuah proton karena basa mengemban pasangan elektron bebas. Pasangan elektron itu dapat membentuk ikatan kovalen koordinasi dengan proton yang mempunyai orbital kosong.

Sesungguhnya senyawaan atau ion yang mempunyai sebuah orbital kosong yang stabil dapat membentuk ikatan kovalen koordinasi. Sebagai contoh borontriflourida, BF₃. Boron dengan tiga elektron valensi, berhibridasi sp2 dan sebuah orbital p kosong. BF₃ dapat bereaksi dengan ion flourida F^- membentuk ion BF^4- (boron terhibridisasi sp3).

GN Lewis menganggap bahwa golongan reaksi ini mewakili reaksi asam – basa, sehingga Lewis mengusulkan defini suatu asam basa sebagai berikut :

Suatu asam adalah penerima pasangan elektron

Suatu basa adalah penyumbang pasangan elektron

Definisi ini mencakup dalam definisi asam basa Bronsted dan Lowry, yaitu suatu proton donor adalah suatu asam Lewis dan juga asam Bronsted – Lowry. Suatu basa Bronsted-Lowry adalah penerima proton, juga suatu donor pasangan elektron sehingga merupakan basa Lewis.

Beberapa contoh asam Lewis yang tidak tergolong asam menurut teori asam basa Bronsted-Lowry adalah karbokation, BF₃, AlCl₃, FeCl₃. Semua senyawa ini mempunyai orbital kosong yang dapat menerima pasangan elektron membentuk ikatan kovalen koordinasi.

Kelebihan Teori Asam Basa Lewis

Kelebihan Teori Asam Basa Lewis- Teori asam basa terus berkembang dari waktu ke waktu. Pada tahun 1923, seorang ahli kimia Amerika Serikat, Gilbert N. Lewis, mengemukakan teorinya tentang asam basa berdasarkan serah terima pasangan elektron. Pada umumnya definisi asam-basa mengikuti apa yang dinyatakan oleh Arrhenius atau Bronsted-Lowry, tapi dengan adanya struktur yang diajukan Lewis muncul definisi asam dan basa baru. Asam Lewis didefinisikan sebagai spesi yang menerima pasangan elektron. Basa Lewis didefinisikan sebagai spesi yang memberikan pasangan elektron. Sehingga H⁺ adalah asam Lewis, karena ia menerima pasangan elektron, sedangkan -OH dan NH₃ adalah basa Lewis, karena keduanya adalah penyumbang pasangan elektron.

Yang menarik dalam definisi asam Lewis adalah, terdapat senyawa yang tidak memiliki hidrogen dapat bertindak sebagai asam. Contoh, molekul BF₃. Jika kita menentukan struktur Lewis dari BF₃, tampak B kurang dari oktet dan dapat menerima pasangan elektron., sehingga dapat bertindak sebagai asam Lewis. Akibatnya dapat bereaksi dengan amoniak sebagai berikut:

Dalam kenyataan molekul yang tidak mencapai oktet sering merupakan asam Lewis yang kuat karena molekul tersebut dapat mencapai konfigurasi oktet dengan menerima pasangan elektron tak berikatan. Senyawa yang termasuk dalam perioda yang lebih bawah dari perioda dua dapat bertindak sebagai asam Lewis sangat baik, dengan memperbanyak susunan valensi terluar mereka. Akibatnya, SnCl₄ bertindak sebagai asam Lewis berdasarkan reaksi berikut:

SnCl (l) + 2Cl^- (aq) → SnCl₆^2- (aq)

Atom pusat dikelilingi 12 elektron valensi, elektronnya menjadi lebih banyak dari 8.

Teori asam basa Lewis lebih luas daripada teori asam basa Arrhenius dan teori asam basa Bronsted-Lowry. Hal ini disebabkan

• Teori Lewis dapat menjelaskan reaksi asam basa dalam pelarut air, pelarut selain air, bahkan tanpa pelarut.
• Teori Lewis dapat menjelaskan reaksi asam basa tanpa melibatkan transfer proton (H⁺), seperti reaksi antara NH₃ dengan BF₃.

Beberapa kelebihan asam-basa Lewis yaitu sebagai berikut.

a. Sama dengan teori Bronsted dan Lowry, dapat menjelaskan sifat asam, basa dalam pelarut lain atau pun tidak mempunyai pelarut.

b. Teori asam-basa Lewis dapat menjelaskan sifat asam-basa molekul atau ion yang mempunyai pasangan elektron bebas atau yang dapat menerima pasangan elektron bebas. Contohnya pada pembentukan senyawa komplek.

c. Dapat menerangkan sifat basa dari zat-zat organik seperti DNA dan RNA yang mengandung atom nitrogen yang memiliki pasangan elektron bebas.

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^- àH2O
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) 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-.

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.

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.