Keterbatasan Teori Asam-Basa Lewis

Jika kalian telah beberapa kali membaca materi tentang teori asam dan basa, kalian pasti akan tahu bahwa teori asam-basa tidak hanya berasal dari Arrhenius maupun Bronsted-Lowry. Ada satu teori asam-basa lain yang cakupannya melebihi teori Arrhenius dan Bronsted-Lowry. Teori tersebut dikemukakan oleh G. N. Lewis dan lebih dikenal dengan teori asam-basa Lewis. Menurut teori yang dikemukakannya, Lewis menggolongkan senyawa asam dan basa berdasarkan peran pasangan elektron bebas dalam suatu senyawa.

Menurut Lewis,

Asam adalah akseptor atau spesi penerima pasangan elektron.

Basa adalah donor atau spesi pemberi pasangan elektron.

Semua asam-basa Arrhenius maupun Bronsted-lowry memenuhi pengertian asam-basa Lewis. Teori asam-basa Lewis juga dapat menjelaskan reaksi-reaksi asam dan basa dalam fase gas, padat, dan cair, namun dalam pelarut selain air tanpa melibatkan transfer proton (ion H⁺). Itulah sebabnya teori asam-basa lewis dikatakan memiliki cakupan yang lebih luas daripada teori Arrhenius dan Bronsted-Lowry.

 

Asam Lewis

Selain didefinisikan sebagai akseptor pasangan elektron, asam lewis juga diketahui sebagai spesies kimia (atom, molekul, atau ion) yang memiliki orbital kosong dan bersifat elektrofil. Ketika berikatan dengan basa lewis, asam lewis menempati orbital LUMO (Lowest Unoccupied Molecular Orbital).

Contoh asam lewis:

• Ion H⁺ (atau proton) dapat dianggap sebagai asam lewis ketika berada dalam bentuk ion onium seperti H₃O⁺.
• Kation unsur blok d yang menunjukkan bilangan oksidasi tinggi dapat bertindak sebagai akseptor pasangan elektron. Contoh kation tersebut adalah Cu²⁺, Fe²⁺, Fe³⁺, dll.
• Kation logam seperti Mg²⁺ dan Li⁺ dapat membentuk senyawa koordinasi dengan air yang bertindak sebagai ligan. Kompleks aquo ini dapat menerima pasangan elektron dan berperan sebagai asam lewis.
• Karbokation seperti H₃C⁺ dan spesies trigonal planar lainnya cenderung menerima pasangan elektron.
• Pentahalida dari unsur golongan VA berikut dapat bertindak sebagai asam Lewis – Antimon, Arsen, dan Fosfor.

Basa Lewis

Kebalikan dari asam lewis, seperti yang sudah dijelaskan sebelumnya, basa lewis merupakan spesi yang dapat mendonorkan pasangan elektron. Basa lewis adalah spesi yang kaya akan elektron sehingga bersifat nukleofil. Umumnya basa lewis ditemui dalam bentuk anion dan spesinya menempati orbital HOMO (Highest Occupied Molecular Orbital).

Contoh basa lewis:

• Piridin dan turunannya memiliki pasangan elektron bebas, sehingga senyawa ini dapat diklasifikasikan sebagai basa lewis.
• Senyawa di mana Oksigen, Sulfur, Selenium, dan Telurium (yang termasuk golongan VI A dari Tabel Periodik) menunjukkan bilangan oksidasi -2 umumnya merupakan basa lewis. Contoh senyawa tersebut termasuk air dan keton.
• Anion sederhana yang memiliki pasangan elektron juga dapat bertindak sebagai basa lewis dengan menyumbangkan elektronnya. Contoh anion tersebut termasuk H^– dan F^–. Bahkan beberapa anion kompleks, seperti anion sulfat (SO₄^2-) dapat menyumbangkan pasangan elektron.
• Sistem yang kaya akan elektron (seperti benzena, etena, dan etena) menunjukkan kemampuan menyumbangkan pasangan elektron yang besar.

Reaksi Asam dan Basa Lewis

Karena cakupan asam-basa lewis cukup luas, maka banyak sekali contoh reaksi antara asam dan basa lewis. Dalam kimia organik, asam lewis memainkan peran penting sebagai katalis pada reaksi alkilasi Friedel-Crafts. Dalam reaksi tersebut, AlCl₃ menerima pasangan elektron bebas milik ion klorida yang mengarah pada pembentukan AlCl₄^–.

Reaksi ini juga mengarah pada pembentukan ion karbonium yang sangat elektrofilik dan bertindak sebagai asam lewis yang kuat. Reaksi kimianya dapat dituliskan sebagai berikut.

RCl + AlCl₃ ⟶ R⁺ + AlCl₄^–

Basa lewis memiliki peranan besar karena digunakan untuk modifikasi selektivitas dan aktivitas katalis logam. Dalam pembuatan obat-obatan, katalis asimetris merupakan bagian penting dari sintesis enantioselektif. Untuk membentuk katalis asimetris, seringnya digunakan basa lewis yang memiliki struktur kiral.

Beberapa basa lewis memiliki kemampuan untuk membentuk banyak ikatan dengan asam lewis. Senyawa ini juga disebut 'basa lewis multidentat' atau 'agen pengkelat' dan memiliki berbagai aplikasi industri dan pertanian. Contoh lain reaksi asam dan basa lewis dapat dilihat pada gambar berikut.

Keterbatasan Teori Asam-Basa Lewis

• Konsep ini tidak dapat digunakan untuk mengidentifikasi kekuatan relatif asam dan basa.
• Pembentukan senyawa koordinasi adalah proses yang lambat tetapi reaksi asam-basa berlangsung cepat. Teori Lewis tidak dapat menjelaskan perilaku ini.
• Asam protonat (H₂SO₄, HCl, HNO₃) tidak membentuk ikatan koordinat dengan basa dan karenanya tidak termasuk dalam asam lewis.
• Aktivitas katalitik dari banyak asam disebabkan oleh ion H⁺. Karena asam lewis tidak selalu mengandung hidrogen maka banyak asam lewis tidak dapat memiliki aktivitas katalitik.

Referensi

• Byjus.com
• Zigya.com
• Chemed.chem.purdue.edu
• Chem.libretext.org
• Thefactfactor.com
• Studiobelajar.com
• Buku Kimia Kelas XI Erlangga Michael Purba

Baca juga : Kelemahan Teori Asam Basa Arrhenius