A. RINGKASAN MATERI

Mayoritas reaksi anorganik dapat dikategorikan menjadi 2 bagian:

1. Reaksi oksidasi reduksi

2. Reaksi asam basa

Perbedaan umum dari kedua kategori tersebut adalah adanya transfer satu atau lebih

elektron pada reaksi redoks dan tidak ada transfer elektron pada reaksi asam basa. Namun

demikian, sebenarnya pada akhirnya ditunjukkan bahwa reaksi oksidasi reduksi juga

merupakan bagian dari reaksi asam basa secara luas.

1. Reaksi oksidasi reduksi (Redoks)

Potensial standard reduksi

Pada reaksi redoks dikenal potensial standar reduksi yaitu harga potensial sel

standard dari reaksi setengah sel yang diukur dengan pembanding potensial standard reduksi

dari hydrogen. Keadaan standar diukur pada temperatur 250C, tekanan 1 atm dan konsentrasi

1M. Reaksi reduksi H+ menjadi H2 dalam keadaan standard memiliki harga E0=0.

2H+ + 2e- H2 E0 = 0,000 V.

Harga potensial standard reduksi lainnya adalah harga relatif dengan pembanding elektroda

hidrogen standard. Sebagai contoh reduksi K+ sebagai berikut:

K+ + e- K E0 = -2,970 V.

Reduksi K+ menjadi K memiliki harga potensial standard reduksi negatif, lebih rendah

dibandingkan E0 H+/H2. Arah reaksi seperti tertulis secara thermodinamika tidak berjalan,

sehingga reduksi K+ menjadi K bukanlah reaksi yang spontan. Reaksi sebaliknya dengan

harga potensial standard reduksi 2,970 V lebih dapat berjalan jika ditinjau dari segi

thermodinamika. Kespontanan reaksi yang secara kuantitatif diukur dengan G didukung

dari harga E0 positif. Hubungan harga G dengan harga E0 adalah

G = -nF E0

F adalah konstanta Faraday (96,487 kJ/mol V) sedangkan n adalah jumlah elektron yang

ditransfer saat proses redoks.

Reaksi reduksi hidrogen pada keadaan standard memiliki harga Q (K sebelum

kesetimbangan terjadi)

Q = [H2]/[H+ ] 2 = PH2]/[H+

] 2

Hubungan potensial standard reduksi dengan harga Q adalah mengikuti persamaan Nernst

ln Q = n E0/RT

atau

log Q = n E0/0,05916

Pada keadaan non standard harga E (tidak ada tanda 0 pada E untuk keadaan non standard)

adalah sebesar:

E = E0 - RT ln Q / n = E0 - 0,05916 log Q/n

Diagram potensial dan ‘volt equivalent’

Diagram potensial reduksi menunjukkan harga potensial standard reduksi pada

beberapa harga tingkat oksidasi

E10= +0,682 E20 = +1,776

O2 H2O2 H2O

E30 = +1,229

Pada diagram potensial tersebut O memiliki 3 tingkat oksidasi yaitu 0, -1, dan –2. Dengan

melihat hubungan antara G dengan E0 maka harga G akan sebanding dengan harga E0

sehingga jika G bersifat aditif maka E0 juga bersifat aditif. Pada contoh diagram potensial

diatas maka hubungan besaran E10, E2

0 dan E30 adalah

n3E30 = n1E1

0 + n2E20 (‘volt equivalent’)

Aplikasi diagram potensial reduksi antara lain digunakan untuk memprediksi produk

reaksi dari elemen-elemen yang memiliki beberapa tingkat oksidasi.

Driving force reaksi redoks

Potensial sel (overall cell potentials) merupaka driving force reaksi redoks. Harga

potensial sel positif menunjukkan reaksi berjalan sesuai dengan arah reaksi tertulis. Driving

force dari reaksi dicerminkan dari harga konstanta equilibrium, K, dan perubahan energi

bebas Gibbs, G. Dari hubungan log K dengan Esell maka harga K yang tinggi didapatkan

dari harga Esell yang tinggi dan harga G yang negatif (sejumlah energi dibebaskan)

didapatkan dari harga Esell positif.

Faktor-faktor yang mempengaruhi besaran potensial reduksi standar

Faktor-faktor yang mempengaruhi besaran potensial reduksi standar adalah

a. energi ionisasi

Semakin eletropositif elemen maka akan lebih mudah untuk melepaskan elektronnya,

atau energi ionisasinya semakin rendah sehingga potensial oksidasinya berkurang

sedangkan potensial reduksinya akan naik.

Group1 group 2 group 3 group 4 dst

Potensial standar reduksi naik

b. Afinitas elektron

Semakain eletronegatif elemen maka afinitas elektron juga akan bertambah sehingga

potensial reduksinya juga naik.

c. Energi atomisasi

Potensial standar reduksi diukur dalam keadaan atomik sehingga energi atomisasi juga

turut menentukan besaran potensial standar reduksi.

d. Energi solvasi

Jika proses redoks dilakukan pada fase cair maka energi solvasi juga mempengaruhi

besaran potensial reduksi standard

e. Energi ikat kovalen

Energi ikat kovalen yang besar mendukung kespontanan reaksi; potensial standard

reduksi sebanding dengan energi ikat kovalen

f. Keberadaan ligan non air

Pengaruh ligan non air pada harga E0 Fe(III)/Fe(II)

Ligan E0, volt

H2O +0,77

OH- -0,56

C2O4 2- +0,02

CN- +0,36

bipy +1,10

phen +1,12

Dari harga-harga E pada tabel maka dapat diambil kesimpulan :

Fe(II) lebih stabil keberadaannya dengan ligan bipy dan phen

Fe(III) kurang stabil dengan ligan H2O, OH- , C2O4 2- , dan CN-

2. Sistem asam basa

Perkembangan kimia asam basa diawali dari Arrhenius (1887) yang mendefinisikan

asam sebagai spesies yang dalam pelarut air terdissosiasi menghasilkan proton, H+,

sedangkan basa merupakan spesies yang pada pelarut air terdissosiasi menghasilkan OH-.

Pada permulaannya, reaksi pada pelarut non air tidak termasuk pada asam basa. Kemudian

ditemukan bahwa BCl3, molekul yang tidak memiliki proton tetapi dapat menurunkan pH,

demikian pula NH3, molekul yang tidak memiliki OH- tetapi dapat meningkatkan harga pH.

Dari dua kenyataan tersebut asam basa Arrhenius perlu dikembangkan. Muncul definisi asam

basa yang didasarkan pada sistem pelarutnya. Asam didefinisikan sebagai solut yang dapat

meningkatkan kation dari pelarut. Sedangkan basa adalah adalah solut yang dapat

meningkatkan anion dari pelarut. Setelah definisi sistem pelarut kemudian Bronsted dan

Lowry mengemukakan definisi asam basa Bronsted Lowry yang sebenarnya merupakan

generalisasi dari asam basa Arrhenius. Menurut asam basa Bronsted Lowry asam sebagai

pendonor proton sedangkan basa sebagai aseptor proton. Teori asam basa yang didasarkan

pada transfer ion (ionotropic) adalah anionotropic (transfer anion) dan cationotropic (transfer

kation). Menurut definisi transfer anion asam adalah aseptor anion sedangkan basa adalah

donor anion sedangkan menurut definisi transfer kation asam adalah donor kation sedangkan

basa adalah aseptor kation. Cakupan definisi ionotropic lebih luas dari pada definisi asam

basa sebelumnya. Teori asam basa Lux-Flood yang mendifinisikan asam basa sebagai aseptor

O2- dan donor O2- sudah tercakup pada definisi anionotropic. Teori asam basa yang popular

karena mudah dipahami dan mencakup semua teori asam basa sebelumnya adalah teori asam

basa Lewis, yang mendefinisikan asam sebagai aseptor pasangan elektron sedangkan basa

sebagai donor pasangan electron. Teori HSAB (hard soft acid and base) yang

menggolongkan asam dalam tiga kategori (asam keras, borderline dan asam lunak) dan basa

juga dalam tiga kategori (basa keras, sedang dan basa lunak) merupakan pengembangan dari

teori asam basa Lewis. Setelah Lewis kemudian Ussanovic mengembangkan lagi teori asam

basa Lewis dengan memasukkan oksidator (menerima electron dari sistem) sebagai asam dan

reduktor (memberikan electron ke sistem) sebagai basa. Dari definisi terakhir asam basa

sebenarnya secara eksplisit reaksi redoks juga merupakan reaksi asam basa.,

1= Usanovic

2= Lewis

3= ionotropic

1

23

4= Lux-Flood

5= Brostead-Lowry

6= Sistem pelarut

7= Arrhenius

Teori HSAB (hard soft acid and base)

Teori HSAB (hard soft acid and base) yang menggolongkan asam dalam tiga kategori

(asam keras, sedang dan asam lunak) dan basa juga dalam tiga kategori (basa keras, sedang

dan basa lunak) merupakan pengembangan dari teori asam basa Lewis.

Asam lewis meliputi:

1. H+, karena memiliki orbital kosong 1s

2. senyawa yang kekurangan elektron valensi menurut aturan oktet, seperti BeH2, AlH3,

dan BH3

3. Spesies yang memiliki kemampuan untuk menambah elektron valensinya lebih dari 8,

seperti PR3, dan SR2

4. Spesies yang memiliki ikatan rangkap polar sehingga memiliki kutub positif sehingga

dapat menarik pasangan elektron, seperti R2C=O, O=C=O, dan O=S=O

Sedangkan basa lewis meliputi:

1. Carbanion, R3C:-

2. NH3, PH3, AsH3, SbH3, dan basa konjugasinya dan turunanya (PR3 dll)

3. H2O, H2S, basa konjugasinya dan turunanya.

4. Anion-anion halida

5. Senyawa yang memiliki ikatan rangkat dua dan ikatan rangkap tiga dan ion-ionnya.

Untuk menentukan atau membandingkan kekuatan relatif antar basa lewis dapat

dilakukan dengan mengukur perubahan entalpi reaksi dengan menggunakan standar asam.

Khusus untuk kekuatan basa dengan standard asam proton (H+), pada asam basa Bronsted-

Lowry, dikenal sebagai afinitas proton (PA). Kebasaan diukur dengan afititas proton

(kkal/mol) pada keadaan gas sesuai urutan:

CH3->NH2

->H->OH->F->SiH3>PH2>HS->Cl->Br->I->NH3>PH3>H2S>H2O>HI>…

Namun jika asam standarnya diganti selain proton, afinitas terhadap asam terukur belum

tentu sama dengan urutan tersebut, seperti terjadi pada penggunaan asam lewis Hg2+.

5 6

4

7

Hg2+ : afititas I- > Br- > Cl- >F-

Sc2+ : afititas F -> Cl-> Br- >I-

Kareana keadaan yang demikian kemudian Ahrland, Chatt dan Davies, membagi table

periodik dalam 3 kelas yaitu

Klas a : afinitas terhadap F- lebih besar daripada afinitas terhadap I-

Klas b : borderline /sedang

Klas c : afinitas terhadap I- lebih besar daripada afinitas terhadap F-

Penjabaran lebih jauh sifat-sifat keasaman dan kebasaan yang dikembangkan dari

pemikiran Ahrland, Chatt dan Davies dikemukakan oleh Pearson (1968) yang

menggolongkan akseptor dan donor elektron ke dalam asam dan basa keras dan lunak.

Asam/basa keras Asam/basa lunak

Ukuran kecil Ukuran besar

Densitas muatan besar Densitas muatan kecil

Polarisabilitas rendah Polarisabilitas tinggi

Asam-basa keras digambarkan sebagai suatu spesies yang mempunyai ukuran relatif

kecil, bermuatan tinggi dan mempunyai polarisabilitas rendah. Sebaliknya asam-basa lunak

digambarkan sebagai suatu spesies yang mempunyai ukuran relatif besar, bermuatan rendah

dan mempunyai polarisabilitas tinggi.

Tabel 1. Klasifikasi beberapa asam basa berdasar HSAB (Bowser, 1993)

Asam

Keras

H+, Li+, Na+, K+, Be2+, Mg 2+, Ca2+,

Sr2+, BF3, B(OH)3, AlH3, AlCl3,

AlMe3, CO2, RCO+, NC+, Si4+,

CH3Sn3+, N3+, Cl3+, I5+, I7+,Al3+, Sc3+,

Ga3+, In3+, La3+, Cr3+ , Fe3+, Co3+, Ti4+,

Zr4+, Hf4+

Lunak

Cu+, Ag+, Au+, Hg+, CH3Hg+, Ti+

Pd2+, Pt2+, Cd2+, Hg2+, BH3, GaMe3,

GaCl3, GaI3, InCl3, CH3, carbena, Br2,

I2, Br+, I+, Atom-atom logam

sedang:

Fe 2+ Ru2+, Os2+, Co2+, Rh 3+, Ir3+,Ni 2+, Cu2+, Zn2+, Bme3, GaH3, R3C, C6H5+,

Sn2+, Pb 2+, NO+, Sb3+, Bi3+, SO2

Basa

Keras:

CO32-, CH2CO2

-, NH3, RNH2, N2H4,

H2O, OH-, ROH, RO-, R2O

F- ,Cl-, NO3-, PO4

3-, SO42-, ClO4

-

Lunak:

CO, CN-, RNC, C2H4, C6,H6, R3P,

(RO) 3P, R3As, R2S, RSH,

H-, R-, I-, SCN-, S2O3-

sedang:

N2,N3, NO2-, C5H5N, C6H5NH2, Br -

basa basa

HOMO

LUMO HOMO

LUMO

asam asam

(a) (b)

Gambar 1. Intrepretasi orbital molekul dari teori HSAB, (a) asam dan basa keras (b)

asam dan basa lunak

Terdapat hubungan antara energi orbital dengan kekerasan ataupun kelunakan asam-

basa. Asam keras lebih stabil kemungkinannya pada orbital LUMO (lowest unoccupied

molecular orbital), sedangkan basa keras kurang stabil pada orbital HOMO (highest occupied

molecular orbital). Besarnya perbedaan energi antara orbital asam-basa keras menyebabkan

transfer muatan dari basa ke asam sangat eksotermik, dalam hal ini interaksi yang paling

dominan adalah interaksi ionik. Sebaliknya asam dan basa lunak mempunyai energi orbital

molekul yang kira-kira setara, sehingga interaksi kovalen menjadi sangat dominan. Overlab

orbital yang paling efektif adalah orbital yang mempunyai level energi yang setara.

Umumnya asam keras lebih cenderung untuk berpasangan dengan basa keras, sedangkan

asam lunak lebih menyukai basa lunak.

Donor number dan Acceptor number

Donor numbe r(DN) dan acceptor number (AN) khusus dipakai untuk penentuan

aspek kuantitatif dari tendensi keasaman Lewis pelarut atau kebasaan Lewis pelarut. Ukuran

kuantitatif menggunakan data thermodinamika. Jika Afinitas Proton (PA) diukur dengan

menggunakan proton sebagai asam, maka pengukuran DN (pendonoran) dan AN digunakan

SbF5 dan SbCl5 sebagai asam. Pengukuran DN menggunakan SbF5. sedangkan pengukuran

AN menggunakan SbCl5. SbCl5 memiliki harga AN = 100, dan harga DN= - sedangkan

heksana memiliki harga AN = 0. Satuan DN dan AN dalam kkal/mol. Pelarut dengan harga

DN lebih besar dari pada AN (misalnya piridin dan dietil eter) memiliki kecenderungan lebih

kuat sebagai basa lewis. Sedangkan pelarut dengan harga AN lebih besar dari pada DN

(misalnya metanol dan asam asetat) maka pelarut tersebut memiliki kecenderungan lebih kuat

sebagai asam lewis.

Kekuatan asam-basa pada medium air.

Kekuatan asam basa biasanya diekspresikan dengan harga Ka dan Kb. Jika asam HA

terdissosiasi maka :

HA H+ + A- [H+ ][ A-]

Ka =

[HA]

Jika basa MOH terdissosiasi maka :

MOH M+ + OH- [M+ ][ OH-]

Ka =

[MOH]

Harga Ka dan Kb yang dapat diukur secara langsung berkisar antara 10 -8 - 104 (HA atau

MOH terdissosiasi antara 0,01% -99,99%). Asam kuat akan memiliki harga Ka besar, dan

basa kuat akan memiliki Kb besar.

Kekuatan asam-basa juga dapat diekspresikan dengan harga PA (afinitas proton) maupun DN

(donor number) dan AN (acceptor number) walaupun pemakaiannya tidak seluas Ka dan Kb.

3. Hubungan reaksi redoks dengan reaksi asam basa.

Ussanovic mengembangkan teori asam basa Lewis dengan memasukkan oksidator

(menerima elektron dari sistem) sebagai asam dan reduktor (memberikan elektron ke sistem)

sebagai basa. Dari definisi asam basa Ussanovic secara eksplisit reaksi redoks juga

merupakan reaksi asam basa. Tetapi reaksi asam basa belum tentu merupakan reaksi redoks.

Contoh:

2Li + 2 H2O H2 + 2 Li+ + 2 OH-

Li bereaksi dengan H2O menyebabkan kenaikan pH (menghasilkan OH- sehingga

sebagai basa)

2 Li 2 Li+ + 2 e- ; merupakan proses oksidasi (Li sebagai reduktor)

K + S K2S

K mengalami oksidasi dengan melepaskan 1e- sehingga K sebagai basa

S mengalami reduksi dengan menerima 2e- dari 2 atom K sehingga S sebagai

asam)

B. KEGIATAN BELAJAR

Kegiatan belajar yang harus dilakukan mahasiswa untuk penguasaan materi adalah

mengikuti perkuliahan, mengerjakan tugas mandiri, dan melaksanakan praktikum.

C. REFERENSI

Bowser, J.R., Inorganic Chemistry, 1993, Brooks/Cole Publishing Company, California.

Sharpe, A. G., Inorganic Chemistry, 3th edition, 1992, John Wiley and Sons, Inc., New York.

POKOK BAHASAN : Reaksi anorganik dalam medium non air

PERKULIAHAN KE : 1-4

MINGGU KE/BULAN :

TUJUAN PEMBELAJARAN KHUSUS :

1. Mempelajari sifat sifat pelarut non air yang meliputi konstanta dielektrik,

autoionisasi, tendensi asam basa, kompleksasi, tendensi oksidasi-reduksi.

2. Mempelajari proses reaksi dalam media amoniak, asetonitril, HF, H2SO4,

metanol, dan lelehan logam.

A. RINGKASAN MATERI

Suatu senyawa dapat stabil dalam keadaan gas tetapi tetapi tidak stabil dalam

keadaan cair. Suatu senyawa yang bertindak sebagai asam pada pelarut tertentu akan dapat

berlaku sebaliknya pada pelarut lainnya. Sifat sifat pelarut non air yang meliputi konstanta

dielektrik, autoionisasi, tendensi asam basa, kompleksasi, tendensi oksidasi-reduksi perlu

dipelajari untuk dalat mengerti fenomena tersebut.

1. Klasifikasi Pelarut

Pelarut dapat dibedakan dalam 5 parameter yaitu:

1. konstanta dielektrikum, /0

2. kemampuan pelarut untuk autoionisasi

3. sifat keasaman dan kebasaan

4. kemampuan pelarut untuk mengalami kompleksasi

5. kemampuan pelarut untuk mengalami redoks

Konstanta dielektrikum berkaitan dengan sifat kepolaran pelarut itu sendiri. Pelarut

yang mempunyai konstanta dielektrikum yang besar akan lebih melarutkan senyawa polar,

sebaliknya pelarut dengan konstanta dielektrikum yang kecil akan kurang dapat melarutkan

senyawa yang polar.

Pelarut yang memiliki kemampuan untuk autoionisasi antara lain adalan H2O, HF dan

PBr5. Sebagai contoh autoionisasi HF adalah

2 HF H2F+ + HF2

H2F+ disebut sebagai asam konjugat dari HF sedangkan HF2- disebut sebagai basa

konjugat dari HF.

Pelarut protik dapat terprotonasi atau terdeprotonasi. Protonasi dan deprotonasi

tergantung dari sifat keasaman dan kebasaan solut dan solven yang digunakan. Solut ataupun

solven yang kurang asam akan berperan sebagai basa. Sebagai contoh asam klorit, HOClO

akan berperan sebagai asam bronsted kuat dalam pelarut basa, sebagai asam lemah pada

pelarut air sedangkan pada pelarut H2SO4 berperan sebagai basa. Kekuatan suatu pelarut

untuk berperan sebagai asam atau sebagai basa diukur dengan harga DN dan AN. Suatu

pelarut yang memiliki harga DN besar sedangkan harga AN kecil menandakan pelarut lebih

berperan sebagai pelarut basa.

Kemampuan pelarut untuk mengalami kompleksasi terdapat pada pelarut amoniak

dan asetonitril. Sebagai contoh: AgCl larut dalam amoniak tetapi tidak larut dalam air karena

pembentukan kompleks antara Ag+ dengan NH3. Sedangkan AgNO3 larut dalam asetonitril

karena pembentukan kompleks antara Ag+ dengan asetonotril, MeCN.

Dibandingkan dengan H2O, HF adalah pelarut yang sulit mengalami redoks. H2O

dapat mengalami reduksi dan oksidasi yang pada suatu saat memperlancar proses pelarutan.

Contoh pelarutan dengan melalui proses redoks adalah pelarutan XeF2 dalam H2O.

XeF2 + 2H2O 2Xe + O2 + 4 H+

Pelarut Donor

Number/DN

Aseptor

Number

(AN)

Konstanta

dielektrikum

Harness/softness

Asam asetat 52,9 6,2 hard

aseton 17 12,5 20,7 hard

benzena 0,7 8,2 2,3 hard

CCl4 8,6 2,2 hard

Dietileter 19,2 3,9 4,3 hard

DMSO 29,8 19,3 45 soft

Etanol 19,0 37,1 24,3 hard

Piridin 33,1 14,2 12,3 sedang

tetrahidrofuran 20,0 8,0 7,3 sedang

Air 18 54,8 81,7 hard

2. Reaksi aorganik dalam medium non air

Reaksi dalam media amoniak

Perbedaan pokok antara pelarut amoniak dengan pelarut air adalah

1. Amoniak memiliki harga b.p yang lebih rendah (-350C) dan memiliki daerah fase cair

yang lebih pendek dibandingkan air (m.p = -780 C) sehingga penggunaannya relatif

terbatas.

2. Amoniak memiliki konstanta dielektrikum lebih rendah sehingga kurang mampu

melarutkan senyawa ionik.Sebagai contoh KCl hanya terdisosiasi 30% pada pelarut

amoniak sedangkan pada pelarut air 100% terdisosiasi.

3. Amoniak merupakan asam lemah. Dibandingkan dengan air, amoniak memiliki

kemampuan lebih rendah untuk memprotonasi solut atau amoniak lebih bersifat basa

dibandingkan air.

Reaksi dalam media HF

Perbandingan antara pelarut HF dengan pelarut NH3 dan H2O adalah

: HF H2O > NH3

b.p. : HF < H2O > NH3

rentang fase cair : HF H2O > NH3

Sifat yang sangat menonjol dari HF adalah ikatan hidrogen yang sangat kuat sehingga

sebenarnya HF selalu dalam keadaan dimer. HF sebagai pelarut ada sebagai asam konjugat

atau basa konjugat, tergantung pada keasaman atau kebasaan solut. Jika solut lebih bersifat

asam dibandingkan HF maka pelarut ada sebagai asam konjugat, sebaliknya jika solut lebih

basa maka pelarut ada sebagai basa konjugat. HF memiliki sifat sulit teroksidasi maupun

tereduksi sehingga spesies-spesies yang pada pelarut air maupun amoniak tereduksi ataupun

teroksidasi maka pada pelarut HF lebih stabil. Penstabilam spesies MnO4- dapat dilakukan

dengan pelarut HF:

MnO4- + 5 HF MnO3F + H3O+ + 2HF2

-

Penanganan pelarut HF tidak diperbolehkan menggunakan wadah terbuat dari gelas

(SiO2) melainkan menggunakan wadah polipropilen atau polietilen untuk menghindari reaksi

antara pelarut dengan wadah sebagai berikut:

SiO2 + 8HF SiF4 + 2H3O+ + 2HF2-

Reaksi dalam media asetonitril

Asetonotril, CH3CN, memiliki polaritas dan momen dipol besar dengan konstanta

dielektrikum 36. Dari sifat dasar tersebut maka kelarutan solut pada asetonitril meningkat

dengan meningkatnya polaritas anion. Kelarutan garam dengan ukuran kecil cenderung lebih

rendah daripada kelarutan garam dengan anion berukuran besar. Pada sistem larutan yang

menghendaki pemisahan muatan kation-anion terlarut maka peggunaan pelarut asetonitril

sangatlah cocok.

Asetonitril mampu membentuk kompleks relatif kuat dengan solutya dengan

pendonoran dari atom N, sama halnya dengan pelarut NH3. Contohnya terjadi pada pelarutan

HgI2

HgI2 + I- [HgI3] - (asetonitril)

Kemampuan pendonoran elektron dari asetonitril terlihat dari data harga Kb (konstanta

kebasaan) dari NH3 yang sangat kecil jika pada pelarut asetonitril dibandingkan harga Kb

NH3 pada pelarut air.

pelarut H2O CH3CN

pKb 4,7 16,5

Kb 10-4,7 10-16,5

Pada pelarut air NH3 lebih basa dibandingkan pada pelarut asetonitril.

Reaksi dalam media lelehan logam.

Ada beberapa alasan mengapa lelehan garam merupakan media yang berguna untuk

suatu reaksi yaitu:

1. Lelehan garam dapat melarutkan solut yang bersifat ionik, polar, non polar dan ikatan

logam.

2. Fase cair dari pelarut ada pada daerah temperatur yang lebar.

3. Banyak reaksi dapat dilakukan dengan media lelehan garam seperti: raksi asam basa,

reaksi oksidasi reduksi, rekasi kompleksasi, dan reaksi substitusi.

Beberapa lelehan garam yang sering digunakan adalah:

NaCl(l) Na+(l) + Cl-

(l)

Pelarut ionic

Konduktivitas: 8000 -1 cm-1

AsCl3(l) AsCl2+

(l) + AsCl4- (l)

Pelarut kovalen

Konduktivitas: 10-3 -1 cm-1

Pelarut lelehan garam biasanya digunakan pada reaksi dengan temperatur tinggi.