Reaksi asam–basa

Reaksi asam–basa adalah reaksi kimia yang melibatkan pereaksi asam dan basa, yang dapat digunakan dalam menentukan pH. Beberapa kerangka teoritis menyediakan konsepsi alternatif bagi mekanisme reaksi dan aplikasinya dalam penyelesaian masalah terkait; kerangka tersebut dikenal sebagai teori asam–basa, sebagai contoh, teori asam basa Brønsted–Lowry.

Pentingnya reaksi ini menjadi terlihat jelas dalam analisis reaksi asam–basa bagi spesi fasa gas dan cair, atau ketika sifat suatu asam dan basa tidak terlihat begitu jelas. Konsep pertama reaksi ini dikemukakan oleh kimiawan Perancis Antoine Lavoisier, sekitar tahun 1776.

Penting untuk memahami model reaksi asam basa sebagai teori yang saling terkait satu sama lain. Sebagai contoh, model Lewis saat ini memiliki definisi asam basa yang lebih luas, dibandingkan dengan teori Bronsted-Lowry, yang cakupan definisinya lebih luas dibandingkan teori Arrhenius yang lebih terbatas.

Definisi asam–basa

Pengembangan bersejarah

Teori asam oksigen Lavoisier 
Konsep ilmiah pertama asam dan basa dipaparkan oleh Lavoisier pada sekitar tahun 1776. Karena pengetahuan Lavoisier mengenai asam kuat terutama terbatas pada asam okso, seperti  (asam nitrat) and  (asam sulfat), yang cenderung mengandung atom pusat dalam bilangan oksidasi tinggi yang dikelilingi oleh oksigen, dan karena ia tidak mengetahui komposisi sebenarnya dari asam hidrohalat (HF, HCl, HBr, dan HI), ia mendefinisikan asam sebagai spesi yang mengandung oksigen, yang faktanya atom oksigen ia namai dari kata Yunani yang berarti "pembentuk-asam" (dari bahasa Yunani οξυς (oxys) berarti "asam" atau "tajam" dan γεινομαι (geinomai) berarti "menimbulkan"). Definisi Lavoisier terus bertahan selama lebih dari 30 tahun, hingga diterbitkannya artikel dan ceramah oleh Sir Humphry Davy tahun 1810 yang membuktikan adanya asam tak beroksigen dalam , H2Te, dan asam hidrohalat. Namun, Davy gagal mengembangkan teori baru, menyimpulkan bahwa "keasaman tidak tergantung pada zat dasar tertentu, tetapi pada pengaturan khusus berbagai zat". Salah satu modifikasi penting dari teori oksigen diberikan oleh Berzelius, yang menyatakan bahwa asam adalah "oksida bukan logam" sedangkan basa adalah "oksida logam".

Teori asam hidrogen Liebig 
Tahun 1838, Justus von Liebig mengusulkan bahwa asam adalah spesi yang mengandung hidrogen yang dapat diganti oleh atom logam. Redefinisi ini didasarkan pada karyanya yang luas pada komposisi kimia asam organik, menyelesaikan perubahan doktrinal dari asam berbasis oksigen ke asam berbasis hidrogen yang dimulai oleh Davy. Definisi Liebig, meskipun sepenuhnya empiris, tetap digunakan selama hampir 50 tahun sampai adopsi definisi Arrhenius.

Definisi Arrhenius 

Definisi modern pertama asam dan basa dalam istilah molekuler dirancang oleh Svante Arrhenius. Ia melanjutkan karyanya tahun 1884 bersama Friedrich Wilhelm Ostwald dalam menetapkan keberadaan ion di larutan berair dan karenanya membuat Arrhenius menerima Hadiah Nobel dalam Kimia pada tahun 1903.

Seperti yang didefinisikan oleh Arrhenius:
 Asam Arrhenius adalah spesi yang terdisosiasi dalam air untuk membentuk ion hidrogen (H+); sehingga, suatu asam meningkatkan konsentrasi ion H+ dalam larutan berair.

Hal ini menyebabkan protonasi air, atau pembentukan ion hidronium (H3O+). Karenanya, pada era modern, simbol H+ dianggap sebagai kependekan dari H3O+, karena saat ini diketahui bahwa proton yang berdiri sendiri tidak terdapat sebagai spesi bebas dalam larutan air.
 Basa Arrhenius adalah spesi yang terdisosiasi dalam air untuk membentuk ion hidroksida (OH−); sehingga, suatu basa meningkatkan konsentrasi ion OH− dalam larutan berair."

Secara keseluruhan, untuk memenuhi syarat sebagai asam Arrhenius, setelah dimasukkan ke dalam air, spesi kimia tersebut harus menyebabkan, secara langsung atau sebaliknya:
 Peningkatan konsentrasi hidronium berair, atau
 Penurunan konsentrasi hidroksida berair.

Sebaliknya, untuk memenuhi syarat sebagai basa Arrhenius, setelah dimasukkan dalam air, spesi kimia tersebut harus menyebabkan, secara langsung atau sebaliknya:
 Penurunan konsentrasi hidronium berair, atau
 Peningkatan konsentrasi hidroksida berair.

Reaksi asam dengan basa disebut reaksi netralisasi. Produk dari reaksi ini adalah garam dan air.
asam + basa → garam + air

Definisi Brønsted–Lowry 

Definisi Brønsted–Lowry, dirumuskan pada tahun 1923, secara independen oleh Johannes Nicolaus Brønsted di Denmark dan Martin Lowry di Inggris, didasarkan pada gagasan protonasi basa melalui de-protonasi asam–yaitu, kemampuan asam untuk "mendonorkan" ion hidrogen (H+)—atau dikenal sebagai proton—kepada suatu basa, yang "menerima" proton tersebut.

Reaksi asam–basa, dengan demikian, merupakan pelepasan ion hidrogen dari asam dan penambahannya ke basa. Pelepasan ion hidrogen dari suatu asam menghasilkan basa konjugasi, yang merupakan asam dengan ion hidrogen yang telah lepas. Penerimaan proton oleh basa menghasilkan asam konjugasi, yang merupakan basa dengan ion hidrogen yang telah ditambahkan.

Rumusan umum untuk reaksi asam–basa menurut definisi Brønsted–Lowry adalah:
HA + B → BH+ + A−

dalam reaksi di atas, HA mewakili asam, B mewakili basa, BH+ mewakili asam konjugasi dari B, dan A− mewakili basa konjugasi dari HA.

Air bersifat amfoterik—yaitu, ia dapat bertindak sebagai asam dan basa. Model Brønsted–Lowry menjelaskan ini, menunjukkan disosiasi air menjadi hidronium dan ion hidroksida berkonsentrasi rendah:
H2O + H2O  H3O+ + OH−

Persamaan ini dijelaskan dalam diagram berikut:

Definisi Lewis 

Kebutuhan hidrogen Arrhenius dan Brønsted–Lowry dihapus oleh definisi reaksi asam-basa Lewis, yang dibuat oleh Gilbert N. Lewis pada tahun 1923, pada tahun yang sama dengan Brønsted–Lowry, tetapi itu tidak diuraikan olehnya sampai tahun 1938. Alih-alih mendefinisikan reaksi asam-basa dalam hal proton atau spesi terikat lainnya, definisi Lewis mendefinisikan basa (dirujuk sebagai basa Lewis) sebagai spesi yang dapat menyumbangkan pasangan elektron sunyi, dan asam (suatu asam Lewis) merupakan spesi yang dapat menerima pasangan elektron tersebut.

Sebagai contoh, boron trifluorida, BF3 adalah asam Lewis yang khas. Ia dapat menerima sepasang elektron karena memiliki kekosongan dalam orbitalnya. Ion fluorida memiliki oktet penuh dan dapat mendonorkan sepasang elektron. Karenanya:

BF3 + F− → 

ia merupakan asam lewis yang khas. Seluruh senyawa berunsur golongan 13 dengan rumus AX3 dapat bertindak sebagai asam Lewis. Serupa dengan itu, senyawa berunsur golongan 15 dengan rumus DY3, seperti amina, NR3, dan fosfina, PR3, dapat bertindak sebagai basa Lewis. Aduk, hasil reaksi asam basa Lewis memiliki rumus X3A←DY3 dengan ikatan kovalen koordinasi, disimbolkan dengan ←, antara atom A (akseptor) dan D (donor). Rumusan untuk reaksi asam–basa menurut definisi Lewis adalah:

Lihat pula 
 Titrasi asam–basa
 Bilangan donor
 Konfigurasi elektron
 Metode Gutmann–Beckett
 Struktur Lewis
 Substitusi nukleofilik dan reaksi redoks
 Protonasi dan Deprotonasi
 Struktur resonansi

Catatan

Referensi

Daftar pustaka

Pranala luar 
  Acid-base Physiology: an on-line text
  Bagian buku Biology daring John W. Kimball mengenai asam dan basa.

 
Asam
Basa
Kimia kesetimbangan