| Asam dan Basa |
| --- |
| Representasi diagram disosiasi asam asetat dalam larutan berair menjadi ion asetat dan hidronium. |
| * Asam
* Reaksi asam–basa
* Homeostasis asam–basa
* Kekuatan asam
* Fungsi keasaman
* Amfoterisme
* Basa
* Larutan dapar
* Konstanta disosiasi
* Kimia kesetimbangan
* Ekstraksi
* Fungsi keasaman Hammett
* pH
* Afinitas proton
* Swaionisasi air
* Titrasi
* Katalisis asam Lewis
* Pasangan Lewis terfrustasi
* Asam Lewis kiral
 |
| 
Tipe Asam |
| * Brønsted–Lowry
* Lewis
* Akseptor
* Mineral
* Organik
* Oksida
* Kuat
* Superasam
* Lemah
* Padat
 |
| 
Tipe Basa |
| * Brønsted–Lowry
* Lewis
* Donor
* Organik
* Oksida
* Kuat
* Superbasa
* Non-nukleofilik
* Lemah
 |
| * l
* b
* s
 |

**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.

Definisi asam dan basa
----------------------

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).

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. 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

{\displaystyle {\ce {{asam}+ {basa}<=> {basa}\ {konjugat}+ {asam}\ {konjugat}}}}
Jika asam ditulis sebagai HA, persamaan di atas dapat disederhanakan menjadi:

{\displaystyle {\ce {HA + B <=> A^- + HB+}}}
Digunakan tanda kesetimbangan, is in equilibrium with, 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.

Asam basa pada larutan
----------------------

Asam asetat, CH3COOH, tersusun atas gugus metil, CH3, yang berikatan kimia dengan gugus karboksilat, COOH. Gugus karboksilat dapat kehilangan proton dan memberikannya kepada molekul air, H2O, menyisakan anion asetat CH3COO- dan membentuk kation hidronium H3O+. Ini adalah reaksi kesetimbangan, sehingga proses sebaliknya dapat pula terjadi.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:

{\displaystyle {\ce {CH3COOH + H2O <=> CH3COO^- + H3O+}}}
Asam asetat CH, adalah suatu asam karena ia mendonorkan proton kepada air (H) dan menjadi basa konjugatnya, ion asetat (CH). H adalah suatu basa karena menerima proton dari CH dan menjadi asam konjugatnya, ion hidronium (H).

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.

{\displaystyle {\ce {H3O+ + CH3COO^- <=> CH3COOH + H2O}}}
Kekuatan teori Brønsted–Lowry adalah, (kontras dengan teori Arrhenius), tidak perlu suatu asam terdisosiasi.

Senyawa amfoter
---------------

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 H bertindak sebagai basa dan mendapatkan H+ menjadi H sementara lainnya bertindak selaku asam dan kehilangan H+ dan menjadi OH−.

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

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

{\displaystyle {\ce {H2O + H2O <=> H3O+ + OH-}}}
Reaksi yang analog terjadi juga dalam amonia cair

{\displaystyle {\ce {NH3 + NH3 <=> NH4+ + NH2-}}}
Dengan demikian, ion amonium, NH, memainkan peran yang sama dalam amonia cair seperti halnya ion hidronium dalam air sedangkan ion amida, NH, analog dengan ion hidroksida. Garam amonium berperilaku sebagai asam, dan amida berperilaku sebagai basa.

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

{\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. 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.

{\displaystyle {\ce {HCl + CH3C(O)(OH) <=> Cl^- + CH3C(OH)2+}}}

Perbandingan dengan teori asam-basa Lewis
-----------------------------------------

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. Proposal Lewis memberikan penjelasan kepada klasifikasi Brønsted-Lowry dalam hal struktur elektron.

{\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." 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.

{\displaystyle {\ce {BF3 + 3H2O -> B(OH)3 + 3HF}}}
{\displaystyle {\ce {HF <=> H+ + F-}}}
Ilustrasi ini menjelaskan bahwa BF 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

{\displaystyle {\ce {B(OH)3 + H2O <=> B(OH)4^- + H+}}}
Dalam kasus ini asam tidak terdisosiasi, basanya, H, yang terdisosiasi. Larutan B(OH) bersifat asam karena ion hidrogen dibebaskan dalam reaksi ini.

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

{\displaystyle {\ce {H2O+NH3\neq OH^{-}+NH4+}}}
dan bahwa, jika dilarutkan dalam air, fungsi amonia sebagai basa Lewis.

Perbandingan dengan teori Lux-Flood
-----------------------------------

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

{\displaystyle {\ce {2MgO + SiO2 -> Mg2SiO4}}}
tidak berada dalam jangkauan definisi asam dan basa Brønsted–Lowry. Sebaliknya, MgO adalah basa dan SiO bersifat asam dalam teori Brønsted–Lowry, merujuk pada campurannya dalam air.

{\displaystyle {\ce {2H+ + MgO\_{(s)}-> Mg^2+\_{(aq)}{}+ 2H2O}}}
{\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)SiO dikelompokkan sebagai ultramafik; olivin adalah suatu senyawa oksida paling dasar, MgO, dengan oksida asam, silika SiO.

Referensi
---------

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. 1 2  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.

|  |  |
| --- | --- |
| Pengawasan otoritas Sunting ini di Wikidata | 
* Microsoft Academic

 |