| 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
 |

Lihat pula: Tetapan disosiasi asam
**Kekuatan asam** merujuk pada kecenderungan suatu asam, disimbolkan dengan rumus kimia HA, mengalami disosiasi menjadi proton, H+, dan sebuah anion, A−. Asam kuat dalam larutan mengalami disosiasi sempurna, kecuali dalam keadaan pekatnya.

{\displaystyle {\ce {HA -> H+ + A-}}}
Contoh asam kuat adalah asam klorida (HCl), asam perklorat (HClO4), asam nitrat (HNO3) dan asam sulfat (H2SO4).

Asam lemah hanya terdisosiasi sebagian, sehingga dalam larutannya terdapat produk disosiasi dan asam yang tak terdisosiasi, yang keduanya berada dalam kesetimbangan.

{\displaystyle {\ce {HA <=> H+ + A-}}}
Asam asetat (CH3COOH) adalah contoh asam lemah. Kekuatan asam lemah diukur dengan nilai konstanta disosiasi asamnya (p*K*a).

Kekuatan asam organik lemah tergantung pada efek substituennya. Kekuatan asam anorganik tergantung pada tingkat oksidasi atom yang mengikat proton. Kekuatan asam tergantung pada pelarutnya. Sebagai contoh, hidrogen klorida adalah asam kuat dalam larutan air, tetapi menjadi asam lemah jika dilarutkan dalam asam asetat glasial.

Penentuan kekuatan asam
-----------------------

Kekuatan suatu asam biasanya diukur dari konstanta disosiasi asamnya (*K*a), yang dapat ditentukan secara eksperimen melalui metode titrasi. Asam yang lebih kuat memiliki *K*a yang lebih besar dan konstanta logaritma yang lebih kecil (p*K*a = −log *K*a) daripada asam yang lebih lemah. Semakin kuat suatu asam, semakin mudah ia kehilangan proton, H+. Dua faktor utama yang menyumbang kemudahan mengalami deprotonasi adalah polaritas ikatan H—A dan ukuran atom A, yang menentukan kekuatan ikatan H—A. Kekuatan asam juga tergantung pada kestabilan basa konjugatnya.

Sementara nilai p*K*a menentukan kecenderungan suatu solut asam untuk memindahkan proton ke pelarut standar (umumnya air atau DMSO), kecenderungan pelarut asam untuk memindahkan proton ke solut terkaitnya (biasanya basa anilin lemah) ditentukan berdasarkan fungsi keasaman Hammett, nilai *H*0. Meskipun kedua konsep kekuatan asam ini sering dianggap sebagai kencenderungan umum suatu zat mendonorkan proton, nilai p*K*a dan *H*0 mengukur sifat yang berbeda dan kadang-kadang menyimpang. Misalnya, hidrogen fluorida, ketika dilarutkan dalam air (p*K*a = 3,2) atau DMSO (p*K*a = 15), memiliki nilai p*K*a yang menunjukkan bahwa ia mengalami disosiasi tak sempurna dalam kedua pelarut ini, menunjukkan bahwa ia adalah asam lemah. Namun, dalam kondisi kering, media asam, hidrogen fluorida memiliki nilai *H*0 –15, membuatnya memprotonasi medium dengan kekuatan melebihi asam sulfat 100%, sehingga secara definitif, ia adalah superasam. (Untuk mencegah ketidakjelasan, istilah "asam kuat" dalam artikel ini adalah asam yang memiliki nilai p*K*a < –1,74, kecuali bila disebutkan lain. Ini selaras dengan bahasa umum yang digunakan oleh para praktisi kimia).

Ketika medium asam yang dipertanyakan adalah larutan air encer, *H*0 mendekati sama dengan nilai pH, yang merupakan –log dari konsentrasi H+ dalam larutan berair. pH larutan sederhana suatu asam ditentukan oleh *K*a dan konsentrasi asam sekaligus. Untuk larutan asam lemah, ia tergantung pada derajat disosiasi, yang dapat ditentukan melalui perhitungan kesetimbangan. Untuk larutan pekat suatu asam, terutama asam kuat dengan pH < 0, pengukuran nilai *H*0 lebih baik daripada mengukur pH-nya.

Asam kuat
---------

Gambar asam kuat yang sebagian besar terdisosiasi. Bulatan kecil merah menggambarkan ion H+.
*Asam kuat* adalah asam yang terdisosiasi menurut reaksi berikut:

{\displaystyle {\ce {HA + S <=> SH+ + A-}}}
dengan S mewakili molekul pelarut, seperti molekul air atau DMSO, sedemikian rupa karena konsentrasi spesies HA yang tak terdisosiasi sangat kecil untuk diukur. Untuk keperluan praktis, asam kuat dapat dikatakan terdisosiasi sempurna. Contoh asam kuat adalah asam klorida.

{\displaystyle {\ce {HCl\ ->\ H^{+}\ +\ Cl^{-}\ (dalam\ larutan\ air)}}}
Asam apapun dengan nilai p*K*a yang kurang dari -2 diklasifikasikan sebagai asm kuat. Hasil ini berasal dari kapasitas dapar larutan yang sangat tinggi dengan nilai pH 1 atau kurang dan dikenal sebagai efek leveling.

Berikut adalah asam kuat dalam larutan berair dan dimetil sulfoksida. Nilai p*K*a tidak dapat diukur secara eksperimen. Nilai dalam tabel berikut merupakan rata-rata dari 8 perhitungan teoritis yang berbeda

Estimasi nilai p*K*a| Asam | Rumus | dalm air | dalam DMSO |
| --- | --- | --- | --- |
| Asam klorida | HCl | -5,9 ± 0,4 | −2,0 ± 0,6 |
| Asam bromida | HBr | -8,8 ± 0,8 | −6,8 ± 0,8 |
| Asam iodida | HI | -9,5 ± 1 | −10,9 ± 1 |
| Asam triflat | H[CF3SO3] | −14 ± 2 | −14 ± 2 |
| Asam perklorat | H[ClO4] | −15 ± 2 | −15 ± 2 |

Selain itu, dalam air

* Asam nitrat HNO3 p*K*a = -1,6
* Asam sulfat H2SO4 (disosiasi pertama saja, p*K*a1 ≈ −3):(p. 171)

Senyawa berikut dapat digunakan sebagai protonator dalam kimia organik:

* Asam fluoroantimonat H[SbF6]
* Asam ajaib [en] H[FSO3SbF5]
* Asam karborana [en] H[CHB11Cl11]
* Asam fluorosulfat [en] H[FSO3] (p*K*a = −6,4)

Asam sulfonat, seperti asam p-toluensulfonat [en] (asam tosilat) adalah kelas asam okso organik kuat. Beberapa asam sulfonat dapat diisolasi sebagai padatan. Polistirena difungsikan menjadi polistirena sulfonat adalah contoh zat yang merupakan asam kuat padat.

Asam lemah
----------

Artikel utama: Konstanta disosiasi asam
Gambaran asam lemah yang terdisosiasi sebagian
Asam lemah adalah zat yang terdisosiasi sebagian ketika ia dilarutkan dalam suatu pelarut. Dalam larutannya terdapat kesetimbangan antara asam, HA, dan produk disosiasinya.

{\displaystyle {\ce {HA <=> H+ + A-}}}
Pelarutnya (air, misalnya) diabaikan dari persamaan ini jika konsentrasinya secara efektif tidak berubah akibat proses disosiasi asam. Kekuatan asam lemah dapat diukur melalui konstanta disosiasi, *K*a, yang didefinisikan sebagai berikut, di mana *[X]* adalah konsentrasi gugusan kimia, X.

{\displaystyle K\_{a}={\frac {[H^{+}][A^{-}]}{[AH]}}}
Jika nilai *K*a diketahui, maka dapat digunakan untuk menentukan tingkat disosiasi dalam larutan dengan konsentrasi asam yang diketahui, *TH*, dengan menerapkan hukum kekekalan massa.

{\displaystyle {\begin{aligned}T\_{H}&=[H]+[HA]\\&=[H]+K\_{a}[A][H]\\&=[H]+K\_{a}[H]^{2}\end{aligned}}}
dengan *TH* adalah nilai konsentrasi analitik asam. Ketika semua kuantitas dalam persamaan ini diperlakukan sebagai angka, muatan ion tidak ditunjukkan dan persamaannya menjadi persamaan kuadrat dengan nilai dari nilai konsentrasi ion hidrogen, *[H]*.

{\displaystyle K\_{a}[H]^{2}+[H]-T\_{H}=0}
Persamaan ini menunjukkan bahwa pH suatu larutan asam lemah tergantung pada baik nilai *K*a maupun konsentrasinya. Contoh umum asam lemah meliputi asam asetat dan asam fosforus [en]. Asam seperti asam oksalat (HOOC–COOH) dikatakan sebagai diprotik (atau berbasa dua) karena ia dapat kehilangan dua proton dan bereaksi dengan dua molekul basa sederhana. Asam fosfat (H3PO4) adalah asam triprotik (atau berbasa tiga).

Untuk lebih jelas tentang kekuatan asam dapat dilihat pada artikel konstanta disosiasi asam. Ini meliputi asam seperti asam diprotik asam suksinat, yang membuat metode sederhana perhitungan pH, yang dibahas di atas, menjadi tidak dapat digunakan.

### Penentuan eksperimental

Artikel utama: Konstanta disosiasi asam
Penentuan nilai p*K*a secara eksperimen umumnya dilakukan dengan metode titrimetri. Prosedur yang biasa dilakukan sebagai berikut. Sejumlah asam kuat ditambahkan ke dalam larutan yang mengandung asam atau garam dari asam, hingga suatu titik di mana senyawa tersebut terprotonasi sempurna. Larutan kemudian dititrasi dengan basa kuat

{\displaystyle {\ce {HA + OH- -> A- + H2O}}}
hingga dalam larutan hanya tertinggal spesies A− yang terdeprotonasi. Pada setiap titik selama titrasi, pH diukur menggunakan elektrode kaca dan pH meter. Tetapan kesetimbangan dicari menggunakan nilai pH hitung yang sesuai dengan nilai teramati, menggunakan metode kuadrat terkecil.

### Pasangan asam/basa konjugat

Kadang-kadang ada pernyataan "konjugat dari asam lemah adalah basa kuat". Pernyatan semacam ini adalah tidak tepat. Misalnya, asam asetat adalah asam lemah dengan *K*a = 1,75 x 10−5. Basa konjugatnya adalah ion asetat dengan *K*b = 10−14/*K*a = 5,7 x 10−10 (dari hubungan *K*a × *K*b = 10−14), yang tentunya bukan merupakan basa kuat. Konjugat dari asam lemah sering kali merupakan basa lemah dan sebaliknya.

Asam dalam pelarut non-air
--------------------------

Kekuatan suatu asam bervariasi sesuai pelarutnya. Suatu asam yang kuat dalam air bisa menjadi lemah dalam pelarut yang kurang basa, dan suatu asam yang lemah dalam air dapat menjadi kuat dalam pelarut yang lebih basa. Menurut teori asam-basa Brønsted–Lowry, pelarut S dapat menerima proton.

{\displaystyle {\ce {HA + S <=> A- + HS+}}}
Sebagai contoh, asam klorida adalah basa lemah jika dilarutkan dalam asam asetat murni, CH3COOH, yang lebih asam daripada air.

{\displaystyle {\ce {CH3COOH + HCl <=> CH3C(OH)2+ + Cl-}}}
Tingkat ionisasi hidrogen halida menurun sesuai urutan HI > HBr > HCl. Asam asetat dikatakan sebagai pelarut pembeda untuk ketiga asam tersebut, sedangkan air tidak.:(p. 217)

Contoh penting pelarut yang lebih basa daripada air adalah dimetil sulfoksida, DMSO, (CH3)2SO. Suatu senyawa yang merupakan asam lemah di air dapat menjadi asam kuat dalam DMSO. Asam asetat adalah contoh zat ini. Nilai pKa larutan dalam DMSO dan pelarut lainnya dapat dijumpai di *Acidity–Basicity Data in Nonaqueous Solvents*.

Superasam adalah asam kuat meskipun dalam pelarut dengan konstanta dielektrik rendah. Contoh superasam adalah asam fluoroantimonat dan asam ajaib. Beberapa superasam dapat dikristalkan. Mereka juga dapat menstabilkan karbokation secara kuantitatif.

Faktor penentu kekuatan asam
----------------------------

### Efek induktif

Dalam asam karboksilat organik, suatu substituen elektronegatif dapat menarik densitas elektron keluar dari ikatan asamnya melalui efek induktif, menghasilkan nilai p*K*a yang lebih kecil. Semakin menurun efeknya, unsur elektronegatif semakin jauh dari gugus karboksilat, seperti digambarkan oleh deret asam butanoat terhalogenasi berikut.

| Struktur | Nama | p*K*a |
| --- | --- | --- |
|  | asam 2-klorobutanoat | 2,86 |
|  | asam 3-klorobutanoat | 4,0 |
|  | asam 4-klorobutanoat | 4,5 |
|  | asam butanoat | 4,5 |

### Pengaruh tingkat oksidasi

Dalam rangkaian asam okso suatu unsur, nilai p*K*a menurun sesuai tingkat oksidasi unsurnya. Asam okso dari klorin menggambarkan tren ini,:(p. 171)

| Struktur | Nama | Tingkatoksidasi | p*K*a |
| --- | --- | --- | --- |
|  | asam perklorat | 7 | -8† |
|  | asam klorat | 5 | -1 |
|  | asam klorit | 3 | 2,0 |
|  | asam hipoklorit | 1 | 7,53 |

† teoritis

Referensi
---------

1. ↑  Liang, Joan-Nan Jack (1976). *The Hammett Acidity Function for Hydrofluoric Acid and some related Superacid Systems (Ph.D. Thesis)* (PDF). Hamilton, Ontario: McMaster University. hlm. 94.
2. ↑  Miessler G.L. and Tarr D.A. *Inorganic Chemistry* (2nd ed. Prentice-Hall 1998, p.170) ISBN 0-13-841891-8
3. ↑  Porterfield, William W. *Inorganic Chemistry* (Addison-Wesley 1984) p.260 ISBN 0-201-05660-7
4. ↑  Trummal, Aleksander; Lipping, Lauri; Kaljurand, Ivari; Koppel, Ilmar A.; Leito, Ivo (2016). "Acidity of strong acids in water and dimethyl sulfoxide". *J. Phys. Chem. A*. **120** (20): 3663–3669. Bibcode:2016JPCA..120.3663T. doi:10.1021/acs.jpca.6b02253. PMID 27115918.
5. ↑  Bell, R. P. (1973), *The Proton in Chemistry* (edisi ke-2nd), Ithaca, NY: Cornell University Press
6. 1 2 3  Housecroft, C. E.; Sharpe, A. G. (2004). *Inorganic Chemistry* (edisi ke-2nd). Prentice Hall. ISBN 978-0130399137.
7. 1 2  Guthrie, J.P. (1978). "Hydrolysis of esters of oxy acids: p*K*a values for strong acids". *Can. J. Chem*. **56** (17): 2342–2354. doi:10.1139/v78-385.
8. ↑  Martell, A.E.; Motekaitis, R.J. (1992). *Determination and Use of Stability Constants*. Wiley. ISBN 0-471-18817-4.  Chapter 4: Experimental Procedure for Potentiometric pH Measurement of Metal Complex Equilibria
9. ↑  Zhang, Dingliang; Rettig, Stephen J.; Trotter, James; Aubke, Friedhelm (1996). "Superacid Anions: Crystal and Molecular Structures of Oxonium Undecafluorodiantimonate(V), [H3O][Sb2F11], Cesium Fluorosulfate, CsSO3F, Cesium Hydrogen Bis(fluorosulfate), Cs[H(SO3F)2], Cesium Tetrakis(fluorosulfato)aurate(III), Cs[Au(SO3F)4], Cesium Hexakis(fluorosulfato)platinate(IV), Cs2[Pt(SO3F)6], and Cesium Hexakis(fluorosulfato)antimonate(V), Cs[Sb(SO3F)6]". *Inorg. Chem*. **35** (21): 6113–6130. doi:10.1021/ic960525l.
10. ↑  George A. Olah, Schlosberg RH (1968). "Chemistry in Super Acids. I. Hydrogen Exchange and Polycondensation of Methane and Alkanes in FSO3H–SbF5 ("Magic Acid") Solution. Protonation of Alkanes and the Intermediacy of CH5+ and Related Hydrocarbon Ions. The High Chemical Reactivity of "Paraffins" in Ionic Solution Reactions". *Journal of the American Chemical Society*. **90** (10): 2726–7. doi:10.1021/ja01012a066.

Pranala luar
------------

* Titration of acids - freeware untuk analisis data dan simulasi kurva titrasi potensiometri

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

 |