Reaksi 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 HNO₃ (asam nitrat) and H₂SO₄ (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 H₂S, 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".^[3] 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.^[4][5][6] 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.^[7]

Definisi Arrhenius

Definisi modern pertama asam dan basa dalam istilah molekuler dirancang oleh Svante Arrhenius.^[8][9] 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⁺);^[10] sehingga, suatu asam meningkatkan konsentrasi ion H⁺ dalam larutan berair.

Hal ini menyebabkan protonasi air, atau pembentukan ion hidronium (H₃O⁺).^{[cat. 1]} 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.^[13]

• 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

Johannes Nicolaus Brønsted dan Thomas Martin Lowry

Definisi Brønsted–Lowry, dirumuskan pada tahun 1923, secara independen oleh Johannes Nicolaus Brønsted di Denmark dan Martin Lowry di Inggris,^[14][15] 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.^{[16][cat. 2]}

Reaksi asam–basa, dengan demikian, merupakan pelepasan ion hidrogen dari asam dan penambahannya ke basa.^[17] 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,^[18] pada tahun yang sama dengan Brønsted–Lowry, tetapi itu tidak diuraikan olehnya sampai tahun 1938.^[3] 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.^[19]

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⁻ → BF−4

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:

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

Daftar pustaka

• Clayden, Jonathan; Greeves, Nick; Warren, Stuart; Wothers, Peter (2000). Organic Chemistry (dalam bahasa Inggris) (edisi ke-1). Oxford University Press. 
• Finston, H.L.; Rychtman, A.C. (1983). A New View of Current Acid-Base Theories (dalam bahasa Inggris). New York: John Wiley & Sons. 
• Meyers, R. (2003). The Basics of Chemistry (dalam bahasa Inggris). Greenwood Press. 
• Miessler, G.L.; Tarr, D.A. (1991). Inorganic Chemistry (dalam bahasa Inggris). 

• (Inggris) Acid-base Physiology: an on-line text
• (Inggris) Bagian buku Biology daring John W. Kimball mengenai asam dan basa.