Asam dan Basa

Asam didefinisikan sebagai senyawa yang  menghasilkan ion hidrogen (H⁺) ketika larut dalam pelarut (biasanya air). 

Basa didefinisikan sebagai senyawa yang menghasilkan ion hidroksida (OH^-) ketika larut dalam pelarut air.

Definisi Bronsted Lowry, asam: zat yang menghasilkan dan mendonorkan proton (H⁺) pada zat lain basa: zat yang dapat menerima proton (H⁺) dari zat lain.

Berdasarkan teori ini, reaksi antara gas HCl dan NH₃ dapat dijelaskan sebagai reaksi asam basa, yakni

HCl(g) + NH₃(g) –>NH₄Cl(s) … (9.11)

simbol (g) dan (s) menyatakan zat berwujud gas dan padat. Hidrogen khlorida mendonorkan proton pada amonia dan berperan sebagai asam.

Menurut teori Bronsted dan Lowry, zat dapat berperan baik sebagai asam maupun basa. Bila zat tertentu lebih mudah melepas proton, zat ini akan berperan sebagai asam dan lawannya sebagai basa. Sebaliknya, bila zuatu zat lebih mudah menerima proton, zat ini akan berperan sebagai basa. Dalam suatu larutan asam dalam air, air berperan sebagai basa.

HCl	+	H2O	–>	Cl-	+	H3O+	…	(9.12)
asam1		basa2		basa konjugat 1		asam konjugat 2

Dalam reaksi di atas, perbedaan antara HCl dan Cl^- adalah sebuah proton, dan perubahan antar keduanya adalah reversibel. Hubungan seperti ini disebut hubungan konjugat, dan pasangan HCl dan Cl^- juga disebut sebagai pasangan asam-basa konjugat.

Larutan dalam air ion CO₃^2- bersifat basa. Dalam reaksi antara ion CO₃^2- dan H₂O, yang pertama berperan sebagai basa dan yang kedua sebagai asam dan keduanya membentuk pasangan asam basa konjugat.

H2O	+	CO32-	–>	OH-	+	HCO3-	…	(9.12)
asam1		basa2		basa konjugat 1		asam konjugat 2

Zat disebut sebagai amfoter bila zat ini dapat berperan sebagao asam atau basa. Air adalah zat amfoter yang khas. Reaksi antara dua molekul air menghasilkan ion hidronium dan ion hidroksida adalah contoh khas reaksi zat amfoter

H2O	+	H2O	–>	OH-	+	H3O+	…	(9.12)
asam1		basa2		basa konjugat 1		asam konjugat 2

Teori Asam Basa Sistem Pelarut

Asam basa sistem basa sistem pelarut dikembangkan oleh Cady Esley. Berdasarkan teori ini, asam sistem pelarut yaitu spesies kimia yang bila dilarutkan dalam pelarut tertentu dapat meningkatkan konsentrasi kation karakteristik dari pelarut tersebut. Contoh cairan NH₄Cl dilarutkan dalam cairan NH₃, maka NH₄Cl bertindak sebagia asam sistem pelarut karena dalam NH₃, cairan NH₄Cl teriosisasi menjadi NH₄⁺ + Cl^-. NH₄⁺ inilah yang disebut kation karakteristik pelarut (KKP). Sedangkan basa sistem pelarut yaitu suatu spesi kimia yang bila dilarutkan dalam pelarut tertentu dapat meningkatkan anion karakteristik plarut tersebut.  Contoh melarutkan kristal NaCl dalam cairan POCl₂, maka NaCl disebut anion karakteristik pelarut (AKP). Karena dalam campuran NaCl terurai menjadi Na⁺ dan Cl^-. Cl^- inilah yang disebut AKP. Lalu bagaimana jika padatan KCl dilarutkan dalam cairan NH3?. Jika hal ini dilakukan maka bukan termasuk teori asam basa sistem pelarut karena KCl tidak menigkatkan kation maupun anion karakteristik pelarut. Dalam hal ini pelarut tidak mengandung ion K⁺ dan Cl^- hasil ionisasi KCl.

 Teori asam basa Lux-Flood

Berdasarkan teori ini asam dan basa ditinjau dari donor dan apseptor ion oksida. Asam yakni spesi kimia yang dapat menonorkan ion oksida (O^2-), sedangkan suatu basa spesi yang dapat menerima (aseptor ion oksida). Teori ini biasanya digunakan untuk meramalkan reaksi-reaksi yang berlangsung pada suhu tinggi dan proses metalurgi.

Contoh reaksi antara CaO (kapur) dan SiO₂ (pasir) yang terjadi pada suhu tinggi. Persamaan reaksi yang terjadi sebagai berikut.

        CaO(s) + SiO₂(s0 → CaSiO₃(s)

Reaksi CaO atau SiO₂ dapat pula terjadi pada suhu rendah sesuai persamaan berikut.

       SO₃(g) + H₂O(l0 → H₂SO₄(aq)

       SiO₂(g) + H₂O(l) → H₂CO₃(aq)

Teori Asam Basa Lewis

Pada umumnya definisi asam-basa mengikuti apa yang dinyatakan oleh Arrhenius atau Bronsted-Lowry, tapi dengan adanya struktur yang diajukan Lewis muncul definisi asam dan basa baru.

Asam Lewis didefinisikan sebagai spesi yang menerima pasangan elektron.

Basa Lewis didefinisikan sebagai spesi yang memberikan pasangan elektron.

Sehingga H⁺ adalah asam Lewis, karena ia menerima pasangan elektron, sedangkan OH^- dan NH₃ adalah basa Lewis, karena keduanya adalah penyumbang pasangan elektron. Yang menarik dalam definisi asam Lewis adalah, terdapat senyawa yang tidak memiliki hidrogen dapat bertindak sebagai asam. Contoh, molekul BF₃. Jika kita menentukan struktur Lewis dari BF₃, tampak B kurang dari oktet dan dapat menerima pasangan elektron., sehingga dapat bertindak sebagai asam Lewis Dalam kenyataan molekul yang tidak mencapai oktet sering merupakan asam Lewis yang kuat karena molekul tersebut dapat mencapai konfigurasi oktet dengan menerima pasangan elektron tak berikatan. Senyawa yang termasuk dalam perioda yang lebih bawah dari perioda dua dapat bertindak sebagai asam Lewis sangat baik, dengan memperbanyak susunan valensi terluar mereka. Akibatnya, SnCl₄ bertindak sebagai asam Lewis berdasarkan  reaksi berikut:

SnCl₄  +   2Cl^-( aq)  →   SnCl ₆^2-

Atom pusat dikelilingi 12 elektron valensi, elektronnya menjadi lebih banyak dari 8.

Pengaruh Elektronik. Keeletronegatifan pensubstitusi memberikan pengaruh yang nyata. Jadi kekuatan basa dan asam di pengaruhi secara berlawanan, seperti tampak pada contoh berikut

 Basa   :    (CH₃)₃N > H₃N > F₃N

Asam  :    (CH₃)₃B < H₃B < F₃B

Makin bersifat menarik electron ( elektronegatif ) pensubstitusi tersebut, makin nyata keasaman lewisnya dan mengurangi kebasaan lewisnya.

Pengaruh Sterik. Pengaruh tersebut dapat beragam lihat gambar pada halaman 197 .