Reaksi asam-basa Reaksi asam-basa adalah reaksi kimia yang terjadi antara asam dan basa . Ada beberapa konsep yang memberikan definisi alternatif untuk mekanisme reaksi yang terlibat dan aplikasinya dalam memecahkan masalah terkait. Meskipun beberapa perbedaan dalam definisi, pentingnya menjadi nyata sebagai metode yang berbeda dari analisis bila diterapkan untuk reaksi asam-basa untuk spesies gas atau cair, atau ketika asam atau karakter dasar mungkin agak kurang jelas. Yang pertama dari konsep-konsep ilmiah asam dan basa disediakan oleh Perancis kimiawan Antoine Lavoisier , sekitar tahun 1776.

Sejarah teori asam-basa oksigen teori Lavoisier asam Konsep ilmiah pertama asam dan basa disediakan oleh Antoine Lavoisier sekitar tahun 1776. Sejak itu pengetahuan Lavoisier dari asam kuat terutama terbatas pada oxoacids , seperti HNO 3

(asam nitrat) dan H2SO4 (asam sulfat), yang cenderung mengandung atom pusat di tinggi oksidasi dikelilingi oleh oksigen, dan karena ia tidak tahu komposisi sesungguhnya dari asam hydrohalic ( HF , HCl , HBr (fluroide hidrogen), dan HI ) (hidrogen iodida), ia mendefinisikan asam dalam hal mereka mengandung oksigen , yang sebenarnya ia beri nama dari kata Yunani yang berarti "asam-mantan "(dari Yunani οξυς (oxys) yang berarti "asam" atau "tajam" dan γεινομαι (geinomai) yang berarti "melahirkan"). Definisi Lavoisier diselenggarakan sebagai kebenaran absolut selama lebih dari 30 tahun, sampai dengan pasal 1810 dan berikutnya ceramah oleh Sir Humphry Davy di mana ia membuktikan kekurangan oksigen dalam H2S , H2Te , dan asam hydrohalic. Namun, Davy gagal untuk mengembangkan teori baru, menyimpulkan bahwa "keasaman tidak tergantung pada substansi dasar tertentu, tetapi pada pengaturan berbagai jenis bahan aneh". Salah satu modifikasi yang penting dari teori oksigen disediakan oleh Berzelius , yang menyatakan bahwa asam adalah oksida dari bukan logam sedangkan basa adalah oksida logam.

hidrogen Liebig teori asam Definisi ini diusulkan oleh Justus Liebig von sekitar, 1838 didasarkan pada karya-karya yang luas pada komposisi kimia asam organik. Ini selesai pergeseran doktrin dari asam oksigen-berbasis hidrogen berbasis asam, dimulai oleh Davy. Menurut Liebig, asam adalah yang mengandung zat hidrogen dimana hidrogen bisa diganti dengan logam. Definisi Liebig, sementara sepenuhnya empiris, tetap digunakan selama hampir 50 tahun sampai adopsi dari definisi Arrhenius.

Teori asam-Basa Arrhenius

Svante Arrhenius Svante Arrhenius Definisi Arrhenius dari reaksi asam-basa merupakan pengembangan dari teori hidrogen asam, dirancang oleh Svante Arrhenius , yang digunakan untuk memberikan definisi modern dari asam dan basa yang diikuti dari karyanya bersama Friedrich Wilhelm Ostwald dalam membangun kehadiran ion dalam larutan air pada tahun 1884, dan menyebabkan Arrhenius menerima Hadiah Nobel dalam Kimia pada tahun 1903 untuk "pengakuan terhadap pelayanan yang luar biasa ... sumbangan untuk kemajuan kimia oleh teori disosiasi elektrolitik nya".Rekomendasi IUPAC yang lebih baru sekarang menyarankan istilah yang lebih baru "hidronium", yang lebih disukai daripada istilah yang lebih dulu diterima ,”oxonium”, untuk menggambarkan mekanisme reaksi seperti yang didefinisikan dalam Brønsted-Lowry dan definisi sistem pelarut dengan lebih jelas, dengan definisi Arrhenius yang berfungsi sebagai garis besar umum sederhana-karakter asam-basa. Definisi Arrhenius dapat diringkas sebagai "asam Arrhenius membentuk ion hidrogen dalam larutan air sementara basa Arrhenius membentuk ion hidroksida." Definisi universal dari larutan asam-basa dalam konsep Arrhenius digambarkan sebagai pembentukan air dari dan hidroksida ion hidrogen, atau ion hidrogen dan ion hidroksida dari disosiasi dari asam dan basa dalam larutan air:

H + (aq) + OH - (aq) H 2 O (Di zaman modern, penggunaan H + adalah dianggap sebagai singkatan untuk H 3 O + , karena sekarang diketahui bahwa proton H + telanjang tidak ada sebagai spesies bebas dalam larutan.) Ini mengarah pada definisi bahwa dalam reaksi asam-basa Arrhenius, garam dan air terbentuk dari reaksi antara asam dan basa. Dengan kata lain, ini adalah reaksi netralisasi .

asam + + basa - garam + airIon positif dari basa membentuk garam dengan ion negatif dari asam. Sebagai contoh, dua mol basa sodium hidroksida (NaOH) dapat bergabung dengan satu mol asam sulfat (H 2 SO 4) untuk membentuk dua mol air dan satu mol natrium sulfat .

2 NaOH + H 2 SO 4 → 2 H 2 O + Na 2 SO 4

Definisi Arrhenius tentang keasaman dan alkalinitas dibatasi untuk larutan mengandung air , dan mengacu pada konsentrasi ion-ion pelarut. Berdasarkan definisi ini, H2SO4 murni atau HCl dilarutkan dalam toluena tidak asam, dan KOH cair dan larutan amida natrium dalam amonia cair tidak basa.

Definisi sistem Pelarut Salah satu batasan definisi Arrhenius adalah ketergantungan larutan air. EC Franklin mempelajari reaksi asam-basa dalam amonia cair pada tahun 1905 dan menunjukkan kemiripan dengan teori Arrhenius mengenai larutan air, dan Albert UNTUK Germann, bekerja dengan COCl cair 2, menggeneralisasi definisi Arrhenius untuk menaungi pelarut aprotik dan merumuskan teori sistem pelarut dalam 1925.Germann menunjukkan bahwa dalam pelarut banyak terdapat konsentrasi tertentu dari suatu spesies positif, solvonium (lyonium sebelumnya) kation dan spesies negatif, melarutkan (sebelumnya lyate) anion, dalam keseimbangan dengan molekul pelarut netral. Sebagai contoh, air dan amonia mengalami disosiasi seperti ke hidronium dan hidroksida , dan ammonium dan amida , masing-masing:

2 H 2 O H 3 O + + OH − 2 NH 3 NH + 4 + NH − 2

Beberapa sistem aprotik juga mengalami disosiasi seperti, seperti ferri dinitrogen ke nitrosonium dan nitrat , triklorida antimon ke dichloroantimonium dan tetrachloroantimonate, dan fosgen ke chlorocarboxonium dan klorida .

N 2 O 4 NO + + NO3−

2 SbCl 3 SbCl2+ + SbCl4 −

COCl 2 COCl + + Cl −

Dengan demikian, dalam bentuk cair amonia , KNH 2 (memasok NH - 2) adalah basa kuat, dan NH 4 NO 3 (memasok NH + 4) adalah asam kuat. Dalam cairan sulfur dioksida (SO 2), tionil senyawa (memasok SO 2 +) berperilaku sebagai asam, dan sulfida (memasok SO2 - 3) berperilaku sebagai basa. Asam-basa non-air reaksi dalam amonia cair serupa dengan reaksi dalam air:

2 NaNH 2 (base) + Zn (NH 2) 2 ( amphiphilic amida) → Na 2 [Zn (NH 2) 4] 2 NH 4 I (asam) + Zn (NH 2) 2 (amida amphiphilic) → [Zn (NH 3) 4)] I 2

Asam nitrat dapat menjadi dasar dalam asam sulfat cair: HNO 3 (basa) + 2 H 2 SO 4 → NO + 2 + H 3 O + + HSO 2 - 4

Kekuatan unik dari definisi ini menunjukkan dalam menggambarkan reaksi dalam pelarut aprotik, misalnya dalam bentuk cair N 2 O 4:

AgNO 3 (basa) + NOCl (asam) → N 2 O 4 (pelarut) + AgCl (garam) Karena sistem pelarut definisi tergantung pada pelarut seperti halnya pada senyawa itu sendiri, senyawa yang sama dapat mengubah perannya tergantung pada pilihan pelarut. Dengan demikian, HClO 4 adalah asam yang kuat dalam air, asam lemah dalam asam asetat, dan basis lemah dalam asam fluorosulfonic. Hal ini terlihat baik sebagai kekuatan dan kelemahan, karena beberapa zat, seperti SO 3 dan NH 3 dirasa asam atau dasar di sebelah kanan mereka sendiri. Di sisi lain, teori sistem pelarut dikritik sebagai terlalu umum akan berguna; itu merasa bahwa ada

sesuatu yang secara intrinsik asam tentang hidrogen, senyawa yang tidak dimiliki oleh non solvonium garam. Hydrogenic-itu.

Definisi Bronsted-Lowry The-Lowry definisi Brønsted, dirumuskan pada tahun 1923, secara mandiri oleh Johannes Nicolaus Brønsted di Denmark dan Martin Lowry di Inggris, adalah berdasarkan gagasan protonasi basis melalui protonasi-de asam-yaitu, kemampuan asam untuk "menyumbangkan "ion hidrogen (H +) atau proton menjadi basis, yang "menerima" mereka. Berbeda dengan definisi sebelumnya, definisi-Lowry Brønsted tidak merujuk kepada pembentukan garam dan pelarut, melainkan untuk pembentukan asam konjugat dan konjugat basa, yang dihasilkan oleh transfer proton dari asam ke dasar. Dalam pendekatan ini, asam dan basa pada dasarnya berbeda dalam perilaku dari garam, yang dipandang sebagai elektrolit, sesuai dengan teori Debye, Onsager, dan lain-lain. Asam dan basa bereaksi tidak menghasilkan garam dan pelarut, namun untuk membentuk asam baru dan basa baru. Konsep netralisasi dengan demikian tidak ada.Menurut definisi Brønsted-Lowry, asam adalah senyawa yang dapat menyumbangkan proton, dan basa merupakan senyawa yang dapat menerima proton. Sebuah reaksi asam-basa adalah, dengan demikian, pemindahan ion hidrogen dari asam dan penambahan untuk dasar. Hal ini tidak mengacu pada penghapusan proton dari inti atom, yang akan membutuhkan tingkat energi tidak dicapai melalui disosiasi asam sederhana, tetapi untuk penghapusan ion hidrogen (H +). Penghapusan sebuah proton (ion hidrogen) dari asam basa konjugat menghasilkan, yang adalah asam dengan ion hidrogen dihapus, dan penerimaan proton dengan basa menghasilkan asam konjugat-nya, yang merupakan basis dengan ion hidrogen ditambahkan . Sebagai contoh, penghapusan H + dari asam klorida (HCl) menghasilkan ion klorida (Cl -), basis konjugat asam:

HCl → H + + Cl - Penambahan H + menjadi ion hidroksida (OH -), basa, menghasilkan air (H 2 O), asam konjugat-nya:

H+ + OH- → H2O Meskipun Brønsted-Lowry asam-basa perilaku secara formal independen dari pelarut apapun, itu meliputi Arrhenius dan definisi sistem pelarut dengan cara yang tak dijalankan. Sebagai contoh, protonasi amonia , basa, memberikan ion amonium , asam konjugat-nya:

H + + NH 3 → NH 4 + Reaksi amonia, basa, dengan asam asetat dalam air tidak dapat digambarkan untuk memberikan kation amonium, asam, dan anion asetat, basa:

CH 3 COOH + NH 3 → NH + 4 + CH 3 COO - Definisi ini juga menjelaskan pemisahan air menjadi konsentrasi rendah ion hidronium dan hidroksida:

H 2 O + H 2 O H 3 O + + OH −

Air, yang amfoter , dapat bertindak sebagai asam dan basa, di sini, satu molekul air bertindak sebagai asam, menyumbangkan ion H + dan membentuk dasar konjugat, OH -, dan molekul air kedua bertindak sebagai dasar , menerima ion H + dan membentuk asam konjugat, H 3 O +. Disosiasi asam dan hidrolisis asam yang terlihat fenomena sepenuhnya sama:

HCl (asam) + H 2 O (dasar) H 3 O + (asam) + Cl - (dasar) NH 4

+ (asam) + H 2 O (dasar) H 3 O + (asam) + NH 3 (dasar) seperti juga pemisahan dasar dan hidrolisis dasar:

NH 3 (basa) + H 2 O (asam) NH 4+ (asam) + OH - (basa)

CH 3 COO - (basa) + H 2 O (asam) CH 3 COOH (asam) + OH - (basa)

Jadi, rumus umum untuk reaksi asam-basa menurut definisi Brønsted-Lowry adalah: AH + B → BH + + A -

dimana AH mewakili asam, B mewakili dasar, BH + merupakan asam konjugasi dari B, dan A -

merupakan dasar konjugasi dari AH. Meskipun Brønsted-Lowry panggilan hidrogen yang mengandung zat seperti asam HCl, KOH dan KNH 2 tidak basa tetapi garam yang berisi basis OH - dan NH - 2. Juga, beberapa zat, yang banyak ahli kimia dianggap asam, seperti SO 3 atau BCl 3, dikecualikan dari klasifikasi ini karena kurangnya hidrogen. Gilbert Lewis menulis pada tahun 1938, "Untuk membatasi kelompok asam untuk zat yang mengandung hidrogen mengganggu sebagai serius dengan pemahaman sistematik kimia seperti yang akan pembatasan dari agen pengoksidasi panjang untuk zat mengandung oksigen."

Definisi Lewis Persyaratan hidrogen Arrhenius dan Brønsted-Lowry telah dihapus oleh definisi Lewis reaksi asam-basa, dirancang oleh Gilbert N. Lewis pada tahun 1923, pada tahun yang sama seperti Brønsted-Lowry, tapi itu tidak diuraikan oleh dia sampai 1938. Alih-alih mendefinisikan reaksi asam-basa dalam hal proton atau zat terikat lain, definisi Lewis mendefinisikan dasar (disebut sebagai basa Lewis) menjadi senyawa yang dapat menyumbangkan pasangan elektron, dan asam ( asam Lewis) menjadi senyawa yang dapat menerima pasangan elektron. Dalam sistem ini, asam tidak pertukaran atom dengan basa, tetapi mengkombinasikan dengan itu. Sebagai contoh, perhatikan ini berair klasik reaksi asam-basa:

HCl (aq) + NaOH (aq) → H 2 O (l) + NaCl (aq)

Definisi Lewis tidak menganggap ini sebagai reaksi pembentukan garam dan air atau pengalihan H + dari HCl OH -. Sebaliknya, ia menganggap asam menjadi H + ion itu sendiri, dan dasar untuk menjadi OH - ion, yang memiliki pasangan elektron unshared. Oleh karena itu, reaksi asam-basa di sini, menurut definisi Lewis, adalah sumbangan pasangan elektron dari OH - pada ion H +. Ini membentuk ikatan kovalen antara H + dan OH -, sehingga menghasilkan air (H 2 O). . Dengan memperlakukan reaksi asam-basa dalam hal pasangan elektron daripada zat-zat tertentu, definisi Lewis dapat diterapkan untuk reaksi yang tidak termasuk dalam definisi lain dari reaksi asam-basa. Misalnya, perak kation berperilaku sebagai asam sehubungan dengan amonia , yang berperilaku sebagai dasar, dalam reaksi berikut:

Ag + + 2: NH 3 → [H 3 N: Ag: NH 3] + Hasil reaksi ini adalah pembentukan aduk amonia-perak. Pada reaksi antara asam Lewis dan basa , ada pembentukan aduk ketika menduduki orbital molekul tertinggi ( HOMO ) dari molekul seperti NH 3 dengan elektron pasangan bebas yang tersedia (s) menyumbangkan pasangan elektron ke -kekurangan molekul elektron kosong orbital molekul terendah ( LUMO ) melalui ordinat kovalen ikatan-rekan , seperti, reaksi HOMO molekul bertindak sebagai berinteraksi-a, alas dan LUMO berinteraksi molekul bertindak sebagai-an. asam di dalam sangat -kutub molekul, seperti trifluorida boron (BF 3), yang paling elektronegatif elemen menarik elektron menuju orbital sendiri, memberikan muatan positif lebih pada elemen-elektronegatif kurang dan perbedaan dalam struktur elektronik karena aksial atau khatulistiwa mengorbit posisi elektron tersebut, menyebabkan efek memuakkan dari pasangan-pasangan ikatan elektron bebas (Lp-Bp) interaksi antara atom-atom terikat lebih dari yang telah disediakan oleh pasangan-pasangan ikatan ikatan (Bp-Bp) interaksi. adduct melibatkan logam ion yang disebut sebagai senyawa koordinasi CO.

Definisi Usanovich Bersamaan dengan Lewis, seorang ahli kimia Soviet Mikhail Usanovich dari Tashkent, mengembangkan teori umum yang tidak membatasi keasaman untuk hidrogen yang mengandung senyawa, tapi pendekatannya, yang diterbitkan pada tahun 1938, bahkan lebih umum dari teori Lewis. Teman-teori Usanovich bisa diringkas sebagai mendefinisikan asam sebagai sesuatu yang menerima spesies negatif atau menyumbangkan yang positif, dan basis sebagai sebaliknya. Hal ini mendorong konsep reaksi asam-basa untuk batas logis, dan bahkan mendefinisi ulang konsep redoks (oksidasi-reduksi) sebagai kasus khusus dari reaksi asam-basa, dan sehingga tidak menjadi tersebar luas, meskipun lebih mudah dipahami dari Lewis teori, yang dibutuhkan keakraban rinci dengan struktur atom. Beberapa contoh reaksi asam-basa Usanovich meliputi:

Na 2 O (basa) + SO 3 (asam) → 2 Na + + SO 2 - 4 (spesies ditukar: anion O 2 -) 3 (NH 4) 2 S (basa) + Sb 2 S 3 (asam) → 6 NH4

+ + 2 SBS 2 - 4 (spesies ditukar: anion S 2 -) Na (base) + Cl (asam) → Na + + Cl - (spesies dipertukarkan: elektron)

Definisi Lux-FloodHal-dasar teori asam kebangkitan teori oksigen asam dan basa, yang diusulkan oleh kimiawan Jerman Hermann Lux pada tahun 1939, lebih ditingkatkan dengan Hakon-flood sekitar tahun 1947 dan masih digunakan dalam modern geokimia dan elektrokimia dari garam cair . Definisi

ini menggambarkan suatu asam sebagai ion oksida (O 2 -) akseptor dan basis sebagai donor ion oksida. Sebagai contoh:

MgO (basa) + CO 2 (asam) → MgCO3 CaO (basa) + SiO 2 (asam) → CASIO3 NO3

- (basa) + S 2 O 2 - 7 (asam) → NO2+ + 2 SO2 - 4

Definisi Pearson Pada tahun 1963 Ralph Pearson mengusulkan konsep kualitatif maju dikenal sebagai 'Hard Soft Acid Base , kemudian membuat kuantitatif dengan bantuan Robert Parr pada tahun 1984. Juga dikenal sebagai konsep dasar asam Pearson, HSAB banyak digunakan dalam kimia untuk menjelaskan kestabilan senyawa , reaksi mekanisme dan jalur. Ini memberikan 'lembut keras' atau ', dan' asam 'atau' dasar 'istilah' untuk kimia spesies . 'Hard' berlaku untuk spesies yang kecil, telah menyatakan biaya tinggi, dan lemah terpolarisasi. 'Soft' berlaku untuk spesies yang berukuran besar, telah menyatakan biaya rendah dan sangat terpolarisasi. Asam dan basa berinteraksi, dan interaksi yang paling stabil adalah keras-keras dan lunak-lembut. Teori ini telah ditemukan digunakan dalam kimia organik dan anorganik. Teori ini lebih baik digunakan dalam konteks kualitatif daripada kuantitatif sehingga akan membantu dalam memahami faktor-faktor dominan yang mendorong sifat kimia dan reaksi. Hal ini terutama terjadi pada logam transisi kimia , di mana banyak percobaan telah dilakukan untuk menentukan relatif pemesanan ligan dan ion logam transisi dalam hal kekerasan dan kelembutan. teori HSAB juga berguna untuk memprediksi produk metatesis reaksi. Baru-baru ini telah ditunjukkan bahwa bahkan sensitivitas dan kinerja bahan peledak dapat dijelaskan secara teori HSAB.