Asam

Asam adalah molekul atau ion yang dapat memberikan proton (ion hidrogen H⁺), atau, alternatifnya, dapat membentuk ikatan kovalen dengan pasangan elektron (asam Lewis).^[1]

Kategori pertama asam adalah donor proton atau asam Brønsted. Pada kasus khusus dalam larutan berair, donor proton membentuk ion hidronium H₃O⁺ dan dikenal sebagai asam Arrhenius. Brønsted dan Lowry memperumum teori Arrhenius untuk memasukkan pelarut bukan air. Asam Brønsted maupun Arrhenius biasanya memiliki atom hidrogen yang berikatan dengan struktur kimia yang tetap aktif secara energik setelah kehilangan H⁺.

Asam Arrhenius dalam larutan berair memiliki sifat karakteristik yang menyediakan deskripsi praktis dari asam.^[2] Asam membentuk larutan berair dengan rasa masam, dapat mengubah lakmus biru menjadi merah, dan bereaksi dengan basa serta berbagai logam (seperti kalsium) membentuk garam. Kata acid (bahasa Inggris dari asam) berasal dari bahasa Latin acidus/acēre yang berarti masam.^[3] Larutan berair asam memiliki pH kurang dari 7 dan larutan ini juga disebut 'asam' dalam konteks sehari-hari (seperti pada frasa 'dilarutkan dalam asam'), sementara definisi ketat asam hanya merujuk pada zat terlarutnya.^[1] pH yang lebih rendah bermakna memiliki keasaman yang lebih tinggi, dan juga memiliki konsentrasi ion hidrogen positif yang lebih tinggi di dalam larutan.

Larutan berair asam yang umum di antaranya asam klorida (larutan hidrogen klorida yang ditemukan pada asam lambung dan dapat mengaktifkan enzim pencernaan), asam asetat (cuka merupakan larutan berair encer dari cairan ini), asam sulfat (digunakan pada baterai mobil), dan asam sitrat (ditemukan pada buah sitrus). Berdasarkan contoh ini, asam (dalam pandangan umum) dapat berupa larutan maupun bahan kimia murni, serta dapat diturunkan dari asam (dalam pandangan ketat^[1]) berbentuk padat, cair, maupun gas. Asam kuat dan beberapa asam lemah terkonsentrasi bersifat korosif, tetapi terdapat pengecualian seperti karborana dan asam borat.

Asam kategori kedua adalah asam Lewis, yang membentuk ikatan kovalen dengan pasangan elektron. Salah satunya adalah boron trifluorida (BF₃) dengan atom boron memiliki orbital kosong yang dapat membentuk ikatan kovalen melalui pembagian pasangan elektron sunyi pada atom di dalam senyawa basa, sebagai contoh atom nitrogen pada amonia (NH₃). Lewis mempertimbangkan teori ini sebagai generalisasi definisi Brønsted sehingga asam merupakan spesies kimia yang menerima pasangan elektron baik secara langsung maupun melalui pelepasan proton (H⁺) ke dalam larutan, yang kemudian menerima pasangan elektron. Akan tetapi, hidrogen klorida, asam asetat, dan kebanyakan asam Brønsted-Lowry lainnya tidak dapat membentuk ikatan kovalen dengan pasangan elektron sehingga bukan asam Lewis.^[4] Sebaliknya, banyak asam Lewis bukan termasuk asam Arrhenius maupun Brønsted-Lowry. Dalam terminologi modern, asam secara implisit merujuk pada asam Brønsted dan bukan asam Lewis, mengingat kimiawan hampir selalu merujukkan asam Lewis secara eksplisit sebagai asam Lewis.^[4]^[5]

Berbagai definisi asam

Istilah "asam" merupakan terjemahan dari istilah yang digunakan untuk hal yang sama dalam bahasa-bahasa Eropa seperti acid (bahasa Inggris), zuur (bahasa Belanda), atau Säure (bahasa Jerman) yang secara harfiah berhubungan dengan rasa masam. Dalam kimia, istilah asam memiliki arti yang lebih khusus. Terdapat tiga definisi asam yang umum diterima dalam kimia, yaitu definisi Arrhenius, Brønsted-Lowry, dan Lewis.

Arrhenius: Menurut definisi ini, asam adalah suatu zat yang meningkatkan konsentrasi ion hidronium (H₃O⁺) ketika dilarutkan dalam air. Definisi yang pertama kali dikemukakan oleh Svante Arrhenius ini membatasi asam dan basa untuk zat-zat yang dapat larut dalam air.
Brønsted-Lowry: Menurut definisi ini, asam adalah pemberi proton kepada basa. Asam dan basa bersangkutan disebut sebagai pasangan asam-basa konjugat. Brønsted dan Lowry secara terpisah mengemukakan definisi ini, yang mencakup zat-zat yang tak larut dalam air (tidak seperti pada definisi Arrhenius).
Lewis: Menurut definisi ini, asam adalah penerima pasangan elektron dari basa. Definisi yang dikemukakan oleh Gilbert N. Lewis ini dapat mencakup asam yang tak mengandung hidrogen atau proton yang dapat dipindahkan, seperti besi(III) klorida. Definisi Lewis dapat pula dijelaskan dengan teori orbital molekul. Secara umum, suatu asam dapat menerima pasangan elektron pada orbital kosongnya yang paling rendah (LUMO) dari orbital terisi yang tertinggi (HOMO) dari suatu basa. Jadi, HOMO dari basa dan LUMO dari asam bergabung membentuk orbital molekul ikatan.

Walaupun bukan merupakan teori yang paling luas cakupannya, definisi Brønsted-Lowry merupakan definisi yang paling umum digunakan. Dalam definisi ini, keasaman suatu senyawa ditentukan oleh kestabilan ion hidronium dan basa konjugat terlarutnya ketika senyawa tersebut telah memberi proton ke dalam larutan tempat asam itu berada. Stabilitas basa konjugat yang lebih tinggi menunjukkan keasaman senyawa bersangkutan yang lebih tinggi.

Sistem asam/basa berbeda dengan reaksi redoks; tak ada perubahan bilangan oksidasi dalam reaksi asam-basa.

Sifat-sifat

Secara umum, asam memiliki sifat sebagai berikut:

Rasa: masam ketika dilarutkan dalam air.
Sentuhan: asam terasa menyengat bila disentuh, dan dapat merusak kulit, terutama bila asamnya asam pekat.
Kereaktifan: asam bereaksi hebat dengan kebanyakan logam, yaitu korosif terhadap logam.
Hantaran listrik: asam, walaupun tidak selalu ionik, merupakan cairan elektrolit.
PH yang kurang dari 7.
Dapat mengubah kertas lakmus biru menjadi merah.

Sifat kimia

Dalam air, reaksi kesetimbangan berikut terjadi antara suatu asam (HA) dan air, yang berperan sebagai basa,

${\ce {HA + H_2O <=> A^- + H_3O^+}}$

Tetapan asam adalah tetapan kesetimbangan untuk reaksi HA dengan air:

$K_{a}={\frac {[{\mbox{H}}_{3}{\mbox{O}}^{+}][{\mbox{A}}^{-}]}{[{\mbox{HA}}]}}$

Asam kuat mempunyai nilai K_a yang besar (yaitu, kesetimbangan reaksi berada jauh di kanan, terdapat banyak H₃O⁺; hampir seluruh asam terurai). Misalnya, nilai K_a untuk asam klorida (HCl) adalah 10⁷. Asam kuat memiliki derajat ionisasi 1.

Meskipun demikian, tingkat keasaman asam kuat berbeda-beda. Berikut adalah tingkat keasaman asam kuat dari yang paling kuat(paling asam):

Aqua regia: campuran HCl dengan HNO₃
HNO₃
H₂SO₄
Asam halida(kecuali HF)
HI>HBr>HCl
Asam oksi halogen
HXO₄>HXO₃>HXO₂>HXO

Asam kuat mencakup asam halida – HCl, HBr, dan HI. (Tetapi, asam fluorida, HF, relatif lemah.) Asam-asam okso, yang umumnya mengandung atom pusat ber-bilangan oksidasi tinggi yang dikelilingi oksigen, juga cukup kuat; mencakup HNO₃, H₂SO₄, dan HClO₄.

Asam lemah mempunyai nilai K_a yang kecil (yaitu, sejumlah cukup banyak HA dan A^- terdapat bersama-sama dalam larutan; sejumlah kecil H₃O⁺ ada dalam larutan; asam hanya terurai sebagian). Misalnya, nilai K_a untuk asam asetat adalah 1,8 × 10⁻⁵. Kebanyakan asam organik merupakan asam lemah.

Larutan asam lemah dan garam dari basa konjugatnya membentuk larutan penyangga.

Sejarah

Sekitar tahun 1800, banyak kimiawan Prancis, termasuk Antoine Lavoisier, secara keliru berkeyakinan bahwa semua asam mengandung oksigen. Lavoisier mendefinisikan asam sebagai zat mengandung oksigen karena pengetahuannya akan asam kuat hanya terbatas pada asam-asam okso dan karena ia tidak mengetahui komposisi sesungguhnya dari asam-asam halida, HCl, HBr, dan HI. Lavoisier-lah yang memberi nama oksigen dari kata bahasa Yunani yang berarti "pembentuk asam". Setelah unsur klorin, bromin, dan iodin teridentifikasi dan ketiadaan oksigen dalam asam-asam halida ditemukan oleh Sir Humphry Davy pada tahun 1810, definisi oleh Lavoisier tersebut harus ditinggalkan.

Kimiawan Inggris pada waktu itu, termasuk Humphry Davy, berkeyakinan bahwa semua asam mengandung hidrogen. Kimiawan Swedia Svante Arrhenius lalu menggunakan landasan ini untuk mengembangkan definisinya tentang asam. Ia mengemukakan teorinya pada tahun 1884.

Pada tahun 1923, Johannes Nicolaus Brønsted dari Denmark dan Martin Lowry dari Inggris masing-masing mengemukakan definisi protonik asam-basa yang kemudian dikenal dengan nama kedua ilmuwan ini. Definisi yang lebih umum diajukan oleh Lewis pada tahun yang sama, menjelaskan reaksi asam-basa sebagai proses transfer pasangan elektron.

Penggunaan asam

Asam memiliki berbagai kegunaan. Asam sering digunakan untuk menghilangkan karat dari logam dalam proses yang disebut "pengawetasaman" (pickling). Asam dapat digunakan sebagai elektrolit di dalam baterai sel basah, seperti asam sulfat yang digunakan di dalam baterai mobil. Pada tubuh manusia dan berbagai hewan, asam klorida merupakan bagian dari asam lambung yang disekresikan di dalam lambung untuk membantu memecah protein dan polisakarida maupun mengubah proenzim pepsinogen yang inaktif menjadi enzim pepsin. Asam juga digunakan sebagai katalis; misalnya, asam sulfat sangat banyak digunakan dalam proses alkilasi pada pembuatan bensin.

Lihat pula

Referensi

^ ^a ^b ^c "IUPAC Gold Book - acid". IUPAC. Diakses tanggal 7 Juni 2019.
^ Petrucci, R.H.; Harwood, R.S.; Herring, F.G. (2002). General Chemistry (edisi ke-8th). Prentice-Hall. hlm. 146. ISBN 0-13-014329-4.
^ "acid". Merriam-Webster's Online Dictionary. Diakses tanggal 7 Juni 2019.
^ ^a ^b Oxtoby, D. W; Gillis, H.P.; Butler, L. J. (2015). Principles of Modern Chemistry. Brooks Cole. hlm. 617. ISBN 978-1305079113.
^ https://www.detik.com/edu/detikpedia/d-6027121/pengertian-asam-basa-sifat-klasifikasi-dan-indikatornya/amp

Pranala luar

Curtipot: Diagram keseimbangan asam-basa, perhitungan pH, serta simulasi dan analisis kurva titrasi – perangkat lunak gratis

[IUPAC_acid-1] "IUPAC Gold Book - acid". IUPAC. Diakses tanggal 7 Juni 2019.

[2] Petrucci, R.H.; Harwood, R.S.; Herring, F.G. (2002). General Chemistry (edisi ke-8th). Prentice-Hall. hlm. 146. ISBN 0-13-014329-4.

[3] "acid". Merriam-Webster's Online Dictionary. Diakses tanggal 7 Juni 2019.

[Oxtoby8th-4] Oxtoby, D. W; Gillis, H.P.; Butler, L. J. (2015). Principles of Modern Chemistry. Brooks Cole. hlm. 617. ISBN 978-1305079113.

[5] ttps://www.detik.com/edu/detikpedia/d-6027121/pengertian-asam-basa-sifat-klasifikasi-dan-indikatornya/amp

[1]

[2]

[3]

[4]

[5]