BAB IPENDAHULUAN

A. Latar BelakangPembhasan asam-basa anorganik biasanya tumpang-tindih di dalam bidang-bidang anorganik, analitik, dan kimia fisik. Dalam hal ini pembahasan materi ditekankan pada aspek teoritik untuk tingkah laku asam-basa. Teori asam basa sebagaimana umumnya suatu teori, terus berkembang untuk menjawab tantangan berkaitan dengan dengan teori-teori yang lebih awal. Teori asam basa yang paling sedrhana pada awalnya dikemukakan oleh Svante Arrhenius pada 1884. Menurut teori Arrhenius, asam adalah spesies yang mengandung ion-ion hindrogen, H+ atau H3O+, dan basa mengandung ion-ion hidroksida, OH-. Namun demikian, dalam teor ini terdapat dua kelemahan utama yaitu menyangkut perihal masalah pelarut dan masalah garam.Teori Arrhenius ini berasumsi bahwa pelarut tidak berpengaruh pada sifat asam-basa. Jika hydrogen klorida, HCl, dilarutkan di dalam air untuk menghasilkan asam hidroklorida, larutan ini menghantar listrik, tetapi jika dilarutka dalam pelarut nonpolar seperti benzene, C6H6, larutannya tidak menghantar arus listrik. Perbedaan sifat HCl di dalam kedua pelarut tersebut menyarankan bahwa pelarut benar-benar berpengaruh terhadap tingkah-laku zat terlarut.Masalah kedua yaitu menyangkut tingkah laku garam. Garam seharusnya bersifat sebagai spesies netral, namun kenyataannya banyak garam bersifat tidak netral, jadi bertentangan dengan anggapan ini. Sebagai contoh, larutan ion forfat dan ion karbonat bersifat basa, sebaliknya larutan ion-ion ammonium bersifat sedikit asam dan ion-ion aluminium bersifat sanngat asam. Masalah yang menambah kebingungan ditunjukkan oleh larutan NaH2PO4 yang bersifat asam, sedangkan Na2HPO4 bersifat basa.Untuk mengatasi masalah tersebut dan juga agar lebih realistic, pada tahun 1923, Thomas M. Lowry dari Inggris dan Johannes N. Bronsted dari Denmark, masing-masing bekerja sendiri-sendiri, melengkapi teori asam-basa yang melibatkan pelarut, yang kemudian dikenal sebagai teori asam-basa Brosnted Lowry. Pemahaman asam-basa yang melibatkan aspek donor-akseptor electron dikenalkan oleh G.N. Lewis pada tahun yang sama dan ion oksida oleh H. Lux (1939) dan H. Flood (1947). Pemahaman dan pengertian asam-basa bukan mengenai aspek kebenaran melainkan kesesuaian pada kondisi tertentu.

B. Rumusan MasalahSesuai dengan latas belakang di atas, permasalahan yang akan dicari jawabannya melalui tulisan ini dapat dirumuskan sebagai berikut :1. Bagaimana sistem dari klasifikasi asam-basa?2. Bagaimanakah teori asam-basa menurut Arrhenius?3. Bagaimanakah teori asam-basa menurut Bronsted-Lowry?4. Bagaimanakah tingkat keasamaan dari asam-asam oksi?5. Bagaimanakah konsep asam-basa dalam sistem pelarut?6. Bagaimanakah konsep asam-basa menurut Lux-Flood?7. Bagaimanakah konsep asam-basa menurut teori Lewis?8. Bagaimanakah konsep asam-basa keras-lunak?9. Bagaimanakah hubungan reaksi redoks dengan reaksi asam-basa?10. Bagaimanakah konsep mengenai teori superasam?

C. Tujuan1. Untuk mengetahui sistem dari klasifikasi asam-basa.2. Untuk mengetahui teori tentang asam-basa menurut Arrhenius.3. Untuk mengetahui teori asam-basa menurut Bronsted-Lowry.4. Untuk mengetahui keasamaan dari asam-asam oksi.5. Untuk mengetahui konsep asam-basa dalam sistem pelarut.6. Untuk mengetahui konsep asam-basa menurut Lux-Flood.7. Untuk mengetahui konsep asam-basa menurut teori Lewis.8. Untuk mengetahui konsep asam-basa keras-lunak.9. Untuk mengetahui hubungan reaksi redoks dengan reaksi asam-basa.10. Untuk mengetahui konsep mengenai teori superasam.

BAB IIPEMBAHASAN

A. Sistem asam basa Perkembangan kimia asam basa diawali dari Arrhenius (1887) yang mendefinisikan asam sebagai spesies yang dalam pelarut air terdissosiasi menghasilkan proton, H+, sedangkan basa merupakan spesies yang pada pelarut air terdissosiasi menghasilkan OH-. Pada permulaannya, reaksi pada pelarut non air tidak termasuk pada asam basa. Kemudian ditemukan bahwa BCl3, molekul yang tidak memiliki proton tetapi dapat menurunkan pH, demikian pula NH3, molekul yang tidak memiliki OH- tetapi dapat meningkatkan harga pH. Dari dua kenyataan tersebut asam basa Arrhenius perlu dikembangkan. Muncul definisi asam basa yang didasarkan pada sistem pelarutnya. Asam didefinisikan sebagai solut yang dapat meningkatkan kation dari pelarut. Sedangkan basa adalah adalah solut yang dapat meningkatkan anion dari pelarut. Setelah definisi sistem pelarut kemudian Bronsted dan Lowry mengemukakan definisi asam basa Bronsted Lowry yang sebenarnya merupakan generalisasi dari asam basa Arrhenius. Menurut asam basa Bronsted Lowry asam sebagai pendonor proton sedangkan basa sebagai aseptor proton. Teori asam basa yang didasarkan pada transfer ion (ionotropic) adalah anionotropic (transfer anion) dan cationotropic (transfer kation). Menurut definisi transfer anion asam adalah aseptor anion sedangkan basa adalah donor anion sedangkan menurut definisi transfer kation asam adalah donor kation sedangkan basa adalah aseptor kation. Cakupan definisi ionotropic lebih luas dari pada definisi asam basa sebelumnya. Teori asam basa Lux-Flood yang mendifinisikan asam basa sebagai aseptor O2- dan donor O2- sudah tercakup pada definisi anionotropic. Teori asam basa yang popular karena mudah dipahami dan mencakup semua teori asam basa sebelumnya adalah teori asam basa Lewis, yang mendefinisikan asam sebagai aseptor pasangan elektron sedangkan basa sebagai donor pasangan electron. Teori HSAB (hard soft acid and base) yang menggolongkan asam dalam tiga kategori (asam keras, borderline dan asam lunak) dan basa juga dalam tiga kategori (basa keras, sedang dan basa lunak) merupakan pengembangan dari teori asam basa Lewis. Setelah Lewis kemudian Ussanovic mengembangkan lagi teori asam basa Lewis dengan memasukkan oksidator (menerima electron dari sistem) sebagai asam dan reduktor (memberikan electron ke sistem) sebagai basa. Dari definisi terakhir asam basa sebenarnya secara eksplisit reaksi redoks juga merupakan reaksi asam basa.,

11= Usanovic

22= Lewis

33= ionotropic

6 54= Lux-Flood

75= Bronstead-Lowry6= Sistem pelarut7= Arrhenius

4

B. Teori Asam Basa ArrheniusArrhenius mengemukakan suatu teori dalam disertasinya (1883) yaitu bahwa senyawa ionik dalam larutan akan terdissosiasi menjadi ion-ion penyusunnya. Menurut Arrhenius: Asam: zat/senyawa yang dapat menghasilkan H+ dalam airHCl(aq) H+(aq) + Cl-(aq) Basa : zat/senyawa yang dapat menghasilkan OH- dalam airNaOH(aq) Na+(aq) NaCl(aq) + OH-(aq) Reaksi netralisasi adalah reakai antara asam dengan basa yang menghasilkan garam: HCl(aq) + NaOH(aq) NaCl(aq) + H2O()H+(aq) + OH-(aq) H2O(l)

Keterbatasan Teori ArrheniusAsam klorida dapat dinetralkan baik oleh larutan natrium hidroksida maupun amonia. Pada kedua kasus tersebut, akan didapatkan larutan hasil reaksi yang jernih yang dapat dikristalkan menjadi garam berwarna putih, baik natrium klorida maupun amonium klorida. Kedua reaksi tersebut merupakan reaksi yang sangat mirip. Reaksi yang terjadi adalah:

Pada kasus reaksi antara natrium hidroksida dengan asam klorida, ion hidrogen dari asam bereaksi dengan ion hidroksida dari NaOH. Hal ini sesuai dengan teori asam-basa Arrhenius. Akan tetapi pada kasus reaksi amonia dengan asam klorida, tidak terdapat ion hidroksida. Kita bisa mengatakan bahwa amonia bereaksi dengan air menghasilkan ion ammonium dan hidroksida, menurut reaksi sebagai berikut:

Reaksi di atas merupakan reaksi reversibel, dan dalam larutan amonia pekat tertentu, sekitar 99% amonia tetap berada sebagai molekul amonia. Meskipun demikian, ion hidroksida tetap dihasilkan, walau dalam jumlah yang sangat kecil. Dengan demikian kita bisa mengatakan bahwa reaksi tersebut sesuai dengan teori asam-basa Arrhenius. Tetapi pada saat yang bersamaan, terjadi reaksi antara gas amonia dengan gas hidrogen klorida.

Dalam kasus reaksi di atas, tidak dihasilkan ion hidrogen ataupun ion hidroksida, karena reaksi tidak terjadi dalam larutan. Teori Arrhenius tidak menggolongkan reaksi di atas sebagai reaksi asam-basa, meskipun faktanya, reaksi tersebut menghasilkan produk yang sama manakala kedua senyawa tersebut dilarutkan dalam air.Secara singkat dapat dikatakan bahwa keterbatasan teori Arrhenius adalah bahwa reaksi asam-basa hanyalah sebatas pada larutan berair (aqueus, aq) dan asam-basa adalah zat yang hanya menghasilkan H+ dan OH-.

C. Teori Asam-Basa Brosnted-LowryPada tahun 1923, Johanes Bronsted dan Thomas Lowry mengemukakan bahwa reaksi asam dan basa dapat dipandang sebagai reaksitransfer proton, dan asam-basa dapat didefinisikan dalam bentuk transfer proton. Menurut teori asam-basa Bronsted-Lowry,suatu asamadalah spesi yang memberikan (donor) proton, sedangkanbasaadalah yang bertindak sebagai penerima (akseptor) proton dalam suatu reaksi transfer proton. Pada reaksi asam Basa Bronsted-Lowry, terdapat dua pasangan asam basa. Pasangan pertama merupakan pasangan antara asam dengan basa konjugasi (yang menyerap proton); dalam hal ini ditandai dengan Asam-1 dan Basa-1. Pasangan kedua adalah pasangan antara basa dengan asam konjugasi (yang memberi proton); dalam hal ini ditandai dengan Basa-2 dan Asam-2. Rumusan kimia pasangan asam-basa konjugasi hanya berbeda satu proton (H+).Teori tersebut bertentangan dengan yang dikemukakan Arrhenius, yakni bahwa jika ada senyawa yang bersifat asam (menghasilkan ion H+) tidak memiliki hubungan dengan senyawa lain yang bersifat basa (menghasilkan OH-). Sekarang dapat diungkapkan beberapa cara yang menunjukkan bahwa model asam-basa menurut Bronsted-Lowry lebih luas cakupannya dibandingkan model dari Arrhenius. Menurut model Bronsted-Lowry : Basa adalah spesi akseptor proton, misalnya ion OH-. Asam dan basa dapat berupa ion atau molekul. Reaksi asam-basa tidak terbatas pada larutan air. Beberapa spesi dapat bereaksi sebagai asam atau basa tergantung pada pereaksi lain.Proton (ion H+) dalam air tidak berdiri sendiri melainkan terikat pada molekul air karena atom O pada molekul H2O memiliki pasangan elektron bebas yang dapat digunakan untuk berikatan kovalen koordinasi dengan proton membentuk ion hidronium, H3O+. Persamaan reaksinya:H2O(l) + H+(aq) H3O+(aq)Teori asam-basa Bronsted-Lowry dapat diterapkan terhadap reaksi HCl dan NH3. Dalam fasa gas, HCl dan NH3tidak terionisasi karena keduanya molekul kovalen yang tergolong reaksi asam basa.HCl(g) + NH3(g) NH4Cl(s)HCl = Asam; NH3= Basa; NH4Cl = Garam. Pada reaksi tersebut, molekul HCl bertindak sebagai donor proton (asam), dan molekul NH3bertindak sebagai akseptor proton (basa).Menurut Bronsted-Lowry, reaksi asam basa yang melibatkan transfer proton membentuk keadaan kesetimbangan. Contoh reaksi antara NH3dan H2O, arah panah menunjukkan bahwa proton menerima pasangan elektron bebas dari NH3, dan ikatan NH terbentuk. persamaan reaksinya sebagai berikut.

Reaksi ke kanan, NH3 menerima proton dari H2O. Jadi, NH3adalah basa dan H2O adalah asam. Pada reaksi kebalikannya, NH4+donor proton terhadap OH. Oleh sebab itu, ion NH4+adalah asam dan ion OHadalah basa. Spesi NH3dan NH4+berbeda dalam hal jumlah protonnya. NH3menjadi ion NH4+melalui pengikatan proton, sedangkan ion NH4+menjadi NH3melalui pelepasan proton. Spesi NH4+dan NH3seperti ini dinamakan pasangan konjugat asam basa.Pasangan konjugat asam basa terdiri atas dua spesi yang terlibat dalam reaksi asam basa, satu asam dan satu basa yang dibedakan oleh penerimaan dan pelepasan proton. Asam pada pasangan itu dinamakan asam konjugat dari basa, sedangkan basa adalah basa konjugat dari asam. Jadi, NH4+adalah asam konjugat dari NH3dan NH3adalah basa konjugat dari NH4+.Menurut Bronsted-Lowry, kekuatan asam basa konjugat adalah kebalikannya. Jika suatu senyawa merupakan asam kuat, basa konjugatnya adalah basa lemah. Kekuatan asam basa konjugat dapat digunakan untuk meramalkan arah reaksi asam basa. Suatu reaksi asam basa akan terjadi jika hasil reaksinya merupakan asam lebih lemah atau basa lebih lemah. Dengan kata lain, reaksi akan terjadi ke arah pembentukan spesi yang lebih lemah.

Berdasarkan kekuatan asam basa konjugat, suatu spesi dapat berperan sebagai asam maupun sebagai basa bergantung pada jenis pereaksinya. Spesi seperti ini disebut ampiprotik.Contoh, Reaksi antara ion HCO3dan HF serta reaksi antara ion HCO3dan ion OH, persamaan kimianya:

Pada reaksi pertama, ion HCO3menerima proton dari HF maka ion HCO3bertindak sebagai basa. Pada reaksi kedua, HCO3memberikan proton kepada ion OHmaka ion HCO3bertindak sebagai asam. Jadi, ion HCO3dapat bertindak sebagai asam dan juga bertindak sebagai basa. Spesi seperti ini dinamakan ampiprotik.

D. Asam-asam OksiAsam oksi (oxyacid) adalah asam terner yang mengandung atom oksigen. Untuk semua asam anorganik yang umum, atom-atom hidrogen yang dapat terion adalah atom-atom hidrogen yang mempunyaiikatan kovalendengan atom oksigen. Oleh sebab itu, asam nitrat (HNO3) lebih tepat dituliskan sebagai HONO2, sedangkan asam perklorat HClO4dituliskan sebagai HOClO3, dan seterusnya.

Dalam satu seri asam-asam oksi dari satu unsur terdapat hubungan antarakekuatan asamdengan banyaknya atom oksigen dalam spesies yang bersangkutan. Semakin banyak atom oksigen semakin kuat asam yang bersangkutan. Asam nitrat, HONO2(pKa= -1,4) termasuk asam kuat, dan lebih kuat daripada asam (lemah) nitrit HONO (pKa= +1,33). Parameterelektronegativitasdapat dipakai untuk menjelaskankekuatan relatif asamoksi ini. Atom oksigen bersifat elektronegatif tinggi, maka semakin banyak atom oksigen semakin besar densitas elektron tertarik menjauhi atom H sehingga semakin lemah ikatan O-H, dan akibatnya semakin mudah terion dengan melepaskan ion H+, atau dengan kata lain semakin kuat asam yang bersangkutan. Contoh asam oksi yang lain adalah asam fosfat (H3PO4) dan asam sulfat (H2SO4).Bagaimanakah kita dapat mengurutkan kekuatan asam dari senyawa-senyawa HCl, HClO, HClO2, HClO3, dan HClO4? Kekuatan asam tersebut dapat ditentukan dengan parameter berikut: Kekuatan asamnya akan semakin besar dengan semakin banyaknya oksigen yang terikat pada atom pusat. Kekuatan asam akan semakin besar dengan semakin besarnya bilangan oksidasi atom pusat (dalam kasus ini adalah atom Cl)Menurut Bronsted-Lowry asam adalah donor proton, jadi kekuatan asam ditentukan oleh seberapa mudah suatu spesies untuk mendonorkan protonnya. Semakin mudah suatu spesies mendonorkan protonnya maka keasamannya akan semakin kuat begitu juga dengan sebaliknya. Mudah tidaknya suatu spesies asam untuk mendonorkan protonnya dapat dilihat dari seberapa besar harga Ka dan seberapa besar asam tersebut terionisasi dalam larutan.Perhatikan senyawaan HClO, HClO2, HClO3, dan HClO4 yang terionisasi dalam air dengan reaksi sebagai berikut:HClO + H2O H3O+ + ClO-HClO2 + H2O H3O+ + ClO2-HClO3 + H2O H3O+ + ClO3-HClO4 + H2O H3O+ + ClO4-Semakin besar jumlah spesies asam yang terionisasi maka asam tersebut akan semakin kuat dan sebaliknya. Bagaimana kita dapat menentukan asam-asam diatas, yang mana yang akan terionisasi sempurna dan mana yang terionisasi sebagian untuk dapat kita gunakan dalam menentukan kekuatan asamnya? Cara yang dapat digunakan adalah dengan menentukan kestabilan anion sisa asam dalam larutan yaitu anion ClO-, ClO2-, ClO3-, dan ClO4-. Semakin stabil anionnya maka semakin banyak asamnya terionisasi dan otomatis asamnya semakin kuat.Bagaimana kita dapat menentukan kestabilan anion-anion tersebut? Dengan cara melihat bagaimana anion tersebut mendistribusikan muatan negatifnya (atau dengan kata lain melihat struktur resonansinya). Semakin banyak jumlah atom oksigen maka anion diatas semakin stabil, karena semakin banyak jumlah atom oksigen yang dapat menerima pendistribusian muatan negatifnya, hal ini juga berarti anion tersebut memiliki banyak struktur resonansi. Dengan demikian urutan anion yang stabil diatas adalah ClO4- > ClO3- > ClO2- > ClO-. Ingat semakin stabil anion artinya semakin banyak asam yang terionisasi sehingga kekuatan asamnya juga semakin besar oleh sebabitu urutan kekuatan asamnya dari yang terbesar adalah HClO4 > HClO3 > HClO2 > HClO. Dengan melihat harga Ka/pKa Harga pKa dari asam diatas adalah:pKa HCl = -8pKa HClO = 7,53pKa HClO2 = 2pKa HClO3 = -1pKa HClO4 = -10Semakin kecil harga pKa maka semakin kuat keasamannya, jadi menurut harga diatas maka kekuatan asamnya dari yang terbesar adalah HClO4 > HCl >HClO3 > HClO2 > HClO. Dari data diatas harga pKa HCl, HClO3, dan HClO4 adalah negatif disebabkan asam-asam ini adalah asam kuat. kekuatan HCl adalah bisa dikatakan hampir sama dengan HClO4, kemungkinan ini disebabkan karena HCl dalam bentuk larutan [HCl(aq)] bersifat sebagai senyawa ionik sehingga HCl mudah melepaskan protonnya. (HCl berupa gas merupakan asam lemah karena ikatan H-Cl dalam bentuk gas bersifat kovalen).

E. Asam-Basa dalam Sistem PelarutAplikasi asam-basa Bronsted-Lowry terbatas dalam sistem pelarut protonik, misalnya H2O, NH3, dan H2SO4. Kenyataanya ditemui adanya pelarut non-protonik yang mengalami swa-ionisasi mirip dengan pelarut protonik, misalnya OPCl3. Persamaan swa-ionisasi pelarut-pelarut ini yaitu:Pelarutasambasa2H2O H3O++ OH-2NH3 NH4++ NH2-2H2SO4 H3SO4++ HSO4-2OPCl3 OPCl2++ OPCl4-2BrF3 BrF2++ BrF4-Dari kemiripan persamaan reaksi tersebut menurut konsep sistem pelarut , asam didefinisikan sebagai spesies yang menaikkan kosentrasi kation khas pelarut, dan basa sebagai sebagai spesies yang menaikkan konsentrasi anion khas pelarut. Sebagai contoh, fosforpentaklorida, PCl5, dalam pelarut fosfor oksiklorida atau fosforil klorida, POCl4, bertindak sebagai asam sebab menaikkan konsentrasi kation pelarut yaitu OPCl2+ menurut persamaan reaksi:OPCl3(l) + PCl5(OPCl3) OPCl2+(OPCl3) + PCl6-(OPCl3)Keseimbangan swaionisasi pelarut diduga berperan misalnya pada titrasi konduktometri antara tetrametilamonium klorida, (CH3)4NCl, dengan besi(III) klorida dalam pelarut fosforil klorida menurut persamaan reaksi:(CH3)4N+Cl-(OPCl3) + FeCl3(OPCl3) (CH3)4N+ FeCl4-(OPCl3)Gutmann menafsir adanya tahapan-tahapan reaksi sebagai berikut:(CH3)4N+Cl-(l) + OPCl3(l) (CH3)4N+(OPCl3) + Cl-(OPCl3)FeCl3(s) + OPCl3(l) OPCl2+(OPCl3) + FeCl4-(OPCl3)OPCl2+(OPCl3) + Cl-(OPCl3) OPCl3(l)Salah satu manfaat dari konsep ini yaitu kemudahan identifikasi suatu sistem reaksi, analog dengan sstem keseimbangan dalam air, Kw = [H3O+][OH-] = 10-14mol2dm-6, tetapan keseimbangan dalam pelarut non-air dapat diformulasikan sebagai: KAB = [A+][B-]. Dengan [A+] dan [B-] masing-masing adalah konsentrasi kation dan anion khas pelarut AB. Secara sama pula seperti halnya skla pH bagi air, harga titik netral yaitu sama dengan , contoh data bagi beberapa pelarut non-air dapat diperiksa pada table di bawah:

Hasil kali ion, retangan pH, dan titik netral beberapa pelarutPelarutHasil Kali IonRentangan pHTitik Netral

H2SO410-40-42

CH3COOH10-130-136,5

H2O10-140-147

C2H5OH10-200-2010

NH310-290-2914,5

Dengan konsep sistem pelarut ini efek penyamaan (leveling) mudah dipahami setiap asam dan basa yang lebih kuat daripada kation dan anion khas suatu pelarut akan disamakan tingkat kekuatannya oleh pelarut yang bersangkutan. Setiap asam dan basa yang lebih lemah daripada kation dan anion khas suatu pelarut akan tetap dalam keseimbangan dengan pelarut yang bersangkutan.

F. Asam-Basa Lux-FloodBerbeda dari teori protonik Bronsted-Lowry, pada tahun 1939 H. Lux melukiskan tingkah laku asam-basa berkenaan dengan ion oksida, yang kemudian diperluas oleh H. Flood pada tahun 1947. Konsep ini dapat diterapkan pada sistem non-protonik, misalnya pada reaksi lelehan senyawa-senyawa anorganik pada temperature tinggi seperti:CaO(l) + SiO2(l) CaSiO3(l)Basa CaO adalah donor ion oksida (O2-) sedangkan SiO2 adalah akseptor ion oksida. Tingkah laku asam-basa menurut sistem ini dapat pula diterapkan pada reaksi antara oksida basa dengan oksida asam yang membentuk garam menurut persamaan berikut:CaO(s) + SO3(g) CaSO4(s)CaO(s) + CO2(g) CaCO3(s)CaO(s) + N2O5(g) Ca(NO3)2(s)

G. Teori-Asam Basa LewisBronsted-Lowryhanya mampu menjelaskan reaksi asam basa yang melibatkan proton (H+), lantas bagaimana dengan reaksi asam basa yang tidak melibatkan proton? Pada tahun 1923, Gilbert N. Lewis mempublikasikan definisi asam basa berdasarkan teori ikatan kimia. Ia berpendapat bahwa asam merupakan senyawa yang dapat menerima pasangan elektron bebas, sedangkan basa merupakan senyawa yang dapat memberikan pasangan elektron bebas. Dengan kata lain, setiap zat yang mempunyai pasangan elektron bebas untuk disumbangkan pada zat lainnya dapat bertindak sebagai basa dalam reaksi asam basa, begitu pula sebaliknya setiap zat yang dapat menerima pasangan elektron bebas dapat bertindak sebagai asam.Sebagai contoh, pada reaksi antara NH3dengan BF3, senyawa NH3memiliki sepasang elektron bebas yang dapat disumbangkan pada senyawa BF3, dengan demikian NH3merupakan basa Lewis dan BF3merupakan asam Lewis.

1. Pada gambar pertama, atom B pada molekulBF3bertindak sebagaiasam, karena ia bertindak sebagai akseptor pasangan elektron bebas dari ion F-. Sedangkanion F-bertindak sebagaibasa, karena ia bertindak sebagai donor pasangan elektron untuk atom B pada molekul BF3.2. Pada gambar kedua,ion H+bertindak sebagaiasam, karena ia bertindak sebagai akseptor pasangan elektron bebas dari molekul NH3. Sedangkan atom N pada molekulNH3bertindak sebagaibasa, karena ia bertindak sebagai donor pasangan elektron untuk ion H+.Setiap zat yang mampu mendonorkan pasangan elektron bebasnya merupakan basa Lewis, contohnya yaitu ion halida (Cl-, F-, Br-, I-), amonia, ion hidroksida, molekul air, senyawa yang mengandung unsur N, O, atau S , seyawa golongan eter, keton, serta molekul CO2. Gambar berikut ini merupakan senyawa atau ion yang dapat bertindak sebagai basa Lewis beserta pasangan elektron bebasnya.

Sedangkan setiap zat yang memiliki kemampuan untuk menerima pasanganelektron bebas merupakan asam Lewis, contohnya yaitu H+, B2H6, BF3, AlF3, ion logam transisi yang bisa mebentuk ion kompleks seperti Fe2+, Cu2+, Zn2+, dan sebagainya. Berikut ini merupakan contoh reaksi asam basa Lewis lainnya:

H. Asam-Basa Keras-LunakAsam basa Lewis diklasifikasikan menurut sifat keras dan lunaknya. Logam dan ligan dikelompokkan menurut sifat keras dan lunaknya berdasarkan pada polarisabilitas unsur yang pada akhirnya dikemukakanlah suatu prinsip yang disebutHard and Soft Acid Base(HSAB). HSAB digunakan dalam ilmu kimia untuk menjelaskan kesetabilan senyawa, mekanisme reaksi, hard menunjukkan spesies yang kecil dan dan mempunyai charge yang tinggi (charge kriteria yang berlaku pada asam) dan kepolaran yang kecil. Teory ini digunakan dalam konteks qualitative ketimbang deskripsi quantitative yang membantu untuk mengetahui faktor utama terjadinya reaksi kimia. Hal ini terutama pada logam transisi . Ralph Pearson memperkenalkan HSAB awal tahun 1960 sebagai upaya untuk menghubungkan anorganik dan organik Theory asam lunak bereaksi lebih cepat dengan basa lunak dan membentuk ikatan yang kuat, sedangkan asam keras bereaksi lebih cepat dan membentuk ikatan kuat dengan basa kuat. HSAB merupakan teori yang menjelaskan tentang keras lunaknya suatu asam dan basa. konsep ini menentukan kekuatan suatu ion logam tetapi sekali lagi bahwa konsep ini berbeda dengan asam-basa kuat dan lemah seperti pembagian asam-basa secara umumnya.Syarat-Syarat Asam-Basa Keras (Hard):a. Jari-jari atom kecilb. Bilangan oksidasinya tinggic. Polaritasnya rendahd. Elektronegatifitasnya tinggiSyarat-Syarat Asam-Basa Lunak (Soft) :a. Jari-jari atomb. Bilangan oksidasinya rendahc. Polaritasnya tinggid. Ekektronegatifitasnya rendahLigan-ligan dengan atom yang sangat elektronegatif dan memiliki ukuran kecil merupakan basa keras (misalnya : OH-, F-), sebaliknya ligan-ligan dengan atom yang elektron terluarnya mudah terpolarisasi akibat pengaruh ion dari luar merupakan basa lemah (misalnya : S2O32-, I-). Sedangkan ion-ion logam yang berukuran kecil, bermuatan positif besar, elektron terluar tidak mudah dipengaruhi oleh ion lain dari luar, dikelompokkan ke dalam asam keras (contohnya : H+, Si4+), sebaliknya ion-ion logam yang berukuran besar, bermuatan kecil atau nol, elektron terluarnya mudah dipengaruhi oleh ion lain, dikelompokkan ke dalam asam lemah (contohnya : Ag+, Cd2+). Selain dari asam basa keras dan lunak, terdapat juga ligan dan ion logam yang tidak termasuk pada golongan keras ataupun lunak, yaitu golongan intermediet. Di bawah ini adalah tabel ligan dan ion logam yang tergolong asam basa keras, lunak, dan intermediet.

Tabel Klasifikasi Asam Keras, Lunak, dan IntermedietAsam KerasAsam LunakIntermediet

Li+, Na+, K+, Rb+Tl+, Cu+, Ag+, Au+

Be2+, Mg2+, Ca2+, Sr2+, Sn2+, Mn2+, Zn2+Hg2+, Cd2+, Pd2+, Pt2+Pb2+, Fe2+, Co2+, Ni2+, Cu2+, Os2+

Al3+, Ga3+, In3+, Sc3+, Cr3+, Fe3+, Co3+, Y3+Tl3+Ru3+, Rh3+, Ir3+

Th4+, Pu4+, Ti4+, Zr4+

[VO]2+, [VO2]+

Tabel Klasifikasi Basa Keras, Lunak, dan IntermedietBasa KerasBasa LunakIntermediet

F-, Cl-I-, H-, R-Br-

[OH]-, [RO]-, [RCO2]-,[CO3]2-, [NO3]-, [PO4]3-, [SO4]2-, [ClO4]-[CN]-, [RS]-, [SCN]-[N3]-, [NO2]-, [SO3]2-

H2O, ROH, R2O, NH3, RNH2CO, RNC, RSH, R2S, R3P, R3As, R3SbC6H5NH2

Berdasarkan prinsip HSAB, asam keras cenderung lebih suka untuk berkoordinasi dengan basa keras, dan demikian juga halnya dengan asam lunak yang cenderung lebih suka berkoordinasi dengan basa lunak.Asam keras dan basa keras cenderung mempunyai atom yang kecil, oksidasi tinggi, kepolaran rendah, dan keelektronegatifan tinggi. Sedangkan asam dan basa lunak cenderung mempunyai atom yang besar, tingkat oksidasi rendah, dan elektronegatifan rendah.Interaksi antara asam keras dan basa keras disebut dengan interaksi ionik, sedangkan interaksi antara asam lemah dan basa lemah lebih bersifat kovalen. Contohnya antara Cr3+dan OH-. Cr3+merupakan asam kuat dan OH-merupakan basa kuat, sehinnga kedua asam basa ini akan berinteraksi secara kuat melalui pembentukan ikatan koordinasi karena pasangan elektron bebas unsur O pada OH-akan menempati orbital kosong yang ada di Cr3+.Pada kenyataannya asam keras yang berikatan dengan dengan basa keras akan memiliki kestabilan yang lebih tinggi dibandingkan asam keras yang berikatan dengan basa lunak. Asam keras (misalnya : Fe3+) yang berikatan dengan halogen, kestabilannya akan menurun berdasarkan urutan : F-> Cl-> Br-> I-. Sedangkan asam lunak (misalnya : Hg2+) yang berikatan dengan golongan halogen, kestabilannya akan meningkat berdasarkan urutan : F-< Cl-< Br-< I-. Hal ini disebabkan karena F-dan Cl-merupakan basa keras, sehingga akan lebih stabil jika berikatan dengan asam keras, sebaliknya Iyang merupakan basa lunak, akan lebih stabil jika berikatan dengan asam lunak.Asam keras dan basa keras cenderung mempunyai atom yang kecil/radius ionik, oksidasi tinggi, kepolaran rendah, dan keelektronegatifan tinggi. Sedangkan asam dan basa lunak cenderung mempunyai:atom yang besar, tingkat oksidasi rendah, dan elektronegatifan rendah. Asam basa keras biasanya membentuk ikatan ionik, sedangkan asam basa lunak membentuk ikatan kovalen. Kekerasan suatu asam basa diukur untuk mengetahui kecenderungan terjadinya perubahan formasi atau bentuk.Peran klasifikasi Pearson adalah untuk meramalkan reaksi berbagai macam spesies, yaitu asam-asam keras memilih bersenyawa dengan basa-basa keras, dan asam-asam lunak memilih bersenyawa dengan basa-basa lunak. Klasifikasi tersebut juga bermanfaat untuk meramalkan pilihan ikatan dan juga menunjukkan sintesis tingkat oksidasi abnormal dalam suatu logam. Secara umum ion-ion logam yang terletak pada bagian kiri dai sistem periodik unsur bersifat asam keras, sedangkan logam pada golongan utama sebelah kanan dari sistem periodik unsur bersifat asam lunak. Selain itu juga terdapat daerah batas yang terletak antara keras-lunak karena tidak ada perbedaan yang tajam antara keras dan lunak., yaitu umumnya terdapat pada logam-logam transisi.Teori HSAB (hard soft acid and base)yang menggolongkan asam dalam tiga kategori (asam keras, sedang dan asam lunak) dan basa juga dalam tiga kategori (basa keras, sedang dan basa lunak) merupakan pengembangan dari teori asam basa lewis.Asam lewis meliputi :1. H+, karena memiliki orbital kosong 1s.2. Senyawa yang kekurangan elektron valensi menurut aturan oktet, seperti BeH2, AlH3, dan BH3.3. Spesies yang memiliki kemampuan untuk menambah elektron valensinya lebih dari 8, seperti PR3, dan SR2.4. Spesies yang memiliki ikatan rangkap polar sehingga memiliki kutub positif sehingga dapat menarik pasangan elektron, seperti R2C=O, O=C=O, dan O=S=O.Basa lewis meliputi:1. Carbanion, R3C:-2. NH3, PH3, AsH3, SbH3, dan basa konjugasinya dan turunanya (PR3dll)3. H2O, H2S, basa konjugasinya dan turunanya.4. Anion-anion halide5. Senyawa yang memiliki ikatan rangkat dua dan ikatan rangkap tiga dan ion-ionnya.Konsep HSAB ini dapat juga meramalkan terjadi tidaknya suatu reaksi melalui suka tidak suka, yaitu asam keras cenderung suka dengan basa keras dan asam lunak cenderung suka dengan basa lunak. Berikut ini adalah contoh dari suatu reaksi suka dan tidak suka: HgF2(g) + BeI2(g) HgI2(g) + BeF2(g)lunak-keras keras-lunaklunak-lunak keras-keras CH3HgOH(aq) + HSO3-(aq) CH3HgSO3-(aq) + HOH(l)lunak-keras keras-lunaklunak-lunak keras-kerasDari contoh diatas dapat dilihat bahwa pasangan asam keras basa keras (BeF2dan HOH) terbentuk dari ikatan kovalen, sedangkan pasangan asm lunak basa lunak (HgI2dan CH3HgSO3-) membentuk ikatan kovalen.Selain dapat meramalkan tarjadi tidaknya suatu reaksi, teori HSAB juga dapat meramalkan pergeseran arah suatu reaksi (kesetimbangan), seperti contoh dibawah ini:BH+(aq) + CH3Hg+(aq) CH3HgB+(aq) + H+(aq), B = basaDari contoh diatas, apabila basa (B) adalah basa keras maka reaksi akan bergeser ke arah kiri dan apabila basa (B) adalah basa lunak maka reaksi akan bergeser ke arah kanan.Kation basa keras membentuk kompleks dimana interaksi coulomb sederhana lebih dominan. Sedangkan kation basa lunak membentuk kompleks dimana ikatan kovalen lebih penting. Konsep asam basa keras lunak juga dapat diterapkan pada molekular netral, dimana, katan Asam keras : R3P