Asam

Asam (yang sering diwakili dengan rumus umum HA) secara umum merupakan senyawa kimia yang bila dilarutkan dalam air akan menghasilkan larutan dengan pH lebih kecil dari 7. Dalam definisi modern, asam adalah suatu zat yang dapat memberi proton (ion H⁺) kepada zat lain (yang disebut basa), atau dapat menerima pasangan elektron bebas dari suatu basa. Suatu asam bereaksi dengan suatu basa dalam reaksi penetralan untuk membentuk garam. Contoh asam adalah asam asetat (ditemukan dalam cuka) dan asam sulfat (digunakan dalam baterai atau aki mobil). Asam umumnya berasa masam, tapi cairan asam pekat sangat berbahaya dapat merusak kulit dan hati-hati mata, jika terpercik asam pekat bisa berakibat kebutaan. Jika kena asam pekat harus langsung dicuci dengan air mengalir sampai benar-benar bersih.

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.

Ciri-ciri asam dan basa Brønsted–Lowry

Ketika sebuah senyawa yang berperilaku seperti asam mendonorkan proton, haruslah terdapat basa yang menerima proton tersebut. Sehingga konsep asam basa Brønsted–Lowry dapat didefinisikan sebagai reaksi:

Asam + Basa basa konjugat + asam konjugat.

Basa konjugat adalah ion atau molekul yang dihasilkan setelah asam kehilangan protonnya, sedangkan asam konjugat adalah spesi yang dihasilkan ketika basa menerima proton. Reaksi ini bersifat reversibel dan dapat berjalan terbalik maupun ke depan.
Air bersifat amfoterik dan berperilaku sebagai asam maupun basa. Dalam reaksi asam asetat (CH₃CO₂H) dengan air (H₂O), air berperan sebagai basa.

CH₃COOH + H₂O CH₃COO^- + H₃O⁺

Ion asetat, CH₃CO₂^-, adalah basa konjugat dari asam asetat, dan ion hidronium, H₃O⁺, adalah asam konjugat dari air.
Air juga dapat berperan sebagai asam. Ketika bereaksi dengan amonia:

H₂O + NH₃ OH^- + NH₄⁺

H₂O mendonorkan proton kepada NH₃. Ion hidroksida adalah basa konjugat dari air yang berperan sebagai asam, sedangkan ion amonium adalah asam konjugat dari basa amonia.

Teori asam basa Brønsted–Lowry

Dalam kimia, teori Brønsted-Lowry adalah teori mengenai asam basa yang digagaskan oleh Johannes Nicolaus Brønsted dan Thomas Martin Lowry pada tahun 1923 secara terpisah. Dalam teori ini, asam Brønsted didefinisikan sebagai sebuah molekul atau ion yang mampu melepaskan atau "mendonorkan" kation hidrogen (proton, H⁺), dan basa Brønsted sebagai spesi kimia yang mampu menarik atau "menerima" kation hidrogen (proton).