Asam dan Basa

  I. PENDAHULUAN


Asam dan Basa, dua kelas senyawa kimia yang menampilkan karakteristik umum berlawanan. Asam rasa asam, lakmus gilirannya (pewarna merah muda yang berasal dari lumut) merah, dan sering bereaksi dengan beberapa logam untuk menghasilkan gas hidrogen. Basa rasa pahit, membiru lakmus, dan terasa licin. Ketika air (air) solusi asam dan basa digabungkan, reaksi netralisasi terjadi. Reaksi ini bersifat sangat cepat dan umumnya menghasilkan air dan garam. Misalnya, asam sulfat dan natrium hidroksida, NaOH, menghasilkan air dan natrium sulfat: H2SO4 + 2NaOH ⇄ 2H2O + Na2SO4

Kekuatan relatif dari asam dan basa tergantung pada kecenderungan mereka untuk menyumbangkan atau menerima ion hidrogen (atom hidrogen hilang elektron tunggal mereka). Asam kuat kehilangan ion hidrogen dengan mudah, sedangkan basa kuat menerima ion hidrogen dengan mudah. Konjugat suatu zat adalah zat yang rumus kimia berbeda dari formula pertama oleh satu ion hidrogen, atau H +. Konjugat dari asam kuat adalah basa lemah, dan konjugasi dari basa kuat adalah asam lemah.

  II. AWAL TEORI

Pemahaman modern tentang asam dan basa dimulai dengan penemuan pada tahun 1834 oleh fisikawan Michael Faraday Inggris yang asam, basa, dan garam adalah elektrolit. Artinya, ketika mereka dilarutkan dalam air, mereka menghasilkan solusi yang mengandung partikel bermuatan, atau ion, dan dapat melakukan Ionisasi arus listrik. Pada 1884 kimiawan Swedia Svante Arrhenius (dan kemudian Wilhelm Ostwald, seorang kimiawan Jerman) mengusulkan bahwa asam didefinisikan sebagai senyawa yang mengandung hidrogen yang, bila dilarutkan dalam air, menghasilkan konsentrasi ion hidrogen, atau proton, lebih besar dari air murni. Demikian pula, Arrhenius mengusulkan bahwa dasar didefinisikan sebagai zat yang, ketika dilarutkan dalam air, menghasilkan kelebihan ion hidroksil, OH-. Reaksi netralisasi kemudian menjadi: H + + OH-⇄ H2O
Sejumlah kritik dari teori Arrhenius-Ostwald telah dibuat. Pertama, asam dibatasi untuk spesies yang mengandung hidrogen dan basis untuk hidroksil yang mengandung spesies. Kedua, teori berlaku untuk larutan berair secara eksklusif, sedangkan banyak asam-basa reaksi diketahui berlangsung tanpa adanya air.

  III. TEORI Bronsted-Lowry

Sebuah teori yang lebih memuaskan diusulkan pada tahun 1923 oleh kimiawan Denmark Johannes Brønsted dan independen oleh Thomas Lowry, seorang ahli kimia Inggris. Teori mereka menyatakan bahwa asam adalah sebuah proton (ion hidrogen, H +) donor dan basis akseptor proton. Meskipun asam masih harus mengandung hidrogen, teori Brønsted-Lowry tidak memerlukan media air. Sebagai contoh, amonia cair, yang bertindak sebagai dasar dalam larutan air, dapat bertindak sebagai asam dalam ketiadaan air dengan mentransfer proton ke dasar dan membentuk anion amida (ion negatif) NH2-: NH3 + dasar ⇄ NH2- + dasar + H +
Definisi Brønsted-Lowry asam dan basa juga menjelaskan mengapa asam kuat menggusur asam lemah dari senyawanya (dan juga untuk basa kuat dan lemah). Berikut reaksi asam-basa dipandang sebagai kompetisi untuk proton. Dalam hal persamaan kimia umum, reaksi Asam (1) dengan Base (2) Asam (1) + Base (2) ⇄ Acid (2) + Base (1) hasil dalam transfer proton dari Asam (1 ) ke Base (2). Dalam kehilangan proton, Asam (1) menjadi basa konjugasinya, Base (1). Dalam memperoleh proton, Base (2) menjadi asam konjugasinya, Acid (2). Ekuilibrium diwakili oleh persamaan di atas dapat dipindahkan baik ke kiri atau ke kanan, dan reaksi yang sebenarnya akan berlangsung dalam arah yang menghasilkan pasangan asam-basa lemah. Misalnya, hidrogen klorida (HCl) adalah asam kuat dalam air karena mudah transfer proton ke air untuk membentuk ion hidronium: HCl + H2O ⇄ H3O + + Cl-Ekuilibrium terletak sebagian besar ke kanan karena basa konjugat dari HCl, Cl-, adalah basa lemah, dan H3O +, asam konjugat dari H2O, adalah asam lemah.

Sebaliknya, hidrogen fluorida, HF, adalah asam lemah dalam air karena tidak mudah mentransfer proton ke air: HF + H2O ⇄ H3O + + F-ini ekuilibrium terletak terutama ke kiri karena H2O adalah basis lemah dari F-, dan karena HF adalah asam lemah (dalam air) dari H3O +. Teori Brønsted-Lowry juga menjelaskan mengapa air dapat amfoter, yaitu, mengapa bisa berfungsi baik sebagai asam atau basa. Air berfungsi sebagai dasar dalam kehadiran asam yang lebih kuat daripada air (seperti HCl), dengan kata lain, asam yang memiliki kecenderungan lebih besar untuk memisahkan daripada air: HCl + H2O ⇄ H3O + + Cl-Water juga dapat berfungsi sebagai asam dengan adanya basis yang kuat daripada air (seperti amonia): NH3 + H2O ⇄ NH4 + + OH-

  IV. MENGUKUR KEKUATAN ASAM ATAU BASA


Kekuatan asam dapat diukur dengan sejauh mana asam transfer proton ke air untuk menghasilkan ion hidronium, H3O +. Sebaliknya, kekuatan basa ditunjukkan oleh sejauh mana dasar menghilangkan proton dari air. Skala asam-basa nyaman dihitung dari jumlah + H3O yang terbentuk dalam larutan air asam atau OH-yang terbentuk dalam larutan air basa. Yang pertama dikenal sebagai skala pH dan terakhir sebagai skala pOH (pH). Nilai untuk pH sama dengan logaritma negatif dari ion hidronium konsentrasi-dan untuk pOH, dari ion hidroksil konsentrasi dalam larutan air: pH =-log [H3O +] pOH =-log [OH-] Air murni memiliki suatu pH 7,0. Bila asam ditambahkan, konsentrasi ion hidronium [H3O +] menjadi lebih besar dari yang di air murni, dan pH menjadi kurang dari 7,0, tergantung pada kekuatan asam. The pOH air murni juga 7.0, dan dengan adanya basa, pOH turun ke nilai yang lebih rendah dari 7,0.

Para kimiawan Amerika Gilbert N. Lewis telah menawarkan teori lain asam dan basa yang memiliki keuntungan lebih lanjut tidak memerlukan asam mengandung hidrogen. Teori ini menyatakan bahwa asam merupakan akseptor pasangan elektron dan basa adalah pasangan elektron donor. Teori ini juga memiliki keuntungan bahwa ia bekerja ketika pelarut selain air yang terlibat dan tidak memerlukan pembentukan garam atau asam-basa konjugat pasangan. Dengan demikian, amonia dipandang sebagai dasar karena dapat menyumbangkan sepasang elektron ke trifluorida boron asam, untuk H3N contoh: + BF3 ⇄ H3N-BF3 untuk membentuk sepasang asosiasi asam-basa.