MAWADDATUR RAHMAH: BAB 15 : ASAM DAN BASA (15.7-15.12)

Hubungan penting antara tetapan ionisasi asam dan tetapan ionisasi basa konjugatnya dapat diturunkan sebagai berikut, menggunakan asam asetat sebagai contoh:

Basa konjugasi, CH3COO2, disuplai oleh larutan natrium asetat (CH3COONa), bereaksi dengan air menurut persamaan

dan kita dapat menulis konstanta ionisasi basa sebagai

Produk dari kedua konstanta ionisasi ini diberikan oleh

Hasil ini mungkin tampak aneh pada awalnya, tetapi jika kita menambahkan dua persamaan kita melihat bahwa jumlah hanyalah autoionisasi air.

Contoh ini menggambarkan salah satu aturan kesetimbangan kimia: Ketika dua reaksi ditambahkan untuk memberikan reaksi ketiga, konstanta kesetimbangan untuk reaksi ketiga adalah produk konstanta kesetimbangan untuk dua reaksi tambahan. Jadi, untuk setiap pasangan asam-basa konjugasi selalu benar

Ka Kb = Kw (15.12)

Mengekspresikan Persamaan sebagai

Ka = Kw/Kb Kb = Kw/Ka (15.13)

memungkinkan kita untuk menarik kesimpulan penting: Semakin kuat asamnya (semakin besar Ka), maka lebih lemah basa konjugasinya (Kb yang lebih kecil), dan sebaliknya. Kita dapat menggunakan Persamaan (15.12) untuk menghitung Kb dari basa konjugasi (CH3COO2) dari CH3COOH sebagai berikut. Kita temukan nilai Ka dari CH3COOH pada Tabel 15.13 dan tuliskan

15.8 Asam Diprotik dan Poliprotik

Perlakuan asam diprotik dan poliprotik lebih terlibat daripada asam monoprotik karena zat ini dapat menghasilkan lebih dari satu ion hidrogen per molekul. Asam-asam ini terionisasi secara bertahap; yaitu, mereka kehilangan satu proton sekaligus. Ekspresi konstan ionisasi dapat ditulis untuk setiap tahap ionisasi. Akibatnya, dua atau lebih persamaan konstanta kesetimbangan harus sering digunakan untuk menghitung konsentrasi spesies dalam larutan asam. Sebagai contoh, untuk asam karbonat, H2CO3 :

Asam fosfat (H3PO4) adalah asam poliprotik dengan tiga hidrogen yang dapat terionisasi atom:

Kita melihat bahwa asam fosfat adalah asam poliprotik lemah dan konstanta ionisasinya menurun drastis untuk tahap kedua dan ketiga. Dengan demikian, kami dapat memprediksi bahwa, dalam larutan yang mengandung asam fosfat, konsentrasi asam tak terionisasi adalah yang tertinggi, dan satu-satunya spesies lain yang ada dalam konsentrasi yang signifikan adalah H1 dan H2PO24 ion.

15.9 Struktur Molekul dan Kekuatan Asam

Kekuatan asam tergantung pada sejumlah faktor, seperti sifat-sifat pelarut, suhu, dan, tentu saja, struktur molekul asam. Ketika kita membandingkan kekuatan dua asam, kita dapat menghilangkan beberapa variabel dengan mempertimbangkan sifat mereka dalam pelarut yang sama dan pada suhu dan konsentrasi yang sama. Kemudian kita bisa fokus pada struktur asam.

Dua faktor mempengaruhi sejauh mana asam mengalami ionisasi. Salah satunya adalah kekuatan ikatan H¬X — semakin kuat ikatannya, semakin sulit bagi HX molekul untuk dipecah dan karenanya asam lebih lemah. Faktor lainnya adalah polaritas dari ikatan H¬X. Perbedaan elektronegativitas antara hasil H dan X. dalam ikatan kutub seperti

Jika ikatan sangat terpolarisasi, yaitu jika ada akumulasi besar positif dan muatan negatif pada atom H dan X, HX akan cenderung pecah menjadi H1 dan X2 ion. Jadi tingkat polaritas yang tinggi mencirikan asam yang lebih kuat. Di bawah ini kami akan pertimbangkan salah satu contoh di mana kekuatan ikatan atau polaritas ikatan berperan

Asam karboksilat

Sejauh ini pembahasan difokuskan pada asam anorganik. Sekelompok asam organik itu yang juga perlu mendapat perhatian adalah asam karboksilat, yang struktur Lewisnya bisa dipersembahkan oleh

Di mana R adalah bagian dari molekul asam dan bagian yang diarsir mewakili karboksil kelompok, ¬COOH. Kekuatan asam karboksilat bergantung pada sifat R kelompok. Pertimbangkan, misalnya, asam asetat dan asam kloroasetat:

Kehadiran atom Cl elektronegatif dalam asam kloroasetat menggeser kerapatan elektron menuju gugus R, sehingga membuat ikatan O¬H lebih polar. Akibatnya, di sana adalah kecenderungan asam yang lebih besar untuk terionisasi:

Basa konjugat dari asam karboksilat, disebut anion karboksilat (RCOO2), dapat menunjukkan resonansi:

Dalam bahasa teori orbital molekul, kami mengaitkan stabilitas anion dengan kemampuannya untuk menyebarkan atau mendelokalisasi kerapatan elektron pada beberapa atom. Lebih besar semakin jauh delokalisasi elektron, semakin stabil anionnya dan semakin besar kecenderungan asam untuk mengalami ionisasi. Jadi, asam benzoat (C6H5COOH, Ka = 6,5 x 10^25) adalah asam yang lebih kuat dari asam asetat karena cincin benzennya memfasilitasi delokalisasi elektron, sehingga anion benzoat (C6H5COO2) adalah lebih stabil dibandingkan dengan anion asetat (CH3COO2).

Peta potensial elektrostatis dari ion asetat. Kerapatan elektron didistribusikan secara merata antara dua atom O.

Contoh lain : Asam Hidrohalat dan Asam oksida.

15.10 Sifat Asam-Basa dari Garam

Garam adalah senyawa ionik yang dibentuk oleh reaksi antara asam dan basa. Garam adalah elektrolit kuat yang sepenuhnya terdisosiasi menjadi ion dalam air. Istilah hidrolisis garam menggambarkan reaksi anion atau kation garam, atau keduanya, dengan air. Hidrolisis garam biasanya mempengaruhi pH suatu larutan.

Garam Yang Menghasilkan Larutan Netral

Secara umum benar bahwa garam yang mengandung ion logam alkali atau ion logam alkali tanah (kecuali Be²⁺) dan basa konjugat dari asam kuat (misalnya, Cl₂, Br₂, dan NO₃²⁻) tidak mengalami hidrolisis sampai batas tertentu, dan larutannya dianggap netral. Misalnya, ketika NaNO₃, garam yang dibentuk oleh reaksi NaOH dengan HNO₃, larut dalam air, maka NaNO₃ terdisosiasi sepenuhnya sebagai berikut:

Ion Na⁺ terhidrasi tidak menyumbang atau menerima ion H⁺. Ion NO₃²⁻ adalah basa konjugat dari asam kuat HNO₃, dan tidak memiliki afinitas terhadap ion H⁺. Akibatnya, larutan yang mengandung ion Na⁺ dan NO₃²⁻ bersifat netral, dengan pH sekitar 7.

Garam Yang Menghasilkan Larutan Basa

Larutan garam yang berasal dari basa kuat dan asam lemah adalah basa. Misalnya, disosiasi natrium asetat (CH₃COONa) dalam air diberikan oleh

Ion Na⁺ terhidrasi tidak memiliki sifat asam atau basa. Ion asetat CH₃COO⁻, bagaimanapun, adalah basa konjugat dari asam lemah CH₃COOH dan karena itu memiliki afinitas terhadap ion H⁺. Reaksi hidrolisis diberikan oleh

Karena reaksi ini menghasilkan ion OH⁻, larutan natrium asetat akan bersifat basa. Konstanta kesetimbangan untuk reaksi hidrolisis ini sama dengan ungkapan konstanta ionisasi basa untuk CH₃COO⁻, jadi kita tuliskan

Karena setiap ion CH₃COO⁻ yang terhidrolisis menghasilkan satu ion OH⁻, konsentrasi OH⁻ pada kesetimbangan adalah sama dengan konsentrasi CH₃COO⁻ yang dihidrolisis. Kita dapat mendefinisikan persentase hidrolisis sebagai berikut

Garam Yang Menghasilkan Larutan Asam

Ketika garam yang berasal dari asam kuat seperti HCl dan basa lemah seperti NH₃ larut dalam air, larutan menjadi asam. Sebagai contoh, perhatikan prosesnya

Ion Cl⁻, menjadi basa konjugat dari asam kuat, tidak memiliki afinitas terhadap H⁺ dan tidak memiliki kecenderungan terhidrolisis. Ion amonium NH₄⁺ adalah asam konjugat lemah dari basa NH₃ yang lemah dan terionisasi sebagai berikut:

Gambar 15.7 Keenam molekul H₂O mengelilingi ion Al³⁺secara oktahedral. Daya tarik ion kecil Al³⁺ terhadap pasangan elektron bebas pada atom oksigen begitu besar sehingga ikatan O-H dalam molekul H₂O yang dilekatkan pada kation logam melemah, memungkinkan hilangnya proton (H⁺) menjadi molekul H₂O yang muncul. Hidrolisis kation logam ini membuat larutan menjadi asam.

sederhanya

Perhatikan bahwa reaksi ini juga mewakili hidrolisis ion NH₄⁺. Karena ion H⁺ dihasilkan, pH larutan menurun. Konstanta kesetimbangan (atau konstanta ionisasi) untuk proses ini diberikan oleh

dan dapat dihitung pH larutan amonium klorida mengikuti prosedur yang sama yang digunakan dalam Contoh 15.13.

Pada prinsipnya, semua ion logam bereaksi dengan air menghasilkan larutan asam. Namun, karena tingkat hidrolisis paling menonjol untuk kation logam kecil dan sangat bermuatan seperti Al³⁺, Cr³⁺, Fe³⁺, Bi³⁺, dan Be²⁺, umumnya diabaikan interaksi yang relatif kecil dari ion logam alkali dan kebanyakan ion logam alkali tanah dengan air. Ketika aluminium klorida (AlCl₃) larut dalam air, ion Al³⁺ mengambil bentuk terhidrasi Al(H₂O)₆³⁺ (Gambar 15.7). Perhatikan satu ikatan antara ion logam dan atom oksigen dari salah satu dari enam molekul air pada Al(H₂O)₆³⁺:

Ion Al³⁺ bermuatan positif menarik kerapatan elektron ke arahnya sendiri, meningkatkan polaritas ikatan O-H. Akibatnya, atom H memiliki kecenderungan lebih besar untuk terionisasi dibandingkan dengan molekul air yang tidak terlibat dalam hidrasi. Proses ionisasi yang dihasilkan dapat ditulis sebagai

Konstanta kesetimbangan untuk hidrolisis kation logam diberikan oleh

Perhatikan bahwa Al(H₂O)₅³⁺ dapat mengalami ionisasi lebih lanjut

dan seterusnya. Namun, pada umumnya cukup untuk memperhitungkan hanya tahap pertama dari hidrolisis.

Tingkat hidrolisis paling besar untuk ion yang paling kecil dan paling bermuatan tinggi karena ion bermuatan “seragam” lebih efektif dalam mempolarisasi ikatan O-H dan memfasilitasi ionisasi. Inilah sebabnya mengapa ion dengan muatan rendah yang relatif besar seperti Na⁺ dan K⁺ tidak mengalami hidrolisis yang cukup besar bahkan tidak sama sekali.

Garam Yang Kation dan Anion Mengalami Hidrolisis

Sejauh ini telah diperhatikan garam yang hanya satu ion yang mengalami hidrolisis. Untuk garam yang berasal dari asam lemah dan basa lemah, kation dan anion terhidrolisis. Namun, apakah larutan yang mengandung garam tersebut bersifat asam, basa, atau netral tergantung pada kekuatan relatif asam lemah dan basa lemah. Karena perhitungan matematika yang terkait dengan jenis sistem ini sedikit terlibat, akan difokuskan untuk membuat prediksi kualitatif tentang larutan ini berdasarkan pedoman berikut:

Kb > Ka. Jika Kb untuk anion lebih besar dari Ka untuk kation, maka larutannyanya haruslah basa karena anion akan terhidrolisis sampai batas yang lebih besar daripada kation. Pada kesetimbangan, akan ada lebih banyak ion OH⁻ daripada ion H⁺.
Kb < Ka. Sebaliknya, jika Kb untuk anion lebih kecil dari Ka untuk kation, larutannya akan bersifat asam karena hidrolisis kation akan lebih banyak daripada hidrolisis anion.
Kb ≈ Ka. Jika Ka kira-kira sama dengan Kb, larutannya akan hampir netral.

Tabel 15.7 merangkum perilaku dalam larutan garam yang dibahas dalam bagian ini.

15.11 Sifat Asam-Basa dari Oksida dan Hidroksida

Oksida dapat diklasifikasikan sebagai asam, basa, atau amfoter. Reaksi asam basa tidak akan lengkap jika kita tidak memeriksa sifat senyawa ini.

Gambar 15.8 menunjukkan rumus sejumlah oksida dari elemen perwakilan dalam bilangan oksidasi tertingginya. Perhatikan bahwa semua logam alkali oksida dan semua alkali oksida logam tanah kecuali BeO bersifat basa. Berilium oksida dan beberapa oksida logam di Grup 3A dan 4A adalah amfoter. Oksida non logam yang dioksidasi jumlah unsur yang mewakili tinggi bersifat asam (misalnya, N2O5, SO3, dan Cl2O7), tetapi yang bilangan oksidasinya rendah (misalnya, CO dan NO) tidak menunjukkan sifat asam yang dapat diukur. Tidak ada non logam oksida diketahui memiliki sifat dasar.

Oksida logam dasar bereaksi dengan air membentuk hidroksida logam:

Reaksi antara oksida asam dan air adalah sebagai berikut:

Reaksi antara CO2 dan H2O menjelaskan mengapa ketika air murni terkena udara (yang mengandung CO2) secara bertahap mencapai pH sekitar 5,5 (Gambar 15.9). Reaksinya antara SO3 dan H2O sebagian besar bertanggung jawab atas hujan asam (Gambar 15.10).

Reaksi antara oksida asam dan basa dan antara oksida basa dan asam menyerupai reaksi asam-basa normal di mana produknya adalah garam dan air:

Seperti yang ditunjukkan Gambar 15.8, aluminium oksida (Al2O3) bersifat amfoter. Tergantung pada kondisi reaksi, ia dapat berperilaku sebagai oksida asam atau oksida basa. Untuk Misalnya, Al2O3 bertindak sebagai basa dengan asam klorida untuk menghasilkan garam (AlCl3) dan air:

dan bertindak sebagai asam dengan natrium hidroksida:

Beberapa oksida logam transisi yang logamnya memiliki bilangan oksidasi tinggi bertindak sebagai oksida asam. Dua contoh yang dikenal adalah mangan (VII) oksida (Mn2O7) dan chromium (VI) oxide (CrO3), keduanya bereaksi dengan air menghasilkan asam:

Hidroksida Dasar dan Amfoterik

Kita telah melihat bahwa hidroksida logam alkali dan alkali tanah [kecuali Be (OH) 2] adalah dasar dalam properti. Hidroksida berikut adalah amfoter: Be (OH) 2, Al (OH) 3, Sn (OH) 2, Pb (OH) 2, Cr (OH) 3, Cu (OH) 2, Zn (OH) 2, dan Cd (OH) 2. Misalnya aluminium hidroksida bereaksi dengan asam dan basa:

Semua hidroksida amfoter tidak larut. Sangat menarik bahwa berilium hidroksida, seperti aluminium hidroksida, terlihat amfoterisme:

15.12 Asam dan Basa Lewis

Sejauh ini kita telah membahas sifat asam-basa dalam kerangka teori Brønsted. Untuk berperilaku sebagai basa Brønsted, misalnya, suatu zat harus dapat menerima proton. Dengan definisi ini ion hidroksida dan amonia adalah basa:

Dalam setiap kasus, atom yang menjadi tempat melekatnya proton memiliki setidaknya satu pasangan elektron yang tidak dibagi. Ini sifat karakteristik dari OH2, NH3, dan Brønsted lainnya basa menunjukkan definisi asam dan basa yang lebih umum.

Pada tahun 1932, kimiawan Amerika G. N. Lewis merumuskan definisi seperti itu. Dia mendefinisikan yang sekarang kita sebut basa Lewis sebagai zat yang dapat mendonasikan sepasang elektron. SEBUAH Asam Lewis adalah zat yang dapat menerima sepasang elektron. Misalnya pada protonasi amonia, NH3 bertindak sebagai basa Lewis karena ia menyumbangkan sepasang elektron ke proton H1, yang bertindak sebagai asam Lewis dengan menerima pasangan elektron. Seorang Lewis reaksi asam-basa, oleh karena itu, adalah reaksi yang melibatkan sumbangan sepasang elektron dari satu spesies ke spesies lainnya. Reaksi seperti itu tidak menghasilkan garam dan air.

Arti penting dari konsep Lewis adalah bahwa ini lebih umum daripada definisi lainnya. Reaksi asam basa Lewis mencakup banyak reaksi yang tidak melibatkan Brønsted asam. Perhatikan, misalnya, reaksi antara boron trifluorida (BF3) dan amoniauntuk membentuk senyawa hasil adisi (Gambar 15.11):

Atom B di BF3 adalah hibridisasi sp2. Yang kosong, tidak terkendali Orbital 2pz menerima pasangan elektron dari NH3. Jadi BF3 berfungsi sebagai file asam menurut definisi Lewis, meskipun tidak mengandung zat yang dapat terionisasi proton. Perhatikan bahwa ikatan kovalen koordinat terbentuk antara atom B dan N, seperti halnya dalam semua reaksi asam basa Lewis.

Asam Lewis lain yang mengandung boron adalah asam borat. Asam borat (asam lemah yang digunakan dalam obat pencuci mata) adalah asam okso dengan struktur sebagai berikut:

Asam borat tidak terionisasi dalam air untuk menghasilkan ion H1. Reaksinya dengan air adalah

Dalam reaksi asam basa Lewis ini, asam borat menerima sepasang elektron dari ion hidroksida yang diturunkan dari molekul H2O.

Hidrasi karbondioksida menghasilkan asam karbonat

Dapat dipahami dalam kerangka Lewis sebagai berikut: Langkah pertama melibatkan donasi dari pasangan elektron mandiri pada atom oksigen dalam H2O menjadi atom karbon dalam CO2. Sebuah orbital adalah dikosongkan pada atom C untuk menampung pasangan elektron bebas dengan melepas pasangan elektron dalam ikatan C¬O pi. Pergeseran elektron ini ditunjukkan oleh panah melengkung.

Oleh karena itu, H2O adalah basa Lewis dan CO2 adalah asam Lewis. Selanjutnya, proton ditransfer ke atom O yang membawa muatan negatif untuk membentuk H2CO3.

Contoh lain dari reaksi asam basa Lewis adalah

Penting untuk dicatat bahwa hidrasi ion logam dalam larutan itu sendiri adalah a Reaksi asam basa Lewis (lihat Gambar 15.7). Jadi, ketika tembaga (II) sulfat (CuSO4) larut dalam air, setiap ion Cu21 dikaitkan dengan enam molekul air sebagai Cu (H2O) 621. Dalam hal ini, ion Cu21 bertindak sebagai asam dan molekul H2O bertindak sebagai basa

Video Pembahasan

Contoh Rangkaian Pengaplikasian Materi Asam dan Basa

Rangkaian pendeteksi ketinggian air pada suatu tangki (Sumber 15.1)

Komponen Rangkaian

Baterai 12 V
Resistor 100 ohm
LED
Transistor BC548C
Buzzer
Alternator
Lampu
Relay
Button

Prinsip kerja rangkaian

Rangkaian sensor ketinggian air yang dibuat terdiri dari probe dengan 4 level dari terendah yaitu level 4, 3, 2, dan 1 sebagai yang tertinggi.

Ketika alternator dihidupkan, maka air akan mulai mengisi tangki dan saat itu juga lampu hidup ditandai dengan terbukanya relay karena adanya arus. Sewaktu probe level 4 terkena air (button 4 ditekan), arus akan mengalir ke baterai ke LED 4 lalu ke kaki kolektor Q4. Kemudian arus juga akan mengalir ke resistor R4 (karena button kedua belum ditekan, maka arus hanya mengalir ke R4) dan ke kaki basis Q4. Karena kaki basis Q4 telah diisi arus, maka arus pada kaki kolektor Q4 akan mengalir ke kaki emiter Q4 dan kembali ke baterai dan LED pun hidup. Ketika air menyentuh probe level 3, berarti arus saat probe level 4 terhubung sebelumnya juga akan mengalir ke LED 3 dan ke kaki kolektor Q3. Arus mengalir ke R4 sebelumya juga akan mengalir ke R3 dan ke kaki basis Q3. Arus di kaki kolektor kemudian mengalir ke kaki emiter Q3 dan LED 3 pun hidup. Begitu pun ketika probe level 2 dan level 1 terkena air.

Pada probe level 1, selain LED 1 hidup buzzer juga akan berbunyi. Hal tersebut disebabkan ketika probe level 1 terkena air, maka arus akan mengalir ke baterai ke LED 1 ke kaki kolektor Q1 dan buzzer. Saat arus mengalir ke buzzer, maka akan menimbulkan tekanan pada kumparan dalam buzzer sehingga terjadi perubahan tekanan pada kumparan secara berulang-berulang sehingga buzzer akan menimbulkan suara dan menunjukkan air telah penuh atau level tertinggi. Pada saat bersamaan relay akan terputus karena arus yang mengalir ke LED 4 adalah nol disebabkan karena arus tersebut yang terus berkurang pada level-level sebelumnya dengan juga adanya resistor. Saat relay terputus, maka tidak ada arus yang mengalir ke alternator dan lampu sehingga lampu pun mati yang berarti air sudah penuh.

Download File :

Materi [Disini]

Video [Disini]

Rangkaian [Disini]

MAWADDATUR RAHMAH

Rabu, 04 November 2020

BAB 15 : ASAM DAN BASA (15.7-15.12)

Tidak ada komentar:

Posting Komentar

Mikro

About

Blogroll