Sintesis organik

Apa itu Sintesis Organik?
Sintesis Organik adalah cabang khusus dari sintesis kimia dan berkaitan dengan pembangunan senyawa organik melalui reaksi organik

Jenis reaksi :
Reaksi yang digunakan dalam sintesis organik dapat digolongkan menjadi dua golongan :
1.Pembentukan ikatan karbon-karbon
2.pengubahan gugus fungsi

Sebagian besar reaksi yang Anda pelajari di sekolah menengah adalah konversi gugus fungsi, seperti yang ditunjukkan di bawah ini.

Bagi bidang sintesis organik pembentukan ikatan C-C dan pengubahan gugus fungsi seperti roda kendaraan. Tidak pantas menanyakan mana yang lebih penting. Berbagai reaksi pembentukan ikatan C-C telah dilaporkan. Berdasarkan gaya dorong reaksinya, reaksi ini dapat digolongkan atas tiga jenis, kondensasi aldol, reaksi Grignard dan reaksi Diels-Alder. 

Berbagai reaksi pembentukan ikatan C-C berdasarkan gaya dorong reaksinya

A. Reaksi Grignard

Reaksi Grignard ditemukan oleh kimiawan Perancis Auguste Victor Grignard (1871-1935) di tahun 1901. Reaksi Grignard adalah contoh reaksi senyawa organologam. Karena berbagai jenis aldehida dan keton mudah didapat, berbagai senyawa organik dapat disintesis dengan bantuan reaksi Grignard. Gaya dorong reaksi Grignard adalah tarik-menarik antara dua muatan listrik yang berbeda antara dua atom karbon. Reaksi semacam ini disebut dengan reaksi ionik atau reaksi polar

contoh reaksi :

CH3I + Mg –> CH3MgI
Reagen Grignard
6H5CHO + CH3MgI –> C6H5CH(CH3)OMgIbenzaldehidaC6H5CH(CH3)OMgI + HCl –> C6H5CH(CH3)OH + MgClI1-fenilletanolC6H5COC2H5 + CH3MgI –> C6H5CH(CH3)(C2H5) OMgIpropiofenon C6H5CH(CH3)(C2H5)OMgI + HCl –> C6H5CH(CH3)(C2H5)OH + MgClI 2-fenil-2-butanol

B. Reaksi Diels-Alder
Di pertengahan pertama abad 20, muncul reaksi Diels-Alder yang ditemukan di tahun 1928 oleh dua kimiawan Jerman Paul Hermann Diels(1876-1954) dan Kurt Alder(1902-1958). Dalam reaksi ini butadiena yang secara muatan netral bereaksi dengan anhidrida maleat yang juga netral menghasilkan produk siklik. Di tahun 1965, dua kimiawan Amerika, Robert Burns Wodwarddan Roald Hoffmann(1935-) menjelaskan bahwa jenis reaksi ini adalah reaksi yang dihasilkan oleh tumpang tindih orbital molekul dua reaktan. Menurut mereka, interaksi yang disukai akan ada bila salah satu reaktan (misalnya butadiena) memiliki empat elektron π dan reaktan lain (misalnya anhidrida maleat) memiliki elektron π menghasilkan produk siklik. Dapat ditunjukkan bahwa orbital molekul yang terisi dengan energi tertinggi dan orbital molekul tak terisi terendah yang mengatur jalannya reaksi.

Selingan- Klimaks Sintesis Organik

Dari awal kimia organik, sintesis organik dapat dianggap sebagai inti kimia organik.

Kimia organik dapat dikatakan mencapai puncaknya sekiatar pertengahan abad 20 ketika Woodward paling aktif dalam bidang ini. Woodward berhasil mensintesis kuinin (1944), striknin (1954), khlorofil (1960) dan sefalosporin (1966). Ia mendapatkan anugerah Nobel tahun 1965.

Robert Burns Woodward (1017-1979)

Yang paling penting dari prestasi Woodward adala keberhasilan sintesis vitamin B12 yang diilakukannya dengan kerjasama dengan kimiawan Swiss Albert Eschenmoser (1925-). Kedua kelompok riset ini masing-masing separuh molekulnya. Setelah spesies targetnya disintesis, keduanya digabung menghasilkan vitamin B12.

C. Sintesis asimetrik

Sebagaimana telah dibahas di Bab 4, banyak senyawa organik alami, semacam asam amino, gula dan steroid, memiliki atom karbon asimetrik. Kuinin, yang dikenalkan di bab ini juga mengandung atom karbon asimetrik. Atom karbon asimetrik memainkan peran dalam aktivitas fisiologis semua senyawa ini. Harus ditambahkan bahwa dalam banyak kasus hanya satu dari pasangan enansiomer ini bermanfaat bagi manusia. Dengan demikian, apakah kita dapat mencapai sintesis asimetrik, seni sintesis selektif satu dari pasangan enansiomer, adalah isu yang sangat penting.
Dalam contoh-contoh sintesis asimetrik yang berhasil, senyawa dengan atom karbon asimetrik, seperti terpen, asam amino dan gula, dipilih sebagai salah satu reaktan. Atom karbon asimetrik mungkin akan lebih menyukai pembentukan salah satu enansiomer. Pembentukan selektif salah satu isomer mungkin dipengaruhi oleh efek sterik. Dalam kasus tertentu, laju reaksi mungkin berbeda antara kedua stereoisomer. Dalam kasus lain, kesetimbangan antara dua produk isomer akan bergeser ke salah satu sisi kesetimbangan. Sintesis selektif isomer yang penting akan sangat penting dan topik yang paling banyak dilakukan di kimia organik abad 21.
Terdapat pula pendekatan yang lebih sukar yakni tidak digunakannya senyawa dengan atom karbon asimetrik. Bila sintesis asimetrik ini dapat direalisasikan, kita dapat mengatakan bahwa kimia telah dapat meniru alam!

Lahirnya konsep sintesis

Salah satu tujuan utama kimia adalah menciptakan material penting, atau sintesis material. Dari zaman alkemi, tujuan ini adalah tujuan terpenting yang akan dicapai. Mereka tidak pernah mencapai tujuan utama yang mereka canangkan mensintesis emas, walaupun beberapa mereka melaporkan kesuksesan itu.
Konsep sintesis modern lahir setelah teori atom lahir dan struktur molekul dielusidasi berdasarkan teori atom. Situasi semacam ini akhirnya dicapai di pertengahan abad 19. Teori valensi Kekulé dan Couper diusulkan sekitar tahun 1858. Tidak semua kimiawan pada waktu itu siap menggunakan teori valensi Kekulé , yang dicirikan dengan penggunaan ikatan antar atom.
Kimiawan Rusia Aleksandr Mikhailovich Butlerov (1828-1886) dengan semangat mendukung teori Kekulé-Couper dan mendeklarasikan bahwa satu dan hanya satu rumus kimia yang berkaitan dengan satu senyawa dan atom-atom dalam molekul diikat satu sama lain sesuai dengan teori ikatan valensi, serta menolak asumsi umum bahwa atom tersusun secara acak dalam molekul.
Menurutnya, valensi bukan hanya ukuran proporsi atom dalam molekul, valensi juga mendefinisikan pola ikatan antar atom dalam molekul. Ialah yang pertama menggunakan istilah struktur kimia di tahun 1861.
Menurut teorinya, akan ada isomer bila terdapat dua atau lebih cara atom-atom berikatan untuk satu rumus rasional. Di sekitar waktu itu, kimiawab Jerman, Adolph Wilhelm Hermann Kolbe (1818-1884) berhasl mensintesis isopropil alkohol (CH₃)₂CHOH dan Butlerov sendiri berhasil mensitesis t-butil alkohol (CH₃)₃COH. Keberhasilan ini membuktikan adanya alkohol primer dan tersier dan kemudian mengukuhkan konsep struktur kimia.
Kimiawan Perancis Michel Eugène Chevreul (1786-1889), seorang kontempori, menemukan bahwa lemak adalah senyawa asam lemah (asam karboksilat alifatik) dan gliserin, dan zat mirip lemak dapat diperoleh dari reaksi antara asam lemak dan gliserin. Berthelot menulsi buku teks “Kimia Organik” tahun 1860 yang didalamnya ia menggunakan istilah “sintesis”. Ia mendeklarasikan secara prinsip seyawa organik apapun dapat disintesis dari karbon, hidrogen, oksigen dan nitrogen.
Di tahun 1856, seorang anak muda Inggris William Henry Perkin (1838-1907), yang juga asisten August Wilhelm von Hofmann (1818-1892) , yang waktu itu di London karena diminta membuat sistem untuk pendidikan kimia, berusaha mensintesis kuinin. Kuinin diketahui sebagai obat khusus untuk malaria.
Di waktu itu, belum ada metoda sintesis senyawa serumit kuinin dari senyawa organik sederhana. Perkin memiliki ide bahwa kuinin mungkin dapat dihasilkan dari oksidasi aliltoluidin, yang rumus rasionalnya mirip dengan kuinin. Fakta sebenarnya hal ini tidak mungkin, dan memang usaha sintesisnya gagal. Alih-alih mendapatkan kuinin, Perkin mendapatkan pewarna yang cantik, yang disebut Mauve atau Mauvein, yang kemudian menjadi pewarna sintetis pertama yang digunakan untuk keperluan praktis. Sukes tak terencana ini menumbuhkan industri kimia dengan cepat. Namun, kesukaran sintesis organik tetap tak terpecahkan.

 Keberuntungan besar! Dengan oksidasi aliltoluidin Perkin mendapatkan,
Bukan kuinin yang ia cari, tetapi pewarna buatan, Mauve.

Baru 88 tahun kemudian di tahun 1944 kimiawan Amerika Robert Burns Woodward (1917-1979) dapat mensintesis kuinin dengan pendekatan sistematis.

Elektrolisis

a. Sel Elektrolisis :

a.Terjadi perubahan energi listrik menjadi energi kimia,contoh : penyepuhan
b.Reaksi redoks berlangsung tidak spontan
c.Memiliki 2 kutub : katoda ( -)  dan anoda ( + )


Berikut hal-hal yang berkaitan dengan elektrolisis.
1. Reaksi pada Katode
Oleh karena katode bermuatan negatif maka pada katode
terjadi reaksi reduksi. Reaksi di katode bergantung jenis
kation dalam larutan.
a. Kation dapat berasal dari golongan alkali, alkali tanah, Al
atau Mn yaitu ion-ion logam yang memiliki elektrode
lebih dari kecil atau lebih negatif daripada pelarut (air),
sehingga air yang tereduksi.
Reaksi yang terjadi dapat dituliskan seperti berikut.
2 H2O(l) + 2 e¯ → 2 OH¯(aq) + H2(g)
b. Ion-ion logam yang memiliki E° lebih besar dari -0,83direduksi menjadi logam yang diendapkan pada
permukaan katode.
M+ + e¯ → M
c. Ion H+ dari asam direduksi menjadi gas hidrogen (H2)
2 H+(aq) + 2 e¯ → H2(g)
d. Apabila di dalam elektrolisis yang dipakai adalah leburan,
maka akan terjadi reaksi seperti berikut.
Mn2+ + e¯ → M
2. Reaksi pada Anode
Oleh karena anode bermuatan positif maka pada anode
terjadi reaksi oksidasi.
a. Ion-ion sisa asam oksi, misalnya SO42¯ dan NO3¯ tidak
teroksidasi maka yang dioksidasi adalah air.
2 H2O(l) → 4 H+(aq) + 4 e¯ + O2(g)
b. Ion-ion halida yaitu F–, Br–, I¯ dioksidasi menjadi halogen
(X2) yaitu F2, Cl2, Br2, I2 dengan reaksi seperti berikut.
2 X¯ → X2 + 2 e¯
c. Ion OH¯ dari basa yang dioksidasi menjadi gas oksigen(O2).
4 OH¯(aq) → 2 H2O(l) + 4 e¯ + O2(g)
3. Bahan Elektrode
a. Apabila dalam reaksi elektrolisis menggunakan elektrode
terbuat dari C, Pt dan Au atau logam inert, maka elektrode
tersebut tidak bereaksi.
b. Apabila elektrode terbuat dari logam aktif misal Cu maka
anode tersebut akan mengalami oksidasi.
Reaksi yang terjadi seperti berikut.
M → Mn+ + n e¯

b. Hukum elektrolisis Faraday

Hukum Faraday I : Banyaknya zat yang bereaksi pada elektrolisis sebanding dengan jumlah listrik yang digunakan tiap 1 mol e Faraday =96 500 coulomb
     w = e.F  atau    w = Ar.i.t /e.96500      
                                           massaekivalen =Ar / e
                                           i=kuat arus (A)
t = waktu (dt)
    C = i.t                          m =massa yang diendapkan (gr)
Hukum Faraday II:
Jika 2 atau lebih larutan dielektrolisis secara bersama-sama dengan jumlah arus listrik yang sama,maka massa endapan pada masing-masing kutub katoda sbb:
w₁ : w₂  = e₁ : e₂

c. Elektrolisis penting di industri

Elektrolisis yang pertama dicoba adalah elektrolisis air (1800). Davy segera mengikuti dan dengan sukses mengisolasi logam alkali dan alkali tanah. Bahkan hingga kini elektrolisis digunakan untuk menghasilkan berbagai logam. Elektrolisis khususnya bermanfaat untuk produksi logam dengan kecenderungan ionisasi tinggi (misalnya aluminum).
Sebagai syarat berlangsungnya elektrolisis, ion harus dapat bermigrasi ke elektroda. Salah satu cara yang paling jelas agar ion mempunyai mobilitas adalah dengan menggunakan larutan dalam air. Namun, dalam kasus elektrolisis alumina, larutan dalam air jelas tidak tepat sebab air lebih mudah direduksi daripada ion aluminum sebagaimana ditunjukkan di bawah ini.

Al³⁺ + 3e^-–> Al potensial elektroda normal = -1,662 V (10.38)

2H₂O +2e^-–> H₂ + 2OH^- potensial elektroda normal = -0,828 V (10.39)

Metoda lain adalah dengan menggunakan lelehan garam. Masalahnya Al₂O₃ meleleh pada suhu sangat tinggi 2050 °C, dan elektrolisis pada suhu setinggi ini jelas tidak realistik. Namun, titik leleh campuran Al₂O₃ dan Na₃AlF₆ adalah sekitar 1000 °C, dan suhu ini mudah dicapai. Prosedur detailnya adalah: bijih aluminum, bauksit mengandung berbagai oksida logam sebagai pengotor. Bijih ini diolah dengan alkali, dan hanya oksida aluminum yang amfoter yang larut. Bahan yang tak larut disaring, dan karbon dioksida dialirkan ke filtratnya untuk menghasilkan hidrolisis garamnya. Alumina akan diendapkan.

Al₂O₃(s) + 2OH^-(aq)–> 2AlO₂^- (aq) + H₂O(l) (10.40)

2CO₂ + 2AlO₂ ^-(aq) + (n+1)H₂O(l) –> 2HCO₃^- (aq) + Al₂O₃·nH₂O(s) (10.41)

Alumina yang didapatkan dicampur dengan Na₃AlF₆ dan kemudian garam lelehnya dielektrolisis. Reaksi dalam sel elektrolisi rumit. Kemungkinan besar awalnya alumina bereaksi dengan Na₃AlF₆ dan kemudian reaksi elektrolisis berlangsung.

Al₂O₃ + 4AlF₆^3-–> 3Al₂OF₆^2- + 6F^- (10.42)

Reaksi elektrodanya adalah sebagai berikut.

Elektroda negatif: 2Al₂OF₆^2- + 12F^- + C –> 4AlF₆^3- + CO₂ + 4e^- (10.43)

Elektroda positif: AlF₆^3- + 3e^-–> Al + 6F^- (10.44)

Reaksi total: 2Al₂O₃ + 3C –> 4Al + 3CO₂ (10.45) Kemurnian aluminum yang didapatkan dengan prosedur ini kira-kira 99,55 %. Aluminum digunakan dalam kemurnian ini atau sebagai paduan dengan logam lain. Sifat aluminum sangat baik dan, selain itu, harganya juga tidak terlalu mahal. Namun, harus diingat bahwa produksi aluminum membutuhkan listrik dalam jumlah sangat besar.

Sel-sel yang digunakan dalam praktek

a. Baterai timbal

Baterai timbal dapat bertahan kondisi yang ekstrim (temperatur yang bervariasi, shock mekanik akibat jalan yang rusak, dsb) dan dapat digunakan secara kontinyu beberapa tahun.
Reaksi elektrodanya adalah sebagai berikut:

Reaksi elektroda baterai timbal Elektroda negatif: Pb + HSO4 – –> PbSO4 + H+ +2e- Elektroda positif: PbO2 + HSO4 – + 3H+ +2e- –> PbSO4 + 2H2O Reaksi total: Pb(s) + PbO2(s) + 2H+(aq) + 2HSO4 -(aq) –> 2PbSO4(s) + 2H2O(l)

Dalam prakteknya, sebelum penurunan kerapatan larutan elektrolitnya terlalu besar, arus listrik diberikan yang akan membalik arah reaksi. Proses ini disebut mencas. Sel yang dapat dicas disebut sel reversibel dan yang tidak dapat dicas (seperti sel kering) disebut sel ireversibel.
Baru-baru ini jenis baru elektroda yang terbuta dari paduan timbal dan kalsium, yang dapat mencegah elektrolisis air telah dikembangkan. Baterai modern dengan jenis elektroda ini adalah sistem tertutup dan disebut dengan baterai penyimpan tertutup yang tidak memerlukan penambahan air.

b. Sel lain

Sel kering mangan terdiri dari bungkus dalam zink sebagai elektroda negatif, batang karbon (grafit) sebagai elektroda positif dan pasta MnO₂ dan NH₄Cl yang berperan sebagai larutan elektrolit.

Struktur sel kering mangan. Walaupun digunakan paling meluas, detail reaksi elektrodanya
sampai saat ini belum jelas.

c. Sel Bahan Bakar

Desaian sel bahan bakar sedemikian sehingga reaktannya secara kontinyu diberikan ke sel. Sel bahan bakar digunakan dalam proyek Apollo menggunakan kalor pembentukan air dari hidrogen dan oksigen. Biasanya kalor pembentukan dibuang sebagai panas. Dalam sel bahan bakar energi termal

Struktur sel bahan bakar. Kalor pembakaran yang dihasilkan dari reaksi oksigen dan hidrogen diubah menjadi energi listrik.

Walaupun sejumlah besar tenaga dan dana telah dipompakan ke proyek ini, sampai saat ini sel bahan bakar yang ekonomis belum dapat dibuat. Namun, di masa depan, besar kemungkinan sel bahan bakar akan digunakan praktis bila dan hanya bila persediaan hidrogen yang stabil dan murah dapat direalisasikan.

Perhitungan Potensial Sel

Potensial sel

- Gaya yang dibutuhkan untuk mendorong elektron melalui sirkuit eksternal

Perhitungan Potensial Sel

Besarnya potensial sel dari suatu reaksi redoks dalam sel volta merupakan total dari potensial elektrode unsur-unsur sesuai dengan reaksinya.
Dalam hal ini, hasil perhitungan potensial sel bisa positif atau bisa negatif. Jika potensial sel bertanda positif berarti reaksi dapat berlangsung, sedangkan jika potensial sel bertanda negatif berarti reaksi tidak dapat berlangsung.
E°sel= E°(+)– E°(–)
dengan:
E°(+)= potensial elektrode lebih positif (lebih besar)
E°(–)= potensial elektrode lebih negatif (lebih kecil)
Perhitungan tidak melibatkan koefisien.

Con-So :
1. Diketahui : Cu²⁺ + 2 e^– ⇒Cu E° = – 0,34 V
Ag⁺ + e^– ⇒Ag E° = + 0,80V
Tentukan E^o sel
dari kedua elektrode!
Jawab:
E°Cu lebih negatif dari E°Ag
, maka Cu mengalami oksidasi dan bertindak sebagai anode
Katode : Ag⁺ + e^–⇒Ag E° = + 0,80 V
Anode : Cu ⇒Cu²⁺ + 2 e^– E° = – 0,34 V
_____________________________+
2 Ag⁺ + Cu ⇒2 Ag + Cu ²⁺ E°sel= + 0,46 V

2. Diketahui:
Ag⁺ + e^– ⇒Ag Eº = + 0,80 V
A1³⁺ + 3 e^– ⇒Al Eº = – 1,66V
Tentukan Eº sel dari elektrode Ag dan Al serta tentukan katode dan anode!
Jawab:
E°sel= E°(+) – E°(–)
= E°Ag – E°Al
= (+0,80) – (–1,66)
= +2,46 V
Katode = elektrode positif, cari E° yang lebih positif(E°(+)), yaitu Ag.
Anode = elektrode negatif, cari E° yang lebih negatif (E°(–)), yaitu Al.
 

Sel galvani

Sel Galvani atau disebut juga dengan sel volta adalah sel elektrokimia yang dapat menyebabkan terjadinya energi listrik dari suatu reaksi redoks yang spontan. reaksi redoks spontan yang dapat mengakibatkan terjadinya energi listrik ini ditemukan oleh Luigi Galvani dan Alessandro Guiseppe Volta.

Rangkaian Sel Galvani

Contoh rangkaian sel galvani.

sel galvani terdiri dari beberapa bagian, yaitu:

1. voltmeter, untuk menentukan besarnya potensial sel.
2. jembatan garam (salt bridge), untuk menjaga kenetralan muatan listrik pada larutan.
3. anode, elektrode negatif, tempat terjadinya reaksi oksidasi. pada gambar, yang bertindak sebagai anode adalah elektrode Zn/seng (zink electrode).
4. katode, elektrode positif, tempat terjadinya reaksi reduksi. pada gambar, yang bertindak sebagai katode adalah elektrode Cu/tembaga (copper electrode).

Proses dalam Sel Galvani

Pada anode, logam Zn melepaskan elektron dan menjadi Zn²⁺ yang larut.

Zn(s) → Zn²⁺(aq) + 2e^-

Pada katode, ion Cu²⁺ menangkap elektron dan mengendap menjadi logam Cu.

Cu²⁺(aq) + 2e^- → Cu(s)

hal ini dapat diketahui dari berkurangnya massa logam Zn setelah reksi, sedangkan massa logam Cu
bertambah. Reaksi total yang terjadi pada sel galvani adalah:

Zn(s) + Cu²⁺(aq) → Zn²⁺(aq) + Cu(s)

 

sumber : 

id.wikipedia.org/wiki/Sel_galvani

http://mediabelajaronline.blogspot.com/2011/09/sel-volta-sel-galvani.html

http://www.chem-is-try.org/

 

 

Konsep Reaksi Oksidasi dan Reduksi (Redoks)

Konsep Reaksi Oksidasi dan Reduksi (Redoks)

Jejaring Kimia - Berbagai macam reaksi kimia tanpa kita sadari, begitu akrab dengan kehidupan kita.

1. Pernahkah Anda melihat besi maupun seng berkarat?
2. Benda perhiasan yang disepuh kembali karena warnanya yang pudar?
3. Energi listrik yang ditimbulkan oleh aki kendaran bermotor?
4. Atau yang lebih sederhana ketika kita mengupas buah apel, beberapa saat akan terjadi perubahan warna. Mengapa hal itu bisa terjadi?

Semua kejadian atau peristiwa di atas merupakan contoh dari reaksi oksidasi atau reduksi yang akrab kita sebut sebagai reaksi redoks.

Sesuai dengan perkembangannya, ada tiga konsep untuk menjelaskan reaksi oksidasi reduksi (redoks). Konsep tersebut adalah sebagai berikut:

1. Konsep redoks berdasarkan pelepasan dan pengikatan oksigen.
2. Konsep redoks berdasarkan pelepasan dan penerimaan elektron.
3. Konsep redoks berdasarkan kenaikan dan penurunan bilangan oksidasi.

Berikut penjelasan sederhana untuk ketiga konsep reaksi oksidasi reduksi (redoks) di atas.

1. Konsep redoks berdasarkan pelepasan dan pengikatan oksigen.

Berdasarkan konsep pertama: 
a. Oksidasi adalah peristiwa pengikatan oksigen
 
Adapun contoh yang terkait dengan reaksi oksidasi berdasarkan konsep ini adalah sebagai berikut:

1) Perkaratan logam besi
Reaksi perkaratan logam besi:
4Fe_(s) + 3O_2(g) --> 2Fe₂O_3(s) [karat besi]

2) Pembakaran bahan bakar (misalnya gas metana, minyak tanah, LPG, solar)
Reaksi pembakaran gas metana (CH₄): akan menghasilkan gas karbon dioksida dan uap air.
CH_4(g) + O_2(g) --> CO_2(g) + 2H₂O_(g)
 
3) Oksidasi glukosa (C₆H₁₂O₆) dalam tubuh (respirasi). Di dalam tubuh, glukosa di pecah menjadi senyawa yang lebih sederhana seperti carbon dioksida dan air.
C₆H₁₂O_6(aq) + 6O_2(g) --> 6CO_2(g) + 6H₂O_(l)
 
4) Oksidasi tembaga Cu, belarang S, dan belerang dioksida SO2:
Cu_(s) + O_2(g) --> CuO_(s)
S_(s) + O_2(g) --> SO_2(g)
SO_2(g) + O_2(g) --> SO_3(g)
 
5) Buah apel maupun pisang setelah dikupas akan berubah warna menjadi kecoklatan
6) Minyak makan yang disimpan terlalu lama dan dalam kondisi terbuka akan menyebabkan bau tengik hasil dari pengikatan oksigen (teroksidasi)
7) Menurut Anda, contoh apa lagi yang terkait dengan peristiwa oksidasi berdasarkan konsep pertama? Silakan tambahkan di sini !!

Zat yang mengikat oksigen kita sebut sebagai reduktor/pereduksi. Berdasarkan contoh-contoh reaksi oksidasi di atas, maka reduktor untuk reaksi: 1) Besi Fe; 2) Metana CH₄; 3) Glukosa C₆H₁₂O₆; 4) Cu, S, SO₂
 
b. Reduksi adalah peristiwa pelepasan oksigen (kebalikan dari reaksi oksidasi)
 

Adapun contoh yang terkait dengan reaksi reduksi berdasarkan konsep ini adalah sebagai berikut:

1) Reduksi mineral hematit F₂O₃ oleh karbon monoksida CO
F₂O_3(s) + CO_(g) --> 2Fe_(s) + CO_2(g)
 
2) Reduksi kromium(III) oksida Cr₂O₃ oleh aluminium Al
Cr₂O_3(s) + 2Al_(s) --> 2Cr_(s) + Al₂O_3(s)
 
3) Reduksi tembaga(II) oksida CuO oleh gas hidrogen H2
CuO_(s) + H_2(g) --> Cu_(s) + H₂O_(g)
 
4) Reduksi SO₃, KClO₃, dan KNO₃:
SO_3(g) --> SO_2(g) + O_2(g)
3KClO_3(s) --> 2KCl_(s) + 3O_2(g)
2KNO_3(aq) --> 2KNO_2(aq) + O_2(g)
 
Zat yang melepas oksigen kita sebut sebagai oksidator/pengoksidasi. Berdasarkan contoh-contoh reaksi reduksi di atas, maka oksidator untuk reaksi: 1) Hematit Fe₂O₃; 2) Kromium(III) oksida Cr₂O₃; 3) Tembaga(II) oksida CuO; 4) SO₃, KClO₃, KNO₃.

2. Konsep redoks berdasarkan pelepasan dan penerimaan elektron.

Pelepasan dan penerimaan elektron terjadi secara simultan, artinya jika suatu spesi melepas elektron berarti ada spesi lain yang menyerapnya. Hal ini berlaku untuk ikatan kimia. Silakan Anda hubungkan dengan materi ikatan kimia kelas X semeser I.

Berdasarkan konsep yang kedua:

a. Oksidasi adalah peristiwa pelepasan elektron

b. Reduksi adalah penerimaan elektron
 

Adapun contoh yang terkait dengan reaksi oksidasi dan reduksi berdasarkan konsep ini adalah sebagai berikut:

1) Reaksi natrium dengan clorin membentuk natrium klorida NaCl
Oksidasi : Na --> Na⁺ + e [melapas 1 elektron]
Reduksi : Cl + e --> Cl^- [menerima 1 elektron]
-------------------------------------
Na + Cl --> Na⁺ + Cl^- --> NaCl

2) Reaksi kalsium dengan belerang membentuk calsium sulfida
Oksidasi : Ca --> Ca²⁺ + 2e [melepas 2 elektron]
Reduksi : S + 2e --> S^2- [menerima 2 elektron]
-------------------------------------
Ca + S --> Ca²⁺ + S^2- --> CaS

Zat yang melepas elektron (oksidasi) disebut reduktor, sedangkan zat yang menerima elektron (reduksi) disebut oksidator.

3. Konsep redoks berdasarkan kenaikan dan penurunan bilangan oksidasi.

Dalam berbagai kasus reaksi oksidasi yang kompleks, sulit untuk menentukan spesi mana yang mengalami oksidasi dan reduksi. Contoh reaksi berikut:

2KMnO₄ + 3H₂SO₄ + H₂C₂O₄ --> K₂SO₄ + 2MnSO₄ + 2CO₂ + 4H₂O

Dapatkah Anda menyebutkan spesi mana yang mengalami reaksi oksidasi dan reduksi?

Untuk menjawab pertanyaan ini, maka digunakan konsep reaksi oksidasi reduksi berdasarkan kenaikan dan penurunan bilangan oksidasi (biloks).

Berdasarkan konsep yang ketiga

a. Oksidasi adalah pertambahan biloks
b. Reduksi adalah penurunan biloks

Netralisasi

Konsep paling mendasar dan praktis dalam kimia asam basa tidak diragukan lagi adalah netralisasi. Fakta bahwa asam dan basa dapat saling meniadakan satu sama lain telah dikenal baik sebagai sifat dasar asam basa sebelum perkembangan kimia modern.

a. Netralisasi

Neutralisasi dapat didefinisikan sebagai reaksi antara proton (atau ion hidronium) dan ion hidroksida membentuk air. Dalam bab ini kita hanya mendiskusikan netralisasi di larutan dalam air.

H⁺ + OH^-–> H₂O (9.33)

H₃O⁺ + OH^-–> 2H₂O (9.34)

Jumlah mol asam (proton) sama dengan jumlah mol basa (ion hidroksida).

Stoikiometri netralisasi nAMAVA = nBMBVB jumlah mol proton jumlah mol ion hidroksida subskrip A dan B menyatakan asam dan basa, n valensi, M konsentrasi molar asam atau basa, dan V volume asam atau basa.

Dengan bantuan persamaan di atas, mungkin untuk menentukan konsentrasi basa (atau asam) yang konsentrasinya belum diketahui dengan netralisasi larutan asam (atau basa) yang konsentrasinya telah diketahui. Prosedur ini disebut dengan titrasi netralisasi.

b. Garam

Setiap asam atau h=garam memiliki ion lawannya, dan reaksi asam basa melibatkan ion-ion ini. Dalam reaksi netralisasi khas seperti antara HCl dan NaOH,

HCl	+	NaOH	–>	NaCl	+	H2O	(9.35)
asam		basa		garam		air

Selain air, terbentuk NaCl dari ion khlorida, ion lawan dari proton, dan ion natrium, ion lawan basa. Zat yang terbentuk dalam netralisasi semacam ini disebut dengan garam. Asalkan reaksi netralisasinya berlangsung dalam air, baik ion natrium dan ion khlorida berada secara independen sebagai ion, bukan sebagai garam NaCl. Bila air diuapkan, natrium khlorida akan tinggal. Kita cenderung percaya bahwa garam bersifat netral karena garam terbentuk dalam netralisasi. Memang NaCl bersifat netral. Namun, larutan dalam air beberapa garam kadang asam atau basa. Misalnya, natrium asetat, CH₃COONa, garam yang dihasilkan dari reaksi antara asam asetat dan natrium hidroksida, bersifat asam lemah.
Sebaliknya, amonium khlorida NH₄Cl, garam yang terbentuk dari asam kuat HCl dan basa lemah amonia, bersifat asam lemah. Fenomena ini disebut hidrolisis garam.
Diagram skematik hidrolisis ditunjukkan di Gambar 9.1. Di larutan dalam air, garam AB ada dalam kesetimbangan dengan sejumlah kecil H⁺ dan OH^- yang dihasilkan dari elektrolisis air menghasilkan asam HA dan basa BOH (kesetimbangan dalam arah vertikal). Karena HA adalah asam lemah, kesetimbangan berat ke arah sisi asam, dan akibatnya [H⁺] menurun. Sebaliknya, BOH adalah basa kuat dan terdisosiasi sempurna, dan dengan demikian todak akan ada penurunan konsentrasi OH^-. Dengan adanya disosiasi air, sejumlah H⁺ dan OH^- yang sama akan terbentuk.
Dalam kesetimbangan vertikal di Gambar, kesetimbangan asam ke arah bawah, dan kesetimbangan basa ke arah atas. Akibatnya [OH^-] larutan dalam air meningkat untuk membuat larutannya basa. Penjelasan ini juga berlaku untuk semua garam dari asam lemah dan basa kuat.

Gambar Hidrolisis garam.

Sebagai rangkuman, dalam hidrolisis garam dari asam lemah dan basa kuat, bagian anion dari garam bereaksi dengan air menghasilkan ion hidroksida.

A^- + H₂O –> HA + OH^- (9.36)

Dengan menuliskan reaksi ini sebagai kesetimbangan, hidrolisis garam dapat diungkapkan dengan cara kuantitatif

A^- + H₂O HA + OH^- (9.37)

c. Kurva titrasi

Dalam reaksi netralisasi asam dan basa, atau basa dengan asam, bagaimana konsentrasi [H⁺], atau pH, larutan bervariasi? Perhitungan [H⁺] dalam titrasi asam kuat dengan basa kuat atau sebaliknya basa kuat dengan asam kuat tidak sukar sama sekali. Perhitungan ini dapat dilakukan dengan membagi jumlah mol asam (atau basa) yang tinggal dengan volume larutannya.
Perhitungannya akan lebih rumit bila kombinasi asam lemah dan basa kuat, atau yang melibatkan asam kuat dan basa lemah. [H⁺] akan bergantung tidak hanya pada asam atau basa yang tinggal, tetapi juga hidrolisis garam yang terbentuk.
Plot [H+] atau pH vs. jumlah asam atau basa yang ditambahkan disebut kurva titrasi (Gambar 9.2). Mari kita menggambarkan kurva titrasi bila volume awal asam V_A, konsentrasi asam M_A, dan volume basa yang ditambahkan v_B dan konsentrasinya adalah M_B.

(1) TITRASI ASAM KUAT DAN BASA KUAT.

[1] sebelum titik ekivalen:
Karena disosiasi air dapat diabaikna, jumlah mol H⁺ sama dengan jumlah sisa asam yang tinggal

[H⁺] = (M_AV_A – M_Bv_B)/(V_A + v_B) (9.45)

[2] Pada titik ekivalen:
Disosiasi air tidak dapat diabaikan di sini.

[H⁺] = √K_w = 10^-7 (9.46)

[3] setelah titik ekivalen:
Jumlah mol basa berlebih sama dengan jumlah mol ion hidroksida. [OH^-] dapat diperoleh dengan membagi jumlah mol dengan volume larutan. [OH^-] yang diperoleh diubah menjadi [H⁺].

[OH^-] = (M_Bv_B – M_AV_A)/(V_A + v_B) (9.47)

[H⁺] = K_w/[OH^-] = (V_A + v_B)K_w/(M_Bv_B – M_AV_A) (9.48)

Kurvanya simetrik dekat titik ekivalen karena v_B ≒ V_A.
Titrasi 10 x 10^-3 dm³ asam kuat misalnya HCl 0,1 mol dm^-3 dengan basa kuat misalnya NaOH 0,1 mol dm^-3 menghasilkan kurva titrasi. Pada tahap awal, perubahan pHnya lambat. Perubahan pH sangat cepat dekat titik ekivalen (v_B = 10 x10^-3 dm³). Dekat titik ekivalen, pH berubah beberapa satuan hanya dengan penambahan beberapa tetes basa.

2. TITRASI ASAM LEMAH DENGAN BASA KUAT

Hasilnya akan berbeda bila asam lemah dititrasi dengan basa kuat. Titrasi 10 x 10^-3 dm³ asam asetat 0,1 mol dm^-3 dengan NaOH 0,1 mol dm^-3 merupakan contoh khas (Gambar 9.2(b)).
[1] Titik awal: vB = 0. pH di tahap awal lebih besar dari di kasus sebelumnya.

[H⁺] = M_Aα (9.49)

α adalah tetapan disosiasi asam asetat.

[2] sebelum titik ekivalen: sampai titik ekivalen, perubahan pH agak lambat.
[3] pada titik ekivalen (v_B = 10 x 10^-3 dm³): pada titik ini hanya natrium asetat CH₃COONa yang ada. [H⁺] dapat diperoleh dengan cara yang sama dengan pada saat kita membahas hidrolisis garam.
[4] setelah titik ekivalen. [H⁺] larutan ditentukan oleh konsentrasi NaOH, bukan oleh CH₃COONa.
Perubahan pH yang perlahan sebelum titik ekivalen adalah akibat bekerjanya buffer (bagian 9.3 (d)). Sebelum titik ekivalen, terdapat larutan natrium asetat (garam dari asam lemah dan bas kuat) dan asam asetat (asam lemah). Karena keberadaan natrium asetat, kesetimbangan disosiasi natrium asetat

CH₃COOH H⁺ + CH₃COO^- (9.50)

bergeser ke arah kiri, dan [H⁺] akan menurun. Sebagai pendekatan [CH₃COO^-] = c_S [HA] ≒ c₀.
c_S adalah konsentrasi garam, maka

[H⁺]c_S/ c₀= K_a,

∴ [H⁺] = (c₀/c_S)K_a (9.51)

Bila asam ditambahkan pada larutan ini, kesetimbangan akan bergeser ke kiri karena terdapat banyak ion asetat maa asam yang ditambahkan akan dinetralisasi.

CH₃COOH H⁺ + CH₃COO^- (9.52)

Sebaliknya, bila basa ditambahkan, asam asetat dalam larutan akan menetralkannnya. Jadi,
CH₃COOH + OH^- H₂O + CH₃COO^- (9.53) Jadi [H⁺] hampir tidak berubah.

(3) TITRASI BASA LEMAH DENGAN ASAM KUAT

Titrasi 10 x 10^-3 dm³ basa lemah misalnya larutan NH₃ 0,1 mol dm^-3 dengan asam kuat misalnya HCl 0,1 mol dm^-3 (Gambar 9.3). Dalam kasus ini, nilai pH pada kesetimbangan agak lebih kecil daripada di kasus titrasi asam kuat dengan basa kuat. Kurvanya curam, namun, perubahannya cepat di dekat titik kesetimbangan. Akibatnya titrasi masih mungkin asalkan indikator yang tepat dipilih, yakni indikator dengan rentang indikator yang sempit.

(4) TITRASI BASA LEMAH (ASAM LEMAH) DENGAN ASAM LEMAH (BASA LEMAH).

Dalam titrasi jenis ini, kurva titrasinya tidak akan curam pada titik kesetimbangan, dan perubahan pHnya lambat. Jadi tidak ada indikator yang dapat menunjukkan perubahan warna yang jelas. Hal ini berarti titrasi semacam ini tidak mungkin dilakukan.

d. Kerja bufer

Kerja bufer didefinisikan sebagai kerja yang membuat pH larutan hampir tidak berubah dengan penambahan asam atau basa. Larutan yang memiliki kerja bufer disebut larutan bufer. Sebagian besar larutan bufer terbentuk dari kombinasi garam (dari asam lemah dan basa kuat) dan aam lemahnya. Cairan tubuh organisme adalah larutan bufer, yang akan menekan perubahan pH yang cepat, yang berbahaya bagi makhluk hidup.
Nilai pH larutan bufer yang terbuat dari asam lemah dan garamnya dapat dihitung dengan menggunakan persamaan berikut.

pH = pK_a + log([garam]/[asam]) (9.54)

Tabel 9.2 memberikan beberapa larutan bufer.

Tabel Beberapa larutan bufer.

e. Indikator

Pigmen semacam fenolftalein dan metil merah yang digunakan sebagai indikator titrasi adalah asam lemah (disimbolkan dengan HIn) dan warnanya ditentukan oleh [H⁺] larutan. Jadi,

HIn H⁺ + In^- …. (9.55)

Rasio konsentrasi indikator dan konjgatnya menentukan warna larutan diberikan sebagai:

K_In = [H⁺][In^-]/[HIn], ∴ [In^-]/[HIn] = K_In/[H⁺] … (9.56)

K_In adalah konstanta disosiasi indikator.
Rentang pH yang menimbulkan perubahan besar warna indikator disebut dengan interval transisi. Alasan mengapa ada sedemikian banyak indikator adalah fakta bahwa nilai pH titik ekivalen bergantung pada kombinasi asam dan basa. Kunci pemilihan indikator bergantung pada apakah perubahan warna yang besar akan terjadi di dekat titik ekivalen. Di Tabel didaftarkan beberapa indikator penting.

Tabel Indikator penting dan interval transisinya.

Indikator	interval transisi	perubahan warna(asam–>basa)
Biru timol	1,2-2,8	merah –> kuning
Metil oranye	3,1-4,4	merah –> kuning
Metil merah	4,2-6,3	merah –> kuning
bromotimol biru	6,0-7,6	kuning–> biru
merah kresol	7,2-8,8	kuning –> merah
fenolftalein	8,3-10,0	tak berwarna–> merah
alizarin kuning	10,2-12,0	kuning–> merah

TEORI ASAM BASA

Teori asam basa Arrhenius:

• Asam adalah zat yang menghasilkan ion hidrogen dalam larutan.
• Basa adalah zat yang menghasilkan ion hidroksida dalam larutan.

Penetralan terjadi karena ion hidrogen dan ion hidroksida bereaksi untuk menghasilkan air.
Pembatasan teori
Asam hidroklorida (asam klorida) dinetralkan oleh kedua larutan natrium hidroksida dan larutan amonia. Pada kedua kasus tersebut, kita akan memperoleh larutan tak berwarna yang dapat kamu kristalisasi untuk mendapatkan garam berwarna putih – baik itu natrium klorida maupun amonium klorida.
Keduanya jelas merupakan reaksi yang sangat mirip. Persamaan lengkapnya adalah:
Pada kasus natrium hidroksida, ion hidrogen dari asam bereaksi dengan ion hidroksida dari natrium hidroksida – sejalan dengan teori Arrhenius.
Akan tetapi, pada kasus amonia, tidak muncul ion hidroksida sedikit pun!
Kita  bisa memahami hal ini dengan mengatakan bahwa amonia bereaksi dengan air yang melarutkan amonia tersebut untuk menghasilkan ion amonium dan ion hidroksida:
Reaksi ini merupakan reaksi reversibel, dan pada larutan amonia encer yang khas, sekitar 99% sisa amonia ada dalam bentuk molekul amonia. Meskipun demikian, pada reaksi tersebut terdapat ion hidroksida, dan kita dapat menyelipkan ion hidroksida ini ke dalam teori Arrhenius.
Akan tetapi, reaksi yang sama juga terjadi antara gas amonia dan gas hidrogen klorida.
Pada kasus ini, tidak terdapat ion hidrogen atau ion hidroksida dalam larutan – karena bukan merupakan suatu larutan. Teori Arrhenius tidak menghitung reaksi ini sebagai reaksi asam-basa, meskipun pada faktanya reaksi tersebut menghasilkan produk yang sama seperti ketika dua zat tersebut berada dalam larutan. Ini adalah sesuatu hal yang lucu!

Teori asam dan basa Bronsted-Lowry:

• Asam adalah donor proton (ion hidrogen).
• Basa adalah akseptor proton (ion hidrogen).

Hubungan antara teori Bronsted-Lowry dan teori Arrhenius
Teori Bronsted-Lowry tidak berlawanan dengan teori Arrhenius – Teori Bronsted-Lowry merupakan perluasan teori Arrhenius.
Ion hidroksida tetap berlaku sebagai basa karena ion hidroksida menerima ion hidrogen dari asam dan membentuk air.
Asam menghasilkan ion hidrogen dalam larutan karena asam bereaksi dengan molekul air melalui pemberian sebuah proton pada molekul air.
Ketika gas hidrogen klorida dilarutkan dalam air untuk menghasilkan asam hidroklorida, molekul hidrogen klorida memberikan sebuah proton (sebuah ion hidrogen) ke molekul air. Ikatan koordinasi (kovalen dativ) terbentuk antara satu pasangan mandiri pada oksigen dan hidrogen dari HCl. Menghasilkan ion hidroksonium, H₃O⁺.
Ketika asam yang terdapat dalam larutan bereaksi dengan basa, yang berfungsi sebagai asam sebenarnya adalah ion hidroksonium. Sebagai contoh, proton ditransferkan dari ion hidroksonium ke ion hidroksida untuk mendapatkan air.
Tampilan elektron terluar, tetapi mengabaikan elektron pada bagian yang lebih dalam:
Adalah sesuatu hal yang penting untuk mengatakan bahwa meskipun anda berbicara tentang ion hidrogen dalam suatu larutan, H⁺_(aq), sebenarnya anda sedang membicarakan ion hidroksonium.
Permasalahan hidrogen klorida / amonia
Hal ini bukanlah suatu masalah yang berlarut-larut dengan menggunakan teori Bronsted-Lowry. Apakah anda sedang membicarakan mengenai reaksi pada keadaan larutan ataupun pada keadaan gas, amonia adalah basa karena amonia menerima sebuah proton (sebuah ion hidrogen). Hidrogen menjadi tertarik ke pasangan mandiri pada nitrogen yang terdapat pada amonia melalui sebuah ikatan koordinasi.
Jika amonia berada dalam larutan, amonia menerima sebuah proton dari ion hidroksonium:
Jika reaksi terjadi pada keadaan gas, amonia menerima sebuah proton secara langsung dari hidrogen klorida:
Cara yang lain, amonia berlaku sebagai basa melalui penerimaan sebuah ion hidrogen dari asam.
Pasangan konjugasi
Ketika hidrogen klorida dilarutkan dalam air, hampir 100% hidrogen klorida bereaksi dengan air menghasilkan ion hidroksonium dan ion klorida. Hidrogen klorida adalah asam kuat, dan kita cenderung menuliskannya dalam reaksi satu arah:
Pada faktanya, reaksi antara HCl dan air adalah reversibel, tetapi hanya sampai pada tingkatan yang sangat kecil. Supaya menjadi bentuk yang lebih umum, asam dituliskan dengan HA, dan reaksi berlangsung reversibel.
Perhatikan reaksi ke arah depan:

• HA adalah asam karena HA mendonasikan sebuah proton (ion hidrogen) ke air.
• Air adalah basa karena air menerima sebuah proton dari HA.

Akan tetapi ada juga reaksi kebalikan antara ion hidroksonium dan ion A^-:

• H₃O⁺ adalah asam karena H₃O⁺ mendonasikan sebuah proton (ion hidrogen) ke ion A^-.
• Ion A^- adalah basa karena A^- menerima sebuah proton dari H₃O⁺.

Reaksi reversibel mengandung dua asam dan dua basa. Kita dapat menganggapnya berpasangan, yang disebut pasangan konjugasi.
Ketika asam, HA, kehilangan sebuah proton asam tersebut membentuk sebuah basa A^-. Ketika sebuah basa, A^-, menerima kembali sebuah proton, basa tersebut kembali berubah bentuk menjadi asam, HA. Keduanya adalah pasangan konjugasi.
Anggota pasangan konjugasi berbeda antara satu dengan yang lain melalui kehadiran atau ketidakhadiran ion hidrogen yang dapat ditransferkan.
Jika anda berfikir mengenai HA sebagai asam, maka A^- adalah sebagai basa konjugasinya.
Jika anda memperlakukan A^- sebagai basa, maka HA adalah sebagai asam konjugasinya.
Air dan ion hidroksonium juga merupakan pasangan konjugasi. Memperlakukan air sebagai basa, ion hidroksonium adalah asam konjugasinya karena ion hidroksonium memiliki kelebihan ion hidrogen yang dapat diberikan lagi.
Memperlakukan ion hidroksonium sebagai asam, maka air adalah sebagai basa konjugasinya. Air dapat menerima kembali ion hidrogen untuk membentuk kembali ion hidroksonium.
Contoh yang kedua mengenai pasangan konjugasi
Berikut ini adalah reaksi antara amonia dan air yang telah kita lihat sebelumnya:
Hal pertama yang harus diperhatikan adalah forward reaction terlebih dahulu. Amonia adalah basa karena amonia menerima ion hidrogen dari air. Ion amonium adalah asam konjugasinya – ion amonium dapat melepaskan kembali ion hidrogen tersebut untuk membentuk kembali amonia.
Air berlaku sebagai asam, dan basa konjugasinya adalah ion hidroksida. Ion hidroksida dapat menerima ion hidrogen untuk membentuk air kembali.
Perhatikanlah hal ini pada tinjauan yang lain, ion amonium adalah asam, dan amonia adalah basa konjugasinya. Ion hidroksida adalah basa dan air adalah asam konjugasinya.
Zat amfoter
Anda mungkin memperhatikan (atau bahkan mungkin juga tidak memperhatikan!) bahwa salah satu dari dua contoh di atas, air berperilaku sebagai basa, tetapi di lain pihak air berperilaku sebagai asam.
Suatu zat yang dapat berperilaku baik sebagai asam atau sebagai basa digambarkan sebagai amfoter.
Teori asam dan basa Lewis
Teori ini memperluas pemahaman anda mengenai asam dan basa.
Teori

• Asam adalah akseptor pasangan elektron.
• Basa adalah donor pasangan elektron.

Hubungan antara teori Lewis dan teori Bronsted-Lowry

Basa Lewis
Hal yang paling mudah untuk melihat hubungan tersebut adalah dengan meninjau dengan tepat mengenai basa Bronsted-Lowry ketika basa Bronsted-Lowry menerima ion hidrogen. Tiga basa Bronsted-Lowry dapat kita lihat pada ion hidroksida, amonia dan air, dan ketianya bersifat khas.
Teori Bronsted-Lowry mengatakan bahwa ketiganya berperilaku sebagai basa karena ketiganya bergabung dengan ion hidrogen. Alasan ketiganya bergabung dengan ion hidrigen adalah karena ketiganya memiliki pasangan elektron mandiri – seperti yang dikatakan oleh Teori Lewis. Keduanya konsisten.
Jadi bagaimana Teori Lewis merupakan suatu tambahan pada konsep basa? Saat ini belum – hal ini akan terlihat ketika kita meninjaunya dalam sudut pandang yang berbeda.
Tetapi bagaimana dengan reaksi yang sama mengenai amonia dan air, sebagai contohnya? Pada teori Lewis, tiap reaksi yang menggunakan amonia dan air menggunakan pasangan elektron mandiri-nya untuk membentuk ikatan koordinasi yang akan terhitung selama keduanya berperilaku sebagai basa.
Berikut ini reaksi yang akan anda temukan pada halaman yang berhubungan dengan ikatan koordinasi. Amonia bereaksi dengan BF₃ melalui penggunaan pasangan elektron mandiri yang dimilikinya untuk membentuk ikatan koordinasi dengan orbital kosong pada boron.
Sepanjang menyangkut amonia, amonia menjadi sama persis seperti ketika amonia bereaksi dengan sebuah ion hidrogen – amonia menggunakan pasangan elektron mandiri-nya untuk membentuk ikatan koordinasi. Jika anda memperlakukannya sebagai basa pada suatu kasus, hal ini akan berlaku juga pada kasus yang lain.
Asam Lewis
Asam Lewis adalah akseptor pasangan elektron. Pada contoh sebelumnya, BF₃ berperilaku sebagai asam Lewis melalui penerimaan pasangan elektron mandiri milik nitrogen. Pada teori Bronsted-Lowry, BF₃ tidak sedikitpun disinggung menganai keasamannya.
Inilah tambahan mengenai istilah asam dari pengertian yang sudah biasa digunakan.
Bagaimana dengan reaksi asam basa yang lebih pasti – seperti, sebagai contoh, reaksi antara amonia dan gas hidrogen klorida?
Pastinya adalah penerimaan pasangan elektron mandiri pada nitrogen. Buku teks sering kali menuliskan hal ini seperti jika amonia mendonasikan pasangan elektron mandiri yang dimilikinya pada ion hidrogen – proton sederhana dengan tidak adanya elektron disekelilingnya.
Ini adalah sesuatu hal yang menyesatkan! anda tidak selalu memperoleh ion hidrogen yang bebas pada sistem kimia. Ion hidogen sangat reaktif dan selalu tertarik pada yang lain. Tidak terdapat ion hidrogen yang tidak bergabung dalam HCl.
Tidak terdapat orbital kosong pada HCl yang dapat menerima pasangan elektron. Mengapa, kemudian, HCl adalah suatu asam Lewis?
Klor lebih elektronegatif dibandingkan dengan hidrogen, dan hal ini berarti bahwa hidrogen klorida akan menjadi molekul polar. Elektron pada ikatan hidrogen-klor akan tertarik ke sisi klor, menghasilkan hidrogen yang bersifat sedikit positif dan klor sedikit negatif.
Pasangan elektron mandiri pada nitrogen yang terdapat pada molekul amonia tertarik ke arah atom hidrogen yang sedikit positif pada HCl. Setelah pasangan elektron mandiri milik nitrogen mendekat pada atom hidrogen, elektron pada ikatan hidrogen-klor tetap akan menolak ke arah klor.
Akhirnya, ikatan koordinasi terbentuk antara nitrogen dan hidrogen, dan klor terputus keluar sebagai ion klorida.
Hal ini sangat baik ditunjukkan dengan notasi “panah melengkung” seperti yang sering digunakan dalam mekanisme reaksi organik.
Asam Kuat dan Asam Lemah
Bagian ini menjelaskan istilah kuat dan lemah yang digunakan pada asam. Sebagai bagian dari penjelasan, bagian ini juga memberikan definisi dan menerangkan apa yang dimaksud dengan pH, K_a dan pK_a.
Adalah penting bahwa kita jangan keliru memahami kata kuat dan lemah dengan istilah pekat dan encer.
Seperti yang akan kita lihat di bawah ini, kekuatan asam berhubungan dengan perbandingan asam yang dapat bereaksi dengan air untuk menghasilkan ion. Konsentrasi menjelaskan kepada anda mengenai seberapa banyak jumlah asam semula yang terlarut dalam air.
Adalah suatu kemungkinan yang sangat sempurna untuk memiliki larutan pekat dari asam lemah, atau larutan encer dari asam kuat.
Asam kuat
Penjelasan istilah “asam kuat”
Kita akan menggunakan definisi Bronsted-Lowry mengenai asam.
Ketika asam dilarutkan dalam air, sebuah proton (ion hidrogen) ditransferkan ke molekul air untuk menghasilkan ion hidroksonium dan sebuah ion negatif tergantung pada asam yang anda pakai.
Pada kasus yang umum
Reaksi tersebut reversibel, tetapi pada beberapa kasus, asam sangat baik pada saat memberikan ion hidrogen yang dapat kita fikirkan bahwa reaksi berjalan satu arah. Asam 100% terionisasi.
Sebagai contoh, ketika hidrogen klorida dilarutkan dalam air untuk menghasilkan hidrogen klorida, sangat sedikit sekali terjadi reaksi kebalikan yang dapat kita tulis:
Pada tiap saat, sebenarnya 100% hidrogen klorida akan bereaksi untuk menghasilkan ion hidroksonium dan ion klorida. Hidrogen klorida digambarkan sebagai asam kuat.
Asam kuat adalah asam yang terionisasi 100% dalam larutan.
Asam kuat lain yang biasa diperoleh adalah asam sulfat dan asam nitrat.
Anda barangkali menemukan suatu persamaan untuk ionisasi yang dituliskan melalui sebuah bentuk yang disederhanakan:
Persamaan ini menunjukkan hidrogen klorida terlarut dalam air yang terpisah untuk memberikan ion hidrogen dalam larutan dan ion klorida dalam larutan.
Versi ini sering digunakan dalam pekerjaan ini hanya untuk menjadikan sesuatu terlihat lebih mudah. Jika anda menggunakannya, harus diingat bahwa air memang benar-benar terlibat, dan ketika anda menuliskan H⁺_(aq) yang anda maksudkan sebenarnya adalah ion hidroksonium, H₃O⁺.
Asam kuat dan pH
pH adalah ukuran konsentrasi ion hidrogen dalam larutan. Asam kuat seperti asam hidroklorida pada konsentrasi seperti yang sering anda gunakan di lab memiliki pH berkisar antara 0 sampai 1. pH yang lebih rendah, konsentrasi ion hidrogen lebih tinggi dalam larutan.
Penentuan pH
Penentuan pH asam kuat
Jika anda menentukan pH dari 0.1 mol dm^-3 asam klorida. Yang anda perlukan untuk melakukannya adalah menentukan konsentrasi ion hidrogen dalam larutan terlebih dahulu, dan kemudian mengubahnya menjadi bentuk pH dengan menggunakan kalkulator.
Dengan menggunakan asam kuat hal ini sangatlah mudah.
Asam hidroklorida adalah asam kuat – terionisasi 100%. Tiap mol HCl bereaksi dengan air untuk menghasilkan 1 mol ion hidrogen dan 1 mol ion klorida.
Hal ini berarti bahwa jika konsentrasi asam adalah 0.1 mol dm^-3, maka konsentrasi ion hidrogen juga 0.1 mol dm^-3.
Gunakan kalkulator untuk mengubahnya ke dalam bentuk pH. Kalkulator menginginkan untuk menekan 0.1, dam kemudian tekan tombol “log”. Anda mungkin melakukannya dalam bentuk yang berbeda. anda harus menemukannya!
log₁₀ [0.1] = -1
Tetapi pH = – log₁₀ [0.1]
- (-1) = 1
pH asam adalah 1.
Asam lemah
Penjelasan istilah “asam lemah”
Asam lemah adalah salah satu yang tidak terionisasi seluruhnya ketika asam lemah tersebut dilarutkan dalam air.
Asam etanoat (asam asetat) adalah asam lemah yang khas. Asam etanoat bereaksi dengan air untuk menghasilkan ion hidroksonium dan ion etanoat, tetapi reaksi kebalikannya lebih baik dibandingkan dengan reaksi ke arah depan. Ion bereaksi dengan sangat mudah untuk membentuk kembali asam dan air.
Pada setiap saat, hanya sekitar 1% molekul asam etanoat yang diubah ke dalam bentuk ion. Sisanya tetap sebagai molekul asam etanoat yang sederhana.
Sebagaian besar asam organik adalah asam lemah. Hidrogen fluorida (dilarutkan dalam air untuk menghasilkan asam hidrofluorida) adalah asam anorganik lemah.
Membandingkan kekuatan asam lemah
Posisi kesetimbangan reaksi antara asam dan air bervariasi antara asam lemah yang satu dengan asam lemah yang lainnya. Selanjutnya bergeser ke arah kiri, ke sisi asam yang lebih lemah.
Tetapan disosiasi asam, K_a
Kita dapat memperoleh ukuran posisi kesetimbangan dengan menuliskan tetapan kesetimbangan untuk reaksi. Tetapan yang memiliki harga lebih rendah, kesetimbangan bergeser ke arah kiri.
Disosiasi (ionisasi) asam adalah contoh reaksi homogen. Semuanya berada pada fasa yang sama – pada kasus ini, pada larutan dalam air. Karena itu anda dapat menuliskan ungkapan yang sederhana untuk tetapan kesetimbangan, K_c.
Berikut adalah kesetimbangan lagi:
anda mungkin ingin menuliskan tetapan kesetimbangan dengan:
Akan tetapi, jika anda berfikir dengan lebih hati-hati, terdapat sesuatu hal yang ganjil.
Pada bagian bawah ungkapan, kita memiliki hubungan untuk konsentrasi air dalam larutan. Hal itu bukanlah suatu masalah – kecuali jumlah tersebut sangatlah besar untuk dibandingkan dengan jumlah yang lain.
Dalam 1 dm³ larutan, terdapat sekitar 55 mol air.
Catatan: Berat 1 mol air adalah 18 g. 1 dm³ larutan mengandung kurang lebih 1000 g air. Dengan membagi angka 1000 dengan 18 diperoleh kurang lebih 55.
Jika kita memiliki asam lemah dengan konsentrasi sekitar 1 mol dm^-3, dan hanya sekitar 1% asam lemah tesebut bereaksi dengan air, jumlah mol air hanya turun sekitar 0.01. Dengan kata lain, jika asam adalah lemah maka konsentrasi air tetap.
Pada kasus tersebut, tidak terdapat batasan yang luas dalam memasukan hubungan konsentrasi air ke dalam ungkapan tersebut jika hubungan konsentrasi air itu merupakan suatu variabel. Malahan, tetapan kesetimbangan yang baru didefinisikan tanpa menyertakannya. Tetapan kesetimbangan yang baru ini disebut dengan K_a.
Catatan: Istilah untuk konsentrasi air telah diabaikan. Apa yang terjadi adalah pernyataan pertama telah disusun untuk mnghasilkan K_c sebuah konstanta) yang menyatakan konsentrasi air (konstanta yang lain) pada bagian sebelah kiri. Hasil kali ionnya kemudian diberi nama K_a.
anda mungkin menemukan ungkapan K_a ditulis berbeda jika anda menuliskannya dari versi reaksi kesetimbangan yang disederhanakan:
Ungkapan ini mungkin ditulis dengan atau tanpa simbol yang menunjukkan keadaan.
Hal ini sebenarnya persis sama dengan ungkapan sebelumnya untuk K_a! Ingatlah bahwa meskipun kita sering menulis H⁺ untuk ion hidrogen dalam larutan, sebenarnya kita membicarakan ion hidroksonium.
Ungkapan K_a versi yang kedua tidak persis sama dengan ungkapan yang pertama, tetapi penguji anda mungkin akan menyetujuinya. Ketahuilah!
Untuk mengambil contoh tertentu, tetapan untuk disosiasi asam etanoat tepatnya ditulis sebagai:
Ungkapan K_a adalah:
Jika anda menggunakan kesetimbangan dengan versi yang lebih sederhana
ungkapan K_a adalah:
Tabel menunjukkan beberapa harga K_a untuk beberapa asam yang sederhana:

asam	Ka (mol dm-3)
asam hidrofluorida	5.6 x 10-4
asam metanoat	1.6 x 10-4
asam etanoat	1.7 x 10-5
hidrogen sulfida	8.9 x 10-8

Semuanya adalah asam lemah karena harga K_a sangat kecil. Asam-asam tersebut diurutkan seiring dengan penurunan kekuatan asam – harga K_a yang diperoleh lebih kecil seiring dengan menurunnya urutan pada tabel.
Meskipun demikian, jika anda sangat tidak menyukai bilangannya, bilangan tersebut tidaklah nyata. Karena bilangan terdiri dari dua bagian, terlalu banyak untuk membicarakannya dengan cepat!
Untuk menghindari hal ini, bilangan tersebut seringkali diubah ke dalam sesuatu yang baru, bentuk yang lebih mudah, disebut pK_a.
Pengantar untuk pK_a
pK_a memuat dengan tepat hubungan yang sama untuk K_a sebagaimana pH digunakan untuk menunjukkan konsentrasi ion hidrogen:
Jika anda menggunakan kalkuator anda pada seluruh harga K_a pada tabel di atas dan mengubahnya menjadi harga pK_a anda akan memperoleh:

asam	Ka (mol dm-3)	pKa
asam hidrofluorida	5.6 x 10-4	3.3
asam metanoat	1.6 x 10-4	3.8
asam etanoat	1.7 x 10-5	4.8
hidrogen sulfida	8.9 x 10-8	7.1

Dengan catatan bahwa asam yang lebih lemah, memiliki harga pK_a yang lebih besar. Sekarang sangat mudah untuk melihat bahwa kecenderungan mengarah pada asam yang lebih lemah seiring dengan menurunya posisi asam pada tabel.
ngatlah:

• Harga pK_a lebih rendah, asam lebih kuat.
• Harga pK_a lebih tinggi, asam lebih lemah.

Tetapan Hasil Kali Ion Air, K_w
Bagian ini menjelaskan apa yang dimaksud dengan tetapan hasil kali ion air. Penjelasan tersebut meninjau pada sisi bagaimana tetapan ion bervariasi terhadap temperatur, dan bagaimana cara menentukan pH air murni pada temperatur yang berbeda.
K_w dan pK_w
Pentingnya kesetimbangan dalam air
Molekul air dapat berfungsi sebagai asam ataupun basa. Salah satu molekul air (berperilaku sebagai basa) dapat menerima ion hidrogen dari yang lainnya (berperilaku sebagai asam). Hal ini akan terjadi dimana saja pada air – air menjadi tidak murni.
Terbentuk ion hidroksonium dan ion hidroksida.
Akan tetapi, ion hidroksonium merupakan asam yang sangat kuat, dan ion hidroksida adalah basa yang sangat kuat. Secepat mereka terbentuk, secepat itu pula mereka bereaksi untuk menghasilkan air kembali.
Akibat yang menguntungkan adalah dapat disusun suatu bentuk kesetimbangan.
Setiap saat, terdapat sejumlah kecil ion hidroksonium dan ion hidroksida yang luar biasa. Pada bagian bawah halaman ini selanjutnya, kita dapat menghitung konsentrasi ion hidroksonium yang ada dalam air murni. Hasil perhitungan menghasilkan konsentrasi 1.00 x 10^-7 mol dm^-3 pada temperatur kamar.
Kamu dapat menemukan kesetimbangan ini dituliskan dalam bentuk yang disederhanakan:
Hal ini baik untuk mengingatkan anda bahwa H⁺_(aq) ebenarnya mengacu pada ion hidroksonium.
Pendefinisian tetapan hasil kali ion air, K_w
K_w pada dasarnya hanya tetapan untuk reaksi yang telah ditunjukan di atas. Kamu mendapatkannya dalam dua bentuk:
Berdasarkan pada kesetimbangan yang ditulis penuh . . .
. . . atau kesetimbangan yang disederhanakan:
Kamu dapat menemukan keduanya dengan atau tanpa simbol yang menunjukkan keadaan. Apapun versi yang anda ikuti, keduanya memiliki arti yang sama!
Kamu barangkali heran kenapa air tidak dituliskan pada bagian bawah ungkapan tetapan kesetimbangan tersebut. Terlalu sedikitnya jumlah air yang terionisasi pada setiap saat, maka konsentrasi air sisanya dianggap tidak berubah – tetap. K_w didefinisikan untuk menghindari pembuatan ungkapan rumit yang tidak berguna melalui pencantuman tetapan yang lain pada ungkapan tersebut.
Harga K_w
Seperti halnya tetapan kesetimbangan yang lainnya, harga K_w ervariasi menurut temperatur. Harga K_w selalu 1.00 x 10^-14 mol² dm^-6 pada temperatur ruangan. Pada faktanya, harga Kw ini sedikit lebih kecil dibandingkan pada 25°C.
Satuan K_w: K_w ditemukan melalui pengkalian dua konsentrasi secara bersamaan. Keduanya memiliki satuan mol dm^-3.
Perkalian mol dm^-3 x mol dm^-3 memberikan anda suatu satuan seperti yang dituliskan di atas.
pK_w
Hubungan antara K_w dan pK_w sama persis seperti hubungan antara K_a dan pK_a, atau [H⁺] dan pH.
Harga K_w 1.00 x 10^-14 mol² dm^-6 pada temperatur ruangan memberikan harga pK_w 14. Cobalah penghitungan tersebut dalam kalkulator anda! Dengan catatan pK_w tidak memiliki satuan.
pH air murni
Mengapa air murni memiliki pH 7?
Pertanyaan tersebut benar-benar menyesatkan! Pada faktanya, air murni hanya memiliki pH sama dengan 7 pada temperatur tertentu – temperatur yang memberikan harga K_w sebesar 1.00 x 10^-14 mol² dm^-6.
Berikut ini ditunjukkan asal muasal hal tersebut terjadi:
Untuk menentukan harga pH, yang anda perlukan untuk pertama kalinya adalah menemukan konsentrasi ion hidrogen (atau konsentrasi ion hidroksonium – hal ini sama saja). Kemudian mengubahnya menjadi pH.
Dalam air murni pada temperatur ruangan harga K_w menunjukkan pada anda bahwa:
[H⁺] [OH^-] = 1.00 x 10^-14
Akan tetapi pada air murni, konsentrasi ion hidrogen (ion hidroksonium) harus sebanding dengan konsentrasi ion hidroksida. Untuk setiap pembentukan ion hidrogen, juga terjadi pembentukan ion hidroksida sama halnya seperti pembentukan ion hidrogen.
Hal itu berarti bahwa anda dapat menggantikan [OH^-] pada ungkapan K_w dengan [H⁺].
[H⁺]² = 1.00 x 10^-14
Dengan mengakarkan harga di atas maka dihasilkan:
[H⁺] = 1.00 x 10^-7 mol dm^-3
Ubah harga [H⁺] ke bentuk pH:
pH = – log₁₀ [H⁺]
pH = 7
Itulah awal dari harga pH 7.
Variasi pH air murni pada berbagai temperatur
Pembentukan ion hidrogen (ion hidroksonium) dan ion hidroksida dari air merupakan proses endoterm. Dengan menggunakan versi kesetimbangan yang lebih sederhana:
Reaksi sebaliknya menyerap kalor.
Menurut Prinsip Le Chatelier, jika anda melakukan perubahan pada kondisi reaksi kesetimbangan dinamis, posisi kesetimbangan bergerak melawan perubahan yang anda lakukan.
Menurut Le Chatelier, jika anda menaikkan temperatur air, kesetimbangan akan bergeser lagi ke arah temperatur yang lebih rendah. Hal ini akan terjadi melalui penyerapan kelebihan kalor.
Hal ini berarti bahwa reaksi ke depan akan lebih disukai, dan akan terbentuk lebih banyak ion hidrogen dan ion hidroksida. Akibatnya harga K_w meningkat seiring dengan peningkatan temperatur.
Tabel di bawah ini menunjukkan pengaruh temperatur pada harga K_w. Untuk setiap harga K_w, harga pH yang baru dihitung dengan menggunakan metode yang sama seperti yag terdapat di atas. Hal ini akan berguna jika anda mengecek sendiri harga pH tersebut.

T (°C)	Kw (mol2 dm-6)	pH
0	0.114 x 10-14	7.47
10	0.293 x 10-14	7.27
20	0.681 x 10-14	7.08
25	1.008 x 10-14	7.00
30	1.471 x 10-14	6.92
40	2.916 x 10-14	6.77
50	5.476 x 10-14	6.63
100	51.3 x 10-14	6.14

anda dapat melihat bahwa harga pH air murni menurun seiring dengan kenaikan temperatur.
Larutan Buffer
Larutan buffer adalah:

a.	Campuran asam lemah dengan garam dari asam lemah tersebut. Contoh: - CH3COOH dengan CH3COONa - H3PO4 dengan NaH2PO4
b.	Campuran basa lemah dengan garam dari basa lemah tersebut. Contoh: - NH4OH dengan NH4Cl

Sifat larutan buffer:
- pH larutan tidak berubah jika diencerkan.
- pH larutan tidak berubah jika ditambahkan ke dalamnya sedikit asam atau basa.
CARA MENGHITUNG LARUTAN BUFFER

1.

Untuk larutan buffer yang terdiri atas campuran asam lemah dengan garamnya (larutannya akan selalu mempunyai pH < 7) digunakan rumus: [H+] = Ka. Ca/Cg pH = pKa + log Ca/Cg dimana: Ca = konsentrasi asam lemah Cg = konsentrasi garamnya Ka = tetapan ionisasi asam lemah Contoh: Hitunglah pH larutan yang terdiri atas campuran 0.01 mol asam asetat dengan 0.1 mol natrium Asetat dalam 1 1iter larutan ! Ka bagi asam asetat = 10-5 Jawab: Ca = 0.01 mol/liter = 10-2 M Cg = 0.10 mol/liter = 10-1 M pH= pKa + log Cg/Ca = -log 10-5 + log-1/log-2 = 5 + 1 = 6

2.

Untuk larutan buffer yang terdiri atas campuran basa lemah dengan garamnya (larutannya akan selalu mempunyai pH > 7), digunakan rumus: [OH-] = Kb . Cb/Cg pOH = pKb + log Cg/Cb dimana: Cb = konsentrasi base lemah Cg = konsentrasi garamnya Kb = tetapan ionisasi basa lemah Contoh: Hitunglah pH campuran 1 liter larutan yang terdiri atas 0.2 mol NH4OH dengan 0.1 mol HCl ! (Kb= 10-5) Jawab: NH4OH(aq) + HCl(aq)  Â→   NH4Cl(aq) + H2O(l) mol NH4OH yang bereaksi = mol HCl yang tersedia = 0.1 mol mol NH4OH sisa = 0.2 – 0.1 = 0.1 mol mol NH4Cl yang terbentuk = mol NH40H yang bereaksi = 0.1 mol Karena basa lemahnya bersisa dan terbentuk garam (NH4Cl) maka campurannya akan membentuk Larutan buffer. Cb (sisa) = 0.1 mol/liter = 10-1 M Cg (yang terbentuk) = 0.1 mol/liter = 10-1 M pOH = pKb + log Cg/Cb = -log 10-5 + log 10-1/10-1 = 5 + log 1 = 5 pH = 14 – p0H = 14 – 5 = 9

Hidrolisis
Hidrolisis adalah terurainya garam dalam air yang menghasilkan asam atau basa.
ADA EMPAT JENIS GARAM, YAITU :

1.	Garam yang terbentuk dari reaksi asam kuat dengan basa kuat (misalnya NaCl, K2SO4 dan lain-lain) tidak mengalami hidrolisis. Untuk jenis garam yang demikian nilai pH = 7 (bersifat netral).
2.	Garam yang terbentuk dari reaksi asam kuat dengan basa lemah (misalnya NH4Cl, AgNO3 dan lain-lain) hanya kationnya yang terhidrolisis (mengalami hidrolisis parsial). Untuk jenis garam yang demikian nilai pH < 7 (bersifat asam).
3.	Garam yang terbentuk dari reaksi asam lemah dengan basa kuat (misalnya CH3COOK, NaCN dan lain-lain) hanya anionnya yang terhidrolisis (mengalami hidrolisis parsial). Untuk jenis garam yang demikian nilai pH > 7 (bersifat basa).
4.	Garam yang terbentuk dari reaksi asam lemah dengan basa lemah (misalnya CH3COONH4, Al2S3 dan lain-lain) mengalami hidrolisis total (sempurna). Untuk jenis garam yang demikian nilai pH-nya tergantung harga Ka den Kb.

Garam yang terbentuk dari asam kuat dan basa lemah
Karena untuk jenis ini garamnya selalu bersifat asam (pH < 7) digunakan persamaan:

[H+] = Ö Kh . Cg

dimana :

Kh = Kw/Kb

K_h = konstanta hidrolisis
Jika kita ingin mencari nilai pH-nya secara langsung, dipergunakan persamaan:

pH = 1/2 (pKW – pKb – log Cg)

Contoh:
Hitunglah pH dari 100 ml larutan 0.1 M NH₄Cl ! (Kb = 10^-5)
Jawab:
NH₄Cl adalah garam yang bersifat asam, sehingga pH-nya kita hitung secara langsung.

pH	= 1/2 (pKw – pKb – log Cg) = 1/2 (-log 10-14 + log 10-5 – log 10-1) = 1/2 (14 – 5 + 1) = 1/2 x 10 = 5

Garam yang terbentuk dari asam lemah dan basa lemah
Untuk jenis garam ini larutannya selalu bersifat basa (pH > 7), dan dalam perhitungan digunakan persamaan:

[OH-] = Ö Kh . Cg

dimana:

Kh = Kw/Ka

K_h = konstanta hidrolisis
Jika kita ingin mencari nilai pH-nya secara langsung, dipergunakan persamaan:

pH = 1/2 (pKw + pKa + log Cg)

TITRASI ASAM-BASA:
Titrasi adalah cara penetapan kadar suatu larutan dengan menggunakan larutan standar yang sudah diketahui konsentrasinya. Metode ini banyak dilakukan di laboratorium. Beberapa jenis titrasi, yaitu:
1. titrasi asam-basa
2. titrasi redoks
3. titrasi pengendapan
Contoh:
1. Untuk menetralkan 50 mL larutan NaOH diperlukan 20 mL larutan 0.25 M HCl.
Tentukan kemolaran larutan NaOH !
Jawab:
NaOH(aq) + HCl(aq) Â→   NaCl(aq) + H₂O(l)
mol HCl = 20 x 0.25 = 5 m mol
Berdasarkan koefisien reaksi di atas.
mol NaOH = mol HCl = 5 m mol
M = n/V = 5 m mol/50mL = 0.1 M
2. Sebanyak 0.56 gram kalsium oksida tak murni dilarutkan ke dalam air. Larutan ini tepat dapat dinetralkan dengan 20 mL larutan 0.30 M HCl.Tentukan kemurnian kalsium oksida (Ar: O=16; Ca=56)!
Jawab:
CaO(s) + H₂O(l) Â→   Ca(OH)₂(aq)
Ca(OH)₂(aq) + 2 HCl(aq) Â→   CaCl₂(aq) + 2 H₂O(l)
mol HCl = 20 x 0.30 = 6 m mol
mol Ca(OH)₂ = mol CaO = 1/2 x mol HCl = 1/2 x 6 = 3 m mol
massa CaO = 3 x 56 = 168 mg = 0.168 gram
Kadar kemurnian CaO = 0.168/0.56 x 100% = 30%

Konsep Asam dan Basa

Teori Asam-Basa Arrhenius

Asam-Basa dalam Kehidupan Sehari-hari

Sejak berabad-abad yang lalu, para pakar mendefinisikan asam dan basa berdasarkan sifat larutannya. Larutan asam mempunyai rasa masam dan bersifat korosif (merusak  logam, marmer, dan berbagai bahan lain), sedangkan larutan basa berasa agak pahit dan bersifat kaustik (licin, seperti bersabun). Mengapa cuka, belimbing, dan jeruk sama-sama mempunyai rasa masam??

Svante Ausgust Arrhenius,ahli kimia berkebangsaan Swedia, tercatat sebagai pemenang hadiah nobel kimia pada tahun 1903.

Untuk menjelaskan penyebab sifat asam dan basa, sejarah perkembangan ilmu kimia mencatat berbagai teori. Pada tahun 1777,  Antoine Laurent Lavoisier (1743-1794) menge-mukakan bahwa asam mengandung unsur oksigen. Unsur itu yang dianggap bertanggung jawab atas sifat-sifat asam. Namun, pada tahun 1810, Sir Humphry Davy (1778-1829) menemukan bahwa asam hidrogen klorida tidak mengandung unsur oksigen. Davy kemudian menyimpulkan bahwa unsur hidrogenlah, dan bukan unsur oksigen yang merupakan unsur dasar dari setiap asam. Kamudian pada tahun 1814, Joseph Louis Gay-Lussac (1778-1850) menyimpulkan bahwa asam adalah zat yang dapat menetralkan alkali dan kedua golongan senyawa itu hanya dapat didefinisikan dalam kaitan satu dengan yang lain.

Konsep yang cukup memuaskan tentang asam dan basa, dan yang tetap diterima hingga sekarang, dikemukakan oleh Svante August Arrhenius (1859-1927) pada tahun 1884.

a. Asam

Garam NaCl dalam air

Svante August Arrhenius (19 Februari 1859 – 2 Oktober 1927) seorang ilmuwan Swedia mendefinisikan teori asam-basa sebagai berikut:

Asam adalah suatu spesies yang akan meningkatkan konsentrasi ion H⁺ di dalam air dan basa adalah suatu spesies yang akan meningkatkan konsentrasi ion OH^- di dalam air.

Atau dengan pernyataan lain

Asam adalah suatu spesies yang apabila dilarutkan dalam air akan menghasilkan ion H⁺ dan basa adalah suatu spesies yang bila dilarutkan dalam air akan menghasilkan ion OH^-.
Sebagai contoh gas HCl ketika dilarutkan dalam air akan menghasilkan ion H+ dan Cl- sehingga menurut konsep ini HCl dalam larutan air adalah asam.
HCl(g) →  H⁺(aq) + Cl^-(aq)

Contoh asam yang lain adalah HF, HBr, HNO₃, H₂SO₄, H₃PO₄, CH₃COOH, H₂C₂O₄, dan sebagainya. Sedangkan KOH bila dilarutkan dalam air akan menghasilkan ion K⁺ dan OH^- oleh sebab itu KOH menurut teori Arrhenius adalah basa.

KOH(s) → K⁺(aq) + OH^-(aq)

Contoh yang lain adalah NaOH, Ca(OH)₂, NH₄OH, Ba(OH)₂ dan lainnya.
Teori asam basa menurut Arrhenius adalah teori yang amat sempit mengingat teori ini hanya terbatas pada spesies yang memiliki H⁺ atau OH^- dan spesies tersebut ada dalam pelarut air artinya apabila spesies tersebut tidak memiliki H⁺ atau OH^- dan reaksinya dijalankan dengan pelarut non-air maka teori ini tidak berlaku.
Sebagai contoh gas ammonia (NH₃) dapat bereaksi dengan gas HCl membentuk ammonium klorida padat dengan reaksi sebagai berikut:

NH₃(g) + HCl(g)  → NH₄Cl(s)

Reaksi diatas adalah salah satu contoh reaksi asam basa yang tidak bisa dijelaskan dengan teori Arrhenius disebabkan reaksi diatas tidak melibatkan adanya H+ dan OH-. Apabila reaksi diatas dilakukan dalam medium air maka yang terlibah adalah larutan NH4OH dan larutan HCl dengan reaksi berikut;

NH₄OH(aq) + HCl(aq) → NH₄Cl(aq) + H₂O(l)

Jumlah ion H⁺ yang dapat dihasilkan oleh satu molekul asam disebut valensi asam, sedangkan ion negatif yang terbentuk dari asam setelah melepas ion H⁺ disebut ion sisa asam. Nama asam sama dengan ion sisa asam dengan didahului kata asam. Berbagai contoh asam dan reaksi ionisasinya diberikan pada tabel berikut.

Rumus Asam	Nama Asam	Reaksi Ionisasi	Valensi Asam	Sisa Asam
HCl	Asam klorida	HCl → H+ + Cl-	1	Cl-
HCN	Asam sianida	HCN → H+ + CN-	1	CN-
H2S	Asam sulfida	H2S → 2H+ + S2-	2	S2-
H2SO4	Asam sulfat	H2SO4 → 2H+ + SO42-	2	SO42-
H3PO3	Asam fosfit	H3PO3 → 2H+ + HPO32-	2	HPO32-
HCOOH	Asam format	HCl → H+ + HCOO-	1	HCOO-
CH3COOH	Asam asetat	HCl → H+ + CH3COO-	1	CH3COO-

b. Basa

Asam-Basa Arrhenius

Menurut Arrhenius, basa adalah senyawa yang dalam air dapat menghasilkan ion hidroksida (OH^-).  Jadi, pembawa sifat basaadalah ion OH^-. Basa Arrhenius merupakan hidroksida logam, dapat dirumuskan sebagai M(OH)_x, dan dalam air mengion sebagai berikut.

M(OH)_x (aq) → M^x+ (aq) + xOH^- (aq)

Jumlah ion OH^- yang dapat dilepaskan oleh satu molekul basa disebut valensi basa. Beberapa contoh basa Arrhenius diberikan pada table berikut.

Rumus Basa	Nama Basa	Reaksi Ionisasi	Valensi
NaOH Ca(OH)2 Ba(OH)2 Al(OH)3	Natrium hidroksida Kalsium hidroksida Barium hidroksida Aluminium hidroksida	NaOH →  Na+ + OH- Ca(OH)2 → Ca2+ + 2OH- Ba(OH)2 → Ba2+ + 2OH- Al(OH)3 → Al3+ + 3OH-	1 2 2 3

Meskipun tidak mempunyai gugus hidroksida, larutan ammonia (NH₃) ternyata bersifat basa. Hal itu terjadi karena NH₃ bereaksi dengan air (mengalami hidrolisis) membentuk ion OH^- sebagai berikut.

NH₃ (aq) + H₂O (l) ↔NH₄⁺ (aq) + OH^- (aq)

Untuk menunjukkan sifat basanya, larutan NH₃ sering ditulis sebagai NH₄OH. Hal itu tidaklah benar karena NH₄OH tidak ditemukan, yang ada hanya NH₃, ion NH₄⁺, serta ion OH^-.