a. Penemuan oksigen

b. Peran hidrogen

Oksidasi-reduksi dan hidrogen Oksidasi: mendonorkan hidrogen Reduksi: menerima hidrogen

b. Peran elektron

Oksidasi-reduksi dan elektron Oksidasi: mendonorkan elektron Reduksi: menerima elektron

Contoh soal 10.1 Konstruksi persamaan reaksi oksidasi-reduksi

1. oksigen: (COOH)₂+(O) –> ….+….
2. hidrogen: (COOH)₂ –> 2H + ……
3. elektron: (COOH)₂–> 2e- + …..+ …….

Jawab

1. oksigen: H₂O terbentuk dari dua H dari asam oksalat dan satu O dari oksidan (COOH)₂+(O) –> 2 CO₂ + H₂O
2. hidrogen: secara formal asam oksalat memberikan dua hidrogen dan CO₂ (COOH)₂ –>2H + 2CO₂
3. elektron: metoda untuk menyusun reaksi jenis ini akan dibahas selanjutnya (COOH)₂–>2e- + 2CO₂ + 2H⁺

d. Oksidan dan reduktan (bahan pengoksidasi dan pereduksi)

Dalam oksidasi reduksi, senyawa yang menerima elektron dari lawannya disebut oksidan (bahan pengoksidasi sebab lawannya akan teroksidasi. Lawan oksidan, yang mendonorkan elektron pada oksidan, disebut dengan reduktan (bahan pereduksi) karena lawannya (oksidan tadi tereduksi.

---

---

e. Bilangan oksidasi

Besi adalah reduktan yang baik dan besi menjadi Fe²⁺ atau Fe³⁺ bergantung kondisi reaksi.

Definsi bilangan oksidasi

1. bilangan oksidasi unsur (termasuk alotrop) selalu 0.
   
2. bilangan oksidasi oksigen adalah -2 kecuali dalam peroksida, -1.
   
3. bilangan oksidasi hidrogen adalah +1 kecuali dalam hidrida logam -1.
   
4. bilangan oksidasi logam alkali +1 dan logam alkali tanah +2.
   
5. Untuk ion dan molekul poliatomik, bilangan oksidasi setiap atom didefinisikan sehingga jumlahnya sama dengan muatannya.
   

Contoh soal 10.2 penentuan bilangan oksidasi
Jawab
Bilangan oksidasi masing-masing atom ditandai di bawah simbol atomnya.

2PbS(s)	+	3O2(g)	–>	2PbO(s)	+	2SO2(g)
+2 -2		0		+2 -2		+4 -2

PbO(s)	+	CO(g)	–>	Pb(s)	+	CO2(g)
+2 -2		+2 -2		0		+4 -2

f. Penyusunan persamaan reduksi oksidasi

Persamaan oksidasi reduksi seperti dalam Tabel 10.1 dapat dengan mudah dibuat dengan prosedur berikut.

Penyusunan setengah reaksi oksidasi reduksi Tuliskan persamaan perubahan oksida dan reduktan. Setarakan jumlah oksigen di kedua sisi persamaan dengan menambahkan sejumlah tepat H2O. Setarakan jumlah hidrogen di kedua sisi persamaan dengan penambahan jumlah H+ yang tepat. Setarakan muatannya dengan menambahkan sejumlah elektron.

Penyusunan reaksi oksidasi reduksi total Pilihlah persamaan untuk oksidan dan reduktan yang terlibat dalam reaksi, kalikan sehingga jumlah elektron yang terlibat sama. Jumlahkan kedua reaksi (elektronnya akan saling meniadaka). Ion lawan yang mungkin muncul dalam persamaan harus ditambahkan di kedua sisi persamaan sehingga kesetaraan bahan tetap dipertahankan

Sebagai contoh, reaksi oksidasi iodin dengan kalium permanganat KMnO₄ adalah sebagai berikut.
(1) persamaan untuk oksidan

1. MnO₄ ^- –> Mn²⁺
   
2. MnO₄^- –> Mn²⁺ + 4H₂O
   
3. MnO₄^- +8H⁺–> Mn²⁺ + 4H₂O
   
4. MnO₄^- +8H⁺ + 5e^- –> Mn²⁺ + 4H₂O (setengah reaksi) (10.5)
   

(2) persamaan untuk reduktan

1. I^- –> 1/2 I₂
   
2. I^- –> 1/2 I₂ + e^-
   2I^- –> I₂ + 2e^- (setengah reaksi) (10.6) Catat bahwa reaksi kedua ini dikalikan dua untuk menghindari pecahan.
   

(3) Jumlah reaksi oksidan dan reduktan

1. 2MnO₄^- + 16H⁺ +10e^- –> 2Mn²⁺ + 8H₂O
   10I^- –> 5I₂ + 10e^-
   
2. 2MnO₄^- + 16H⁺ + 10I^- –> 2Mn²⁺ + 5I₂ + 8H₂O (reaksi keseluruhan) (10.7)
   Lihat jumlah elektronnya akan saling meniadakan.
   
3. 2KMnO₄ + 8H₂SO₄+ 10KI –> 2MnSO₄+ 5I₂ + 8H₂O + 6K₂SO₄ (10.8)
   

Contoh soal 10.3 Oksidasi toluen
C₆H₅CH₃ dioksidasi menjadi asam benzoat C₆H₅COOH dengan KMnO₄ dalam H₂SO₄.
Tuliskan persamaan oksidasi reduksinya.
Jawab
Persamaan untuk oksidannya telah diberikan di atas.
Persamaan bagi reduktan (toluen) diperoleh sebagai berikut.
a) C₆H₅CH₃ + 2H₂O –> C₆H₅COOH
b) C₆H₅CH₃ + 2H₂O –> C₆H₅COOH + 6H⁺
c) C₆H₅CH₃ + 2H₂O –> C₆H₅COOH + 6H⁺+6e^-
f) Jumlah dua reaksi (elektron akan saling meniadakan)
6MnO₄^- + 48 H⁺ +30e^-–> 6Mn²⁺ + 24H₂O 5C₆H₅CH₃ + 10H₂O –> 5C₆H₅COOH + 30H⁺+30e^-
5C₆H₅CH₃ +6MnO₄^- + 18 H⁺–> 5C₆H₅COOH + 6Mn⁺²
g) 6 K⁺ + 9 SO₄^-2 ditambahkan kedua sisi untuk melengkapi reaksi.
5C₆H₅CH₃ + 6KMnO₄ + 9H₂SO₄ –> 5C₆H₅COOH + 6Mn SO₄ + 3K₂SO₄+ 14H₂O

Stoikiometri oksidasi reduksi

Stoikiometri oksidasi reduksi noMoVo = nRMRVR jumlah mol elektron yang diterima = jumlah mol elektron yang diserahkan subskrip O dan R adalah oksidan dan reduktan, n adalah perubahan bilangan oksidasi, M konsentrasi molar dan V volume oksidan dan reduktan.

Contoh soal 10.4 Konsentrasi hidrogen peroksida
Jawab
Hidrogen peroksida berperan sebagai reduktan dalam reaksi ini, setengah reaksinya adalah
5 x 0,02 (mol dm^-3) x 26,3 x 10^-3 (dm³)= [2 x M_R (mol dm^-3) x 25,0 x 10^-3 (dm³)]/150
M_R = 7,89 (mol dm^-3)

•    Pertanyaan dan jawaban mengenai Konsep Oksidasi Reduksi

1.    Dua contoh penting sel dan elektrolis adalah ?
Jawab: keduanya sangat erat dengan kehidupan sehari-hari dan dalam industri kimia.

2.    Apakah yang dimaksud dengan doktrin aristoteles udara adalah ?
Jawab : unsur dan satu-satunya gas ditolak mekanisme oksidasi belum dipahami dengan benar.

3.    Senyawa yang menerima electron dari lawannya disebut ?
Jawab : oksidan ( bahan pengoksidasi sebab lawannya akan teroksidasi)

4.    Sebutkan definisi oksidasi reduksi ?
Jawab : oksidasi-reduksi dan oksigen oksidasi menerima oksigen reduksi mendonorkan darah.

5.    Sebutkan unsur electron positif adalah ?
Jawab : logam alkali dan alkali tanah.

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.
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.
Contoh soal
9.5 titrasi netralisasi
0,500 g NH₄Cl tidak murni dipanasakan dengan NaOH berlebih menghasilkan amonia NH₃ yang diserap dalam 25,0 cm³ 0,200 mol dm^-3 asam sulfat. Diperlukan 5,64 cm³ NaOH 0,200 mol.dm^-3 untuk menetralkan asam sulfat berlebih. Hitung kemurnian NH₄Cl.
Jawab
Ingat asam sulfat adalah asam diprotik. Dengan mengaasumsikan jumlah mol amonia yang dihasilkan x m mol, jumlah mol amonia dan natrium hidroksida dua kali lebih besar dari jumlah mol asam sulfat. Jadi,
x (mmol) + 0,200 (mol dm^-3) x 5,64 x 10^-3 (dm³)= 2 x 0,200 (mol dm^-3) x 25,0 x 10^-3(dm³)
x + 1,128 = 10,0
∴ x = 8,872 (mmol)
Karena massa molar amonium khlorida adalah 52,5, 8,872 mmol ekivalen dengan 0,466 g amonium khlorida.
Jadi kemurnian sampel adalah (0,466 g/0,500 g) x 100 = 93 %.

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 9.1, 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.

Sebagai rangkuman, dalam hidrolisis garam dari asam lemah dan basa kuat, bagian anion dari garam bereaksi dengan air menghasilkan ion hidroksida.
Dengan menuliskan reaksi ini sebagai kesetimbangan, hidrolisis garam dapat diungkapkan dengan cara kuantitatif
Bila h adalah derajat hidrolisis yang menyatakan rasio garam yang terhidrolisis saat kesetimbangan. Tetapan kesetimbangan hidrolisis K_h adalah:
K_h disebut tetapan hidrolisis, dan c_s adalah konsentrasi awal garam. A^- adalah basa konjugat dari asam lemah HA dan K_h berhubungan dengan konstanta disosiasi basanya. Akibatnya, hubungan berikut akan berlaku bila konstanta disosiasi asam HA adalah Ka: jadi,
Bila h ≪ 1, K_a ≒c_sh; h ≒√(K_h/c_s). Maka konsentrasi [OH^-] dan [H⁺] diberikan oleh ungkapan:
Karena terlibat asam lemah,
Jadi, garam dari asam lemah bersifat basa. Dengan cara yang sama, [H⁺] garam asam lemah dan basa kuta dinyatakan dengan:
Karena melibatkan basa lemah,
Jadi, garamnya bersifat asam.

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
[2] Pada titik ekivalen:
Disosiasi air tidak dapat diabaikan di sini.
[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⁺].
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 khas seperti yang ditunjukkan dalam Gambar 9.2(a). 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.
[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
bergeser ke arah kiri, dan [H⁺] akan menurun. Sebagai pendekatan [CH₃COO^-] = c_S [HA] ≒ c₀.
c_S adalah konsentrasi garam, maka
Bila asam ditambahkan pada larutan ini, kesetimbangan akan bergeser ke kiri karena terdapat banyak ion asetat maa asam yang ditambahkan akan dinetralisasi.
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.
Tabel 9.2 memberikan beberapa larutan bufer.

Contoh soal 9.5 pH larutan bufer
Tiga larutan (a), (b) dan (c) mengandung 0,10 mol dm^-3 asam propanoat (Ka = 1,80 x 10^-5 mol dm^-3) dan (a) 0,10 mol dm^-3, (b) 0,20 mol dm^-3 and (c) 0,50 mol dm^-3 natrium propanoat. Hitung pH larutan.
Jawab
Substitusikan nilai yang tepat pada persamaan (9.54)

1. pH = pK_a + log([garam]/[asam]) = pK_a + log([0,1]/[0,1]) = pK_a + log1 = 4,75
2. pH = pK_a + log([0,2]/[0,1])= pK_a + log 2 = 5,05
3. pH = pK_a + log([0,5]/[0,1]) = pK_a + log5 = 5,45

Lihat bahwa nilai ([garam]/[asam]) berubah dari 1 ke 5, tetapi pH hanya berubah sebesar 0,7.

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,
Rasio konsentrasi indikator dan konjgatnya menentukan warna larutan diberikan sebagai:
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 9.3 didaftarkan beberapa indikator penting.

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

Contoh soal 9.6 Titrasi netralisasi campuran, bagaimana menggunakan indikator.
25 dm³ larutan mengandung NaOH dan Na₂CO₃ dititrasi dengan 0,100 mol.dm^-3 HCl dengan indikator fenolftalein. Warna indikator hilang ketika 30,0 dm³ HCl ditambahkan. Metil oranye kemudian ditambahkan dan titrasi dilanjutkan. 12,5 dm³ HCl diperlukan agar warna metil oranye berubah. Hitung konsentrasi NaOH dan Na₂CO₃ dalam larutan.
Jawab
Asam karbonat adalah asam diprotik, dan netralisasi berlangsung dalam reaksi dua tahap
Tahap pertama netralisasi campuran NaOH-Na₂CO₃ tercapai saat fenolftalein berubah warna.
Perubahan warna metil oranye menandakan akhir tahap kedua netralisasi natrium karbonat.
Jadi, jumlah NaOH-Na₂CO₃ adalah 0,100 mol dm^-3 x 30,0 x 10^-3 dm³ = 3,0 x 10^-3 mol
sebagaimana dinyatakan dalam tahap pertama netralisasi. Jumlah Na₂CO₃ adalah 0,100 mol.dm^-3 x 12,5 x 10^-3 dm³ = 1,25 x 10^-3 mol sebagaimana dinyatakan dalam tahap kedua netralisasi. Jumlah NaOH adalah selisih antara kedua bilangan tersebut, 1,75 x 10^-3 mol. Jadi
[Na₂CO₃] = 1,25 x 10^-3 mol/25,0 x 10^-3 dm³ = 0,050 mol dm^-3
[NaOH] = 1,75 x 10^-3 mol/25,0 x 10^-3 dm³ = 0,070 mol dm-3

Asam-basa merupakan salah satu sifat zat baik yang berbentuk larutan maupun non pelarut. Asam dan basa penting dalam proses kimia yang terjadi disekitar kita, mulai dari proses industry sampai proses biologi dalam tubuh makhluk hidup, mulai reaksi yang terjadi di laboratorium hingga reaksi yang terjadi di lingkungan sekitar.

Dalam industry besar ataupun home industry, banyak proses-proses produksinya atau kualitas produksinya sangat bergantung pada tingkat keasaman atau kebasaan mediumnya. Misalnya pada pembuatan tahu, kualitas pembentukan tahu (proses pengendapan) ditentukan keasaman larutan medianya.

Di dalam tubuh kita terdapat system yang sangat rumit yang secara ketat dikendalikan oleh keasaman darah. Ada deviasi sedikit saja tingkat kesaman darah dapat mengakibatkan fatal bahkan kematian, sebab darah menjadi malfungsi akibat tidak dapat mengikat oksigen hasil pernafasan.

Dengan demikian, kimia asam basa penting dipelajari disebabkan aplikasinya yang sangat dalam kehidupan sehari-hari. Berikut ini merupakan teori-teori asam dab basah.

Teori asam dan 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.

Asam hidroklorida (asam klorida) dinetralkan oleh kedua larutan natrium hidroksida dan larutan amonia. Pada kedua kasus tersebut, kamu 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:

Akan tetapi, pada kasus amonia, tidak muncul ion hidroksida sedikit pun!

anda 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+.


   
      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.

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.
jawab :  Asam adalah donor proton (ion hidrogen). Basa adalah akseptor proton (ion hidrogen)

3- Jelaskan hubungan antara teori arrhenius dan Bronsted-Lowry!
jawab : Teori Bronsted-Lowry tidak berlawanan dengan teori Arrhenius – Teori Bronsted-Lowry merupakan perluasan teori Arrhenius. jadi hubungan antara keduanya membahas perluasan dari teori asam dan basah

4- Apa yang dimaksud dengan teori asam dan basa menurut Lewis?
jawab : Asam adalah akseptor pasangan elektron. Basa adalah donor pasangan elektron.

5- Jelaskan Perbedaan sifat dari asam dan basah!
jawab : Asam adalah zat yang menghasilkan ion hidrogen dalam larutan. Basa adalah zat yang menghasilkan ion hidroksida dalam larutan. Asam adalah donor proton (ion hidrogen). Basa adalah akseptor proton (ion hidrogen) Asam adalah akseptor pasangan elektron. Basa adalah donor pasangan elektron.

Kimia asam basa menjadi inti kimia sejak dari zaman kuno sampai zaman modern kini, dan memang sebagian besar kimia yang dilakukan di laboratorium di zaman dulu adalah kimia asam basa. Ketika kimia mulai menguat di bidang studi teoritisnya di akhir abad ke-19, topik pertama yang ditangani adalah kimia asam basa. Akibat dari serangan teoritis ini, kimia menjadi studi yang sangat kuantitatif. Jadi, bab ini sangat kuantitatif dibanding bab lain. Dalam bab, konsep penting seperti konsentrasi ion hidrogen, konstanta ionisasi, hidrolisis, kurva titrasi, larutan buffer, dan indikator akan didiskusikan. Konsep ini sangat mendasar dalam kimia, dan sukar bagi Anda mempelajari kimia kimia tanpa konsep ini.

Sebagian besar bahan kimia yang umum kita jumpai adalah asam dan basa. Namun, hanya belakangan ini saja kimiawan dapat menyimpan dan menggunakan dengan bebas berbagai asam basa dalam raknya di laboratorium.

Satu-satunya asam yang diketahui alkimia di zaman dulu adalah asam asetat yang tak murni, dan basa yang dapat mereka gunakan adalah kalium karbonat kasar yang didapatkan dari abu tanaman. Di abad pertengahan, kimiawan Arab mengembangkan metoda untuk menghasilkan asam mineral semacam asam hidrokhloratatau asam nitrat dan menggunakannya. Demikia juga basa-basa. Bahkan, kata “alkali”, nama umum untuk basa kuat, berasal dari bahasa Arab.

Di zaman modern, peningkatan populasi dan dengan perlahan naiknya standar mengakibatkan kebutuhan berbagai bahan juga meningkat. Misalnya, sabun, awalnya merupakan barang mewah dan mahal, kini menjadi tersedia luas. Akibatnya, kebutuhan natrium karbonat, bahan baku sapun, emingkat dengan tajam. Kebutuhan pakaian juga meningkat, yang menyebabkan peningkatan berbagai bahan kimia untuk pewarna dan sejenisnya. Untuk memenuhi kebutuhan ini, kini menghasilkan sejumlah cukup asam dan basa bukan masalah yang sederhana. Inilah awal munculnya industri kimia.

Di pertengahan abad ke-17, kimiawan Jerman Johann Rudolf Glauber (1604-1670), yang tinggal di Belanda, menghasilkan dan menjual tidak hanya berbagai asam dan basa, tetapi juga banyak alat kimia. Dalam hal ini ia dapat disebut insinyur kimia pertama. Ia juga menjual natrium sulfat sebagai obat mujarab dan mendapat keuntungan besar dari usaha ini.

Studi mendasar tentang asam basa dimulai di zaman yang sama. Boylem rekan sezaman dengan Glauber, menemukan metoda penggunaan pewarna yang didapatkan dari berbagai tumbuhan semacam Roccella sebagai indikator reaksi asam basa.13 Di saat-saat itu, telah diketahui bahwa asam dan basa mempunyai sifat berlawanan dan dapat meniadakan satu sama lain. Sebelum perkembangan kimia, asam didefinisikan sebagai sesuatu yang masam, dan alkali sebagai sesuatu yang akan menghilangkan, atau menetralkan efek asam.

Awalnya ada kebingungan tentang sifat dasar asam. Oksigen awalnya dianggap sebagai komponen penting asam. Bahkan nama “oksigen” berasal dari bahasa Yunani, yang berarti “membuat sesuatu masam”. Di pertengahan abad ke-19, Davy menemukan bahwa hidrogen khlorida (larutan dalam airnya adalah asam hidrokhlorida) tidak mengandung oksigen, dan dengan demikian membantah teori bahwa oksigen adalah komponen penting dalam asam. Ia, sebagai gantinya, mengusulkan bahwa hidrogen adalah komponen penting asam.

Sifat asam pertama diketahui dengan kuantitatof pada akhir abad ke-19. Di tahun 1884, kimiawan Swedia Svante August Arrhenius (1859-1927) mengusulkan teori disosiasi elektrolit yang menyatakan bahwa elektrolit semacam asam, basa dan garam terdisosiasi menjadi ion-ion komponennya dalam air. Ia lebih lanjut menyatakan bahwa beberapa elektrolit terdisosiasi sempurna (elektrolit kuat) tetapi beberapa hanya terdisosiasi sebagian (elektrolit lemah). Teori asam basa berkembang dengan cepat belandaskan teori ini.