SOAL PENGAYAAN
4.3 Reaksi Asam-Basa
Asam dan basa dikenal sebagai aspirin dan susu magnesium, meskipun banyak orang tidak tahu nama kimianya–asam asetilsalisilat (aspirin) dan magnesium hidroksida (susu magnesium). Selain menjadi dasar dari kebanyakan obat dan produk rumah tangga, asam-basa kimia penting dalam proses industri dan penting dalam
mempertahankan sistem biologi. Sebelum kita mendiskusikan reaksi asam-basa, kita perlu tahu lebih banyak tentang asam dan basa itu sendiri.
Sifat Umum Asam dan Basa
Dalam Bagian 2.7 kita mendefinisikan asam sebagai zat yang terionisasi dalam air untuk menghasilkan ion H+ dan basa sebagai zat yang terionisasi dalam air untuk menghasilkan ion OH–. Definisi ini dirumuskan pada abad kesembilan belas oleh kimiawan Swedia Svante Arrhenius untuk mengelompokkan sifat zat yang berada dalam larutan yang dikenal.
Asam
Asam memiliki rasa asam, misalnya cuka terasa asam karena mengandung asam asetat, lemon dan buah jeruk lainnya mengandung asam sitrat.
Asam menyebabkan perubahan warna pada pewarna alami (berasal dari tumbuhan), misalnya, asam mengubah warna lakmus dari biru menjadi merah.
Asam bereaksi dengan logam tertentu, seperti seng, magnesium, dan besi, untuk menghasilkan gas hidrogen. Reaksi yang khas terjadi antara asam klorida dan magnesium:
2HCl(aq) + Mg(s) → MgCl2(aq) + H2(g)
Asam bereaksi dengan karbonat dan bikarbonat, seperti Na2CO3, CaCO3, dan NaHCO3, untuk menghasilkan gas karbon dioksida (Gambar 4.6). Misalnya,
2HCl(aq) + CaCO3(s) → CaCl2(aq) + H2O(l) + CO2(g) HCl(aq) + NaHCO3(s) → NaCl(aq) + H2O(l) + CO2(g) Larutan asam dapat menghantarkan listrik.
Gambar 4.6 Potongan kapur tulis, yang mengandung CaCO3, bereaksi dengan asam klorida untuk menghasilkan gas karbon dioksida.
Basa
Basa memiliki rasa pahit.
Basa terasa licin, misalnya, sabun yang mengandung basa, menunjukkan sifat ini. Basa menyebabkan perubahan warna pada pewarna alami (berasal dari tumbuhan),
misalnya, basa mengubah warna lakmus dari merah ke biru. Larutan basa dapat menghantarkan listrik.
Asam dan Basa Brønsted
Arrhenius mendefinisikan tentang asam dan basa hanya terbatas dalam larutan. Definisi lebih luas diusulkan oleh kimiawan Denmark Johannes Brønsted pada tahun 1932, asam Brønsted adalah donor proton, dan basa Brønsted adalah akseptor proton. Perhatikan bahwa definisi asam dan basaBrønsted ini tidak memerlukan larutan. Asam klorida adalah asam Brønsted karena menyumbangkan (donor) proton dalam air:
Gambar 4.7 Ionisasi HCl dalam air membentuk ion H3O+ dan ion Cl–.
Perhatikan bahwa ion H+ adalah atom hidrogen yang telah kehilangan elektronnya, yang disebut proton telanjang. Ukuran proton adalah sekitar 10–15 m, dibandingkan dengan diameter rata-rata 10–10 m untuk ion atau atom. Ion H+ merupakan partikel bermuatan sangat kecil yang tidak bisa eksis sebagai entitas yang terpisah dalam larutan karena adanya daya tarik yang kuat pada kutub negatif (atom O) dalam H2O.
Akibatnya, proton ada dalam bentuk terhidrasi, seperti yang ditunjukkan pada Gambar 4.7. Oleh karena itu, ionisasi dari asam klorida harus ditulis sebagai
HCl(aq) + H2O(l) → H3O+(aq) + Cl–(aq)
Proton terhidrasi, H3O+, disebut ion hidronium. Persamaan ini menunjukkan reaksi dimana asam Brønsted (HCl) menyumbangkan proton ke basa Brønsted (H2O).
Percobaan menunjukkan bahwa ion hidronium lebih terhidrasi sehingga proton mungkin memiliki beberapa molekul air yang terkait dengannya. Karena sifat asam dari proton tidak terpengaruh oleh tingkat hidrasi, dalam teks ini kita umumnya akan
menggunakan H+(aq) untuk mewakili proton terhidrasi. Notasi ini untuk kenyamanan, akan tetapi H3O+ lebih mendekati kenyataan. Perlu diketahui bahwa kedua notasi mewakili spesies yang sama dalam larutan.
Asam yang umum digunakan di laboratorium meliputi asam klorida (HCl), asam nitrat (HNO3), asam asetat (CH3COOH), asam sulfat (H2SO4), dan asam fosfat (H3PO4). Tiga pertama adalah asam monoprotik, yaitu, setiap unit asam menghasilkan satu ion hidrogen pada ionisasi:
HCl(aq) → H+(aq) + Cl–(aq) HNO3(aq) → H+(aq) + NO3–(aq) CH3COOH(aq) CH3COO–(aq) + H+(aq)
Seperti disebutkan sebelumnya, karena ionisasi asam asetat tidak lengkap (perhatikan panah ganda), maka asam asetat adalah elektrolit lemah. Untuk alasan ini, asam asetat disebut asam lemah (lihat Tabel 4.1). Di sisi lain, HCl dan HNO3 adalah
asam kuat karena mereka adalah elektrolit yang kuat, sehingga benar-benar terionisasi dalam larutan (perhatikan penggunaan panah tunggal).
Asam sulfat (H2SO4) adalah asam diprotik karena setiap unit asam menyerahkan dua ion H+, dalam dua langkah terpisah:
H2SO4(aq)→ H+(aq) + HSO4–(aq) HSO4–(aq) H+(aq) + SO42–(aq)
H2SO4 adalah elektrolit kuat atau asam kuat (langkah pertama ionisasi selesai), tapi HSO4– merupakan asam lemah atau elektrolit lemah, dan kita perlu panah ganda untuk mewakili ionisasi lengkapnya.
Asam triprotik, yang menghasilkan tiga ion H+, relatif sedikit jumlahnya. Asam triprotik dikenal adalah asam fosfat, ionisasinya
H3PO4(aq) H+(aq) + H2PO4–(aq) H2PO4–(aq) H+(aq) + HPO42–(aq)
HPO42–(aq) H+(aq) + PO43–(aq)
Ketiga spesies (H3PO4, H2PO4–, dan HPO42–) dalam hal ini adalah asam lemah,
sehingga digunakan panah ganda untuk mewakili setiap langkah ionisasi. Anion seperti H2PO4– dan HPO42– ditemukan dalam larutan fosfat seperti NaH2PO4 dan Na2HPO4.
Tabel 4.1 menunjukkan bahwa natrium hidroksida (NaOH) dan barium
hidroksida [Ba(OH)2] adalah elektrolit kuat. Ini berarti bahwa zat tersebut benar-benar terionisasi dalam larutan:
NaOH(s) H2O→ Na+(aq) + OH–(aq) Ba(OH)2(s) H2O→ Ba2+(aq) + 2OH–(aq) Ion OH– dapat menerima proton sebagai berikut:
H+(aq) + OH–(aq) → H2O(l)
Dengan demikian, OH– adalah basa Brønsted. Amonia (NH3) diklasifikasikan sebagai basa Brønsted karena dapat menerima ion H+ (Gambar 4.8):
Gambar 4.8 Ionisasi amonia dalam air menghasilkan ion amonium dan ion hidroksida
Amonia adalah elektrolit lemah (dan karena itu basa lemah) karena hanya sebagian kecil dari molekul NH3 terlarut bereaksi dengan air untuk membentuk ion NH4+ dan ion OH–.
Basa kuat yang paling umum digunakan di laboratorium adalah natrium
hidroksida. Karena NaOH murah dan dapat larut (semua hidroksida logam alkali dapat larut). Basa lemah yang paling umum digunakan adalah larutan amonia, yang kadang-kadang keliru disebut amonium hidroksida, tidak ada bukti bahwa spesies NH4OH benar-benar ada dalam larutan selain ion NH4+ dan ion OH–. Semua unsur Golongan 2A membentuk hidroksida dari tipe M(OH)2 dimana M menunjukkan logam alkali tanah. Dari hidroksida tersebut, hanya Ba(OH)2 yang larut. Magnesium dan kalsium
hidroksida digunakan dalam dunia kedokteran dan industri. Hidroksida logam lainnya, seperti Al(OH)3 dan Zn(OH)2 tidak larut dan tidak digunakan sebagai basa. Contoh 4.3 mengklasifikasikan zat yang termasuk asam Brønsted atau basa Brønsted.
Contoh 4.3
Klasifikasikan setiap spesies berikut dalam larutan sebagai asam atau basa Brønsted: (a) HBr, (b) NO2–, (c) HCO32–.
Strategi: Apakah karakteristik dari asam Brønsted? Apakah asam Brønsted
mengandung setidaknya atom H? Dengan pengecualian dari amonia, basa Brønsted yang akan Anda hadapi pada tahap ini adalah anion.
Penyelesaian:
(a) Kita tahu bahwa HCl adalah asam. Karena Br dan Cl keduanya halogen (Golongan 7A), sehingga HBr seperti HCl, yang terionisasi dalam air sebagai berikut:
H+(aq) + Br–(aq) → HBr(aq) Oleh karena itu, HBr merupakan asam Brønsted.
(b) Dalam larutan, ion nitrit dapat menerima proton dari air untuk membentuk asam nitrit:
NO2–(aq) + H+(aq) → HNO2(aq) Sifat ini membuat NO2– merupakan basa Brønsted.
(c) Ion bikarbonat adalah asam Brønsted karena terionisasi dalam larutan sebagai berikut:
HCO3–(aq) H+(aq) + CO32–(aq)
Ion bikarbonat juga merupakan basa Brønsted karena dapat menerima sebuah proton untuk membentuk asam karbonat:
HCO3–(aq) + H+(aq) H2CO3(aq)
Periksa: HCO3– dikatakan amfoter karena memiliki sifat asam maupun sifat basa. Tanda panah ganda menunjukkan bahwa reaksi ini adalah reaksi reversibel. Latihan: Klasifikasikan masing-masing spesies berikut sebagai asam atau basa Brønsted: (a) SO42–, (b) HI, (c) H2PO4–.
Netralisasi Asam-Basa
Reaksi netralisasi adalah reaksi antara asam dan basa. Umumnya, reaksi larutan asam-basa menghasilkan air dan garam, yang merupakan senyawa ionik terdiri dari kation selain H+ dan anion selain OH– atau O2–:
asam + basa → garam + air
Sebagai contoh, ketika larutan HCl dicampur dengan larutan NaOH, reaksi berikut terjadi:
HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H2O(l)
Namun, karena baik asam dan basa adalah elektrolit yang kuat, mereka benar-benar terionisasi dalam larutan. Persamaan ionnnya adalah
H+(aq) + Cl–(aq)+ Na+(aq) + OH–(aq) → Na+(aq) + Cl–(aq) + H2O(l) Oleh karena itu, reaksi dapat diwakili oleh persamaan ion bersih
H+(aq) + OH–(aq) → H2O(l) Ion Na+ dan Cl– adalah ion penonton.
Sekarang perhatikan reaksi antara NaOH dengan asam sianida (HCN), yang adalah asam lemah:
HCN(aq) + NaOH(aq) → NaCN(aq) + H2O(l) Dalam hal ini, persamaan ion adalah
HCN(aq) + Na+(aq) + OH–(aq) → Na+(aq) + CN–(aq) + H2O(l) dan persamaan ion bersihnya:
HCN(aq)+ OH–(aq) → CN–(aq) + H2O(l)
Berikut ini juga contoh reaksi netralisasi asam-basa yang diwakili oleh persamaan molekul:
HF(aq) + KOH(aq) → KF(aq) + H2O(l) H2SO4(aq) + 2NaOH(aq) → Na2SO4(aq) + 2H2O(l) Ba(OH)2(aq) + 2HNO3(aq) → Ba(NO3)2(aq) + 2H2O(l) Reaksi Asam-Basa yang Menghasilkan Gas
Garam tertentu seperti karbonat (mengandung ion CO32–), bikarbonat (mengandung ion HCO3–), sulfida (mengandung ion SO32–), dan sulfida (mengandung ion S2–) bereaksi dengan asam untuk membentuk gas. Sebagai contoh, persamaan molekul untuk reaksi antara natrium karbonat (Na2CO3) dan HCl(aq) adalah
Na2CO3(aq) + 2HCl(aq) → 2NaCl(aq) + H2CO3(aq)
Asam karbonat tidak stabil dan jika ada dalam larutan dalam konsentrasi yang cukup terurai sebagai berikut:
H2CO3(aq) → H2O(l)+ CO2(g) Reaksi serupa yang melibatkan garam antara lain
NaHCO3(aq) + HCl(aq) → NaCl(aq) + H2O(l)+ CO2(g) Na2SO3(aq) + 2HCl(aq) → 2NaCl(aq) + H2O(l)+ CO2(g)
K2S(aq) + 2HCl(aq) → 2KCl(aq) + H2S(g) Review Konsep
Manakah dari diagram berikut ini yang merupakan asam kuat? Yang merupakan asam lemah? Yang merupakan asam yang sangat lemah? Proton ada dalam air sebagai ion
hidronium. Semua asam monoprotik. (Untuk mempermudah, molekul air tidak ditampilkan.)