ASAM BASA
ASAM BASA
DEFINISI ASAM BASA DEFINISI ASAM BASA
Senyawa asam dan basa merupakan zat kimia yang sering ditemukan dan berperan Senyawa asam dan basa merupakan zat kimia yang sering ditemukan dan berperan penting dalam
penting dalam kehidupan sehari-harkehidupan sehari-hari. i. Contoh bahan Contoh bahan yang bersifat yang bersifat asam asam yaitu pada yaitu pada buahan- buahan- buahan misalnya
buahan misalnya lemon lemon dan jeruk. dan jeruk. Sedangkan contoh Sedangkan contoh bahan yang bahan yang bersifat bersifat basa basa yaitu sabunyaitu sabun dan deterjen. Untuk menjelaskan mengenai senyawa asam dan basa, terdapat empat teori dan deterjen. Untuk menjelaskan mengenai senyawa asam dan basa, terdapat empat teori asam basa yaitu :
asam basa yaitu : teori Arrhenius, teori Bronsted-Lowry, teori Arrhenius, teori Bronsted-Lowry, teori asam basa Lewis, teori asam basa Lewis, teori Lux-teori Lux-Flood,
Flood, Definisi sistem pelarut, Definisi sistem pelarut, dan Definisi dan Definisi Usanovich.Usanovich.
Sifat-sifat asam: Sifat-sifat asam:
1.
1. Mempunyai rasa asam dan bersifat korosif.Mempunyai rasa asam dan bersifat korosif. 2.
2. Dapat mengubah warna kertas lakmus biru menjadi warna merah.Dapat mengubah warna kertas lakmus biru menjadi warna merah. 3.
3. Dapat menghantarkan arus listrik (untuk asam kuat).Dapat menghantarkan arus listrik (untuk asam kuat). 4.
4. Bereaksi dengan logam menghasilkan hidrogen dan garam,Bereaksi dengan logam menghasilkan hidrogen dan garam,
Contoh: Contoh:
2HCl
2HCl
(aq)
(aq)
+ + MgMg(s)(s)
→ H→ H22(g
(g))
+ + MgClMgCl22(aq)
(aq)
atau atau 2H2H++
(aq)
(aq)
+ Mg+ Mg(s)(s)
→ H→ H22
(g
(g)) + Mg
+ Mg2+2+(aq)
(aq)
5.5. Bereaksi dengan Bereaksi dengan karbonat dan karbonat dan hydrokarbonat hydrokarbonat membentuk kmembentuk karbondioksida air arbondioksida air dandan garam,
garam, Contoh: Contoh:
H
H22SOSO44
(aq)
(aq)
+ Na+ Na22COCO33(s)
(s)
→ CO→ CO22(g
(g)) + H
+ H22OO(l)(l)
+ Na+ Na22SOSO44(aq)
(aq)
atau atau 2H2H++
(aq)
(aq)
+ Na+ Na22COCO33(s)
(s)
→ CO→ CO22(g
(g))
+ H + H22OO(l)
(l)
+ + NaNa2+2+ Contoh:Contoh: HNO
HNO33
(aq) + KHCO
(aq)
+ KHCO33(aq)
(aq)
→ CO→ CO22(g)) + H
(g
+ H22OO(l)(l)
+KNO +KNO33(aq)
(aq)
atauatau HH++
(aq)
(aq) + HCO
+ HCO 3-3-(aq)
(aq)
→ CO→ CO22
(g
(g)) + H
+ H22OO(l)(l)
6.6. Bereaksi dengan oksida logam menghasilkan garam dan airBereaksi dengan oksida logam menghasilkan garam dan air Contoh:
Contoh:
2HNO
2HNO33
(aq)
(aq)
+ + CuOCuO(s)
(s)
→ Cu(NO→ Cu(NO33))22(aq)
(aq)
+ H + H22OO(l)
(l)
atau atau 2H2H--
(aq)
(aq)
+ CuO + CuO(s)(s)
→ Cu→ Cu 2+2+(aq)
(aq)
+ H + H22OO(l)(l)
7.7. Bereaksi dengan logam hidroksida membentuk garam dan airBereaksi dengan logam hidroksida membentuk garam dan air Contoh:
Contoh:
2HCl
2HCl
(aq)
(aq)
+ Ba(OH)2 + Ba(OH)2(aq)
(aq)
→ BaCl2→ BaCl2(aq)
(aq)
+ 2H+ 2H22OO(l)
(l)
HSifat
Sifat – – sifat basa: sifat basa: 1.
1. Mempunyai rasa pahit dan merusak kulit. Terasa licin Mempunyai rasa pahit dan merusak kulit. Terasa licin bila terkena kulit.bila terkena kulit. 2.
2. Dapat mengubah kertas lakmus merah menjadi kertas lakmus biru.Dapat mengubah kertas lakmus merah menjadi kertas lakmus biru. 3.
3. Menghantarkan arus listrikMenghantarkan arus listrik 4.
4. Bereaksi dengan asam membentuk garam dan airBereaksi dengan asam membentuk garam dan air 5.
5. Bereaksi dengan logam amfoter sepBereaksi dengan logam amfoter seperti erti aluminium, chromium, dan aluminium, chromium, dan seng membentukseng membentuk gas hidrogen,
gas hidrogen, Contoh: Contoh:
2Al
2Al
(s)
(s) +2 NaOH
+2 NaOH(aq)
(aq)
+ 6H + 6H22OO(l)(l)
→ 2Na[Al(OH)→ 2Na[Al(OH)44]]--(aq)
(aq) + 3H
+ 3H22(g(g))
2Al2Al(s)
(s) + 2OH
+ 2OH--(aq)
(aq)
+ 6H + 6H22OO(l)(l)
→ 2[Al(OH)→ 2[Al(OH)44]]--(aq)
(aq) + 3H
+ 3H22(g(g))
6.6. Larut dalam logam amfoter hidroksida seperti: Al(OH)Larut dalam logam amfoter hidroksida seperti: Al(OH)33, Cr(OH), Cr(OH)33 dan Zn(OH) dan Zn(OH)22 Contoh:
Contoh:
Al(OH)
Al(OH)33
(s)
(s) + NaOH
+ NaOH(aq)(aq)
→ Na[Al(OH)→ Na[Al(OH)44]](aq)
(aq)
atau atau Al(OH)Al(OH)33
(s)
(s) + OH
+ OH--(aq)
(aq)
→ [Al(OH)→ [Al(OH)44]](aq)(aq)
A.A. Teori Asam dan Basa ArrheniusTeori Asam dan Basa Arrhenius Teori
Teori Arrhenius Arrhenius berasl dari berasl dari dissosiasi elektrolilitik dissosiasi elektrolilitik yang yang meghasilkan meghasilkan kesetimbangan kesetimbangan asamasam basa
basa dalam dalam air. air. Hidrogen Hidrogen yang yang bersifat bersifat asam asam dianggap dianggap sebagai sebagai suatu suatu proton proton dan dan dianggapdianggap sebagai suatu proton dan teori ini memfokuskan pada autoprotolisis air.
sebagai suatu proton dan teori ini memfokuskan pada autoprotolisis air. HOH
HOH⇌⇌ H H ++ + OH + OH – –
Tetapan kesetimbangan reaksi tersebut dinyatakan dalam hasil kali ion
Tetapan kesetimbangan reaksi tersebut dinyatakan dalam hasil kali ion – – ion air , K ion air , K WW,, Sebagai
Sebagai
== [[++][][−−]] dan tergantung pada suhu. Pada suhu 298 K. K
dan tergantung pada suhu. Pada suhu 298 K. K WW nilainya sama dengan 1,02 x 10 nilainya sama dengan 1,02 x 10-14-14 . Suatu . Suatu larutan air dikatakan bersifat asam jika
larutan air dikatakan bersifat asam jika[[++]] >> [[−−]], netral, netral[[++]] == [[−−]], basa, basa [[++]] << [[−−]]..
Arhenius mendefinisikan asam sebagai senyawa yang mengandung hidrogen yang mengion Arhenius mendefinisikan asam sebagai senyawa yang mengandung hidrogen yang mengion dalam air memberikan proton (H
dalam air memberikan proton (H++) , (misalnya : HCl, H) , (misalnya : HCl, H22SOSO44, CH, CH33COOH) dan basa sebagaiCOOH) dan basa sebagai senyawa yang mengion memberikan (OH
senyawa yang mengion memberikan (OH--) dalam larutan air, (misalnya: NaOH, NH) dalam larutan air, (misalnya: NaOH, NH44OH)OH) oleh karena itu penetralan adalah suatu kombonasi ion
oleh karena itu penetralan adalah suatu kombonasi ion – – ion H ion H++dan OHdan OH-- yang membentuk yang membentuk garam dan air.
garam dan air.
→ →
Konsep ini, untuk asam dan basa harus dimodifikasi karena:
1. Proton tidak terdapat dalam keadaan yang demikian, secara umum tersedia sebagai hidrasi + atau spesi+
2. Proton dapat terbentuk pada pelarut lain seperti NH3 atau ROH
3. Senyawa yang tidak mengandung H+ dan OH- dapat menghasilkan ion H+ atau OH- dalam air
→ ⇌ + − → () ⇌ + − 4. Tidak dapat digunakan untuk pelarut yang jenuh
B. Definisi Bronsted – Lowry
Pada 1923, J.N Brosnted dan T. M Lowry secara terpisah mengemukakan bahwa asam adalah pemberi (donor) proton dan basa adalah penerima (akseptor) proton. Ini mencakup zat – zat seperti SO3, P2O5, H3BO3, sebagai asam dan CaO Na2CO3 sebagai basa. Hal ini tidak berbeda banyak dari Arrhenius dalam media air tetapi memiliki beberapa kelebihan dalam pelarut non air.
Titrasi asam – basa terdiri dari pemindahan proton dari suatu asam HA ke basa B. Ini menghasilkan asam lain BH+ , disebut asam konjugat dari basa lain disebut basa konjugat dari asam asal.
⇌ + −
⇌ + −
Spesi yang berbeda satu proton saja, disebut masing – masing basa dan asam konjugat. Bila asanya kuat , konjugatnya basa akan lebih memiliki kecenderungan kecil untuk bergabung dengan proton dan sebaliknya.
Asam1 Basa2 Asam
konjugasi
Basa konjugasi
Manfaat konsep Bronsted – Lowry ialah:
i. Dapat berlaku untuk sebarang pelarut protonik seperti amonia atau H2SO4 ⇌ + −
⇌ + −
ii. Semua reaksi pemindahan proton (tidak lazim disebut reaksi asam – asam) dapat diperlukan sebagai berikut:
− ⇌ − Asam 1 Basa2 Asam2 Basa1
Tetapi, definisi Bronsted-Lowry tidak bisa digunakan untuk pelarut non protonik seperti SO2, POCl3 atau BrF3.
C. Definisi Lux – Flood
Definisi yang dikemukakan oleh Lux (1939) dan disempurnakan oleh Flood (1947) menyatakan bahwa reaksi asam-basa berhubungan dengan ion oksida. Asam adalah penerima (akseptor) ion oksida sedangkan basa adalah donor ion oksida. Jadi, reaksi:
→ →
melibatkan oksida basa (CaO, PbO) dan oksida asam (SO3, SiO2) bereaksi untuk
membentuk garam.
Asam tidak harus selalu berupa oksida seperti yang dapat ditunjukkan dengan reaksi
pyrosulphates dengan oksida dari titanium. Niobium atau tantalum pada suhu 1100 K
→
Asam Basa Garam
Berbagai zat dianggap amfoterik jika zat itu memperlihatkan kecenderungan baik melepas maupun menerima oksida,
− ⇌ −; ⇌ + − − ⇌ −; ⇌ + −
Definisi Lux-Flood dapat diperluas untuk mencakup pemindahan dari sebarang anion misalnya halida, sulfida, dan sebagainya.
D. Definisi Sistem Pelarut
Didasarkan pada autoionisasi dari sebuah pelarut AB menjadi kation A+ dan anion B-. spesi yang meningkatkan konsentrasi dari kation A+ disebut asam dan yang meningkatkan konsentrasi anion B- disebut basa. Keuntungan dari definisi seperti itu adalah memudahkan untuk mempermudah memperlakukan sistem pelarut yang berbeda secara analog.
Contoh:
Solven asam + basa
2 H
2O ⇌H
3O++ OH
- 2 NH
3 ⇌NH
4++
NH
2+2 SO
2 ⇌SO
2++
SO
3=2 BrF
3 ⇌BrF
2++
BrF
4 _ Adapun hasil ion pelarut dapat didefinisikan sebagai : = [ ]+[]−
dan skala pA analogi dengan skala pH dalam pelarut encer dapat digunakan untuk pelarut jenuh dimana titik netral setara dengan 1
Meskipun definisi asam-basa berdasarkan sistem pelarut dapat digunakan untuk berbagai macam kegunaan, tetapi masih mempunyai kelemahan, yaitu;
1. Dalam medium tetapan dielektik yang rendah, kewujudan ion tidak mungkin. 2. Titik berat hanya pada sifat kimia dari sebuah larutan, sifat fisika tidak dihiraukan 3. Dalam banyak hal autoionisasi diterapkan terlalu jauh.
4. Terlalu besar perhatian diarahkan pada reksi ion sedangkan efek tetapan dielektrik cukup untuk menjelaskan reaksi itu.. Untuk reaksi antara akseptor ion klorida (FeCl3, SnCl4, dan lain-lain) dan donor ion klorida (Me4 NCl) dalam OPCl3 dapat dijelaskan oleh Gutman dan rekan kerjanya (1952-60) sebagai berikut:
⇌ + − () ⇌ + − ()
⇌ + − ()
Meek dan Drago (1962) menunjukkan bahwa proses dari reaksi tersebut berjalan sama baiknya pada medium triethyl phosphate tanpa keterlibatan ion klorida, karena konstanta dielektrik dari sebuah medium lebih penting daripada reaksi ionisasi dari pelarut.
E. Definisi Lewis
G.N Lewis (1923) mendefinisikan basa adalah donor pasangan elektron dan asam adalah akseptor pasangan elektron. Netralisasi merupakan pembentukan suatu ikatan kovalen koordinat baru diantara donor pasangan elektron dan atom atom akseptor. Menurut definisi Lewis pembentukan suatu ikatan kovalen koordinat baru diantara donor pasangan elektron dan atom – atom akseptor.
∶ → → → ()
() → () + → ()+
Senyawa-senyawa tersebut tidak dapat diklasifikasikan sebagai asam dan basa pada teori dasar seperti Arrhenius atau Bronsted-Lowry, tetapi donor dan akseptor pasangan elektron, disebut dengan asam-basa Lewis secara berurutan.
Asam Lewis dapat diklasifikasikan dalam tiga kategori:
1. Semua kation adalah asam Lewis karena mereka dapat bergabung dengan pasangan elektron.
2. Senyawa yang tidak memiliki cukup elektron atau senyawa yang atom pusatnya dapat mengembangkan kulit valensinya Contoh: GaCl2, SnCl2, BF3, SbF3, SbF5, dan lain-lain
3. Molekul dimana atom pusatnya mempunyai satu atau lebih macam ikatan ganda seperti sulfur trioksida atau karbon dioksida (kecuali organo ethenic atau ikatan ethynic)karena terjadi sedikit pemisahan muatan. Hal ini berdasarkan kenyataan bahwa atas pendekatan basa leweis terhadap atom yang kurang elektronegatof
awam elektron π mengalami polarisasi menghasilkan muatan positif pada atom
yang kurang elektronegatif dan muatan negatif pada atom yang lebih
Donor elektron
Akseptor elektron
elektronegatif . Jadi atom yang didekati oleh basa Lewis menjadi bermuatan positif dan berlaku sebagai akseptot elektron.
Ciri – ciri Basa lewis adalah:
1. Semua anion, densitas muatan makin besar, makin besar kekuatan basa itu. 2. Molekul mempunyai sepasang elektron bebas. Contoh, air, alkohol dan eter.
3. Alkena atau alkil dapat membentuk ikatan koordinasi dengan ion logam, contoh, karbon monooksida, benzene, nitrit oksida dan lain-lain, yang membentuk kompleks dengan logam transisi.
Jadi atom yang mendapat muatan positif dan bertindak sebagai akseptor elektron merupakan asam menurut pendekatan lewis.
F. Definisi Usanovich
Usanovich (1934) memperluas definisi Lewis dengan menghapus batasan penyerahan dan penerimaan pasangan elektron. Menurut Usanovich asam adalah sebarang spesi kimia yang bereaksi dengan basa. Asam memberikan kation atau menerima anion atau elektron . basa adalah spesi yang bereaksi dengan asam . Basa memberikan anion atau elektron atau bergabung dengan kation. Kecuali asam dan basa Arrhenius , Bronsted – Lowry atau Lewis definisi Usanovich mencakup semua bahan pengosidasi sebagai asam dan bahan pereduksi sebagai basa. Jadi untuk sistem besi (II) - besi(III), besi (II) bertindak sebagai basa dan besi (III) bertindak sebagai asam.
Sistem Asam-Basa Protonik 1. Afinitas Proton
Afinitas proton (PA) spesies kimia X‾ didefinisikan sebagai energi yang dilepaskan dalam
reaksi
X‾( g ) + H+( g ) → HX( g ) PA = –Δ H
dan dapat ditentukan denga siklus
H( g ) + X( g ) H+( g ) + X‾( g ) Dan memberikan + I – EA – D= ΔH = – PA Atau PA = D – I + EA
dimana I adalah energi ionisasi hidrogen, EA adalah energi afinitas X, dan D adalah energi disosiasi HX.
Tabel: Afinitas Proton (PA) Ion dan Molekul Unsur Golongan IV sampai VII, dalam kJ mol‾ 1 H‾ 1680 CH3‾ 1690 NH2 ‾ 1645 OH‾ 1567 F‾ 1535 CH4 675 NH3 375 H2O 760 HF 380 PH2 ‾ 1640 SH‾ 1450 Cl‾ 1385 NH2 ‾ 2560 O2 ‾ 2315 AsH2 ‾ 1560 SeH‾ 1420 Br‾ 1340 I‾ 1300 HX( g ) PA – EA D +I
Tabel diatas menunjukkan bahwa afinitas proton untuk semua molekul dan anion adalah positif. Karenanya, proton akan tetap untuk setiap spesies tidak membawa muatan positif.
Tren berikut diketahui:
a. Perbedaan afinitas proton ion halide disebabkan karena energi disosiasi ikatan hidrogen halida.
b. Afinitas proton ion negatif menurun dengan meningkatnya jari – jari dan dengan menurunnya densitas muatan
c. Untuk sistem isoelektrik, NH2 ‾, OH‾, dan F‾; atau O2 ‾ dan F‾, tolakan proton sebagai
akibat dari inti proton lebih besar daripada peningkatan elektronegativitas dari unsur. Ini mungkin dikarenakan menurunnya jari – jari ion (menurunnya jarak antar inti). Urutan penurunan afinitas proton adalah
NH2 ‾ > OH‾ > F‾ dan O2 ‾ > F‾
Afinitas proton metana, tidak mempunyai pasangan elektron bebas dan mengakibatkan pembentukan CH5+, lebih besar (675 kJ mol‾1) daripada HF (380 kJ
mol‾1).
d. Afinitas spesies ion dalam unsur yang sama dengan nomor proton yang berbeda adalah sama seperti yang diharapkan karena penurunan tolakan proton.
H2O (760) < OH‾ (1567) < O2 ‾ (2315)
2. Pelarut Pembada dan Perata(
Defferentiating and Levelling Solvents
)Agar dapat membandingkan kekuatan asam HA, dipilihlah referensi basa B, biasanya bersifat pelarut dan tetapan kesetimbangan K dari reaksi:
HA + B BH+ + A‾
Sehingga didapatkan:
K = Atau
K [B] = [A‾] [BH+]/[HA] = K a
Dengan asumsi bahwa konsentrasi molar pelarut tidak berubah akibat protonasinya, K a
dapat dianggap tetap harganya dan dinamakan tetapan disosiasi proton asam HA. Jika dalam pelarut, transfer proton dari dua asam berbeda HA1 dan HA2 hampir 100%,
nilai Ka keduanya tidak dapat dibedakan dalam pelarut yang digunakan. Seperti pelarut, B, dimana di dalamnya dua asam mentransfer proton sempurna, membentuk
BH+ sebagai satu – satunya spesies yang terprotonasi yang disebut pelarut perata untuk asam. Jadi amonia sebagai pelarut, maka HF, HCl sebaik CH3COOH terionisasi
membentuk ion NH4+ (BH+)
[HA] [B]
HX + NH3 NH4+ + X‾ (X = F, Cl, CH3COO)
Jadi, bagi asam asam ini amonia adalah pelarut perata. Dalam air, karena asam asam ini terionisasi secara berbeda ( HCl terionisasi sempurna , pK a = - log K auntuk Hfdan CH3COOH masing – masing adalah 5,2 dan 4,76). Air merupakan pelarut pembeda untuk asam. Air merupakan pelarut perata untuk HCl, HBr dan HI, untuk asam asetat menjadi pelarut perata karena protonasi asam asetat yang tidak komplit:
CH3COOH + HX CH3COOH2+ + X‾ (X = Cl, Br,I) Urutan asam kuat HI > HBr > HCl.
Dapat disimpulkan bahwa pelarut asam cenderung membedakan antara asam dan meratakan basa sedangkan pelarut basa, seperti amonia, cenderung meratakan asam dan membedakan basa. Pada kenyataannya, semua asam dan basa yang lebih kuat dari pada karakteristik ion autoionisasi dari pelarut sedangkan asam atau basa yang lebih
lemah dari pada autoionisasi pelarut akan tinggal dalam keseimbangan.
Kekuatan asam kuat dapat ditentukan dengan: (1) menggunakan pelarut asam seperti asam asetat, asam sulfat, atau hidrogen fluorida; atau (2) menggunakan pelarut aprotik seperti benzena yang tidak membantu ionisasi asam. Dua alternatif itu memiliki kesulitan. Dalam pelarut aprotik, dimana pelarut tidak menerima atau memberi proton, penambahan asam atau basa menjadi referensi penting untuk perbandingan. Konstanta dielektrik pelarut aprotik yang lemah mendorong pembentukan pasangan ion, maka hasilnya tidak dapat diandalkan. Pelarut asam sebaliknya, menyajikan keuntungan yang berbeda dalam hal konstanta dielektrik tetapi (1) mungkin bereaksi dengan asam membentuk produk yang rumit; dan (2) transfer proton sederhana tidak akan terjadi seperti yang terjadi dengan asam nitrat dalam asam sulfat sebagai pelarut:
HNO3 + H2SO4 H2O + NO2+ + HSO4‾
3. Zat Kosolvasi
Zat kosolvasi merupakan substansi yang lebih kuat berinteraksi dengan anion A‾,
molekul netral HA, kation BH+ atau basa netral B, daripada pelarut itu sendiri, dan sehingga meningkatkan ionisasi asam HA atau basa B dalam medium. BF3 merupakan zat kosolvasi untuk HF dalam medium air disebabkan oleh interaksi
HF + BF3 + H2O H3O+ + BF4 ‾
Keasaman ion NH4+ ditingkatkan dengan penambahan Cu2+ yang membentuk kompleks dengan NH3:
4. Kekuatan Asam Hidro
Kekuatan relatif asam hidro golongan VI A dan VII A adalah
H2Te > H2Se > H2S > H2O HI > HBr > HCl > HF
3 4 7 16 – 10 – 9 – 7 3
Untuk golongan V A, urutannya sama, pKa untuk amonia (35) lebih besar daripada fosfin (27). Ini menunjukkan bahwa kekuatan asam menurun dengan meningkatnya elektronegativitas unsur. Namun bukan urutan karakter ikatan ionik. Karakter ikatan naik dengan elektronegativitas unsur. Memiliki nilai tertinggi untuk anggota terlemah pada H2O dan HF. Beberapa hal yang perlu diperhatikan:
a. Densitas muatan pada basa konjugat
F‾ > Cl‾ > Br‾ > I‾ dan O2 ‾ > S2 ‾ > Se2 ‾ > Te2 ‾
Meningkatnya densitas muatan pada basa konjugat menghasilkan antar aksi dengan proton akan naik sehingga asam menjadi lemah. Anion yang besar akan lebih stabil dengan solvasi utama untuk asam lebih terionisasi, oleh karena itu anion yang lebih kecil menghasilkan pembentukan asam hidro lemah.
b. Anion yang lebih kecil terikat dengan ikatan hidrogen, menurunkan kekuatan asam senyawa hidrogen.
c. Menurunnya kekuatan ikatan H – X, menurunkan pKa sehingga meningkatkan kekuatan asam.
5. Kekuatan Asam Oksi
Asam oksi dapat dianggap sebagai turunan air. Beberapa faktor yang mempengaruhi keasaman senyawa.
a. Kekuatan asam meningkat dengan naiknya elektronegativitas, mengganti proton, karena efek induksi
HOH (15,7) < HOI (11) < HOBr (8,7) < HOCl (7,4)
b. Kekuatan asam akan meningkat dengan naiknya bilangan oksidasi atom yang menggantikan atom H pada air
HOCl < HOClO < HOClO2 < HOClO3
c. Untuk asam oksi yang tidak bermuatan di mana semua atom oksigen yang melekat pada atom pusat, kekuatan asam akan meningkat dengan meningkatnya jumlah
ikatan oksi
O3Cl(OH) < O2S(OH)2 < OS(OH)2 < As(OH)3
d. Asam oksi yang mempunyai komposisi yang sama dan bilangan oksidasi atom pusat X, kekuatan asam akan menurun dengan naiknya ukuran atom X. urutan penurunan kekuatan asam HClO4 > HBrO4 > HIO4; H3PO4 > H2AsO4 > H3SbO4; HNO3 > HPO3 > HasO3; H2SO4 > H2SeO4 > H2TeO4
Faktor – faktor yang lebih umum yang mempengaruhi kekuatan asam oksi adalah: a. Efek muatan formal. Meningkatnya muatan formal atom pusat X sebagai hasil
pembentukan ikatan koordinasi antara X dan O akan meningkatkan kekuatan asam akibat efek induksi atom M dengan muatan yang lebih tinggi akan memperlemah ikatan O – H.
b. Efek ikatan π. Mempertimbangkan semua atom oksigen non hidroksil melekat pada M melalui ikatan raangkap, ionisasi proton O – H memberikan anion yang stabil
melalui distribusi muatan seluruh ion. Semakin besar jumlah ikatan π atau ikatan
rangkap atom O, maka semakin besar delokalisasi muatn, maka kekuatan asam meningkat.
H – O – Cl = O H+ + O – Cl – O
c. Arti orbital d. perbedaan unsur asam pada periode kedua dan periode yang lebih besar (contohnya HNO3 dan HPO3) karena (1) relatif meningkat dalam ukuran atom besar, (2) stabiliotas rendah untuk ikatan p – p –π karena sifat lebih tersebar pada
orbital p ketiga dan dan kulit yang lebih besar, dan (3) kecenderungan atom besar menerima elektron dalam orbital d kosong membentuk M –O dengan ikatan p→d–π.
Kekuatan ikatan p – p –π dari berbagai senyawa: 21% untuk ion IO3 ‾ , 37% untuk ion BrO3 ‾ , dan 54% untuk ion ClO3 ‾ .
d. Efek solvasi. Selain muatan formal dan kemungkinan resonansi, solvasi atom oksigen keto merupakan asam penguatan sedangkan solvasi dari gugus hidroksil melemahkan karena efek induksi molekul air.
H – O –X=O……..H+ – Oδ ‾– H H – O – X – O –H……Oδ ‾– Hδ+ O O O O H
I→ ←I
Nilai pKa untuk H3PO4 (2,16), (CH3O)PO3H2 (1,52) dan (CH3O)2PO2H (0,76)
menunjukkan bahwa solvasi gugus hidrosiklik berperan penting memperlemah kekuatan asam karena ikatan pelarut dengan proton terionisasi.
6. Kekuatan Asam Organik
Asam organik mempunyai mempunyai gugus karkoksilat, – COOH, atau gugus – OH yang mampu terionisasi melepaskan proton, H+. efek substituen pada asam organik menyebabkan adanya induksi dan resonansi.
a. Efek induksi. Efek yang ditimbulkan akibat substitusi baik dengan atom C atau atom yang lebih besar elektronegatifnya dibandingkan C. kekuatan asam meningkat dengan naiknya asam alifatis
Me3CCH2COOH 5,05 MeOCH2COOH 3.53 FCH2COOH
2,66
Me3SiCH2COOH 5,22 MeSCH2COOH 3,72 ClCH2COOH
2,86
HCH2COOH 4,76 ICH2COOH
2,86
Pasangan elektron ikatan pada ikatan C – X (atom X lebih elektronegatif daripada atom C) akan terpolarisasi membentuk muatan sedikit positif pada atom karbon, yang akan menyebabkan distribusi elektron pada ikatan berdekatan. Sejak polarisasi ikatan bagian dalam menurun daridari satu atom ke atom berikutnya disebut efek induksi. Lebih dari dua atau tiga atom. Pada XCH2COOH, X memberikan muatan
posirif δ+ ke atom karbon yang terikat. Karbon ini mempengaruhi distribusi elektron pada ikatan C=O dan C – O – H dengan menarik elektron karena muatan positif. Ikatan O – H lemah dan menjadi lebih mudah disosiasi proton daripada meniadakan efek ini. Mengganti X dengan gugus pendorong elektron seperti Me3Si, densitas elektron
pada karbon yang berdekatan naik juga pada karbon dan oksigen pada gugus C – O – H (menurunkan jarak) menyebabkan proton sulit terlepas dan menurunkan keasaman
Dari diskusi konstanta substituen asam asetat, urutan gugus substituen dengan meningkatnya energi penarik elektron
H < CH2=CH – < C6H5 – < CH3S – < CH3O – < C2H5OOC – < – I < – N3 < – CF3 < – Br
< – Cl < C6H5SO – < – CN < CH3SO2 – < – NO2
Tenaga penarik elektron meningkat dengan: 1) Meningkatnya bilangan oksidasi atom pusat
CH3S – < CH3SO – < CH3SO2 – < CH3 – < CH2=CH – < CH≡C– < (CH3)2 N – < – N3
< – NO < – NO2 < – I < – IO < – IO2
2) Meningkatnya karakter orbital s hibrid untuk ikatan
– CH3 < CH2=CH – < CH≡C– < – CONH2 < – CN
b. Efek resonansi. Sistem aromatik, efek resonansi lebih penting daripada efek induksi dalam menentukan polaritas ikatan dan pemisahan muatan.
1) Nitrofenol. Gugus nitro adalah gugus penarik elektron. Karena pengaruh induksi, akan meningkatkan keasaman fenol dengan urutan orto > meta > para. Tetapi karena resonansi, ikatan O – H melemah ketika gugus nitro pada posisi para, sehingga keasaman fenol meningkat dengan urutan para > orto > meta.
Oksida
Sebuah oksida disebut asam atau basa bergantung pada sifatnya dalam pemutusan, oksida asam cenderung meningkatkan konsentrasi H+, dimana oksida basa menurunkan konsentrasi H+:
→ 2+ − ( ) 2+ → + ( )
Oksida amfoter dapat bertindak sebagai asam atau basa bergantung pada pH larutan
6+ ⇌ 2+ 3 ( ) 2− → 2− ( )
Beberapa dari oksida amfoterik antara lain adalah Zn(II), Cd(II), Be(II), Ge(II), Sn(II), Pb(II), Al(III), Cr(III), Sb(III), As(III), Sn(IV), Pb(IV), Pt(IV), Th(IV), V(V), U(VI) dan lainnya.
Kekuatan Asam-Basa Lewis
Kecenderungan untuk mendonorkan atau menerima pasangan elektron adalah susah untuk diperkirakan. Bermacam-macam metode seperti dissosiasi fase gas, kalorimetri panas larutan, pemindahan reaksi, reaksi asam-basa kompetitif, dan lainnya telah digunakan dengan maksud tersebut. Beberapa generalisasi untuk kecenderungan yang dapat diamati adalah sebagai berikut
a. Posisi dalam Tabel Periodik
Kekuatan dari basa Lewis menurun dengan meningkatnya elektronegatifitas dari atom pendonor: Me3 N > Me2O > MeF dengan Me3 N mudah mengganti Me2O dari Me2O:BF3. Meskipun kecenderungan tersebut tidak sesederhana untuk asam Lewis, untuk basa nitrogen dan oksigen, kecenderungannya serupa dengan kecenderungan terhadap hidrolisis: B > Be > Li; Be > Mg > Ca dan lainnya.
b. Efek dari Subtituen
Efek induktif, resonansi, dan sterik dapat digunakan untuk memprediksi kecenderungan dari kekuatan asam dan basa Lewis. Gugus penarik elektron akan meningkatkan kekuatan asam dan menurunkan kekuatan basa. Gugus pendonor elektron akan bertindak sebaliknya. Jadi kekuatan basa diharapkan sesuai dengan urutan sebagai berikut Me3 N > NH3 > NF3 dan kekuatan asam sesuai dengan urutan berikut Me3B < B2H6 < BF3
c. Efek Resonansi
Berdasarkan pada urutan kekuatan asam BF3 < BCl3 < BBr 3 atau (MeO)3B < BMe3 efek induktif bukan salah satu yang diharapkan menjadi dasar. Hal tersebut didasarkan pada stabilitas resonansi dari BF3 atau B(OMe)3 sebagai perbandingan untuk BCl3 atau BMe3 secara berurutan.
d. Efek Sterik
Efek sterik secara umum tidak berakibat pada reaksi transfer ionic yang melibatkan ion kecil seperti proton, tetapi menjadi sangat berpengaruh pada reaksi asam-basa Lewis. Tipe yang paling umum dari halangan sterik adalah antara subtituen dengan atom yang membentuk ikatan koordinasi.
Teori asam basa keras lunak
Untuk beberapa waktu, ahli kimia koordinasi telah menyadari bahwa beberapa ligan tretentu menyuaki membentuk komplek yang paling stabil dengan ion ion berat dengan elektron orbital d hampir terisi penuh (Ag +, Hg 2+, Pt 2+) sementara yang lain tidak memiliki ion – ion tak memiliki elektron – elektron d (Al +, Ti 4+). Berdasarkan ion yang disukai ini logam diklasifikasikan sebagai logam (a) ( Logam alkali , ion logam alkali tanah dsb) dan logam kelas (b) ( ion logam berat, atau ion dalam keadaan oksidasi rendah, Ag + , Cu + , Pd +, Pt +) . Demikian juga ligan di klasifikasikan sebagai ligan tipe (a) atau (b). Jadi fosfin dan tioeter memiliki kecenderungan yang sangat besar untuk berkoordinasi dengan Hg 2+, Pd 2+, atau Pt2+, sedangkan amonia air dan ion florida menunjukkan pilihannya pada Be2+ dan Ti 4+ dan sebagainya dengan demikian fosfin dan tioeter adalah ligan tipe kelas (b) sedangkan air dan amonia termasuk tipe kelas (a).
Tabel kecenderungan atom donor membentuk kompleks dengan ion – ion logam
Pearson (1963) menyatakan bahwa istilah keras dan lunak dapat dipergunakan untuk kelas (a) dan (b), jadi orang menyatakan bahwa suatu spesi keras cenderung untuk spesi yang berukuran kecil dan kepolarannya rendah. Sedangkan spesi yang lunak berukuran besar dan mudah untuk dipolarosasi. Prinsip pearson untuk ikatan antara sam dan basa adalah bahwa spesies keras cenderung mengikat spesies yang keras sedangkan spesies yang lunak akan menyukai spesies yang lunak. Aturan pearson hanyalah suatu ramalan kualitatif dari stabilitas relative tehadap penemuan bukan suatu teori atau suatu penjelasan dari pengamatan.
a. Kekuatan Asam dan Basa ABKL
Sebarang asam atau basa dapat diklasifikasikan sebagai keras atau lunak atas pilihannya yang nyata terhadap pereaksi keras dan lunak. Misal, basa B dapat diklasifikasikan sebagai keras atau lunak tergantung apakah konstanta kesestimbangan, K, bagi reaksi.
Adalah kurang atau lebih dari pada satu satuan
Atau log K = log Ks + log Ka
dengan Ks merupakan konstan pembentuk CH3HgB+ dari CH3Hg+ dan B, dan Ka adalah konstan disosiasi asam dari asam konjugat BH+. Sedangkan kekerasan diukur dari perbedaan dalam konstan stabilitas dengan kation metilmerkuri (TI) sebagai ligan Ks (periksa bab lain) dan konstan disosiasi asam Ka. Untuk basa keras, pKa lebih besar dari pada log Ks, sedangkan untuk suatu basa lunak, pKa lebih kecil dari pada log Ks.
Secara kualitatif suatu basa keras akan menjadikan reaksi yang disebutkan di atas menjurus ke kiri, sedangkan basa lunak akan menjadikan reaksi itu berjalan ke kanan. Kation metilmerkuri (TI) adalah kation yang dipilih, karena zat ini merupakan suatu asam lunak yang khas dan merupakan ion univalent seperti proton, membuat perhitungan menjadi sederhana.
Asam keras yang khas adalah kation Golongan I sampai IV dalam tingkat oksidasi tinggi, sedangan asam lunak yang khas adalah kation Golongan IB dan IIB, atau logam dalam tingkat oksidasi rendah (0 atau 1). Vanadium (V), chromium (IV), mangan (VI), besi (III), kobalt (III) adalah asam keras. Logam sebagian besar adalah asam lunak. Juga bortriflorida dan klorida, aluminium triklorida dan metiltimah (IV) merupakan asam keras tetapi gallium triklorida atau tribromida adalah asam lunak. Tidak ada batas yang tajam antara spesies keras dan lunak dan terdapat pula hal yang tidak tentu, misalnya ion logam d bivalen dengan elektron orbital d yang hampir penuh (Cu 2+, Co 2+, Ni 2+, Zn 2+, Ru 3+, Rh 3+, Sb 3+, Bi 3+). Logam dan non logam pada keadaan oksidasi rendah bersifat asam lunak, tetapi pada keadaan oksidasi tinggi mereka itu menjadi asam keras. Selanjutnya, tidak semua asam keras. Selanjutnya, tidak semua asam keras itu sama kekerasannya: ion sesium ternyata jauh lebih lunak daripada ion litium yang lebih kecil.
Basa keras yang khas adalah amina, ammonia, air, dan ion florida dan klorida, dan basa lunak adalah ion-ion sianida, tiosulfat, gugus tioalkoksi dan iodide. Aniline, priding dan bromide adalah basa peralihan. Walaupun ammonia bersifat khas keras, terdapatnya cincin-cincin aromatic yang mudah terpolarisasikan menjadi aniline dan piridi cukup lunak untuk dipertimbangkan sebagai kasus peralihan.
Kekerasan dan kelunakan mengacu kepada interaksi keras-keras, dan lunak-lunak dan berbeda dari kekuatan asam basa yang inherent. Jadi baik ion hidroksida maupun ion fluoride keduanya basa-keras, walaup ion hidroksida (pKa = 15,7) 1013 kali lebih besar dari pada ion fluoride (pKa= 2,85). Suatu asam atau basa kuat dapat mengusir suatu asam atau basa lemah, walaupun hal itu nampaknya menyalahi prinsip interaksi ABKL. Jadi sulfit, suatu basa lunak yang lebih kuat dapat mengusir
fluoride, suatu basa keras yang lebih lemah dari suatu proton asam keras, misalnya:
Hal yang serupa, hidroksida, suatu basa keras yang sangat kuat, dapat mengusir suatu basa lemah yang lunak dari suatu kation metilmerkuri (II) yang lunak, misalnya:
memaksa reaksi-reaksi ini menentang prinsip keras- lunak. Namun, bila kekuatan dan kekerasan keduanya diperhatikan aturan keras-lunak itu akan tetap berlaku dengan baik.
Ion-ion sulfide dan hidroksil keduanya dapat bergabung dengan proton (masing-masing pKa= 14,2 dan 15,7). Ks untuk ion sulfide dengan kation metilmerkuri (II) adalah 21,2, dimana hal seperti itu, untuk ion hidroksil hanya sebesar 9,4. Karenanya sulfide diklasifikasikan sebagai suatu basa lunak. Sebaliknya, anion, seperti itu juga ada, dimana baik Ks maupun Ka nya rendah atau hampir berurutan, misalnya fluoride (log Ks = 1,50, pKa =2,85) dan sulfit (log Ks = 1,50, pK = 2,85) dan sulfit (log Ks = 8,1 dan pK =6,8). Dalam hal seperti ini, peningkatan harga numeric sedikit saja atas konstanta K memiringkan skala menuju basa keras (sesuai dengan ukuran yang kecil dan polarisabilitas yang rendah) bagi fluoride dan basa lunak bagi ion sulfit.
Ikatan antar asam keras dan basa keras bersifat ionik, sedangkan interaksi lunak-lunak sebagian besar menghasilkan senyawa kovalen. Asam keras memiliki orbital kosong dan dapat menerima elektron σ sedangkan basa keras dengan orbital kulit valensi terluar yang terisi, dapat menyerahkan pasangan elektron σ untuk asam
b. Penerapan Konsep ABKL
Walaupun dasar teoritis kuantitatif untuk HSAB tidak dapat ditemukan, namun konsepnya membantu dalam menemukan korelasi dari data yang sifatn ya bermacam-macam. Sebagai missal, konsep itu menjelaskan stabilitas dari AgI2 karena interaksi lunak-lunak, terjadinya AgF2 yang tidak stabil karena interaksi lunak-keras. Hal yang serupa, reaksi antara LiI dan CsF dapat ditinjau sebagai kombinasi yang istimewa dari spesies lunak-lunak dan keras-keras:
Pearson telah menunjukkan bahwa logam lunak mengabsorbsikan basa lunak, dan dengan demikian menerangkan reaksi katalitik tertentu.Jorgenson menunjukkan bahwa ligan keras dan lunak cenderung secara terpisah membentuk kelompok bersama. Jadi [Co(CN)5I]3-dan [Co(NH3)5F]2+ diharapkan bersifat stabil, tetapi
[Co(CN)5F]3- dan [Co(NH3)5I]2+ akan tidak stabil.
Pelarut keras diharapkan akan melarutkan solute keras. Baik dalam reaksi substitusi elektrofilik maupun nukleofilik, laju reaksi dapat dikorelasikan dengan sifat keras-lunak dari sudut asam dan basa.
Jorgenson (1968) telah menyatakan adanya kecenderungan ligan lunak untuk bergabung dengan suatu pusat yang telah memiliki ligan dan sebaliknya, sebagai simbiosis. Selanjutnya ia menerangkan bahwa senyawa seperti itu akan tersubstitusi simetris dan tidak memiliki substituen campuran.
kekerasan dan kelunakan dari suatu atom bukan sifat yang inheren, tetapi tergantung dari substituennya. Jadi, ammonia adalah suatu basa keras, tetapi piridin bersifat tidak tentu. Ion asam B3+ bersifat tidak tentu pula. Substituent yang menarik elektron dan berukuran kecil yang tak dapat dipolarisasikan seperti fluoride menjadikan senyawanya suatu asam Lewis keras, tetapi kelompok pendonor elektron dan mudah terpolarisasikan seperti hidrida, menjadikannya lunak.
c. Dasar untuk Kekerasan dan Kelunakan
Interaksi ELektrostatik atau Ionik dan Interaksi Sigma Kovalen
Asam dan basa keras yang khas membentuk senyawa ionic. Karena energy elektrostatik (energy Madelung) dari suatu pasangan ion merupakan perbandingan terbalik dari jarak internuklir, makin kecil ion makin besar stabilitasnya. Karena interaksi elektrostatik tidak dapat menjelaskan interaksi lunak-lunak karena ukura yang lebih besar dari ion-ion lunak maka diasumsikan bahwa interaksi ini bersifat kovalen. Dalam kaitannya hal ini, polarisabilitas dari elektron d menjadi penting. Hampir semua asam lunak (logam) memiliki enam atau lebih elektron d dan suatu konfigurasi d10 menjadikan suatu asam lunak yang sangat baik (Ag+, Hg2+).
Dengan mempertimbangkan interaksi keras sebagai ionic dan yang lunak sebagai kovalen, Misons, dkk (1967) menetapkan hubungan:
pK = - log K = aX + bY + C dimana:
K = konstanta kesetimbangan bagi disosiasi kompleks ligan-logam X,Y = parameter untuk ion logam
a, b = parameter untuk ligan
c = suatu konstan dari ligan untuk menyesuaikan nilai pK sehingga semua nilai berada pada skala yang sama
parameter Y menunjukkan kelunakan dan dapat dievaluasi dari parameter atom. Ion keras memiliki Y kurang dari 2,8, yang lunak memeiliki Y lebih dari 3,2.
parameter b meningkat pula dengan kelunakannya dari ligan (OH- : 0,40; NH3: 1,08; Cl-: 2,49; Br: 5,58; I-: 7,17; S2O92-: 12,4)
Walaupun a dan x dapat dipertimbangkan menjadi ukuran kekerasan yang lain, hal ini tercakup pula kekuatan asam-basa yang inheren. X berhubungan erat dengan elektronegativitas dari ion logam dan mengukur kecenderungan dari ion logam dalam menerima elektron dari ligan. X bervariasi sejalan seperti urutan Irving-William untuk kestabilan konstanta-konstanta dari senyawa kompleks,
Mn(II) < Fe(II)<Co(II)<Ni(II)<Cu(II)<Zn(II)……….. (23)
Kekuatan yang inheren dari faktor kekeras-lunakan cenderung bercampur karena persamaan (7.22) dapat ditafsirkan dalam dua cara:
(i) Persamaan itu suatu ukuran dari kekuatan s karena gangguan oleh faktor kelunakan seperti yang ditetapkan oleh Pearson (1968).
SQSR = QR = S………. (24)
(ii) Faktor kekerasan dan kelunakan dapat dibangun bersama degan kekuatan yang inheren ke dalam faktor sebagaimana dilakukan oleh Dargo, dkk. (1972), dan parameter itu mengukur kekuatan sebagai spesies yang keras atau kekuatan sebagai spesies yang lunak.
d. Kontribusi ikatan – pi
Karena spesies lunak memiliki orbital d hampir penuh dan mudah dapat dipolarisasikan, ikatan- pi dalam interaksi lunak-lunak tidak dapat diketahui, sebagaimana dikatakan oleh Chatt dan Milikan. Asam yang lazimnya logam dalam keadaan oksidasi rendah memiliki kecenderungan besar untuk membentuk ikatan – pidan ligan dengan ikatan yang baik (PR3, CO, I-) semuanya merupakan basa
lunak.
Akhirnya gaya disperse London yang meningkat dengan ukuran atom dan polarisabilitasny, dapat pula menstabilkan ikatan antara spesies besar, tetapi lunak,
dan dapat terpolarisasikan dengan mudah. e. Elektronegativitas dan Spesis Keras-Lunak
Lazimnya spesies dengan elektronegativitas tinggi bersifat keras dan yang elektronegativitasnya rendah bersifat lunak. Perbedaan antara konsep Pauling dan Pearson adalah sebagai berikut. Menurut Pauling, energi resonansi ionik yang menjurus pada terbentuknya ikatan heteronuklir kovalen yang stabil adalah sebanding denga perbedaan elektronegativitas atom, dan secara tidak langsung menyatakan bahwa stabilitas twertinggi itu akan berlaku dalam ikatan yang terjadi anatar atom yang perbedaan keelektronegativannya besar. Hal ini menunjukkan bahwa CsF dan LiI berlangsung secara eksotermik. Karena dalam hal ini aturan lunak-lunak lebih menentukan daripada perbedaan elektronegativitas. Ketidaksesuaian yang terjadi ini dapat dibedakan dengan dua cara:
(i) Entalpi atomisasi dari empat spesi dalam reaksi itu adalah LiF: 573; CsF: 501; LiF: 347; dan CsI: 335 kJ/mol (masing-masing 137, 120, 83, dan 80
kkal/mol). Walaupun interaksi keras-keras adalah terkuat (573kJ/mol) dan interaksi lunak-lunak adalah terlemah (335kJ/mol), terlihat bahwa tenaga pendorong dari reaksi adalah interaksi keras-keras. Kita dapat meninjau
sebagai suatu interaksi kovalen dan hasilnya akan sama pula.
Interaksi keras-keras (1262 kJ/mol) memaksa reaksinya berjalan terus dengan entalpi reaksi yang teramati sebagai -397kj/mol.
(ii) Energi ikatan dalam suatu molekul dapat dibagi menjadi energi ikatan kovalen, ionik, dan sebagainya. Dengan mempertimbangkan ikatan menjadi kovalen penuh, dalam arti bahwa atom memiliki muatan ionik nol, energy ikatan kovalen akan sebanding dengan kebalikan jarak ikatan. Atom yang lebih kecil akan membentuk ikatan yang lebih kuat (perkecualian bagi ikatan N-N, O-), dan F-F akibat dari tolak interelektronik yang non-ikatan). Karena itu, interaksi keras-keras tidak dapat dianggap bersifat elektrostatik murni, kontribusi kovalen akan sama pentingnya. Perhitungan menunjukkan bahwa untuk LiF, hampir seperempat dari energi ikatan (573 kj/mol) berasal dari ikatan kovalen, separuh berasal dari tarikan elektrostatik Madelung antara muatan-muatan partial pada atom-atom litium dan flor (sekitar 2/3 elektron), dan seperempat dari perpidahan muatan dari atom litium yang lebih elektronegatif (sesuai dengan energi resonansi Pauling)
f. Keterbatasan Konsep ABKL
Keterbatasan yang pokok dari konsep ABKL, pertama adalah sifat keumumannya tanpa suatu skala pengukuran yang kuantitaf. Kedua, kesepakatan yang diambil untuk membagi suatu senyawa menjadi penggala asam dan basa dengan maksud menjelaskan fenomena pengamatan, hanya akan sesuai bilamana reaksinya telah diketahui. Jadi, walaupun pemecahan I bagi reaksi esterifikasi menjelaskan perilaku yang teramati pemecahan II tidak dapat diabaikan atas dasar interaksi keras-lunak:
ketiga, karena faktor keras-lunak adalah sifat senyawa asam atau basa yang berdiri sendiri, faktor-faktor itu bertindak secara bebas. Banyak contoh telah dibahas untuk
memperlihatkan saling ketergantungan dari dua konsep itu. Akhirnya, perhatikan reaksi:
yang seharusnya berlangsung karena interaksi lunak-lunak (CH 3+ – H+). Perubahan entropi reaksi yang tidak menguntungkan tidak menjadi reaksi itu berlangsung sama sekali (+359 kJ/mol atau +86 kkal/mol) dan hal ini akibat dari keasaman yang realtif sangat besar dari proto terhadap kation CH 3+.
Sebagai rangkuman, dapat dikatakan bahwa pentingnya interaksi ABKL terletak pada kemanfaatan secara akuratdengan memperhatikan stabilitas relatif dari
senyawa. Perlu diperhatikan benar, bahwa interaksi lunak-lunak bukan kekuatan pendorong dari reaksi tetapi sekedar akibat dari sepsis yang lebih keras yang mengikat satu dengan yang lain. Dalam hal ini ion logam transisi atau asam Lewis yang nampak mengembangkan oktetnya, betul-betul menstabilkan oktetnya, ikatan itu akan betul-betul menstabilkan interaksi lunak-lunak. Pada tahap ini hal ini hanyalah merupakan suatu dugaan belaka.
DAFTAR PUSTAKA
Amaria. 2005. Asam Basa. Surabaya: Jurusan Kimia. Universitas Negeri Surabaya.
Anderton, J.D, P.J. Garnet, W.R.Liddelow, R.K. Lowe, dan I.J. Manno. 2003. Foundation Of Chemistry. Second edition. Sydney: Pearson Education Australia.
Manku, G.S. 1980. Theoretical Principles of Inorganic Chemistry. New Delhi: Tata McGraw.Hill Publishing Company Limited.
Pearson, Ralph G. 1963. “Hard and Soft Acids and Bases”. Journal of The American
![KAJIAN DOCKING 3-[(ASETILOKSI)METIL]-7-[(4-HIDROKSI-3- Kajian Docking 3-[(Asetiloksi)Metil]-7-[(4-Hidroksi-3-Metoksifenil)Metilidin]Amino]-8-Okso-5-Thia 1-Azabisiklo[4.2.0]Oct-2-Ene-Asam Karboksilat Menggunakan Dock6.](data:image/gif;base64,R0lGODlhAQABAIAAAP///wAAACH5BAEAAAAALAAAAAABAAEAAAICRAEAOw==)