Asam basa
Definisi asam basa telah berubah dengan waktu. Hal ini bukan masalah definisi yang ketinggalan zaman, namun lebih karena kemudahan menerapkan konsep untuk masalah kimia yang khusus. Oleh karena itu, mengurutkan kekuatan asam basa juga bergantung pada definisi asam basa yang digunakan.
a Asam basa Arrhenius
Di tahun 1884, Arrhenius mendefinisikan asam adalah zat yang menghasilkan H+ dan basa
adalah zat yang menghasilkan OH-. Bila asam adalah HA dan basa BOH, maka HA → H+ + A dan BOH → B+ + OH-. Bila asam dan basa bereaksi akan dihasilkan air.
b Asam basa Bronsted Lowry
Dalam teori baru yang diusulkan tahun 1923 secara independen oleh Brønsted dan Lowry, asam didefinisikan sebagai molekul atau ion yang menghasilkan H+ dan molekul atau ion yang menerima H+ merupakan partner asam yakni basa. Basa tidak hanya molekul atau ion yang menghasilkan OH-, tetapi yang menerima H+. Karena asam HA menghasilkan H+ ke air dalam larutan dalam air dan menghasilkan ion oksonium, H3O+, air juga merupakan basa menurut definisi ini.
HA(asam) + H2O(basa) → H3O+(asam konjugat) + A- (basa konjugat)
Di sini H3O+ disebut asam konjugat dan A- adalah basa konjugat. Namun, karena air juga
memberikan H+ ke amonia dan menghasilkan NH4+ , air juga merupakan asam, seperti
diperlihatkan persamaan berikut:
H2O(asam) + NH3 (basa) → NH4 +(asam konjugat) + OH - (basa konjugat)
Jadi air dapat berupa asam atau basa bergantung ko-reaktannya.
Walaupun definisi Bronsted Lowry tidak terlalu berbeda dengan definisi Arrhenius, definisi ini lebih luas manfaatnya karena dapat digunakan ke sistem asam-basa dalam pelarut non-air.
Latihan 3.3 Tuliskan rumus molekul asam nitrat, asam perkhlorat, asam sulfat dan asam fosfat sebagai asam okso lengkap dengan bilangan oksidasi atom pusatnya.
[Jawab] asam nitrat (HO)N5 + O2, asam perkhlorat (HO)Cl7 + O3, asam sulfat (HO)2S6+O2, asam fosfat (HO)3P5+O.
Kekuatan asam
Suatu asam protonik akan memberikan H+ ke air dan menghasilkan ion H3O+. Kekuatan asam dilarutan encer dalam pelarut air diperkirakan dari konstanta kesetimbangan Ka.
Untuk kesetimbangan disosiasi: HA + H2O = H3O+ + A Namun biasanya lebih mudah untuk menggunakan:
pKa = -log Ka, mirip dengan pH = -log [H3O+].
Asam dengan pKa <> 0 diklasifikasikan asam lemah. Basa konjugasi dari asam kuat adalah basa lemah.
Karena pelarut dapat juga menjadi asam atau basa, keasaman dan rentangnya bergantung pada pelarut yang melarutkan asamnya. Disosiasi sempurna asam yang lebih kuat dari H3O+ akan memberikan H+ke air, membentuk H3O+ dalam larutan berpelarut air. Misalnya, baik HBr dan HI terdisosiasi sempurna menjadi H3O+, dan keasamannya mirip. Fenomena seperti ini disebut dengan efek penyamarataan, dan semua keasaman menjadi sama dengan H3O+. Dalam pengukuran keasaman relatif asam kuat, diperlukan pelarut yang keaktifan H+ lebih kecil dari keaktifan air, misalnya asam asetat dan etanol.
Asam biner halo HX, kecuali HF, adalah asam kuat. Walaupun konsentrasi H3O+ juga tinggi di larutan HF, ikatan hidrogen yang kuat antara F- dibandingkan ikatan hidrogen yang sama di anion halida lain menurunkan keaktifan termodinamika H3O+.
Keasaman asam okso, seperti asam fosfat, asam sulfat, asam nitrat, dan asam perkhlorat berkaitan dengan bilangan oksidasi P, S, N, dan Cl. Bila, asam okso HnXOm dinyatakan sebagai (HO)XOm-n, muatan positif di X menjadi (2m-n), dan keasaman akan menjadi lebih besar dengan meningkatnya bilangan ini. Besarnya bilangan ini sebanding dengan kemudahan disosiasi OH untuk menghasilkan proton. Keasaman asam okso tersebut adalah asam perkhlorat (HO)ClO3 > asam sulfat (HO)2SO2 > asam nitrat (HO)NO2 > asam fosfat (HO)3PO. Walaupun asam fosfat dapat ditulis (HO)3PO, tapi asam fosfit bukan (HO)3P tetapi (HO)2HPO, dan kekuatan asamnya mirip dengan asam sulfat.
Fungsi keasaman Hammett
Konsentrasi ion hidrogen dan pH bermakna hanya dalam larutan encer asam dalam pelarut air. Keasaman dalam larutan pekat dan pelarut non-air diukur dengan menggunakan fungsi
keasaman Hammett. Fungsi ini memungkinkan pengukuran keasaman berbagai asam dalam pelarut non-air. Fungsi Keasaman Hammett dalam kesetimbangan
B + H+ → BH+
Asam dengan -H0 lebih dari 6 disebut superasam. Asam ini 106 kali lebih kuat dari larutan asam kuat 1 molar. -H0 untuk asam sulfat murni adalah 12.1, 21.1 untuk larutan HF dalam SbF5, dan 26.5 untuk kombinasi HSO3F dan SbF5. Superasam mempunyai kemampuan untuk mengambil H- dari hidrokarbon dan melakukan pertukaran H-D dan pemotongan ikatan C-C, dsb.
Asam basa Lewis
Sementara konsep asam basa Brønsted terbatas pada transfer proton, asam Lewis A biasanya
didefinisikan sebagai akseptor pasangan elektron dan basa Lewis B sebagai donor, pasangan
elektron. Asam A dan basa :B terikat membentuk aduk A:B. Misalnya, asam Lewis BF3 dan basa bas Lewis OEt2 (dietileter) membentuk aduk F3B:OEt2. Kestabilannya meningkat dengan terbentuknya oktet di sekitar boron ketika terbentuk aduk. Kestabilan aduk diungkapkan dalam konstanta kesetimbangan reaksi :
A + :B = A:B Kf
Oleh karena itu, keasaman Lewis diukur dengan membandingkan Kf terhadap basa yang sama :B. Karena proton juga merupakan akseptor elektron, asam Brønsted adalah kasus spesial definisi asam yang lebih umum yakni Lewis. Menurut definisi ini, ikatan koordinat antara logam transisi (asam Lewis) dan ligan (basa Lewis) juga merupakan reaksi asam basa.
V. Gutmann mengusulkan negatif entalpi pembentukan (dalam satuan kkal.mol-1) dari aduk
(Cl5Sb-Sol) dari suatau pelarut Sol (solvent) dengan asam standar (SbCl5) dalam dikhloroetana sebagai ukuran kebasaan Lewis pelarut. Bilangan ini disebut bilangan donor (donor number (D.N.)) pelarut. Di pihak lain, pergeseran kimia 31P NMR dari Et3P dalam pelarut didefinisikan sebagai ukuran keasaman Lewis pelarut dan disebut dengan bilangan akseptor (acceptor number (A.N.)). Klasifikasi asam basa keras lunak R. G. Pearson mengklasifikasikan asam basa Lewis sesuai dengan kekerasan dan kelunakannya. Klasifikasi ini merupakan perluasan dari teori yang awalnya dikembangkan oleh S. Ahrland, J. Chatt, dan N. R. Davies, yang mengusulkan agar kation logam diklasifikasikan dalam urutan konstanta kestabilan pembentukan kompleksnya dengan anion halida Kf. Urutannya adalah I <>f untuk ion logam yang masuk klas a , dan urutannya mengikuti f <>perbatasan.
Yang harus dicatat adalah Kf cenderung bernilai besar dengan bergabungnya asam keras dan basa keras, atau asam lunak dan basa lunak. Bila konsep ini diperluas dari kation sederhana dan anion halida ke asam dan basa Lewis umum, asam basa tadi dapat diklasifikasikan dengan afinitas asam basa keras lunak.
Ungkapan kualitatif “kelunakan” adalah bentuk pengungkapan dengan bahasa lain “kemudahan polarisasi” dan “semakin besarnya kontribusi kovalensi dari ikatan ion dalam ikatan”. Kation alkali dan alkali tanah serta aluminum adalah asam keras dan kation merkuri, tembaga, perak, dan emas, dsb. termasuk kelas lunak. Sementara oksida adalah anion keras, sulfida dan senyawa fosfor adalah anion lunak. Dalam mineral di kerak bumi, aluminum yang keras dan oksofilik (suka pada oksigen) didapatkan sebagai oksida, dan kadmium, yang lunak dan kalkofilik ditemukan sebagai sulfida.
Latihan 3.4 Dengan menerapkan konsep asam basa keras lunak untuk ion feri dan feo, jenis
mineral apakah yang diharapkan akan dibentuk oleh besi?
[Jawab] Fe3+ adalah asam keras dan Fe2+ adalah di perbatasan. Oleh karena itu, mineral utama besi adalah oksida. Walaupun bijih utama oksida hematit Fe2O3 atau magnetit Fe3O4, pirit FeS2 juga agak terdistribusi luas.
Tidak ada komentar:
Posting Komentar