Asam dan Basa — Sifat, pH & Reaksi

Asam mendonorkan proton atau meningkatkan hidronium dalam air. Basa menerima proton atau meningkatkan hidroksida dalam air. Inilah gagasan inti di balik pH, netralisasi, dan sebagian besar soal awal tentang asam-basa.

Jika Anda hanya mengingat satu uji, gunakan ini: dalam kondisi yang dinyatakan, apakah spesies tersebut melepaskan $H^+$ atau menerima $H^+$? Dalam air, gagasan yang sama tampak sebagai pH yang lebih rendah untuk larutan asam dan pH yang lebih tinggi untuk larutan basa.

Apa Itu Asam dan Apa Itu Basa?

Dua definisi paling penting dalam kimia dasar.

Definisi Arrhenius adalah yang paling sederhana untuk kimia berbasis air. Asam meningkatkan $[H_3O^+]$ dalam air, dan basa meningkatkan $[OH^-]$ dalam air. Ini adalah gambaran yang paling praktis ketika soal membahas pH atau reaksi netralisasi standar.

Definisi Bronsted-Lowry lebih luas. Asam mendonorkan proton, $H^+$, dan basa menerima proton. Ini menjelaskan mengapa banyak reaksi asam-basa paling baik dipahami sebagai reaksi perpindahan proton.

Kedua definisi itu tidak salah. Gunakan pandangan Arrhenius ketika soal jelas membahas larutan berair dan pH. Gunakan pandangan Bronsted-Lowry ketika Anda perlu melacak zat mana yang mendonorkan proton dan zat mana yang menerimanya.

Bagaimana pH Berkaitan dengan Asam dan Basa

Dalam larutan berair, pH adalah skala praktis untuk keasaman dan kebasaan. pH yang lebih rendah berarti konsentrasi hidronium lebih tinggi, sehingga larutan lebih asam. pH yang lebih tinggi berarti konsentrasi hidronium lebih rendah, sehingga larutan lebih basa.

Untuk larutan berair encer di sekitar $25^\circ \mathrm{C}$, aturan kelas yang umum adalah:

• pH di bawah $7$: asam
• pH sekitar $7$: netral
• pH di atas $7$: basa

Aturan itu memiliki syarat. Netral tidak selalu tepat pH $7$, dan larutan yang sangat pekat dapat berada di luar rentang kelas yang biasa, yaitu $0$ sampai $14$.

Apa yang Terjadi dalam Reaksi Asam-Basa

Reaksi asam-basa memindahkan proton dari asam ke basa. Dalam banyak contoh berair, hal ini tampak sebagai netralisasi.

Untuk asam kuat dan basa kuat dalam air, persamaan ion bersihnya adalah:

$$H_3O^+ + OH^- \rightarrow 2H_2O$$

Persamaan itu menunjukkan perubahan intinya. Hidronium dan hidroksida bergabung membentuk air, sehingga larutan menjadi kurang asam dan kurang basa dibandingkan sebelumnya.

Contoh Soal: HCl Bereaksi dengan NaOH

Misalkan Anda mencampurkan $25.0 \, \mathrm{mL}$ HCl $0.10 \, \mathrm{M}$ dengan $25.0 \, \mathrm{mL}$ NaOH $0.10 \, \mathrm{M}$.

Dalam pengantar ini, anggap keduanya sebagai elektrolit kuat yang sepenuhnya menghasilkan spesies asam atau basa dalam air. Jumlah mol masing-masing adalah

$$n = MV = 0.10 \times 0.0250 = 0.00250 \, \mathrm{mol}$$

Jadi campuran dimulai dengan mol asam dan basa yang sama.

Spesies asam dan basa bereaksi dalam rasio $1:1$. Karena jumlahnya sama, tidak ada sisi yang tersisa setelah netralisasi. Yang tersisa terutama adalah air ditambah ion pendamping, $Na^+$ dan $Cl^-$.

Dalam kondisi ini, larutan akhir kira-kira netral. Gagasan kuncinya bukan hanya "pH-nya sekitar $7$." Gagasan kuncinya adalah bahwa pH akhir bergantung pada apa yang tersisa setelah tahap perpindahan proton.

Jika salah satu sisi berlebih, larutan akhir tidak akan netral. Kondisi itu lebih penting daripada sekadar kata "netralisasi".

Kesalahan Umum tentang Asam-Basa

Mencampuradukkan Asam Kuat dengan pH Rendah dalam Setiap Kasus

Kekuatan asam dan pH memang berkaitan, tetapi keduanya tidak sama. Kekuatan menggambarkan seberapa sempurna suatu asam terionisasi dalam kondisi yang diberikan. pH juga bergantung pada konsentrasi.

Menganggap Setiap Reaksi Asam-Basa Berakhir pada pH 7

Itu hanya benar untuk kasus tertentu, seperti jumlah yang setara dari asam kuat dan basa kuat dalam kondisi larutan berair pengantar yang umum. Asam lemah, basa lemah, atau jumlah yang tidak sama akan mengubah hasilnya.

Memperlakukan pH sebagai Sifat di Luar Air Tanpa Menyebutkan Sistemnya

pH terutama digunakan untuk sistem berair. Jika keadaannya bukan larutan berair, Anda perlu lebih berhati-hati untuk menentukan apakah pH memang bahasa yang tepat.

Mengira Basa Selalu Aman karena "Kurang Asam"

Basa juga bisa sangat reaktif dan korosif. Asam versus basa tidak berarti tidak berbahaya versus berbahaya.

Di Mana Gagasan Asam-Basa Digunakan

Gagasan asam-basa muncul setiap kali Anda perlu menalar reaktivitas dalam air, pH larutan, netralisasi, titrasi, buffer, kimia tanah, pencernaan, produk pembersih, atau pengendalian proses industri.

Gagasan ini juga menghubungkan beberapa topik kimia yang sering dipelajari siswa secara terpisah. Setelah asam, basa, dan perpindahan proton dipahami bersama, pH, buffer, dan kurva titrasi menjadi jauh lebih mudah dibaca.

Coba Kasus Serupa

Cobalah versi Anda sendiri dengan jumlah yang tidak sama, misalnya $25.0 \, \mathrm{mL}$ HCl $0.10 \, \mathrm{M}$ dicampur dengan $20.0 \, \mathrm{mL}$ NaOH $0.10 \, \mathrm{M}$. Pertama tentukan reaktan mana yang tersisa, lalu prediksi apakah larutan akhirnya bersifat asam atau basa sebelum Anda menghitung hal lain.