Asam Basa

1. Teori Asam Basa
        Asam dan basa adalah dua golongan zat kimia yang sangat umum ditemukan di sekitar kita. Sebagai contoh, cuka, asam sitrun, dan asam dalam lambung tergolong asam, sedangkan kapur sirih dan soda api tergolong basa. Asam dan basa memiliki sifat-sifat yang berbeda. Pada mulanya, asam dan basa dibedakan berdasarkan rasanya, di mana asam terasa masam sedangkan basa terasa pahit dan licin seperti sabun. Namun, secara umum zat-zat asam maupun basa bersifat korosif dan beracun — khususnya dalam bentuk larutan dengan kadar tinggi — sehingga sangat berbahaya jika diuji sifatnya dengan metode merasakannya.

•  Arrhenius

Teori ini pertama kalinya dikemukakan pada tahun 1884 oleh Svante August Arrhenius. Menurut Arrhenius, definisi dari asam dan basa, yaitu:

1. asam adalah senyawa yang jika dilarutkan dalam air melepaskan ion H+.
2. basa adalah senyawa yang jika dilarutkan dalam air melepaskan ion OH−.

Gas asam klorida (HCl) yang sangat larut dalam air tergolong asam Arrhenius, sebagaimana HCl dapat terurai menjadi ion H+dan Cl− di dalam air. Berbeda halnya dengan metana (CH4) yang bukan asam Arrhenius karena tidak dapat menghasilkan ion H+ dalam air meskipun memiliki atom H. Natrium hidroksida (NaOH) termasuk basa Arrhenius, sebagaimana NaOH merupakan senyawa ionik yang terdisosiasi menjadi ion Na+ dan OH− ketika dilarutkan dalam air. Konsep asam dan basa Arrhenius ini terbatas pada kondisi air sebagai pelarut.

• Bronsted-Lowry

Pada tahun 1923, Johannes N. Brønsted dan Thomas M. Lowry secara terpisah mengajukan definisi asam dan basa yang lebih luas. Konsep yang diajukan tersebut didasarkan pada fakta bahwa reaksi asam–basa melibatkan transfer proton (ion H+) dari satu zat ke zat lainnya. Proses transfer proton ini selalu melibatkan asam sebagai pemberi/donor proton dan basa sebagai penerima/akseptor proton. Jadi, menurut definisi asam basa Brønsted–Lowry:

1. asam adalah donor proton.
2. basa adalah akseptor proton.

Jika ditinjau dengan teori Brønsted–Lowry, pada reaksi ionisasi HCl ketika dilarutkan dalam air, HCl berperan sebagai asam dan H2O sebagai basa.

HCl(aq) + H2O(l) → Cl−(aq) + H3O+(aq)

HCl berubah menjadi ion Cl− setelah memberikan proton (H+) kepada H2O. H2O menerima proton dengan menggunakan sepasang elektron bebas pada atom O untuk berikatan dengan H+ sehingga terbentuk ion hidronium (H3O+).
Sedangkan pada reaksi ionisasi NH3 ketika dilarutkan dalam air, NH3 berperan sebagai basa dan H2O sebagai asam.

NH3(aq) + H2O(l) ⇌ NH4+(aq) + OH−(aq)

NH3 menerima proton (H+) dari H2O dengan menggunakan sepasang elektron bebas pada atom N untuk berikatan dengan H+ sehingga terbentuk ion ammonium (NH4+). H2O berubah menjadi ion OH− setelah memberikan proton (H+) kepada NH3.

teori asam basa bronsted lowry
Pelarutan asam atau basa dalam air sebagai reaksi asam–basa Brønsted–Lowry (Sumber: Silberberg, Martin S. & Amateis, Patricia. 2015. Chemistry: The Molecular Nature of Matter and Change (7th edition). New York: McGraw-Hill Education)

Dari kedua contoh tersebut terlihat bahwa (1) asam Brønsted–Lowry harus mempunyai atom hidrogen yang dapat terlepas sebagai ion H+; dan (2) basa Brønsted–Lowry harus mempunyai pasangan elektron bebas yang dapat berikatan dengan ion H+.
Kelebihan definisi oleh Brønsted–Lowry dibanding definisi oleh Arrhenius adalah dapat menjelaskan reaksi-reaksi asam–basa dalam fase gas, padat, cair, larutan dengan pelarut selain air, ataupun campuran heterogen. Sebagai contoh, reaksi antara gas NH3 (basa) dan gas HCl (asam) membentuk asap NH4Cl.

NH3(g) + HCl(g) → NH4Cl(s)

Beberapa zat dapat bertindak sebagai asam, namun juga dapat sebagai basa pada reaksi yang lain, misalnya H2O, HCO3−, dan H2PO4−. Zat demikian disebut amfiprotik. Suatu zat amfiprotik (misalnya H2O) akan bertindak sebagai asam bila direaksikan dengan zat yang lebih basa darinya (misalnya NH3) dan bertindak sebagai basa bila direaksikan dengan zat yang lebih asam darinya (misalnya HCl).

• Lewis

Pada tahun 1923, G. N. Lewis mengemukakan teori asam basa yang lebih luas dibanding kedua teori sebelumnya dengan menekankan pada pasangan elektron yang berkaitan dengan struktur dan ikatan. Menurut definisi asam basa Lewis,

1. asam adalah akseptor pasangan elektron.
2. basa adalah donor pasangan elektron.

Berdasarkan definisi Lewis, asam yang berperan sebagai spesi penerima pasangan elektron tidak hanya H+. Senyawa yang memiliki orbital kosong pada kulit valensi seperti BF3 juga dapat berperan sebagai asam. Sebagai contoh, reaksi antara BF3 dan NH3 merupakan reaksi asam–basa, di mana BF3 sebagai asam Lewis dan NH3 sebagai basa Lewis. NH3 memberikan pasangan elektron kepada BF3 sehingga membentuk ikatan kovalen koordinasi antara keduanya.

Kelebihan definisi asam basa Lewis adalah dapat menjelaskan reaksi-reaksi asam–basa lain dalam fase padat, gas, dan medium pelarut selain air yang tidak melibatkan transfer proton. Misalnya, reaksi-reaksi antara oksida asam (misalnya CO2 dan SO2) dengan oksida basa (misalnya MgO dan CaO), reaksi-reaksi pembentukan ion kompleks seperti [Fe(CN)6]3−, [Al(H2O)6]3+, dan [Cu(NH3)4]2+, dan sebagian reaksi dalam kimia organik.

Ikatan dan Unsur Kimia

Ok, kita sambung yaa blog kita. Di blog kali ini akan membahas sambungan materi minggu lalu.
Ikatan kimia adalah sebuah proses fisika yang bertanggung jawab dalam interaksi gaya tarik menarik antara dua atom atau molekul yang menyebabkan suatu senyawa diatomik atau poliatomik menjadi stabil. Kekuatan ikatan-ikatan kimia sangatlah bervariasi. Pada umumnya, ikatan kovalen dan ikatan ion dianggap sebagai ikatan "kuat", sedangkan ikatan hidrogen dan ikatan van der Waals dianggap sebagai ikatan "lemah". Hal yang perlu diperhatikan adalah bahwa ikatan "lemah" yang paling kuat dapat lebih kuat daripada ikatan "kuat" yang paling lemah. Jari-jari atomik dan dionik. Jari-jari secara eksperimen merupakan separuh jarak antar inti atom. Jari-jari kovalen secara eksperimen mendefinisikan separuh jarak atom logam antara separuh jarak atom logam antara  dua atom yang sama terkait secara bersama oleh ikatan kovalen. Jari-jari ionik berkaitan dengan jarak antara 2 inti yang terhubung oleh ikatan elektrosatatik antara anion dan kation masing-masing unsur.
Untuk menyusun pokok bahasan  akan ditinjau 3 jenis utama dari ikatan:
1.Ikatan kovalen polar.
2.Ikatan kovalen nonpolar
3.Ikatan ion.

A. ikatan kovalen polar

ikatan kovalen memiliki keelektronegatifan yang sama besar, maka tidak akan mengakibatkan pengutuban atau polarisasi muatan. Hal ini kemudian dinamakan sebagain ikatan kovalen nonpolar.

Contoh ikatan kovalen nonpolar: I2, Br2, H2, N2

Misalnya pada I2 dimana elektron digunakan oleh dua inti atom I. Oleh karena keelektronegatifannya sama besar, maka tidak terjadi pengutuban atau polarisasi. Perhatikan gambar di bawah ini.

contoh ikatan kovalen non polar

B. Ikatan kovalen polar

Sebuah senyawa terjadi ikatan kovalen polar apabila ada perbedaan kelektronegatifan yang mengakibatkan terjadinya pengutuban muatan. Misalnya pada senyawa HF dimana elektron bersamanya digunakan secara tidak seimbang oleh kedua inti atom H dan inti atom F.

Perhatikanlah gambar berikut ini.

contoh ikatan kovalen pola

 C. Ikatan Ion
Ikatan ion terjadi akibat adanya serah terima elektron sehingga membentuk ion positif dan ion negatif yang konfigurasi elektronnya sama dengan gas mulia. 
Contoh ikatan ion: NaCl

Faktor Geometri

Jari-jari dan kekuatan menarik elektron atom atau

Kimia dasar2

Partikel Penyusun Atom

Pada blog kali ini akan melanjutkan materi dari blog sebelumnya mengenai Atom.
Sifat dan kelakuan atom pada dasarnya merupakan perwujudan dari sifat susunan zat di dalam atom.

1. Penemuan elektron                            
Tonggak sejarah perkembangan teori atom selanjutnya dimulai dari penemuan hukum Faraday yang diperoleh melalui percobaan elektrolisis. Dari hukum tersebut disimpulkan bahwa terdapat kaitan antara satuan muatan listrik dengan massa zat yang dihasilkan pada kedua elektroda. Berdasarkan percobaan Faraday tersebut, G. Jhonstone Stoney(1891) mengusulkan bahwa muatan listrik terdapat dalam satuan diskrit yang disebut elektron dan satuan ini berkaitan dengan atom. Sifat ilmiah elektron diperjelas lebih lanjut oleh Thompson melalui percobaan tabung pengawa muatan listrik yang menghasilkan sinar katoda. Karakteristik sinar katoda, yaitu bergerak melalui garis lurus, memiliki massa yang lebih ringan dari atom, mengalami pembelokan oleh medan magnet atau medan listrik, serta tidak bergantung pada jenis gas pengisi tabung dan material logam katoda. Dari karakteristik tersebut, Thompson menyimpulkan bahwa sinar katode pada hakekatnya adalah berkas partikel bermuatan negatif yang disebut elektron dan merupakan partikel penyusun atom secara universal.                                   

 2. Penemuan proton                              

Elektron yang bermuatan negatif merupakan partikel dasar penyusun atom, sedangkan zat pada dasarnya tidak bermuatan (netral, sehingga partikel lain penyusun atom haruslah suatu partikel bermuatan positif. Adanya partikel bermuatan positif dibuktikan dengan percobaan pada tabung pengawa muatan listrik dengan menggunakan katoda yang berlubang-lubang dan pada bagian belakang katoda tersebut terdapat lapisan yang dapat berluminisensi. Dari percobaan ini dapat diidentifikasi adanya arus partikel  bermuatan positif yang bergerak berlawanan arah dengan sinar katoda. Berkas partikel positif tersebut kemudian disebut sebagai sinar anoda atau sinar terusan(Canal Rays).                                           Besarnya angka banding muatan terhadap massa sinar terusan, ternyata bervariasi bergantung pada jenis gas pengisi lubang pengawa muatan listrik tersebut dan nilainya selalu jauh lebih kecil dari nilai e/m elektron.                                                                         

3. Penemuan neutron                          

Rutherford mengemukakan bahwa jika atom hanya terdiri atas proton dan elektron dalam junlah yang sama, dan massa atom hanya ditentukan oleh junlah massa proton karena massa elektron sangat kecil, maka massa atom tersebut hanya sekitar setengah dari massa atom relatif yang telah diketahui sebelumnya. Berdasarkan hal tersebut, pada tahun 1920, Rutherford meramalkan bahwa dalam atom terdapat partikel netral yang bermassa sama dengan massa proton. Pada tahuj 1932, ramalan rutherford tersebut dapat dibuktikan ileh J. Chadwick yang menembaki Berilium dengan partikel a(alpha) dan menghasilkan partikel energetik tidak bermuatan dan memiliki massa sedikit lebih besar dari proton. Partikel tersebut kemuadian disebut neutron.      

                                                Bilangan Kuantum                               k
Setiap elektron ditetapkan dari keempat bilangan kuantumnya yang berkaitan dengan energi, orientasu kruangnya, dan kemungkinan interaksinya dengan lain.                                                                               

*Bilangan kuantum utama(n)        

Bilangan kuantum ini memberikan lokasi dan energi suatu elektron dan merupakan ukuran dari volume efektif awan elektron. Dengan meningkatnya nilai n, semakin jauh dari inti, energi membesar. Nilai n menyatakan kulit elektron, n=1 disebut kulit K, n=2 disebut kulit L, n=3 disebut kulit M, n=4 disebut kulit N,dst.                                                

*Bilangan kuantum azimut atau orbital                                                   

Setiap kulit terdiri atas satu atau lebih subkulit. Jumlah subkukit dalam satu kulit ditentukan oleh nilai n dari kukit tersebut, misalnya nilai K, n=1, hanya memiliki satu subkulit. Sedangkan L memiliki 2 subkulit, kukit M memiliki 3 subkulit, dst. Subkulit-subkulit tersebut dibedakan oleh nilai bilangan kuantum azimut yang juga menentukan bentuk-bentuk orbital. Nilai-nilai bilangan kuantum azimut berupa integer positif termasuk nol sampai dengan (n-1). Nilai l= 0,1,2,3,4,5,6,7, biasanya dunyatakan dengan simbol huruf berturut-turut s,p,d,f,g,h,i,j. Empat hurf pertama diambil dari huruf pertama kata sharp, principal, diffuse, dan fundamental yaitu kata yang menjelaskan jenis-jenis spektra pada spektrum atom logam alkali, sedangkan lambang huruf selanjutnya mengikuti urutan abjad. 

*Bilangan kuantum magnetik(m)    

Satu kulit terdiri atas satu atau lebih subkulit dan setiap sebkulit terdiri atas satu atau lebih orbital. Jumlah orbital dalam satu kulit(dengan bilangan kuantum utama n) adalah n. Orbital yang ada dalam satu subkulit dengan bilangan kuantum azimut l, memiliki bilangan kuantum magnet -l, -(l-1), -(l-2), -1, 0, 1, ....(l-1), l. Dua orbital dalam kulit yang sama memiliki nila n dan l yang identik, tetapi harus memiliki nilai m yang berbeda. Nilai m menentukan aeah orbital relatif terhadap medan magnet terapan.                             

*Bilangan Kuantum Spin(s)        

 Bilangan kuantum ini menyatakan arah putaran elektron pada porosnya, searah jarum jam atau berlawanan arah jarum jam. Hal ini dinyatakan dengan nilai 1/2 atau -1/2. Suatu orbital dapat diisi dengan  maksimum dua elektron dengan arah spin berlawanan. Hal ini sesuai dengan prinsip Larangan Pauli.

Daftar pustaka:

https://images.app.goo.gl/Us4pPQeAwDqQRHys

https://images.app.goo.gl/21CChaAXz5oXJk56A

https://images.app.goo.gl/cwEftMCy95gYt6wAA

https://images.app.goo.gl/z8kDgubRjwrFE9Nd8

https://www.google.com/imgres?imgurl=https%3A%2F%2F2.bp.blogspot.com%2F-nyz_pO8WCnc%2FV5jNS_A8ATI%2FAAAAAAAAD4E%2FZMK10SjJueg5E9E_L4TNL_8A4_Y8JJNawCLcB%2Fs1600%2Fpartikel_dasar_penyusun_atom_kokim.png&imgrefurl=https%3A%2F%2Fkonsep-kimia.blogspot.com%2F2016%2F07%2Fpartikel-dasar-penyusun-atom-dan-lambang-atom.html&tbnid=7ClBX1IEIhfcZM&vet=1&docid=7hIG-Dh1bL69IM&w=529&h=159&q=partikel%20penyusun%20atom&hl=in-ID&source=sh%2Fx%2Fim

belajarkimiadasar

Teori Atom

Kimia Dasar

Atom berasal dari kata 'a' yang berarti tidak dan 'tomos' yang bearti dipotong-potong. Perkembangan teori atom dimulai dari konsep materi demokritus yang menyatakan bahwa materi dapat dibagi menjadi bagian yang lebih kecil, sampai diperoleh bagian terkecil yang tidak dapat dibagi lagi.

1. Model Atom Dalton                            

Ditemukan oleh John Dalton (1803) adalah teori pertama yang dilandasi data ilmiah.

• Atom merupakan partikel zat atau materi terkecil yang tidak dapat dibagi lagi menjadi bagian yang lebih kecil.
• Atom berbentuk/digambarkan seperti bola sederhana yang berukuran sangat kecil.
• Atom dari suatu unsur dapat bergabung dengan unsur lain disebut molekul.
• Atom dari unsur adalah permanen. Tidak dapat diuraikan, tidak dapat di ciptakan dan tidak dapat dimusnahkan.   
• Reaksi kimia merupakan pemisahan, penggabungan, atau penyusun      kembali atom-atom  sehingga atom tidak dapat diciptakan dan dimusnahkan.                         *Kelebihan teori Dalton: menarik minat untuk melakukan penelitian lebih mendalam tentang teori atom. *Kekurangan teori Dalton: 
• tidak menjelaskan perbedaan antara atom yang satu dengan yang lainnya.
• Tidak menjelaskan bagaimana cara atom saling berikatan.
• Atom sebenarnya masih dapat dibagi-bagi( bukan partikel terkecil).

   
   2. Model Atom Thompson

Joseph John Thompson(1904) menggambarkan model atom nya setelah dia menemukan sinar katode. Dia menyimpulkan bahwa atom adalah bola padat bermuatan positif dan didalam nya tersebar elektron yang bermuatan negatif.Model ini disebut juga model roti kismis, karena mirip dengan roti yang ditaburi kismis di permukaannya.

Roti digambarkan sebagai atom bermuatan positif dan kismis sebagai elektronnya. Dalam penelitiannya, Thompson melewatkan arus melalui sinar katoda. Sebuah tabung sinar katoda adalah tabung gelas yang hampir semua udara telah dihilangkan. ini berisi sepotong logam disebut elektroda pada setiap ujung. Satu elektroda bermuatan negatif dan dikenal sebagai katoda. Elektroda lainnya bermuatan posotif dan dikenal sebagai anoda. 

Ketika tegangan arus listrik diterapkan pada ujung plat, sinar katoda perjalanan dari katoda ke anoda.

 3. Model Atom Goldstein

Pada tahun 1886, Eugen Goldstein memodifikasi tabung sinar katode dengan melubangi lempeng katodanya dan gas yang berada dibelakang katode menjadi berpijar.
Peristiwa tersebut menunjukkan adanya radiasi yang berasal dari anode yang menerobos lubang pada lempeng katode. Sinar ini disebut sinar anode atau sinar positif.

4. Model Atom Rutherford

Teori atom Ernest Rutherford(1911) muncul berdasarkan eksperimen hamburan  sinar alfa dari uranium.
Atom terdiri dari inti atom yang sangat kecil dan bermuatan positif, dikelilingi oleh elektron yang bermuatan negatif seperti tata surya. Teori atom Rutherford telah berhasil menemukan konsep bahwa atom mempunyai inti yang bermuatan positif, dan elektron elektron mengelilinginya diruang hampa. Pada tahun 1930, Rutherford berhipotesis bahwa inti mengandung proton dan neutron. Neutron adalah partikel bermassa sama dengan proton, tetapi tidak bermuatan.

5. Model Atom Bohr

Niels Henrik David Bohr(1913) mengemukakan dari atom hidrogen menggambarkan elektron-elektron bermuatan negatif mengorbit pada kulit atom dalam lintasan tertentu mengelilingi inti atom yang bermuatan positif. Ketika elektron meloncat dari satu orbit ke orbit lainnya selalu disertai dengan pemancaran atau penyerapan sejumlah energi elektromagnetik hf.
Elektron tidak dapat sembarangan berada di dalam atom, tetapi terletak pada tingkatan energi tertentu.

6. Model Atom Modern(Mekanika Kuantum)

Dalam teori mekanika kuantum( teori atok modern) keberadaan elektron tidak seperti lintasan garis, tetapi lektron tersebar dalam ruang yang disebut orbital.
Teori ini dikembangkan oleh Erwin Schrodinger(1926).

Berikut kesimpulan dari teori atom di atas:

Daftar pustaka:
https://images.app.goo.gl/JTosZXNW9CdhzDry6
https://images.app.goo.gl/fYWVze1xChgQNQrj8
https://images.app.goo.gl/xbuBU2rjAam2tUp77
https://images.app.goo.gl/Mis3V2SAhsmjXVb29
https://images.app.goo.gl/m4BmvAi4NA7G7PaZ8
S.syukri.kimia dasar.jl.Ganesa 10: itb