REAKSI RADIKAL BEBAS

TINJAUAN   ULANG TENTANG ATOM DAN MOLEKUL DALAM KIMIA ORGANIK

A.    STRUKTUR ELEKTRON DARI ATOM

Atom terdiri dari proton, neutron dan elektron. Proton dan neutron berada di dalam inti atom. Sedangkan elektron terus berputar mengelilingi inti atom karena muatan listriknya. semua elektron bermuatan negatif (-) dan semua proton bermuatan positif (+) . sementara itu neutron bermuatan netral. Elektron bermuatan yang bermuatan negatif (-) ditarik oleh proton yang bermuatan positif (+) pada inti atom.

Dalam hal ini, semua atom di alam semesta akan terjadi bermuatan positif (+) karena ada kelebihan muatan listrik positif (+) di dalam proton.  Akibatnya, semua atom akan saling bertolak satu sama lain.

Percobaan-percobaan Mengenal Struktur Atom

1)      Elektron

Percobaan tabung sinar katode pertama kali dilakukan oleh William Crookes (1875). Hasil ekperimennya yaitu ditemukannya seberkas sinar yang muncul dari arah katode menuju ke anode yang disebut sinar katode.

George Johnstone Stoney (1891) yand mengusulkan nama sinar katode disebut “elektron”. Kelemahan dari stoney tidak dapat menjelaskan pengaruh elektron terhadap perbedaan sifat antara atom suatu unsur dengan atom dalam unsur lainya. Antonine Henri

Beecquerel (1896) menemukan sinar yang dipancarkan dari unsur-unsur radioaktof yang sifatnya mirip dengan elektron.

Joseph John Thomson (1897) melanjutkan eksperimen William Crookes yaitu pengaruh medan listrik dan medan magnet dalam tabung sinar katode.

Hasil percobaan J.J Thomson menujukkan bahwa sinar katode dapat dibelokkan ke arah kutub positif medan listrik. Hal ini membuktikan terdapat partikel bermuatan negatif dalam suatu atom.

Besarnya muatan dalam eletron ditemukan oleh Robert Andreww miliki (1908) melalui percobaan tetes Minyak Milikan seperti gambar berikut.

Minyak disemprotkan kedalam tabung yang bermuatan litrik. Akibat gaya tarik grafitasi akan mengendapkan tetesan minyak yang turun. Apabila tetesan minyak diberi muatan negatif maka akan tertarik ke kutub positif medan listrik. Dari hasil percobaan Milikan dan Thomson diperoleh muatan elektron-1 dan massa elektron 0.

2)      Proton

Jika massa elektron 0 bearti suatu partikel tidak mempunyai massa. Namun pada kenyataan nya partikel materi mempunyai massa yang dapat diukur dan atom bersifat atom netral. Eugene Goldstein (1886) melakukan eksperimen dari tabung gas yang memiliki katode, yang diberi lubang-lubang dan diberi muatan listrik.

Hasil eksperimen tersebut membuktikan bahwa pada saat terbentuk elektron yang menuju anode, terbentuk pula sinar positif yang menuju arah berlawanan melalui lubang pada katode. Setelah berbagai gas dicoba dalam tabung ini, ternyata gas hidrogenlah yang menghasilkan sinar muatan positif yang paling kecil baik massa maupun muatanya, sehingga partikel ini disebut proton. Massa proton = 1 sma (satuan massa atom) dan muatan proton = +1

3)      Inti atom

Setelah penemuan proton dan elektron, Ernest Rutherford melakukan penelitian penembakan lempang tipis emas. Jika atom terdiri dari partikel yang bermuatan positif dan negatif maka sinar alfa yang ditembakkan seharusnya tidak ada yang diteruskan/ menembus lempeng sehingga mincullah istilah inti atom. Ernest Rutherford dibantu oleh Hans Geiger dan Ernest Marsden (1911) menemukan konsep inti atom didukung oleh penemuan sinar X oleh WC. Rontgen (1895) dan penemuan zat radioaktif (1896). Percobaan Rutherford dapat digambarkan sebagai berikut.

Hasil percobaan ini membuat Rutherford menyatakan hipotesisnya bahwa atom tersusun dari inti atom yang bermuatan positif dan dikelilingi elektron yang bermuatan negatif, sehingga atom bersifat netral. Massa inti atom tidak seimbang dengan massa proton yang ada dalam inti atom, sehingga dapt diprediksi bahwa ada partikel lain dalam inti atom.

4)      Neutron

Prediksi dari Rutherford memicu W. Bothe dan H. Becker (1930) melakukan eksperimen penembakan partikel pada inti atom berilium (Be) dan dihasilkan radiasi partikel berdaya tembus tinggi.

James Chadwick (1932). Ternyata partikel yang menimbulkan radiasi berdaya tembus tinggi itu bersifat nertal atau tidak bermuatan dan massanya hampir sama dengan proton. Partikel ini disebut neutron dan dilambangkan dengan n.

B.     JARI-JARI ATOM DAN KEELEKTRONEGATIFAN

Salah satu keunikan dari tabel periodik adalah unsur-unsur kimia disusun berdasarkan kemiripan sifat-sifatnya. Sifat-sifat suatu unsur dalam satu golongan maupun periode menunjukkan pengulangan yang teratur (periodik).

1.      Sifat Keperiodikan Jari-Jari Atom

Jari-jari atom adalah jarak yang dihitung dari inti atom hingga lintasan paling luar suatu atom. Dalam satu golongan, jari-jari atom meningkat dari atas ke bawah. Adapun dalam satu periode, jari-jari atom meningkat dari kanan ke kiri. Dalam satu periode, semakin ke kanan jumlah proton dan neutron semakin banyak sehingga gaya tarik inti terhadap elektron terluar semakin kuat sehingga jari-jari atom semakin kecil.

2.      Sifat Keperiodikan Energi Ionisasi

Energi ionisasi adalah energi yang diperlukan suatu atom untuk melepaskan satu elektron valensi membentuk ion positif. Perhatikanlah Gambar 1.10, dalam satu golongan, dari atas ke bawah jumlah kulit bertambah sehingga jarak elektron valensi ke inti atom bertambah dan elektron lebih mudah lepas. Akibatnya, energi ionisasi dalam satu golongan meningkat dari bawah ke atas. Adapun dalam satu periode, semakin ke kanan jumlah proton dan neutron semakin banyak sehingga gaya tarik inti terhadap elektron terluar semakin kuat. Akibatnya diperlukan energi yang lebih besar untuk melepaskan elektron terluar. Dengan kata lain, dalam satu periode energi ionisasi meningkat dari kiri ke kanan.

3.      Sifat Keperiodikan Afinitas Elektron

Afinitas elektron adalah energi yang dibebaskan suatu atom dalam wujud gas untuk membentuk ion negatif. Dalam satu golongan, afinitas elektron meningkat dari bawah ke atas. Adapun dalam satu periode, afinitas elektron meningkat dari kiri ke kanan.

4.      Sifat Keperiodikan Keelektronegatifan

Keelektronegatifan adalah nilai kecenderungan suatu atom untuk menarik elektron dalam pembentukan ikatan kimia. Dalam satu golongan, keelektronegatifan meningkat dari bawah ke atas. Adapun dalam satu periode, keelektronegatifan meningkat dari kiri ke kanan. Sifat keelektronegatifan sangat penting dalam pembentukan ikatan antaratom.

Tidak ada sifat tertentu yang dapat diukur untuk menetukan atau membandingkan keelektronegatifan unsur-unsur. Energi ionisasi dan afinitas elektron berkaitan dengan besarnya daya tarik elektron. Semakin besar daya tarik electron semakin besar energi ionisasi, juga semakin besar (semakin negatif) afinitas elektron. Jadi, suatu unsur (misalnya fluor) yang mempunyai energi ionisasi dan afinitas elektron yang besar akan mempunyai keelektronegatifan yang besar.

Semakin besar keelektronegatifan, unsur cenderung makin mudah membentuk ion negatif. Semakin kecil keelektronegati fan,  unsur cenderung makin sulit membentuk ion negatif, dan cenderung semakin mudah membentuk ion positif.

C.    PANJANG IKATAN DAN SUDUT IKATAN

1)    Hibridisasi orbital (Hibrid sp3)

Hibridisasi menjelaskan atom-atom yang berikatan dari sudut pandang sebuah atom. Untuk sebuah karbon yang berkoordinasi secara tetrahedal (seperti metana, CH₄), maka karbon haruslah memiliki orbital-orbital yang memiliki simetri yang tepat dengan 4 atom hidrogen. Konfigurasi keadaan dasar karbon adalah 1s2 2s2 2px1 2py1. Yang artinya bahwa orbital 1s memiliki energi lebih rendah dari orbital 2s, dan orbital 2s berenergi sedikit lebih rendah dari orbital-orbital 2p.

Teori ikatan valensi memprediksikan, berdasarkan pada keberadaan dua orbital p yang terisi setengah, bahwa C akan membentuk dua ikatan kovalen, yaitu CH₂. Namun, metilena adalah molekul yang sangat reaktif, sehingga teori ikatan valensi saja tidak cukup untuk menjelaskan keberadaan CH₄.

Lebih lanjut lagi, orbital-orbital keadaan dasar tidak bisa digunakan untuk berikatan dalam CH₄. Walaupun eksitasi elektron 2s ke orbital 2p secara teori mengijinkan empat ikatan dan sesuai dengan teori ikatan valensi (adalah benar untuk O₂), hal ini berarti akan ada beberapa ikatan CH₄ yang memiliki energi ikat yang berbeda oleh karena perbedaan aras tumpang tindih orbital. Gagasan ini telah dibuktikan salah secara eksperimen, setiap hidrogen pada CH₄ dapat dilepaskan dari karbon dengan energi yang sama.

Untuk menjelaskan keberadaan molekul CH₄ ini, maka teori hibridisasi digunakan. Langkah awal hibridisasi adalah eksitasi dari satu (atau lebih) electron.

Proton yang membentuk inti atom hidrogen akan menarik salah satu elektron valensi karbon. Hal ini menyebabkan eksitasi, memindahkan elektron 2s ke orbital 2p. Hal ini meningkatkan pengaruh inti atom terhadap elektron-elektron valensi dengan meningkatkan potensial inti efektif.

Kombinasi gaya-gaya ini membentuk fungsi-fungsi matematika yang baru yang dikenal sebagai orbital hibrid. Dalam kasus atom karbon yang berikatan dengan empat hidrogen, orbital 2s (orbital inti hampir tidak pernah terlibat dalam ikatan) "bergabung" dengan tiga orbital 2p membentuk hibrid sp3 (dibaca s-p-tiga).

Pada CH₄, empat orbital hibrid sp3 bertumpang tindih dengan orbital 1s hidrogen, menghasilkan empat ikatan sigma. Empat ikatan ini memiliki panjang dan kuat ikat yang sama, sehingga sesuai dengan pengamatan. Sebuah pandangan alternatifnya adalah dengan memandang karbon sebagai anion C4⁻.

Dalam kasus ini, semua orbital karbon terisi. Jika kita merekombinasi orbital-orbital ini dengan orbital-s 4 hidrogen (4 proton, H⁺) dan mengijinkan pemisahan maksimum antara 4 hidrogen (yakni tetrahedal), maka kita bisa melihat bahwa pada setiap orientasi orbital-orbital p, sebuah hidrogen tunggal akan bertumpang tindih sebesar 25% dengan orbital-s C dan 75% dengan tiga orbital-p C. HaL ini sama dengan persentase relatif antara s dan p dari orbital hibrid sp3 (25% s dan 75% p).

Menurut teori hibridisasi orbital, elektron-elektron valensi metana seharusnya memiliki tingkat energi yang sama, namun spektrum fotoelekronnya [3] menunjukkan bahwa terdapat dua pita, satu pada 12,7 eV (satu pasangan elektron) dan saty pada 23 eV (tiga pasangan elektron). Ketidakkonsistenan ini dapat dijelaskan apabila kita menganggap adanya penggabungan orbital tambahan yang terjadi ketika orbital-orbital sp3 bergabung dengan 4 orbital hidrogen.

2)    Hibrid sp2

Senyawa karbon ataupun molekul lainnya dapat dijelaskan seperti yang dijelaskan pada metana. Misalnya etilena (C₂H₄) yang memiliki ikatan rangkap dua di antara karbon-karbonnya. Struktur Kekule metilena akan tampak seperti: Ethene Lewis Structure. Each C bonded to two hydrogens and one double bond between them.

Karbon akan melakukan hibridisasi sp2 karena orbtial-orbital hibrid hanya akan membentuk ikatan sigma dan satu ikatan pi seperti yang disyaratkan untuk ikatan rangkap dua di antara karbon-karbon. Ikatan hidrogen-karbon memiliki panjang dan kuat ikat yang sama. Hal ini sesuai dengan data percobaan.

Dalam hibridisasi sp2, orbital 2s hanya bergabung dengan dua orbital 2p membentuk 3 orbital sp2 dengan satu orbital p tersisa. Dalam etilena, dua atom karbon membentuk sebuah ikatan sigma dengan bertumpang tindih dengan dua orbital sp2 karbon lainnya dan setiap karbon membentuk dua ikatan kovalen dengan hidrogen dengan tumpang tindih s-sp2 yang bersudut 120°. Ikatan pi antara atom karbon tegak lurus dengan bidang molekul dan dibentuk oleh tumpang tindih 2p-2p (namun, ikatan pi boleh terjadi maupun tidak).

Jumlah huruf p tidaklah seperlunya terbatas pada bilangan bulat, yakni hibridisasi seperti sp2.5 juga dapat terjadi. Dalam kasus ini, geometri orbital terdistorsi dari yang seharusnya. Sebagai contoh, seperti yang dinyatakan dalam kaidah Bent, sebuah ikatan cenderung untuk memiliki huruf-p yang lebih banyak ketika ditujukan ke substituen yang lebih elektronegatif.

3)    Hibrid sp

Ikatan kimia dalam senyawa seperti alkuna dengan ikatan rangkap tiga dijelaskan dengan hibridisasi sp. Dalam model ini, orbital 2s hanya bergabung dengan satu orbital-p, menghasilkan dua orbital sp dan menyisakan dua orbital p. Ikatan kimia dalam asetilena (etuna) terdiri dari tumpang tindih sp-sp antara dua atom karbon membentuk ikatan sigma, dan dua ikatan pi tambahan yang dibentuk oleh tumpang tindih p-p. Setiap karbon juga berikatan dengan hidrogen dengan tumpang tindih s-sp bersudut 180°.

4)    Hibridisasi dan bentuk molekul

Hibridisasi, bersama dengan teori VSEPR, membantuk kita dalam menjelaskan bentuk molekul:

·         AX1 (contoh: LiH): tidak ada hibridisasi; berbentuk linear

·         AX2 (contoh: BeCl₂): hibridisasi sp; berbentuk Linear atau diagonal; sudut ikat cos     −1(−1) = 180° 

·         AX2E (contoh: GeF₂): berbentuk V, < 120°

·         AX3 (contoh: BCl₃): hibridisasi sp2; berbentuk datar trigonal; sudut ikat cos−1(−1/2) = 120° 

·         AX3E (contoh: NH₃): piramida trigonal, 107°

·         AX4 (contoh: CCl₄): hibridisasi sp3; berbentuk tetrahedral; sudut ikat cos−1(−1/3) ≈ 109.5°

·         AX5 (contoh: PCl₅): hibridisasi sp3d; berbentuk Bipiramida trigonal

·         AX6 (contoh: SF₆): hibridisasi sp3d2; berbentuk oktahedral (atau bipiramida persegi)

Hal ini berlaku apabila tidak terdapat pasangan elektron menyendiri (lone pair electron) pada atom pusat. Jika terdapat pasangan elektron menyendiri, maka elektron tersebut harus dihitung pada bagian Xi, namun sudut ikat akan menjadi lebih kecil karena gaya tolak menolak. Sebagai contoh, air (H₂O) memiliki atom oksigen yang berikatan dengan dua H dan dua pasangan elektron menyendiri, hal ini berarti terdapat 4 'elemen' pada O. Sehingga termasuk dalam kategori AX4 dan terdapat hibridisasi sp3.

Dari data panjang ikatan diatas, dapat disimpulkan panjang ikatan rangkap tiga lebih pendek bila dibandingkan dengan ikatan rangkap dua dan ikatan tunggal, ikatan rangkap dua lebih pendek dari ikatan tunggal. Dan ikatan C dengan H lebih pendek dari ikatan tunggal antara C dengan C.

Panjang dan kekuatan suatu ikatan tergantung dari hibridisasi dari atom yang saling berikatan. Semakin besar karakter s dalam orbital yang digunakan atom-atom untuk membentuk ikatan, semakin pendek dan kuat ikatan tersebut. Dibawah ini adalah contoh dari sudut ikatan dan panjang ikatan.

                                               

(a) C6H12 (Sudut 120derajat)                                                              (b) Benzen (Sudut 109,471 derajat)

C6 pada C yang berikatan biasa bentuknya berbeda dengan bentuk C yang saling berikatan pada benzen.

Panjang ikatan rangkap tiga (C dengan C) : 1,2

Panjang ikatan rangkap dua (C dengan C): 1,34

Panjang ikatan tunggal (C dengan C): 1,52

Panjang iktan antara C dengan H : 1,08

D.    ENERGI DISOSIASI

Disosiasi adalah penguraian suatu zat menjadi beberapa zat lain yang lebih sederhana. 
Sedangkan energi akan dilepas bila atom-atom bergabung bersama-sama membentuk suatu ikatan kimia. Energi disosiasi didefinisikan sebagai sejumlah energi yang dibutuhkan untuk memutuskan satu mol ikatan suatu spesi dalam keadaan gas. Dengan kata lain reaksi pembentukan suatu senyawa selalu berlangsung eksoterm sedangkan reaksi penguraian sengawa menjadi unsur-unsurnya berlangsung secara endoterm.

Satuan SI (standar internasional) energi ikatan adalah kilojoule permol ikatan (kJ/mol). Dengan demikian kekuatan suatu ikatan kimia ditentukan oleh energi ikatan yang besarnya bergantung pada sifat ikatan antara atom-atom yaitu : ikatan ganda tiga lebih kuat ikatan rangkap dua dan ikatan rangkap dua lebih kuat ikatan tunggal. Jarak ikatan atau panjang ikatan ganda tiga lebih pendek dibanding ikatan ganda dua dan lebih pendek dibanding tunggal. Semakin pendek suatu ikatan kimia, maka ikatan tersebut semakin kuat. Jadi kekuatan ikatan kimia mulai dari terkuat ke yang paling lemah adalah ikatan ganda tiga > ikatan rangkap 2 > ikatan tunggal.

Energi ikatan dalam molekul diatomik tidak sulit dipahami karena hanya terdapat satu ikatan permolekul. Namun pada molekul poliatomik seperti H₂O keadaannya berbeda. Energi yang diperlukan untuk memisahkan satu mol atom H dengan pemecahan satu ikatan H-OH permolekul berbeda dengan energi yang diperlukan untuk memisahkan mol kedua dari atom H dari pemecahan ikatan OH.

H-OH(g) → H(g) + OH(g) ΔH = +492 kJ/mol

OH(g) → H(g) + O(g) ΔH = +428 kJ/mol

Kebanyakan molekul energi ikatan rata-rata bersifat aditif yaitu jumlah seluruh energi ikatan merupakan penjumlahan dari energi masing-masing ikatan. Secara spektroskopi dapat digunakan untuk menentukan jarak ikatan dan beberapa energi ikatan. Energi ikatan dalam kJ/mol beberapa ikatan sebagai berikut:

Ikatan	Energi Ikatan Rata-rata (kJ mol–1)	Ikatan	Energi Ikatan Rata-rata(kJ mol–1)
C – C	348	C – Br	276
C = C	607	C – I	238
C ≡ C	833	H – H	436
C – H	415	H – F	563
C – N	292	H – Cl	432
C = N	619	H – Br	366
C ≡ N	879	H – I	299
C – O	356	H – N	391
C = O	724	H – O	463
C – F	484	H – S	338
C – Cl	338	H – Si	376
(Sumber: General Chemistry, Principles and Structure, James E. Brady, 1990)

PERHITUNGAN YANG MELIBATKAN ENERGI DISOSIASI

Reaksi-reaksi yang melibatkan fasa gas dapat diguankan suatu hipotesis yakni semua ikatan dalam dalam pereaksi diputuskan dan kemudian dibentuk lagi pada hasil reaksi. Jumlah perubahan energi pemutusan ikatan dan pembentukan ikatan menghasilkan perubahan entalpi reaksi (ΔH_reaksi).

Contoh Soal

Hitunglah perubahan entalpi reaksi (ΔHreaksi) untuk reaksi

CH₄(g) + 4Cl₂(g) → CCl₄(g) + 4HCl(g)

Penyelesaian

ΔH pemutusan ikatan

4 mol ikatan C-H = 4 x (+414 kJ/mol) = 1656 kJ

4 mol ikatan Cl-Cl = 4 x (+243 kJ/mol)= +972 kJ

ΔH pembentukan ikatan

4 mol ikatan C-Cl = 4 mol x (-326 kJ/mol)=-1304 kJ

4 mol ikatan H-Cl = 4 mol x (-431 kJ/mol) = -1724 kJ

Maka entalpi reaksi (ΔHreaksi)

ΔH_reaksi = ΔH_{pemutusan ikatan} + ΔH_{pembentukan ikatan}

= +1656 kJ + 972 kJ – 1304 kJ – 1724 kJ = -400 kJ

E.     KONSEP ASAM DAN BASA DALAM KIMIA ORGANIK

1)      Asam

Asam merupakan salah satu penyusun dari berbagai bahan makanan dan minuman, misalnya cuka, keju, dan buah-buahan. Menurut Arrhenius, asam adalah zat yang dalam air akan  melepaskan ion H⁺. Jadi, pembawa sifat asam adalah ion H⁺ (ion hidrogen), sehingga rumus kimia asam selalu mengandung atom hidrogen. Ion adalah atom atau sekelompok atom yang bermuatan listrik. Kation adalah ion yang bermuatan listrik positif. Adapun anion adalah ion yang bermuatan listrik negatif.

Sifat khas lain dari asam adalah dapat bereaksi dengan berbagai bahan seperti logam, marmer, dan keramik. Reaksi antara asam dengan logam bersifat korosif. Contohnya, logam besi dapat bereaksi cepat dengan asam klorida (HCl) membentuk Besi (II) klorida (FeCl₂).

Tabel beberapa contoh asam

Berdasarkan asalnya, asam dikelompokkan dalam 2 golongan, yaitu asam organik dan asam anorganik. Asam organik umumnya bersifat asam lemah, korosif, dan banyak terdapat di alam.Asam anorganik umumnya bersifat asam kuat dan korosif. Karena sifat-sifatnya itulah, maka asam-asam anorganik banyak digunakan di berbagai kebutuhan manusia.

2)      Basa

Dalam keadaan murni, basa umumnya berupa kristal padat dan bersifat kaustik. Beberapa produk rumah tangga seperti deodoran, obat maag (antacid) dan sabun serta deterjen mengandung basa.

Basa adalah suatu senyawa yang jika dilarutkan dalam air (larutan) dapat melepaskan ion hidroksida (OH^-). Oleh karena itu, semua rumus kimia basa umumnya mengandung gugus OH.

Jika diketahui rumus kimia suatu basa, maka untuk memberi nama basa, cukup dengan menyebut nama logam dan diikuti kata hidroksida.

Tabel beberapa contoh Basa

Perbedaan Sifat Asam dan Basa

Konsep pH, pOH dan pKw

Jumlah molekul air yang terionisasu sangat sedikit, maka dianggap bahwa konsentrasi H₂O tetap, sehingga K [H₂O]  akan memberikan harga yang tetap. K [H₂O]  dilambangkan dengan Kw, atau tetapan kesetimbangan air, maka Kw = [H⁺] [OH^-]. Harga Kw akan berubah jika suhunya berubah. Reaksi ionisasi air merupakan reaksi endoterm, sehingga bila suhu di naikkan, maka harga Kw akan semakin besar. Pada suhu 25 derajat celcius harga Kw adalah 10^-14.

Konsentrasi ion hidronium dalam suatu larutan encer umumnya sangat rendah, tetapi sangat menentukan sifat-sifat dari larutan, terutama larutan dalam air. Menurut Soresen, pH merupakan fungsi negatif logaritma dari konsentrasi ion H⁺  dalam suatu larutan, dan dirumuskan sebagai:

pH= -log [H⁺]  .

Dengan analogi yang sama, untuk menentukan harga konsentrasi OH^- dalam larutan dapat digunakan rumus harga POH= - log [OH^-] dan dalam kesetimbangan air terdapat tetapan :

Kw= [H⁺] [OH^-]

Jadi dengan menggunakan konsep –log = p, maka PKw=PH + POH, oleh karena pada suhu kamar Kw= 10^-14, maka dapat disimpulkan PH + POH = 14

REAKSI ASAM DENGAN BASA

Adapun reaksi antara asam dan basa yang biasa disebut reaksi netralisasi. Reaksi netralisasi adalah reaksi antara sebuah ion H⁺ dan sebuah ion OH^- membentuk sebuah molekul H₂O dan akan membentuk garam apabila di uapkan. Reaksi tersebut dapat dituliskan dalam berbagai bentuk, yaitu:

a)      Reaksi molekuler: HCl_(aq) + NaOH_(aq) --àNaCl_(aq) + H2O_(l)

b)      Reaksi ion, pada reaksi ini ditunjukkan keadaan masing-masing molekul dalam larutan yang sebenarnya mengalami ionisasi.

H⁺ + Cl^- + Na⁺ + OH^- -à Na⁺ + Cl^- + H2O

DAFTAR PUSTAKA

https://musnainimusnaini.wordpress.com/kimia-x-2/struktur-atom-2/

http://dpengertian.blogspot.co.id/2012/05/sifat-jari-jari-atom-ionisasi-afinitas.html

https://mfyeni.wordpress.com/kelas-x/tabel-periodik-unsur/sifat-keperiodikan-unsur/

http://kimiakomputasi5a.blogspot.co.id/2012/09/panjang-ikatan-dan-sudut-ikatan.html

https://unitedscience.wordpress.com/ipa-1/bab-2-asam-basa-dan-garam/