Apa perbedaan asam lemah dan asam kuat menurut teori asam basa arrhenius

SEORANG PENGGUNA TELAH BERTANYA 👇

Apa perbedaan asam lemah dan asam kuat menurut teori asam basa arrhenius

INI JAWABAN TERBAIK 👇

Perbedaan asam lemah dan asam kuat menurut teori asam basa Arrhenius terletak pada reaksi ionisasinya.

Penjelasan:

Teori asam-basa diusulkan pada tahun 1884 oleh Svante Augustus Arrhenius Dia adalah seorang ahli kimia Swedia. Menurut Arrhenius, pengertian asam, yaitu:

Asam adalah senyawa yang bila dilarutkan dalam air akan melepaskan ion H.

Misalnya:

HCl ==> H⁺ + Cl⁻

CH₃COOH <==> CH₃COO⁻ + H⁺

H₂SO ==> 2 H⁺ + SO₄⁻

H₃PO ==> 3 H⁺ + PO

Ketiga contoh reaksi di atas tergolong asam karena menghasilkan ion H⁺ dari reaksi ionisasi yang terjadi dalam air sebagai pelarut.

Menurut teori Arrhenius, yang membuat larutan bersifat asam adalah adanya ion H⁺ yang dihasilkan selama proses ionisasi. Jumlah ion H⁺ yang dihasilkan selama proses ionisasi disebut valensi asam, sedangkan anion yang bermuatan negatif disebut ion sisa asam.

Setiap mol ion H⁺ yang dihasilkan disebut valensi asam; jika terdapat 1 mol ion H⁺, disebut larutan asam valensi 1, seperti HCl dan CH₃COOH pada contoh di atas.

Jika terdapat 2 mol ion H, maka disebut larutan asam bivalen seperti H₂SO pada contoh di atas.

Jika 3 mol ion H⁺ yang dihasilkan, itu disebut larutan asam 3-valent, seperti H₃PO pada contoh di atas.

Jadi, senyawa asam yang dapat melepaskan ion H⁺ disebut 1 asam valensi atau asam monoprotik.

Senyawa asam yang dapat melepaskan dua ion H⁺ disebut Asam bivalen atau asam diprotik.

Senyawa asam yang dapat melepaskan tiga ion H⁺ disebut asam trivalen atau asam triprotik.

kekuatan asam

Kekuatan asam suatu larutan menurut Arrhenius dapat dilihat sebagai fungsi dari reaksi ionisasi.

reaksi ionisasi Ini adalah proses fisik yang mengubah atom atau molekul menjadi ion dengan menambahkan atau menghilangkan partikel bermuatan seperti elektron atau lainnya.

Jika suatu atom menangkap sejumlah elektron dari atom lain, maka atom tersebut akan bermuatan negatif (ion negatif = anion).

Jika atom melepaskan sejumlah elektron yang dimilikinya, maka atom tersebut akan bermuatan positif (ion positif = kation).

Larutan asam dapat mengalami reaksi ionisasi lengkap yang terdisosiasi sempurna menjadi ion atau hanya terionisasi sebagian.

Reaksi ionisasi dalam suatu senyawa dapat ditentukan derajatnya, yaitu:

Derajat ionisasi (α) = Jumlah Zat Pengion / Jumlah Awal Zat

Nilai derajat ionisasi maksimum adalah 1, jadi jika ada zat yang terionisasi sempurna, nilai derajat ionisasi adalah 1.

Kekuatan suatu asam menurut Arrhenius bergantung pada reaksi ionisasi senyawa asam tersebut.

Senyawa asam dikatakan asam kuat bila mengalami reaksi ionisasi sempurna. = 1

Suatu senyawa asam dikatakan asam lemah apabila reaksi ionisasi yang dialaminya tidak lengkap atau parsial, dimana nilai derajat ionisasinya adalah 0 < < 1

Asam kuat yang terionisasi sempurna akan mengalami reaksi ionisasi satu arah (Selesai)

Sedangkan asam lemah yang terionisasi sebagian akan mengalami reaksi ionisasi dua arah sehingga terbentuk reaksi kesetimbangan.

Berdasarkan hal tersebut, menurut teori asam Arrhenius, asam lemah akan memiliki nilai Keseimbangan Asam (Ka), sedangkan asam kuat tidak.

Secara matematis, rumus menghitung asam kuat dan asam lemah menurut Arrhenius adalah sebagai berikut:

pH = – logaritma [H⁺]

di mana:

asam kuat:

[H⁺] = M x Valensi asam x

Karena pada asam kuat nilai = 1, maka :

[H⁺] = M x Valensi asam

asam lemah:

[H⁺] = Ka. KERETA BAWAH TANAH

atau

[H⁺] =m️

di mana:

M = Molaritas asam

Kesimpulan:

Perbedaan asam lemah dan asam kuat menurut teori asam basa Arrhenius terletak pada reaksi ionisasi dimana asam kuat mengalami reaksi ionisasi sempurna dan searah dengan nilai derajat ionisasi (α) menjadi 1, sedangkan untuk asam lemah reaksi ionisasinya tidak langsung, lengkap atau parsial dan akan menghasilkan reaksi kesetimbangan karena reaksi ionisasi yang dialami berlangsung dua arah dengan nilai derajat ionisasi lebih besar dari nol dan kurang dari 1 ( 0 < < 1 )

Demikian penjelasannya, semoga dapat dipahami.

Cari tahu tentang keraguan lain tentang larutan asam-basa melalui tautan berikut:

Aplikasi asam-basa seperti antasida

Asam-Basa menurut Bronsted-Lowry

Selamat belajar dan tetap semangat!!!

————————————————– ————————————————– ———-

Kelas: XI

Maple : KIMIA

BAB : Larutan Asam Basa

Kode: 11.7.5.

————————————————– ————————————————– —