https://blogger.googleusercontent.com/img/b/R29vZ2xl/AVvXsEhiWvbX72g8i4EQUqkkH4UeQK24kEg52KdkDbm7eCFO0WzWQromyQimNDRTErJEzKYOvNmw6-HcxJ1bvDEEyed9LaJi83eL_oXKOnvn6ty2sz6RvH-Bk-8vPmMhuqbhHZtju78CKPGXPfw5/s400/komputasi.jpg

TINJAUAN ULANG TENTANG ATOM DAN MOLEKUL DALAM KIMIA ORGANIK

A. STRUKTUR ELEKTRON DARI ATOM

Dalam Kimia Organik ada 4 unsur yang harus dimengerti atau dipahami diantaranaya adalah C (carbon), H (Hidrogen), O (Oksigen) dan N (Nitrogen). Keempat unsur ini ada di kedua periode pertama dari susunan dan elektronnya terdapat dalam dua kulit elektron yang paling dekat dengan inti.

Setiap kulit elektron berhubungan dengan sejumlah energi tertentu. Elektron yang paling dekat dengan inti lebih tertarik oleh proton dalam inti daripada elektron yang lebih jauh kedudukannya. Karena itu, semakin dekat elektron terdapat ke inti, semakin rendah energinya, dan elektron ini sukar berpindah dalam reaksi kimia. Kulit elektron yang terdekat ke inti adalah kulit yang terendah energinya, dan elektron dalam kulit ini dikatakan berada pada tingkatan energi pertama. Elektron dalam kulit kedua, yaitupada tingkat energi kedua mempunyai energi yang lebih tinggi daripada elektron dalam tingkat pertama, dan elektron dalam tingkat ketiga atau pada tingkat energi ketiga, mempunyai energi yang lebih tinggi lagi.

Orbital Atom

Orbital atom merupakan bagian dari ruang di mana kebolehjadian ditemukannya sebuah elektron dengan kadar energi yang khas (90% - 95%). Rapat elektron adalah istilah lain yang digunakan untuk menggambarkan kebolehjadian ditemukannya sebuah elektron pada titik tertentu; rapat elektron yang lebih tinggi, berarti kebolehjadiannya lebih tinggi, sedangkan rapat elektron yang lebih rendah berarti kebolehjadiannya juga rendah.

https://blogger.googleusercontent.com/img/b/R29vZ2xl/AVvXsEi1NBjbHNyIWSb83p3lFJRmCfeuGJHfgsxE74OhwKfvOl6wiQCdO5hmxF3yPS01YRbSm5fEstEyZxkV6F8sDhyphenhyphenJ8nJLqd0xi4wskOKM-NiGTcQxx9QGOOGmZ6j17q4sul8nSbfmpHJQt1M/s320/atom-quantum.jpg

Kulit elektron pertama hanya mengandung orbital bulat 1s. Kebolehjadian untuk menemukan elektron 1s adalah tertinggi dalam bulatan ini. Kulit kedua, yang agak berjauhan dari inti daripadakulit pertama, mengandung satu orbital 2s dan tiga orbital 2p. Orbital 2s seperti orbital 1s, adalah bulat.

B. JARI-JARI ATOM DAN KEELEKTRONEGATIFAN

1. Jari-Jari atom

Panjang pendeknya jari-jari atom tergantung pada jumlah kulit elektron dan muatan inti atom. Makin banyak jumlah kulit elektron maka jari-jari atom semakin panjang, dan bila jumlah kulit atom sama banyak maka yang berpengaruh terhadap panjangnya jari-jari atom ialah muatan inti. Semakin banyak muatan inti atom, makin besar gaya tarik inti atom terhadap elektronnya sehingga elektron lebih dekat ke inti. Jadi, semakin banyak muatan inti, maka semakin pendek jari-jari atomnya. Unsur-unsur yang segolongan, dari atas ke bawah memiliki jari-jari atom yang semakin besar karena jumlah kulit yang dimiliki atom semakin banyak.

Unsur-unsur yang seperiode, dari kiri ke kanan jari-jari atomnya semakin kecil. Hal itu disebabkan unsur-unsur yang seperiode dari kiri ke kanan memiliki jumlah kulit yang sama tetapi muatan intinya semakin besar.

2. Energi ionisasi

Energi ionisasi adalah energi minimum yang diperlukan atom untuk melepaskan satu elektron yang terikat paling lemah dari suatu atom atau ion dalam wujud gas. Harga energi ionisasi dipengaruhi oleh besarnya nomor atom dan ukuran jari-jari atom. Makin besar jari-jari atom, maka gaya tarik inti terhadap elektron terluar makin lemah. Hal itu berarti elektron terluar akan lebih mudah lepas, sehingga energi yang diperlukan untuk melepaskan elektron terluar makin kecil. Energi ionisasi pertama digunakan oleh suatu atom untuk melepaskan elektron kulit terluar, sedangkan energi ionisasi kedua digunakan oleh suatu ion (ion +) untuk melepaskan elektronnya yang terikat paling lemah.

Energi ionisasi unsur-unsur dalam satu golongan dari atas ke bawah makin kecil, sedangkan unsur-unsur dalam satu periode dari kiri ke kanan semakin besar.

3. Afinitas elektron

Afinitas elektron adalah besarnya energi yang dihasilkan atau dilepaskan oleh atom netral dalam bentuk gas untuk menangkap satu elektron sehingga membentuk ion negatif. Afinitas elektron dapat digunakan sebagai ukuran mudah tidaknya suatu atom menangkap elektron. Afinitas elektron dapat benilai negatif atau positif. Afinitas elektron bernilai negatif apabila terjadi pelepasan energi pada saat menangkap elektron. Sebaliknya, afinitas elektron berharga positif apabila terjadi penyerapan energi pada saat menangkap elektron. Semakin besar energi yang dilepas (afinitas elektron negatif), semakin besar kecenderungan untuk mengikat elektron menjadi ion negatif.

Afinitas elektron unsur-unsur dalam satu golongan dari atas ke bawah semakin kecil, sedangkan unsur-unsur dalam satu periode dari kiri ke kanan semakin besar.

4. Keelektronegatifan

Keelektronegatifan adalah kecenderungan suatu atom dalam menarik pasangan

elektron yang digunakan bersama dalam membentuk ikatan. Semakin besar harga keelektronegatifan suatu atom, maka semakin mudah menarik pasangan elektron untuk membentuk ikatan, atau gaya tarik elektronnya makin kuat. Keelektronegatifan unsur ditentukan oleh muatan inti dan jari-jari atomnya.

Keelektronegatifan unsur-unsur dalam satu golongan dari atas ke bawah semakin kecil, sedangkan unsur-unsur dalam satu periode dari kiri ke kanan semakin besar

C. PANJANG IKATAN DAN SUDUT IKATAN

1. Atom Karbon

a. Hibridisasi sp3

Atom larbon memiliki dua orbital (2s dan 2p) untuk membentuk ikatan, artinya jika bereaksi dengan hidrogen maka akan terbentuk dua ikatan C-H. Faktanya, atom karbon membentuk empat ikatan C-H dan menghasilkan molekul metana dengan bentuk bangun ruang tetrahedron. Linus Pauling (1931) menjelaskan secara matematis bagaimana orbital s dan tiga orbital p berkombinasi atau terhibridisasi membentuk empat orbital atom yang ekuivalen dengan bentuk tetrahedral. Orbital yang berbentuk tetrahedral disebut dengan

hibridisasi sp3.

Pada posisi tereksitasi, karbon memiliki empat elektron tak berpasangan dan dapat membentuk empat ikatan dengan hidrogen. Meskipun membutuhkan energi sebesar 96 kkal/mol untuk mengeksitasi satu elektronnya terlebih dahulu, ikatan yang terbentuk dengan H (pada CH4) jauh lebih stabil dibandingkan ikatan C-H pada

molekul CH2. Ikatan C-H pd metana memiliki kekuatan ikatan 104 kkal/mol dengan panjang ikatan 1.10 A. sudut ikatan H-C-H sebesar 109.5 derajat.

b. Hibridisasi sp2; Orbital dan Struktur Etilen

Ketika kita membentuk orbital hibridisasi sp3 untuk menjelaskan ikatan dalam metana, pertama kali yang dilakukan adalah mempromosikan satu elektron dari orbital 2s ke excited state menghasilkan empat elektron tak berpasangan. Hibridisasi sp2 terjadijika satu elektron tereksitasi ke orbital p. Akibatnya, atom karbon yang terhibridisasi sp2 hanya dapat membentuk tiga ikatan sigma dan satu ikatan pi. Ikatan pi terjadi sebagai akibat dari tumpang tindih elektron pada orbital 2p-2p. Dua atom karbon sp2 dapat saling membentuk ikatan yang kuat, mereka membentuk ikatan sigma melalui overlap orbital sp2-sp2. Kombinasi ikatan sigma sp2-sp2 dan ikatan pi 2p-2p menghasilkan bentuk ikatan rangkap karbon-karbon. Bentuk bangun ruang dari

ikatan atom karbon yang terhibridisasi sp2 adalah trigonal planar.

c. Hibridisasi sp

Atom karbon memiliki kemampuan membentuk tiga macam ikatan, yaitu ikatan tunggal, rangkap dua dan rangkap tiga. Asetilena, C2H2, contoh paling sederhana dari ikatan karbon-karbon rangkap tiga. Di samping dapat berkombinasi dengan dua atau tiga orbital p, hibrida orbital 2s juga dapat berkombinasi dengan satu orbital p. Orbital sp memiliki bangun ruang linear dengan sudut ikatan HC-C sebesar 180 derajat yang telah terverifikasi dari hasil eksperimental. Panjang ikatan hidrogen-karbon sebesar 1.06A dan panjang ikatan

karbon-karbon adalah 1.20 A.

2. Atom Nitrogen

Ikatan kovalen tidak hanya terbentuk dalam senyawa karbon, tetapi juga dapat dibentuk oleh

atom-atrom lain.

Semua ikatan kovalen yang dibentuk oleh unsur-unsur dalam tabel periodik dapat

dijelaskan dengan orbital hibrida. Secara prinsip, pembentukan hibrida sama dengan pada atom

karbon. Sudut ikatan yang terbentuk adalah 107.3 derajat, mendekati sudut tetrahedral (109.5 derajat).

Nitrogen memiliki lima elektron pada kulit terluarnya.

3. Atom Oksigen

Elektron pada ground-state atom oksigen memiliki konfigurasi:

1s2 2s2 2px2 2py1 2pz1, dan oksigen merupakan atom divalen. Dengan melihat konfigurasi elektronnya, dapat diprediksi bahwa oksigen mampu membentuk dua ikatan sigma karena pada kulit terluarnya terdapat dua elektron tak berpasangan (2py dan 2pz). Air adalah contoh senyawa yang mengandung oksigen sp3.

sudut ikatan yang terbentuk sebesar 104.5 derajat diperkirakan bahwa orbital dengan pasangan elektron bebas menekan sudut ikatan H-O-H, sehingga sudut yang terbentuk lebih kecil dari sudut ideal (109.5derajat ), seperti halnya pasangan elektron bebas dalam ammonia menekan sudut ikatan H-N-H.

4. Ikatan Alkena

dengan bahasa ikatan valensi, atom karbon terhibridisasi sp2 dan memiliki tiga orbital hibrid yang ekuivalen. Sudut ikatan yang terbentuk adalah 120 derajat satu terhadap yang lainnya. Kedua, dengan bahasa orbital molekul, interaksi antara orbital p memicu pembentukan satu orbital ikatan dan satu orbital anti ikatan pi.

5. Ikatan Alkuna

Ikatan rangkap tiga dihasilkan dari interaksi karbon-karbon yang terhibridisasi sp. Ketika dua atom karbon yang terhibridisasi sp saling berinteraksi maka akan terbentuk satu ikatan σ dan dua ikatan π. Telah diketahui bahwa sudut ikatan pada karbon yang terhibridisasi sp adalah 180 derajat, dengan demikian, asetilena C2H2, adalah molekul linear dengan sudut ikatan H-C-C sebesar 180 derajat.

D. ENERGI DISOSIASI

Energi disosiasi ikatan (BDE atau D₀) adalah ukuran kekuatan dari suatu ikatan kimia. Hal ini dapat didefinisikan sebagai perubahan entalpi standar ketika suatu ikatan terbelah secara homolisis,^[1] dengan reaktan dan produk reaksi homolisis pada 0 K (nol absolut). Misalnya, energi disosiasi ikatan untuk satu ikatan C–H dalam etana (C₂H₆) didefinisikan dari reaksi:

CH₃CH₂–H → CH₃CH₂^• + H^•

D₀ = ΔH = 101.1 kkal/mol = 423.0 kJ/mol = 4.40 eV (per ikatan)n terkadang disebut sebagai entalpi disosiasi ikatan (atau entalpi ikatan), namun istilah ini mungkin tidak sepenuhnya setara. Entalpi disosiasi ikatan biasanya merujuk pada entalpi reaksi di atas pada 298 K (kondisi standar) dan bukan pada 0 K, serta berbeda dengan D₀ sekitar 1.5 kkal/mol (6 kJ/mol) dalam hal satu ikatan pada hidrogen dalam suatu molekul organik besar.^[2] Namun demikian, istilah energi disosiasi ikatan dan simbol D⁰ telah digunakan untuk entalpi reaksi pada 298 K pula.^[3]

Energi ikatan

Kecuali molekul diatomik, energi disosiasi ikatan berbeda dari energi ikatan. Sementara energi disosiasi ikatan adalah energi dari satu ikatan kimia, energi ikatan adalah rata-rata semua energi ikatan dari seluruh ikatan dalam molekul.^[4]
Misalnya, disosiasi ikatan HO–H dari molekul air (H₂O) membutuhkan 493.4 kJ/mol. Disosiasi radikal hidroksil yang tersisa memerlukan 424.4 kJ/mol. Energi ikatan pada ikatan kovalen O–H dalam air dikatakan sebesar 458.9 kJ/mol, rata-rata dari nilai tersebut.^[5]
Dengan cara yang sama untuk menghilangkan atom hidrogen berturut-turut dari metana maka energi disosiasi ikatannya adalah 104 kkal/mol (435 kJ/mol) untuk D(CH₃–H), 106 kkal/mol (444 kJ/mol) untuk D(CH₂–H), 106 kkal/mol (444 kJ/mol) untuk D(CH–H) dan terakhir 81 kkal/mol (339 kJ/mol) untuk D(C–H). Energi ikatan, maka, adalah sebesar 99 kkal/mol atau 414 kJ/mol (rerata energi disosiasi ikatan). Tak satu pun dari energi disosiasi ikatan individu yang sama dengan energi ikatan 99 kkal/mol.
Mengikuti disosiasi, jika ikatan baru dari energi disosiasi ikatan yang besar terbentuk, produk ini memiliki entalpi lebih rendah, terdapat kehilangan energi, dan karenanya proses secara keseluruhan bersifat eksotermik. Secara khusus, konversi ikatan rangkap dua yang lemah dalam O₂ menjadi ikatan yang lebih kuat dalam CO₂ dan H₂O membuat pembakaran bersifat eksotermik.^[6]

Disosiasi homolitik versus heterolitik

Ikatan dapat dipecah simetris atau asimetris. Yang pertama disebut homolisis dan merupakan dasar bagi BDEs yang umum. Skema asimetris suatu ikatan disebut heterolisis. Untuk hidrogen molekuler, alternatifnya adalah:

H₂ → 2 H^• ΔH = 104 kkal/mol (lihat tabel di bawah)

H₂ → H⁺ + H⁻ ΔH = 66 kkal/mol (dalam air)

Ikatan	Ikatan	Energi disosiasi ikatan pada 298 K			Keterangan
Ikatan	Ikatan	(kkal/mol)	(kJ/mol)	(eV/Ikatan)	Keterangan
C–C	Karbon	83–85	347–356	3.60–3.69	Kuat, namun lebih lemah dari ikatan C–H
Cl–Cl	Klorin	58	242	2.51	Diindikasikan dengan warna kekuningan dari gas ini
Br–Br	Bromin	46	192	1.99	Diindikasikan dengan warna kecoklatan dari Br₂ Sumber radikal Br^•
I–I	Iodin	36	151	1.57	Diindikasikan dengan warna keunguan dari I₂ Sumber radikal I^•
H–H	Hidrogen	104	436	4.52	Kuat, ikatan takterpolarisasi Dibelah hanya oleh logam dan oleh oksidan kuat
O–H	Hidroksida	110	460	4.77	Agak kuat dibanding ikatan C–H
OH–H	Hidroksida-Hidron	64	268	2.78	Jauh lebih lemah dari ikatan C–H
C–O	Monoksida	257	1077	11.16	Jauh lebih kuat dari ikatan C–H
O–CO	Dioksida	127	532	5.51	Agak lebih kuat dari ikatan C–H
O=O	Oksigen	119	498	5.15	Lebih kuat dari ikatan tunggal Lebih lemah dari banyak ikatan rangkap dua lainnya
N≡N	Nitrogen	226	945	9.79	Salah satu ikatan terkuat Energi aktivasi besar dalam produksi amonia

Data yang ditabulasikan di atas menunjukkan bagaimana kekuatan ikatan bervariasi di atas tabel periodik. Terdapat minat yang besar, terutama pada kimia organik, mengenai kekuatan relatif ikatan dalam kelompok senyawa tertentu.^[2]

Ikatan	Ikatan	Energi disosiasi ikatan pada 298 K			Keterangan
Ikatan	Ikatan	(kkal/mol)	(kJ/mol)	(eV/Ikatan)	Keterangan
H₃C–H	Ikatan metil C–H	105	439	4.550	Salah satu ikatan alifatik C–H terkuat
C₂H₅–H	Ikatan etil C–H	101	423	4.384	Agak lemah dibanding H₃C–H
(CH₃)₃C–H	Ikatan C–H tersier	96.5	404	4.187	Radikal tersier terstabilkan
(CH₃)₂NCH₂–H	Ikatan C–H α pada amina		380.7		Heteroatom dengan pasangan elektron sunyi-melemahkan ikatan C-H
(CH₂)₃OCH–H	Ikatan C–H α pada eter		385.3		Heteroatom dengan pasangan elektron sunyi-melemahkan ikatan C-H THF cenderung membentuk hidroperoksida
CH₂CH–H	Ikatan C–H vinil	111	464	4.809	Radikal vinil jarang
HC₂–H	Ikatan C–H asetilenik	133	556	5.763	Radikal asetilenik sangat jarang
C₆H₅–H	Ikatan C–H fenil	113	473	4.902	Dapat dibandingkan dengan radikal vinil, jarang
CH₂CHCH₂–H	Ikatan C–H alilik	89	372	3.856	Ikatan tersebut menunjukkan kenaikan reaktivitas
C₆H₅CH₂–H	Ikatan C–H benzilik	90	377	3.907	Ikatan C–H akin hingga alilik Ikatan tersebut menunjukkan kenaikan reaktivitas
H₃C–CH₃	Ikatan C–C alkana	83–85	347–356	3.596-3.690	Lebih lemah dari ikatan C–H
H₂C=CH₂	Ikatan C=C alkena	146–151	611–632	6.333-6.550	Sekitar 2× lebih kuat dari ikatan tunggal C–C
HC≡CH	Ikatan rangkap tiga C≡C alkuna	200	837	8.675	Sekitar 2.5× lebih kuat dari ikatan tunggal C–C

E. Konsep Asam dan Basa dalam kimia organik

https://blogger.googleusercontent.com/img/b/R29vZ2xl/AVvXsEjdaV_ZsbCyNzFIUSIjAuCzSmgv3dbxgE9ICKL_F-PMN7gJbFZuPKziaE-cx7gpCImnRfQvxLHhESqIJpg6Xxpl5D0gvogpY8XbUtpx1syU_fHAwOv6TYszTOa2-s-ZccGEhpOHWMYF5Wct/s320/ASAM+BASA.jpg

Definisi, Ciri - Ciri dan Konsep Para Ahli Mengenai Asam Basa.

Pengertian asam dan basa dibagi menjadi tiga oleh para ahli kimia:

Menurut Arrhennius

Menurut Arrhennius, asam adalah senyawa yang apabila dilarutkan dalam air akan melepaskan ion H⁺, sedangkan basa adalah senyawa yang apabila dilarutkan dalam air akan melepaskan ion OH-. Konsep ini hanya dapat diterapkan pada senyawa yang larut dalam air sehingga dikembangkan lagi konsep yang dapat digunakan untuk senyawa yang tidak larut dalam air. Contoh asam menurut Arrhennius

Dari definisi Arrhenius, asam dan basa masing - masing dibagi dua:

Asam kuat, yaitu asam yang terdisosiasi sempurna di dalam air dan memiliki nilai derajat disosiasi = 1. Contoh asam kuat adalah HCl (Asam Klorida), HNO₃(Asam Nitrat / Asam Sendawa), H₂SO₄ (Asam Sulfat), HBr (Asam Bromida), HI (Asam Iodida), dan HClO₄ (Asam Perklorat)_.
Asam lemah, yaitu asam yang tidak terdisosiasi sempurna di dalam air dan memiliki nilai derajat disosiasi < 1. Contoh asam lemah adalah HNO₂ (Asam Nitrit), CH₃COOH (Asam Asetat / Asam Cuka), HCOOH (Asam Format / Asam Semut), H₂C₂O₄ (Asam Oksalat), H₂S (Asam Sulfida), H₂SO₃ (Asam Sulfit), dan masih banyak lagi.
Basa kuat, yaitu basa yang terdisosiasi sempurna di dalam air dan memiliki nilai derajat disosiasi = 1. Contoh basa kuat adalah KOH (Kalium Hidroksida) dan NaOH (Natrium Hidroksida / Soda Kaustik)_.
Basa lemah, yaitu basa yang tidak terdisosiasi sempurna di dalam air dan memiliki nilai derajat disosiasi < 1. Contoh basa lemah adalah Fe(OH)₂ (Besi (II) Hidroksida), Fe(OH)₃ (Besi (III) Hidroksida), Al(OH)₃ (Alumunium Hidroksida) dan sebagainya.

Kelemahan Konsep Arrhennius ialah, bahwa konsep ini hanya dapat digunakan pada zat - zat yang memiliki ion H+ dan OH- saja, sedangkan zat - zat organik dan tidak larut dalam air tidak dapat ditentukan sifat keasaman atau kebasaannya,

Menurut Brownstead - Lowry

Menurut Brownstead – Lowry, asam adalah senyawa yang mendonorkan proton (H⁺) sedangkan basa adalah senyawa yang menerima donor proton (H⁺) dari asam. Konsep ini banyak digunakan dalam reaksi - reaksi senyawa organik karena cocok untuk senyawa yang tidak memiliki H+ dan OH- dan juga tidak larut dalam air.

Menurut Lewis

Menurut Lewis, asam adalah senyawa yang menerima pasangan elektron dari basa, sedangkan basa adalah senyawa yang mendonorkan pasangan elektron kepada asam. Konsep ini dikembangkan oleh Lewis berdasarkan struktur ikatan kimia, dimana setiap atom dapat membentuk ikatan kimia berdasarkan valensi yang dimilikinya. Valensi adalah jumlah ikatan maksimum yang dapat dibentuk oleh suatu atom.Contoh asam menurut Lewis adalah AlCl₃dan HCl sedangkan contoh basa menurut Lewis adalah NH3. Catatan : Konsep Lewis banyak diaplikasikan di dalam konsep Kimia Organik

Dalam konsep asam dan basa, dikenal senyawa amfoter yaitu senyawa yang dapat bertindak sebagai asam namun dapat juga bertindak sebagai basa. Contoh senyawa amfoter adalah air (H2O), Asam Amino, Asam Borat (H3BO3), dan Alumunium Hidroksida (Al(OH)3). Untuk mempelajari lebih lanjut baca juga postingan Senyawa Oksida Asam dan Oksida Basa.

Sifat Asam

Dari uraian mengenai asam yang telah dijelaskan di atas, sekarang kita akan membahas mengenai sifat asam dilihat dari sifat fisika maupun sifat kimia.

Sifat Kimia Asam

Menurut penjelasan Arrhennius, jelas bahwa asam akan melepaskan kation Hidrogen (H+) jika terurai di dalam air, sedangkan menurut Brownstead - Lowry asam merupakan zat yang di dalam reaksinya akan mendonorkan proton (dalam hal ini akan mendonorkan kation). Sedangkan menurut Lewis, asam akan menerima pasangan elektron bebas yang diberikan oleh basa. Nah selain sifat - sifat di atas, asam juga dapat merubah warna lakmus biru menjadi merah dan merubah warna indikator pH seperti indikator PP dari merah (basa) menjadi tak berwarna (asam). Larutan asam apabila dicek menggunakan pH universal atau pH meter akan menunjukkan angka < 7, dimana semakin mendekati 0 maka konsentrasi dan kekuatan asam semakin kuat.

Sifat Fisika Asam

Ditinjau dari sifat fisika, asam memang terasa masam walaupun tidak semua asam dapat dicicipi. Semua asam - asam mineral bersifat korosif, yaitu mampu merusak dan dapat melarutkan permukaan logam dan lapisan kulit jika terkena kontak langsung. Inilah alasan mengapa asam akan menimbulkan sensasi tajam dan panas jika terkena kulit.

Sifat Basa

Sifat Kimia Basa

Bisa dibilang basa adalah kebalikan dari asam. Basa, menurut Arrhennius, adalah zat yang akan membebaskan anion Hidroksida (OH-) jika dilarutkan di dalam air. Sedangkan menurut Brownstead - Lowry, basa adalah zat yang akan menerima donor proton (H+) dari asam, dan menurut Lewis basa akan mendonorkan pasangan elektron bebas kepada asam. Basa dapat menetralkan asam membentuk garam dan air. Larutan basa dapat merubah warna lakmus merah menjadi biru dan dapat merubah warna indikator PP dari tak berwarna (asam) menjadi merah (basa).
Sifat Fisika Basa

Dilihat dari sifat fisikanya, basa memiliki rasa pahit walaupun basa tidak boleh dicicipi. Semua basa yang belum dibuat menjadi larutannya akan berbentuk padatan, kecuali NH4OH yang dari awal sudah berbentuk cairan. Jika kontak dengan kulit, basa akan terasa licin dan beberapa basa seperti NaOH dan KOH dapat menyebabkan iritasi dan gatal - gatal pada kulit. Basa juga sangat berbahaya bila kontak dengan selaput lendir seperti mata.