Thursday, September 20, 2012


John W. Nicholson

An excursion through the theories of acids and bases, from 13th to 21st centuries, can enhance students' understanding of the nature of acids.
Acids and bases have been recognised since antiquity.1,2 The alchemical works of Raymund Lully (ca 1232-1316), for example, describe the preparation of nitric acid and aqua regia, the 'water of kings'because it dissolved gold.3 The term 'acid', originates from the Latin acetum, meaning sour. Tasting was the earliest and most readily available chemical test and so, not surprisingly, the term acid was used to describe sour-tasting substances. With time, chemists realised that acids had other properties in common - for example, they changed the colour of the plant dye litmus from blue to red, they corroded metals and they precipitated sulphur from alkaline solution.

Alkalies, too, have been known for centuries. The name, alkali, comes from the Arabic word for plant ash, al kalja.1 The term was originally used for the water-soluble extracts obtained from the ash of certain plants. Early chemists were quick to appreciate that alkalies also had distinctive properties: they were slippery, they removed fats and oils from fabrics, and they turned litmus from red to blue.4 At first the term was used to describe hydroxides and carbonates of sodium and potassium. However, by 1744, Ruoelle had extended the concept to include the alkaline earth analogues and coined the term base for them, though the reason for this choice of word is not clear.4

Early classifications

The importance of salt formation in classifying acids and bases can be traced back to Johann Rudolph Glauber in 1648,5 who stated that acids and alkalies were, in some sense, opposites and that salts were formed by reacting these two components. This led to the ideas that salts can be broken down into an acid and an alkali, and that salts are characterised by having different properties from those of the parent acid or alkali. Many distinguished scientists, however, did not agree with these notions, notably Robert Boyle and Georg Stahl. Boyle went so far as to postulate a physical feature to account for the sour taste of acids, suggesting that they were composed of sharp angular particles. He reasoned that the loss of the sour taste on salt formation was because the acid particles became embedded in soft, rounded particles of alkali.5

The question of the composition of acids was taken up by Lavoisier. In 1777, he proposed that oxygen was the 'universal acidifying principle',5,6 and that an acid should be defined as a compound of oxygen with a non-metal. He classified substances such as silica, SiO2, as acids, a distinction still recognised today among geologists, who refer to rocks with high silica contents as being acidic. Indeed, the name Lavoisier gave to the newly discovered gas oxygen (or oxygene) means 'acid-former'.

In the early 19th century, the English chemist, Humphry Davy (1778-1829) dismissed Lavoisier's theory. Working at the Royal Institution in London, Davy was interested in what was then known as muriatic acid (in modern terms, HCl). He also studied 'oxymuriatic acid', the green gas that was obtained by oxidising muriatic acid. In his experiments, Davy exposed oxymuriatic acid to white-hot carbon in an attempt to remove it as CO2.7 When he was unable to do this, he concluded that oxymuriatic acid was in fact an element, which he called chlorine, from the Greek word chloros, meaning pale green.2 Davy reasoned that muriatic acid also contained no oxygen but was a binary compound of hydrogen and the new element, chlorine.

As for acidity, Davy was convinced that in some vague way, this was a function of the arrangement of the elements present, rather than the presence of a particular element. It took agricultural chemist Justus von Liebig (1803-73) to acknowledge the role of hydrogen in an acid when, in 1838, he defined organic acids as 'compounds containing hydrogen in which the hydrogen can be replaced by a metal'.8

A chemical milestone

Over 40 years later Svante Arrhenius, in 1884, suggested, as part of his doctoral thesis, that certain substances become ionised in solution. The idea was not well received, and his thesis was awarded a fourth class degree. By 1903, opinion had so changed that he won the third Nobel prize in chemistry for this work. Even by that time his critics had not entirely disappeared, however. Writing a few years after the award of the Nobel prize, the redoubtable Henry Armstrong noted in an obituary of Raphael Meldola that ' ... Meldola never speculated in ions and knew what was required of the chemist ...'.9

By 1887, Arrhenius had extended his ideas, suggesting that the characteristic properties of acids might be explained in terms of dissociation. He proposed the definition of an acid as a substance that dissociates in water into hydrogen ions and anions.4 He defined a base as a substance that dissociated in water into hydroxyl ions and cations. For the first time, a base was considered on its own terms, and not simply as a vague opposite of an acid. Arrhenius went on to say that hydrogen ions and the hydroxyl ions were able to form further water molecules, and the remaining dissociated anions and cations were the components of the newly formed water-soluble salt.4

Although Arrhenius' theory marked a milestone in chemistry - for the first time acids and bases were defined in terms other than by the reaction between them - it was limited to water-soluble substances and to aqueous systems. Arrhenius had thus failed to recognise the basicity of insoluble substances, or of oxides or silicates. Nonetheless, his theory paved the way for what is still regarded as the definitive explanation of acids and bases in aqueous systems, ie the Brønsted-Lowry theory.

Independently, in 1923, in two separate publications, Johannes N. Brønsted of Copenhagen10 and T. Martin Lowry of the University of Cambridge11 published the definition of an acid as '... a substance which gives up a proton ...' (which is similar to that of Arrhenius' definition), and that of a base, as '... a substance capable of accepting protons'. In this definition of a base, the relationship between an acid and a base is a reciprocal one, and an acid-base reaction involves the transfer of a proton from the acid to the base. This removes both the restriction to aqueous solutions and the necessity for ionisation, the two major limitations to Arrhenius' view of acids and bases.

In fact, though Lowry's contribution was similar to Brønsted's, he failed to recognise the conjugate relationships existing in acid-base systems. He therefore failed to recognise NH4+ as an acid or CH3CO2- as a base.8 Lowry himself attributed this insight to Brønsted in a paper published in 1927.12

However, in Lowry's favour, he did make an important observation about the state of hydrogen in solution. Brønsted had simply assumed it was H+, whereas Lowry proposed the form that is commonly used today (ie H3O+), though he actually wrote it as OH3+. He clearly understood the driving force for this hydration, as is shown by the following quotation:11

It is a remarkable fact that strong acidity is apparently developed only in mixtures and never in pure compounds. Even hydrogen chloride only becomes acidic when mixed with water. This can be explained by the extreme reluctance of the hydrogen nucleus to lead an isolated existence.

The concept of pH

Once the crucial role of hydrogen in acidity had been established, the way became clear for the development of a quantitative scale of acid strength based on the concentration of hydrogen. This is the basis of the pH scale (pH = -log10[H+]) introduced by Sören Sörensen (1868-1939) in 1909.

Sören Sörensen
Sörensen was born at Havreber, Denmark, on 9 January 1868, the son of a farmer. In 1886 he matriculated at the University of Copenhagen, and studied chemistry under S. M. Jorgensen, the inorganic chemist. In 1899, he submitted his doctorate for work on cobalt oxalates. At the early age of 33, he was appointed director of the chemical department of the Carlsberg Laboratory. In this role, he became interested in the behaviour of proteins in solution, and effectively a pioneer in the field of colloid chemistry. However, the need to supervise analyses, as well as his early training in preparative chemistry, meant he was meticulous in his work, and willing when necessary to explore beyond the immediate field of colloid chemistry. This explains his interest in the properties of acid solutions, and his development of the pH scale as a simple means of measuring their acidity.

Later in his career, his wife Margrethe worked with him at the Carlsberg Laboratory, studying interactions of carbon monoxide with haemoglobin. Sörensen was well known in his lifetime, and numerous honours were conferred on him, of which the most important was the presidency of the Danish National Academy of Sciences. He died at the age of 71 in 1939.
Sörensen became interested in this problem when he was director of the chemical department of the Carlsberg Laboratory in Copenhagen (see Box). He was studying the behaviour of proteins in aqueous solution. Since this behaviour is strongly influenced by the acidity of their environment, Sörensen first considered the means by which this environment could be described quantitatively.13 In 1909, he published a paper entitled Studies on enzymes, II, in which he discussed hydrogen ion concentration in depth.14

Sörensen began by observing that the rate at which enzymic splitting of proteins occurs depends, among other things, on the degree of acidity or alkalinity of the solution. He recognised that the total concentration of acid was not the important factor, but the extent to which that acid was dissociated. However, he applied this idea to 0.1 normal HCl, which he suggested was not fully dissociated. He thus assumed the hydrogen ion concentration to be '... somewhat less than 0.1 normal'.14 He went on to say:14

The value of the hydrogen ion concentration will accordingly be expressed by the hydrogen ion based on the normality factor of the solution used, and this factor will have the form of a negative power of 10. Since in the following section I usually refer to this, I will explain here that I use the name 'hydrogen ion exponent' and the designation PH for the numerical value of this power.

He notes that in a solution whose normality based on hydrogen ions equals 0.01, 'PH' can be written briefly as 10-2. Sörensen does not explain his notation any further, nor does he account for his choice of the letter 'P'. Others, though, have claimed that it comes from the German word potenz, meaning power or concentration.7

Sörensen was aware of the difference between concentration and activity, and in this first paper, explores in detail the relationship between them in solutions such as 0.1 M HCl and 0.01 M HCl with 0.09 M KCl. He also noted that the pH of neutral water was 7.07. Later he explored the small variation in pH of a solution caused by adding indicators, and he carried out numerous studies of the buffering ranges and effects of borates, citrates, phosphates and glycine (aminoethanoic acid).13

Modern views

The modern formulation of the equation defining pH is:15

pH = - log aH3O+ This builds on Lowry's recognition of the activity of the hydronium ion rather than of the hydrogen ion as the key to pH.15
The simple description of the solvated proton in terms of the hydronium ion, H3O+, is not fully satisfactory, because there are several ionic species that occur in acid solutions. The hydronium ion has been shown to exist using mass spectroscopy,16 but other ions of the type H+(H2O)n with values of n up to eight have also been shown to be stable by using this technique16 and calculations have demonstrated that values of n of three or four are stable.17 In reality, any of these ions has only a fleeting lifetime because the proton is very mobile and transfers quickly and easily among neighbouring clusters of water molecules. This makes it impossible to be sure of the relative ratios of the various possible hydrated proton species in water. Thus, provided the concept is used with care, the activity of the hydronium ion remains useful as the basis for a modern understanding of the concept of pH.

Our knowledge of acidity now extends well beyond simple aqueous systems. Gilbert Lewis of the University of California, Berkeley, for example, redefined an acid as a substance that can use a lone pair of electrons from another molecule to complete the stable shell of one of its own atoms, ie as an electron pair acceptor. Typical examples are metal compounds such as SnCl4 and ZnCl2, which form donor-acceptor complexes of the type Sn(NH3)2Cl4 and ZnCl2·2H2O.

Acidity may also extend well beyond pH values obtainable with common mineral acids. In the 1960s, George Olah of Case Western Reserve University developed powerful examples of 'superacids' by mixing together various substances. Superacids are several orders of magnitude more acidic than conventional acids, with pH values as low as 10-18. One example is 'Magic Acid': a mixture of antimony pentafluoride (SbF5) and fluorosulphuric acid (HSO3F), which was named for its apparently magical ability to dissolve candle wax.

However, for practical everyday chemistry, it is aqueous systems that are of most interest. For these, we cannot improve on pH and its underlying concepts as the basis of our understanding of that most important of chemical properties, which has been known for centuries, of acidity.

Professor John Nicholson is head of school of science at the University of Greenwich, Chatham Maritime, Chatham, Kent ME4 4TB.

in indonesian


Pendidikan di Kimia - Januari 2004 - Sejarah singkat keasaman
John W. Nicholson
Sebuah perjalanan melalui teori asam dan basa, dari 13 ke abad ke-21, dapat meningkatkan pemahaman siswa terhadap sifat asam.
Asam dan basa telah dikenal sejak jaman dahulu. 1 , 2 Karya-karya alkimia dari Raymund Lully (ca 1.232-1.316), misalnya, menggambarkan persiapan asam nitrat dan aqua regia, 'air dari kings'because itu dibubarkan emas. 3 Istilah 'asam', berasal dari acetum Latin, berarti asam. Mencicipi tes kimia awal dan paling mudah tersedia dan sebagainya, tidak mengherankan, asam adalah istilah yang digunakan untuk menggambarkan asam-mencicipi zat. Dengan waktu, ahli kimia menyadari bahwa asam memiliki sifat lain yang sama - misalnya, mereka mengubah warna lakmus pewarna tanaman dari biru menjadi merah, mereka berkarat logam dan mereka belerang hasil endapan dari larutan alkali.
Alkalies, juga telah dikenal selama berabad-abad. Nama, alkali, berasal dari kata bahasa Arab untuk tanaman abu, al kalja. 1 Istilah ini awalnya digunakan untuk larut dalam air ekstrak yang diperoleh dari abu tanaman tertentu. Kimiawan awal yang cepat untuk menghargai bahwa alkali juga memiliki sifat-sifat khas: mereka licin, mereka dihapus lemak dan minyak dari kain, dan mereka berpaling lakmus dari merah ke biru. 4 Pada awalnya istilah ini digunakan untuk menggambarkan hidroksida dan karbonat natrium dan kalium . Namun, pada 1744, telah diperpanjang Ruoelle konsep untuk menyertakan analog alkali tanah dan menciptakan dasar istilah untuk mereka, meskipun alasan untuk ini pilihan kata yang tidak jelas. 4
Awal klasifikasi
Pentingnya pembentukan garam dalam mengklasifikasikan asam dan basa dapat ditelusuri kembali ke Johann Rudolph Glauber pada 1648, 5 yang menyatakan bahwa asam dan alkali itu, dalam arti tertentu, bertentangan dan garam yang dibentuk dengan mereaksikan kedua komponen. Hal ini menyebabkan ide-ide yang garam dapat dipecah menjadi asam dan alkali, dan garam yang ditandai dengan memiliki sifat yang berbeda dari orang-orang dari asam tua atau alkali. Ilmuwan dibedakan Banyak, bagaimanapun, tidak setuju dengan gagasan tersebut, terutama Robert Boyle dan Georg Stahl. Boyle pergi sejauh untuk mendalilkan fitur fisik untuk menjelaskan rasa asam dari asam, menunjukkan bahwa mereka terdiri dari partikel sudut tajam. Dia beralasan bahwa hilangnya rasa asam pada pembentukan garam adalah karena partikel asam menjadi tertanam dalam soft, partikel bulat dari alkali. 5
Pertanyaan tentang komposisi asam diambil oleh Lavoisier. Pada 1777, ia mengusulkan bahwa oksigen adalah 'prinsip acidifying universal', 5 , 6 dan asam harus didefinisikan sebagai suatu senyawa oksigen dengan logam non-. Dia diklasifikasikan zat seperti silika, SiO2, sebagai asam, perbedaan masih diakui hari ini di antara ahli geologi, yang mengacu pada batu dengan isi silika tinggi sebagai asam. Memang, nama Lavoisier berikan kepada gas oksigen yang baru ditemukan (atau penambahan oksigen) berarti 'asam-mantan'.
Pada awal abad ke 19, ahli kimia Inggris, Humphry Davy (1.778-1.829) diberhentikan teori Lavoisier. Bekerja di Royal Institution di London, Davy tertarik pada apa yang kemudian dikenal sebagai muriatic asam (dalam istilah modern, HCl). Dia juga belajar 'asam oxymuriatic', gas hijau yang diperoleh dengan oksidasi asam muriatic. Dalam eksperimennya, Davy terkena asam oxymuriatic menjadi putih-panas karbon dalam upaya untuk menghapusnya sebagai CO2. 7 Ketika ia tidak mampu untuk melakukan hal ini, ia menyimpulkan bahwa asam oxymuriatic sebenarnya elemen, yang ia sebut klorin, dari bahasa Yunani Kata chloros, yang berarti hijau pucat. 2 Davy beralasan bahwa asam muriatic juga mengandung oksigen tetapi senyawa biner dari hidrogen dan unsur klor, baru.
Adapun keasaman, Davy yakin bahwa dalam beberapa cara yang samar-samar, ini adalah fungsi dari susunan elemen yang ada, daripada kehadiran elemen tertentu. Butuh kimia pertanian Justus von Liebig (1803-1873) mengakui peran hidrogen dalam asam ketika, pada tahun 1838, ia mendefinisikan asam organik sebagai 'senyawa yang mengandung hidrogen di mana hidrogen dapat digantikan oleh logam'. 8
Sebuah tonggak kimia
Lebih dari 40 tahun kemudian Svante Arrhenius, pada tahun 1884, menyarankan, sebagai bagian dari tesis doktornya, bahwa zat tertentu menjadi terionisasi dalam larutan. Ide ini tidak diterima dengan baik, dan tesis dianugerahi gelar kelas keempat. Pada tahun 1903, telah begitu berubah pendapat bahwa ia memenangkan hadiah Nobel ketiga dalam kimia untuk pekerjaan ini. Bahkan pada saat itu pengkritiknya tidak sepenuhnya hilang, namun. Menulis beberapa tahun setelah penghargaan dari hadiah Nobel, Henry ditakuti Armstrong dicatat dalam sebuah berita kematian dari Raphael Meldola bahwa '... Meldola pernah berspekulasi dalam ion dan tahu apa yang dibutuhkan dari apotek ... '. 9
Pada tahun 1887, Arrhenius telah diperpanjang ide-idenya, menunjukkan bahwa karakteristik sifat asam dapat dijelaskan dalam hal pemisahan. Dia mengusulkan definisi dari asam sebagai zat yang berdisosiasi dalam air menjadi ion hidrogen dan anion. 4 Ia mendefinisikan dasar sebagai zat yang terdisosiasi dalam air menjadi ion hidroksil dan kation. Untuk pertama kalinya, dasar dianggap pada istilah sendiri, dan bukan hanya sebagai berlawanan samar asam. Arrhenius melanjutkan dengan mengatakan bahwa ion hidrogen dan ion hidroksil mampu membentuk molekul air lebih lanjut, dan anion dan kation dipisahkan tersisa adalah komponen garam yang larut dalam air yang baru terbentuk. 4
Meskipun teori Arrhenius 'menandai tonggak dalam kimia - untuk pertama kalinya asam dan basa yang didefinisikan dalam istilah selain oleh reaksi antara mereka - itu terbatas pada zat yang larut dalam air dan sistem air. Arrhenius telah demikian gagal untuk mengenali kebasaan zat larut, atau oksida atau silikat. Meskipun demikian, teorinya membuka jalan bagi apa yang masih dianggap sebagai penjelasan definitif asam dan basa dalam sistem air, yaitu teori Brønsted-Lowry.
Mandiri, pada tahun 1923, dalam dua publikasi yang terpisah, Johannes N. Bronsted Kopenhagen 10 dan T. Martin Lowry dari University of Cambridge 11 diterbitkan definisi dari asam sebagai '... zat yang menyerah proton ... ' (Yang mirip dengan Arrhenius 'definisi), dan basa, sebagai' ... zat yang mampu menerima proton '. Dalam definisi dasar, hubungan antara asam dan basa adalah satu timbal balik, dan reaksi asam-basa melibatkan transfer proton dari asam ke dasar. Ini menghilangkan pembatasan baik untuk larutan berair dan kebutuhan untuk ionisasi, dua keterbatasan utama pandangan Arrhenius 'asam dan basa.
Bahkan, meskipun kontribusi Lowry adalah mirip dengan Brønsted, ia gagal mengenali hubungan konjugasi yang ada di sistem asam-basa. Karena itu ia gagal mengenali NH 4 + sebagai asam atau CH 3 CO 2 - sebagai basis. 8 Lowry sendiri disebabkan wawasan ini untuk Brønsted dalam sebuah makalah yang diterbitkan pada tahun 1927. 12
Namun, dalam mendukung Lowry, ia memang membuat pengamatan penting tentang keadaan hidrogen dalam larutan. Brønsted telah hanya itu diasumsikan H +, sedangkan Lowry mengusulkan bentuk yang umum digunakan saat ini (yaitu H 3 O +), meskipun ia benar-benar menulis sebagai OH 3 +. Dia dengan jelas memahami kekuatan pendorong untuk hidrasi ini, seperti yang ditunjukkan oleh kutipan berikut: 11
Ini adalah kenyataan yang luar biasa bahwa keasaman yang kuat rupanya dikembangkan hanya dalam campuran dan tidak pernah dalam senyawa murni. Bahkan hidrogen klorida hanya menjadi asam bila dicampur dengan air. Hal ini dapat dijelaskan oleh keengganan ekstrim dari inti hidrogen untuk memimpin eksistensi terisolasi.
Konsep pH
Setelah peran penting hidrogen keasaman telah didirikan, jalan menjadi jelas untuk pengembangan skala kuantitatif kekuatan asam berdasarkan konsentrasi hidrogen. Ini adalah dasar dari skala pH (pH =-log10 [H +]) diperkenalkan oleh Sören Sorensen (1.868-1.939) pada tahun 1909.
Sorensen menjadi tertarik pada masalah ini ketika ia adalah direktur departemen kimia dari Laboratorium Carlsberg di Kopenhagen (lihat Kotak). Dia mempelajari perilaku protein dalam larutan air. Karena perilaku ini sangat dipengaruhi oleh keasaman lingkungan mereka, Sorensen pertama dianggap sarana yang lingkungan ini bisa dijelaskan secara kuantitatif. 13 tahun 1909, ia menerbitkan sebuah makalah berjudul Studi pada enzim, II, di mana ia membahas konsentrasi ion hidrogen dalam mendalam. 14
Sorensen mulai dengan mengamati bahwa tingkat di mana membelah enzymic protein terjadi tergantung, antara lain, pada tingkat keasaman atau alkalinitas dari solusi. Dia mengakui bahwa konsentrasi total asam bukanlah faktor penting, namun sejauh mana asam yang dipisahkan. Namun, ia menerapkan ide ini menjadi 0,1 HCl normal, yang ia menyarankan tidak sepenuhnya dipisahkan. Dia dengan demikian diasumsikan konsentrasi ion hidrogen menjadi '... agak 'kurang dari 0,1 normal. 14 Dia melanjutkan dengan mengatakan:14
Nilai konsentrasi ion hidrogen sesuai akan diungkapkan oleh ion hidrogen berdasarkan pada faktor normalitas larutan yang digunakan, dan faktor ini akan memiliki bentuk kekuatan negatif 10. Karena pada bagian berikut saya biasanya lihat ini, saya akan menjelaskan di sini bahwa saya menggunakan nama 'ion hidrogen eksponen' dan PH sebutan untuk nilai numerik dari kekuatan ini.
Dia mencatat bahwa dalam suatu larutan yang normal berdasarkan ion hidrogen sama dengan 0,01, 'PH' dapat ditulis secara singkat sebagai 10-2. Sorensen tidak menjelaskan notasi nya lebih jauh, juga tidak dia menjelaskan pilihannya huruf 'P'. Lainnya, meskipun, telah mengklaim bahwa itu berasal dari kata Potenz Jerman, yang berarti kekuasaan atau konsentrasi. 7
Sorensen menyadari perbedaan antara konsentrasi dan aktivitas, dan dalam makalah ini pertama, membahas secara rinci hubungan antara mereka dalam solusi seperti 0,1 M HCl dan 0,01 M HCl dengan 0,09 M KCl. Dia juga mencatat bahwa pH air netral adalah 7,07. Kemudian ia menjelajahi variasi kecil dalam pH larutan yang disebabkan oleh penambahan indikator, dan dia melakukan banyak penelitian dari rentang buffering dan efek dari borat, sitrat, fosfat dan glisin (aminoethanoic asam). 13
Modern dilihat
Perumusan modern dari pH persamaan mendefinisikan adalah: 15
pH = -. log aH 3 O + ini dibangun pada pengakuan Lowry terhadap aktivitas ion hidronium bukan dari ion hidrogen sebagai kunci untuk pH 15
Gambaran sederhana dari proton terlarut dalam hal ion hidronium, H 3 O +, tidak sepenuhnya memuaskan, karena ada beberapa spesies ion yang terjadi dalam larutan asam. The ion hidronium telah terbukti eksis menggunakan spektroskopi massa, 16 tetapi ion lain dari tipe H + (H2O) n dengan nilai n hingga delapan juga telah terbukti stabil dengan menggunakan teknik ini 16 dan perhitungan telah menunjukkan bahwa nilai-nilai n dari tiga atau empat stabil. 17 Pada kenyataannya, salah satu ion hanya memiliki sekilas seumur hidup karena proton sangat mobile dan transfer cepat dan mudah di antara kelompok tetangga molekul air. Hal ini membuat tidak mungkin untuk memastikan rasio relatif kemungkinan spesies proton berbagai terhidrasi dalam air. Dengan demikian, asalkan konsep digunakan dengan hati-hati, aktivitas ion hidronium tetap berguna sebagai dasar untuk pemahaman modern konsep pH.
Pengetahuan kita keasaman sekarang jauh melampaui sistem air sederhana. Gilbert Lewis dari University of California, Berkeley, misalnya, mendefinisikan kembali asam sebagai zat yang dapat menggunakan pasangan elektron dari molekul lain untuk menyelesaikan shell yang stabil dari salah satu atom sendiri, yaitu sebagai akseptor pasangan elektron. Contoh umum adalah logam senyawa seperti SnCl4 dan ZnCl 2, yang membentuk kompleks donor-akseptor dari Sn jenis (NH 3) 2 Cl 4 dan ZnC l 2,2 H 2 O.
Keasaman juga dapat meluas melewati nilai pH diperoleh dengan asam mineral umum. Pada tahun 1960, George Olah dari Case Western Reserve University mengembangkan contoh kuat 'superacids' dengan mencampur bersama-sama berbagai zat. Superacids adalah beberapa kali lipat lebih asam daripada asam konvensional, dengan nilai pH serendah 10-18. Salah satu contohnya adalah 'Asam Sihir': campuran pentafluoride antimon (SBF 5) dan fluorosulphuric asam (HSO 3 F), yang dinamai karena kemampuannya tampaknya ajaib untuk melarutkan lilin.
Namun, untuk kimia praktis sehari-hari, itu adalah sistem air yang paling menarik. Untuk ini, kita tidak bisa memperbaiki pH dan konsep yang mendasarinya sebagai dasar pemahaman kita yang paling penting dari sifat kimia, yang telah dikenal selama berabad-abad, keasaman.
Profesor John Nicholson adalah kepala sekolah ilmu di University of Greenwich, Chatham Maritime, Chatham, Kent ME4 4TB.


1 comment: