Senin, 05 Desember 2011

reaksi asam basa(kimia)

Sebuah reaksi asam-basa adalah reaksi kimia yang terjadi antara asam dan basa. Beberapa konsep yang memberikan definisi alternatif untuk mekanisme reaksi yang terlibat dan aplikasi mereka dalam memecahkan masalah yang terkait ada. Meskipun beberapa perbedaan dalam definisi, pentingnya mereka menjadi jelas sebagai metode yang berbeda dari analisis bila diterapkan untuk reaksi asam-basa untuk spesies gas atau cair, atau ketika asam atau karakter dasar mungkin agak kurang jelas. Yang pertama dari konsep-konsep ilmiah asam dan basa diberikan oleh kimiawan Perancis Antoine Lavoisier, sekitar tahun 1776 [1].
 Sejarah:
Lavoisier oksigen teori asam
Konsep ilmiah pertama dari asam dan basa diberikan oleh Antoine Lavoisier sekitar tahun 1776. Karena pengetahuan Lavoisier asam kuat terutama dibatasi untuk oxoacids, seperti HNO3 (asam nitrat) dan H2SO4 (asam sulfat), yang cenderung mengandung atom pusat di bilangan oksidasi tinggi yang dikelilingi oleh oksigen, dan karena ia tidak mengetahui komposisi sesungguhnya asam hydrohalic (HF, HCl, HBr, dan HI), ia mendefinisikan asam dalam hal oksigen yang mengandung mereka, yang pada kenyataannya ia beri nama dari kata Yunani yang berarti "asam-mantan" (dari Yunani οξυς (oxys) yang berarti "asam "atau" tajam "dan γεινομαι (geinomai) yang berarti" melahirkan "). Definisi Lavoisier diselenggarakan sebagai kebenaran absolut selama lebih dari 30 tahun, sampai artikel tahun 1810 dan kuliah berikutnya oleh Sir Humphry Davy di mana ia membuktikan kekurangan oksigen di H2S, H2Te, dan asam hydrohalic. Namun, Davy gagal mengembangkan sebuah teori baru, menyimpulkan bahwa "keasaman tidak tergantung pada substansi dasar tertentu, tetapi pada pengaturan berbagai zat aneh". [2] Salah satu modifikasi penting dari teori oksigen disediakan oleh Berzelius, yang menyatakan bahwa asam adalah oksida basa nonmetals sementara oksida logam.[Sunting] Liebig hidrogen teori asam
Definisi ini diusulkan oleh Justus von Liebig sekitar tahun 1838, [3] yang didasarkan pada karya-karya yang luas pada komposisi kimia dari asam organik. Ini selesai pergeseran doktrinal dari oksigen berbasis asam untuk asam berbasis hidrogen, dimulai oleh Davy. Menurut Liebig, asam adalah zat yang mengandung hidrogen di mana hidrogen dapat digantikan oleh logam [4]. Definisi Liebig, sementara benar-benar empiris, tetap digunakan selama hampir 50 tahun sampai adopsi dari definisi Arrhenius. [5 ][Sunting] Umum teori asam-basa[Sunting] Definisi ArrheniusSvante Arrhenius
Definisi Arrhenius dari reaksi asam-basa merupakan pengembangan dari teori hidrogen dari asam, yang dirancang oleh Svante Arrhenius, yang digunakan untuk memberikan definisi modern asam dan basa yang diikuti dari karyanya dengan Friedrich Wilhelm Ostwald dalam membangun kehadiran ion dalam larutan berair pada tahun 1884, dan menyebabkan Arrhenius menerima Hadiah Nobel dalam Kimia pada 1903 untuk "pengakuan terhadap pelayanan yang luar biasa ... sumbangan untuk kemajuan kimia oleh teori disosiasi elektrolit nya". [6]
Seperti yang didefinisikan oleh Arrhenius, reaksi asam-basa dicirikan oleh asam Arrhenius, yang berdisosiasi dalam larutan berair untuk membentuk ion hidrogen (H +), [6] dan Arrhenius basa, yang membentuk hidroksida (OH-) ion. Rekomendasi IUPAC lebih baru kini mengusulkan istilah baru "hidronium" [7] dapat digunakan dalam mendukung istilah yang diterima lebih tua "oksonium" [8] untuk menggambarkan mekanisme reaksi seperti yang didefinisikan dalam Brønsted-Lowry dan sistem pelarut definisi lebih jelas, dengan definisi Arrhenius melayani sebagai gambaran umum sederhana dari asam-basa karakter [6]. Definisi Arrhenius dapat diringkas sebagai "Arrhenius asam membentuk ion hidrogen dalam larutan berair dengan basa Arrhenius membentuk ion hidroksida."
Para berair asam-basa yang universal definisi konsep Arrhenius digambarkan sebagai pembentukan air dari hidrogen dan ion hidroksida, atau ion hidrogen dan ion hidroksida dari disosiasi asam dan basa dalam larutan berair:

    
H + (aq) + OH-(aq) berada dalam kesetimbangan dengan H2O
(Di zaman modern, penggunaan H + dianggap sebagai singkatan untuk H3O +, karena sekarang diketahui bahwa proton H + telanjang tidak ada sebagai spesies bebas dalam larutan.) [Kutipan diperlukan]
Ini mengarah pada definisi Arrhenius bahwa dalam reaksi asam-basa, garam dan air yang terbentuk dari reaksi antara sebuah asam dan basa [6] Dengan kata lain, ini adalah reaksi netralisasi..

    
Asam + basa garam + air →
Ion positif dari basis bentuk garam dengan ion negatif dari asam. Sebagai contoh, dua mol ion natrium (Na +) dari basa natrium hidroksida (NaOH) menggabungkan dengan satu mol ion sulfat (SO2-4) dari asam sulfat (H2SO4) untuk membentuk satu mol natrium sulfat (Na2SO4). Dua mol air juga terbentuk.

    
2 NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + 2 H2O
Definisi Arrhenius keasaman dan alkalinitas dibatasi untuk larutan berair, dan mengacu pada konsentrasi ion pelarut. Berdasarkan definisi ini, H2SO4 atau HCl murni dilarutkan dalam toluena tidak asam, dan KOH cair dan solusi dari amida natrium dalam amonia cair tidak basa.[Sunting] definisi sistem Pelarut
Salah satu keterbatasan adalah definisi Arrhenius ketergantungan pada solusi air. Edward C. Franklin mempelajari reaksi asam-basa dalam amonia cair pada tahun 1905 dan menunjukkan kemiripan dengan air berbasis teori Arrhenius, dan Albert UNTUK Germann, bekerja dengan COCl2 cair, definisi Arrhenius umum untuk menutupi pelarut aprotik dan merumuskan teori sistem pelarut pada tahun 1925. [9]
Germann menunjukkan bahwa dalam pelarut banyak ada konsentrasi tertentu dari suatu spesies yang positif, solvonium (lyonium sebelumnya) kation dan spesies negatif, solvate (lyate sebelumnya) anion, dalam kesetimbangan dengan molekul pelarut netral. Sebagai contoh, air dan amonia mengalami disosiasi tersebut ke hidronium dan hidroksida, dan amonium dan amida, masing-masing:

    
2 H2O adalah dalam kesetimbangan dengan H3O + + OH-
    
2 NH3 berada dalam kesetimbangan dengan NH +
    
4 + NH-
    
2
Beberapa sistem juga mengalami disosiasi aprotik seperti, seperti tetroksida dinitrogen ke nitrosonium dan nitrat, antimon triklorida ke dichloroantimonium dan tetrachloroantimonate, dan fosgen ke chlorocarboxonium dan klorida.

    
N2O4 berada dalam kesetimbangan dengan NO + + NO-
    
3
    
2 SbCl3 berada dalam kesetimbangan dengan SBCL +
    
2 + SBCL-
    
4
    
COCl2 berada dalam kesetimbangan dengan COCl + + Cl-
Sebuah zat terlarut menyebabkan peningkatan konsentrasi ion solvonium dan penurunan ion solvate didefinisikan sebagai asam dan satu menyebabkan sebaliknya didefinisikan sebagai dasar. Jadi, dalam amonia cair, KNH2 (memasok NH-2) adalah basis yang kuat, dan NH4NO3 (memasok NH +4) adalah asam kuat. Dalam sulfur dioksida cair (SO2), senyawa tionil (memasok SO2 +) berperilaku sebagai asam, dan sulfida (memasok SO2-3) berperilaku sebagai basa.
Non-berair reaksi asam-basa dalam amonia cair serupa dengan reaksi dalam air:

    
2 NaNH2 (dasar) + Zn (NH2) 2 (amida amphiphilic) → Na2 [Zn (NH2) 4]
    
2 NH4I (asam) + Zn (NH2) 2 (amida amphiphilic) → [Zn (NH3) 4)] I2
Asam nitrat dapat menjadi dasar dalam asam sulfat cair:

    
HNO3 (basis) + 2 H2SO4 → NO +
    
2 + H3O + + 2 HSO-
    
4
Kekuatan unik dari definisi ini menunjukkan dalam menggambarkan reaksi dalam pelarut aprotik, misalnya di N2O4 cair:

    
AgNO 3 (dasar) + NOCl (asam) → N2O4 (pelarut) + AgCl (garam)
Karena pelarut sistem definisi tergantung pada pelarut serta pada senyawa itu sendiri, senyawa yang sama dapat mengubah perannya tergantung pada pilihan dari pelarut. Jadi, HClO4 adalah asam kuat dalam air, asam lemah dalam asam asetat, dan basa lemah di fluorosulfonic asam. Hal ini dilihat sebagai baik kekuatan dan kelemahan, karena beberapa zat, seperti SO3 dan NH3, yang merasa menjadi asam atau basa di sebelah kanan mereka sendiri. Di sisi lain, teori sistem dikritik sebagai pelarut terlalu umum untuk menjadi berguna, ia merasa bahwa ada sesuatu yang intrinsik tentang senyawa hidrogen asam, tidak dimiliki oleh non-hidrogenik garam solvonium [2].[Sunting] Definisi Brønsted-LowryArtikel utama: Brønsted-Lowry Teori asam-basa
The-definisi Brønsted Lowry, dirumuskan pada tahun 1923, secara independen oleh Johannes Nicolaus Brønsted di Denmark dan Martin Lowry di Inggris, didasarkan pada gagasan protonasi basa melalui protonasi de-asam - yaitu, kemampuan asam untuk "menyumbangkan "ion hidrogen (H +) atau proton untuk dasar, yang" menerima "mereka [10] Berbeda dengan definisi sebelumnya,-Brønsted Lowry Definisi tidak mengacu pada pembentukan garam dan pelarut, melainkan untuk pembentukan asam konjugat dan. basa konjugat, yang dihasilkan oleh transfer proton dari asam dengan dasar [6] [10]. Dalam pendekatan ini, asam dan basa pada dasarnya berbeda dalam perilaku dari garam, yang dipandang sebagai elektrolit, tunduk pada teori-teori Debye , Onsager, dan lain-lain. Asam dan basa bereaksi tidak untuk menghasilkan garam dan pelarut, tetapi untuk membentuk asam baru dan basis baru. Konsep netralisasi dengan demikian tidak ada. [2]
Menurut definisi Brønsted-Lowry, asam adalah senyawa yang dapat menyumbangkan proton, dan basa adalah senyawa yang dapat menerima proton. Sebuah reaksi asam-basa, dengan demikian, penghapusan ion hidrogen dari asam dan penambahan untuk dasar [11]. Ini tidak mengacu pada penghapusan proton dari inti atom, yang akan membutuhkan tingkat energi tidak dapat dicapai melalui disosiasi asam sederhana, tetapi untuk penghapusan ion hidrogen (H +).
Penghapusan proton (ion hidrogen) dari asam basa konjugat menghasilkan, yang adalah asam dengan ion hidrogen dihilangkan, dan penerimaan proton dengan dasar memproduksi asam konjugat, yang merupakan dasar dengan menambahkan ion hidrogen .
Sebagai contoh, penghapusan H + dari asam klorida (HCl) menghasilkan ion klorida (Cl-), basis konjugasi dari asam:

    
HCl → H + + Cl-
Penambahan H + pada ion hidroksida (OH-), basa, menghasilkan air (H2O), asam konjugatnya:

    
H + + OH-→ H2O
Meskipun Brønsted-Lowry asam-basa perilaku secara formal independen dari setiap pelarut, ini mencakup definisi Arrhenius pelarut dan sistem dalam cara unenforced. Sebagai contoh, amonia protonasi, basa, memberikan ion amonium, asam konjugatnya:

    
H + + NH3 → NH +
    
4
Reaksi amonia, basa, dengan asam asetat dalam ketiadaan air dapat digambarkan untuk memberikan kation amonium, asam, dan anion asetat, dasar:

    
CH3COOH + NH3 → NH +
    
4 + CH3COO-
Definisi ini juga menjelaskan pemisahan air menjadi konsentrasi rendah ion hidronium dan hidroksida:

    
H2O + H2O adalah dalam kesetimbangan dengan H3O + + OH-
Air, yang amfoter, dapat bertindak baik sebagai asam dan basa, di sini, satu molekul bertindak air sebagai asam, menyumbangkan ion H + dan membentuk basis konjugat, OH-, dan sebuah molekul kedua bertindak air sebagai basa, menerima ion H + dan membentuk asam konjugat, H3O +.
Disosiasi asam dan hidrolisis asam dianggap seluruhnya fenomena serupa:

    
HCl (asam) + H2O (dasar) berada dalam kesetimbangan dengan H3O + (asam) + Cl-(basa)
    
NH +
    
4 (asam) + H2O (dasar) berada dalam kesetimbangan dengan H3O + (asam) + NH3 (dasar)
seperti juga disosiasi dasar dan hidrolisis dasar:

    
NH3 (basa) + H2O (asam) berada dalam kesetimbangan dengan NH +
    
4 (asam) + OH-(basa)
    
CH3COO-(basa) + H2O (asam) berada dalam kesetimbangan dengan CH3COOH (asam) + OH-(basa)
Bronsted-Lowry-3d-penjelasan-diagram.png
Dengan demikian, rumus umum untuk reaksi asam-basa menurut definisi Brønsted-Lowry adalah:

    
AH + B → BH + + A-
mana AH mewakili asam, B mewakili dasar, BH + merupakan asam konjugat dari B, dan A-merupakan basa konjugat dari AH.
Meskipun Brønsted-Lowry panggilan zat yang mengandung hidrogen seperti asam HCl, KOH dan KNH2 tidak basa, tetapi garam mengandung basa-OH dan NH-2. Juga, beberapa zat, yang banyak ahli kimia dianggap asam, seperti SO3 atau BCl3, dikecualikan dari klasifikasi ini karena kurangnya hidrogen. Gilbert Lewis menulis pada tahun 1938, "Untuk membatasi kelompok asam untuk zat-zat yang mengandung hidrogen mengganggu secara serius dengan pemahaman yang sistematis kimia seperti yang akan pembatasan dari agen pengoksidasi panjang untuk zat yang mengandung oksigen." [2][Sunting] Definisi LewisInformasi lebih lanjut: asam Lewis dan basa
Persyaratan hidrogen Arrhenius dan Brønsted-Lowry telah dihapus oleh definisi Lewis reaksi asam-basa, dirancang oleh Gilbert N. Lewis pada tahun 1923, [12] pada tahun yang sama seperti Brønsted-Lowry, tapi itu tidak diuraikan oleh dia sampai 1938 [2] Alih-alih mendefinisikan reaksi asam-basa dalam hal proton atau zat terikat lain, definisi Lewis mendefinisikan dasar (disebut sebagai basa Lewis) menjadi senyawa yang dapat menyumbangkan pasangan elektron, dan asam (. suatu asam Lewis) menjadi senyawa yang dapat menerima pasangan elektron [13].
Dalam sistem ini, asam tidak bertukar atom dengan basa, tetapi mengkombinasikan dengan itu. Sebagai contoh, pertimbangkan ini berair klasik reaksi asam-basa:

    
HCl (aq) + NaOH (aq) → H2O (l) + NaCl (aq)
Definisi Lewis tidak menganggap ini sebagai reaksi pembentukan garam dan air atau transfer H + dari HCL ke OH-. Sebaliknya, ia menganggap asam menjadi ion H + sendiri, dan dasar untuk menjadi ion OH-, yang memiliki pasangan elektron unshared. Oleh karena itu, reaksi asam-basa di sini, menurut definisi Lewis, adalah sumbangan pasangan elektron dari OH-pada ion H +. Ini membentuk ikatan kovalen antara H + dan OH-, sehingga menghasilkan air (H2O).
Dengan memperlakukan reaksi asam-basa dalam hal pasangan elektron bukan zat-zat tertentu, definisi Lewis dapat diterapkan untuk reaksi yang tidak jatuh di bawah definisi lain dari reaksi asam-basa. Sebagai contoh, sebuah kation perak berperilaku sebagai asam sehubungan dengan amonia, yang berperilaku sebagai dasar, dalam reaksi berikut:

    
Ag + + 2: NH3 → [H3N: Ag: NH3] +
Hasil reaksi ini adalah pembentukan suatu adisi amonia-perak.
Dalam reaksi antara asam dan basa Lewis, ada pembentukan adisi [13] ketika orbital molekul tertinggi diduduki (HOMO) dari molekul, seperti NH3 dengan pasangan elektron mandiri yang tersedia (s) menyumbangkan satu-satunya pasangan elektron untuk elektron orbital terendah-kekurangan molekul molekul kosong (LUMO) melalui ikatan koordinasi kovalen;. sedemikian reaksi, tindakan molekul HOMO-berinteraksi sebagai dasar, dan tindakan molekul LUMO-berinteraksi sebagai asam [13] Dalam sangat- polar molekul, seperti boron trifluorida (BF3), [13] unsur yang paling elektronegatif menarik elektron menuju orbital sendiri, memberikan muatan yang lebih positif pada elemen kurang elektronegatif dan perbedaan dalam struktur elektronik karena mengorbit aksial atau ekuatorial posisi elektron, menyebabkan efek menjijikkan dari pasangan elektron mandiri - ikatan pasangan (Lp-Bp) interaksi antara atom-atom terikat dalam melebihi yang sudah disediakan oleh pasangan ikatan -. ikatan pasangan (Bapak-Bapak) interaksi [13] adduct yang melibatkan ion logam disebut sebagai senyawa koordinasi [13].[Sunting] Lain-lain teori asam-basa[Sunting] Definisi Usanovich
Bersamaan dengan Lewis, seorang ahli kimia Soviet Mikhail Usanovich dari Tashkent, mengembangkan teori umum yang tidak membatasi keasaman untuk hidrogen mengandung senyawa, namun pendekatannya, diterbitkan pada tahun 1938, bahkan lebih umum daripada teori Lewis. [2] teori Usanovich itu dapat diringkas sebagai mendefinisikan asam sebagai sesuatu yang negatif atau menerima spesies mendonorkan yang positif, dan dasar sebagai sebaliknya. Hal ini mendorong konsep reaksi asam-basa dengan batas yang logis, dan bahkan mendefinisi ulang konsep redoks (oksidasi-reduksi) sebagai kasus khusus dari reaksi asam-basa, dan sebagainya tidak menjadi meluas, meskipun lebih mudah dipahami daripada Lewis teori, yang membutuhkan keakraban rinci dengan struktur atom. Beberapa contoh Usanovich reaksi asam-basa meliputi:

    
Na2O (dasar) + SO3 (asam) → 2 Na + + SO2-
    
4 (spesies dipertukarkan: anion O2-)
    
3 (NH4) 2S (dasar) + Sb2S3 (asam) → 6 NH +
    
4 + 2 SbS2-
    
4 (spesies dipertukarkan: anion S2-)
    
Na (dasar) + Cl (asam) → Na + + Cl-(spesies ditukar: elektron)
[Sunting] Banjir Lux-definisi
Teori asam-basa adalah kebangkitan dari teori oksigen asam dan basa, diusulkan oleh kimiawan Jerman Hermann Lux [14] [15] pada tahun 1939, lebih ditingkatkan oleh Håkon Banjir sekitar 1947 [16] dan masih digunakan dalam geokimia modern dan elektrokimia garam cair. Definisi ini menggambarkan suatu asam sebagai ion oksida (O2-) akseptor dan basis sebagai donor ion oksida. Sebagai contoh: [17]

    
MgO (dasar) + CO2 (asam) → MgCO3
    
CaO (dasar) + SiO2 (asam) → CaSiO3
    
NO-
    
3 (dasar) + S2O2-
    
7 (asam) → NO +
    
2 + 2 SO2-
    
4
[Sunting] Definisi PearsonArtikel utama: Teori HSAB
Pada tahun 1963, [18] Ralph Pearson mengusulkan konsep kualitatif canggih dikenal sebagai prinsip Asam Basis keras lunak, kemudian membuat kuantitatif dengan bantuan dari Robert Parr pada tahun 1984. 'Sulit' berlaku untuk spesies yang kecil, telah menyatakan biaya tinggi, dan lemah terpolarisasi. 'Soft berlaku untuk spesies yang berukuran besar, memiliki muatan negara rendah dan sangat terpolarisasi. Asam dan basa berinteraksi, dan interaksi paling stabil sulit-keras dan lunak-lunak. Teori ini telah ditemukan digunakan dalam kimia organik dan anorganik.[Sunting] Asam-alkali reaksiBagian ini mungkin memerlukan pembersihan untuk memenuhi standar kualitas Wikipedia. (Pertimbangkan untuk menggunakan instruksi pembersihan yang lebih spesifik.) Harap membantu meningkatkan bagian ini jika Anda bisa. Halaman pembicaraan mungkin berisi saran. (Desember 2009)Ia telah mengemukakan bahwa artikel atau bagian digabungkan menjadi Netralisasi (kimia). (Diskusikan) Usulan sejak Januari 2010.
Sebuah reaksi asam-alkali adalah kasus khusus dari suatu reaksi asam-basa, di mana dasar yang digunakan juga merupakan alkali. Ketika asam bereaksi dengan alkali membentuk garam logam dan air. Reaksi asam-alkali juga merupakan jenis reaksi netralisasi.
Secara umum, reaksi asam-alkali dapat disederhanakan

    
OH-(aq) + H + (aq) → H2O
dengan menghilangkan ion penonton.
Asam dalam zat murni umum yang mengandung ion-ion hidrogen (H +) atau menyebabkan mereka untuk diproduksi dalam solusi. Asam klorida (HCl) dan asam sulfat (H2SO4) adalah contoh yang umum. Dalam air, ini pecah menjadi ion-ion:

    
HCl → H + (aq) + Cl-(aq)
    
H2SO4 → H + (aq) + HSO-
    
4 (aq)
Alkali adalah basis, basis yang mengandung logam dari kolom 1 atau 2 dari tabel periodik (logam-logam alkali atau logam alkali tanah). Alkalis dapat didefinisikan sebagai basis larut, yang berarti mereka harus dapat larut dalam air. Secara umum, basis didefinisikan sebagai zat yang mengandung ion hidroksida (OH-) atau menghasilkan dalam larutan. Oleh karena itu, orang juga bisa berbicara tentang basa hidroksida yang larut dalam air, dan dengan demikian ini juga akan alkali. Beberapa contoh, kemudian, akan alkali natrium hidroksida (NaOH), kalium hidroksida (KOH), magnesium hidroksida (Mg (OH) 2), dan kalsium hidroksida (Ca (OH) 2). Perhatikan bahwa hanya hidroksida logam alkali dengan kolom 1 - sangat larut dalam air; hidroksida dengan logam alkali tanah - kolom 2 - yang tidak larut. Beberapa sumber [19] bahkan akan mengatakan hidroksida logam alkali tanah tidak larut.
Untuk menghasilkan ion hidroksida dalam air, istirahat terpisah menjadi ion-ion alkali seperti di bawah ini:

    
NaOH → Na + (aq) + OH-(aq)
Namun, alkali juga mungkin memiliki definisi yang lebih luas yang mencakup karbonat (CO23) terikat pada logam 1 kolom, ion amonium (NH +4), atau amina (NHx radikal) sebagai ion positif. Contoh alkalis kemudian akan juga termasuk Li2CO3, Na2CO3, dan (NH4) 2CO3.
Tampaknya ada informasi yang bertentangan mengenai apakah reaksi asam-basa adalah reaksi netralisasi. Beberapa sumber mendefinisikan reaksi netralisasi sebagai reaksi antara asam dan basa yang menghasilkan garam dan air. Namun, dalam buku Kesalahpahaman Kimia: Pencegahan, Diagnosis dan Cure oleh K. Tabor (2002), diketahui bahwa "netralisasi istilah biasanya disediakan untuk reaksi asam-alkali." Jadi, ini tidak membuat asam-alkali tipe reaksi netralisasi, tetapi satu-satunya jenis reaksi netralisasi.
Ada banyak kegunaan reaksi netralisasi yang reaksi asam-alkali. Sebuah penggunaan yang sangat umum adalah tablet antasida. Ini dirancang untuk menetralkan asam lambung berlebih (HCl) yang mungkin menyebabkan rasa tidak nyaman di perut atau kerongkongan yang lebih rendah. Juga di saluran pencernaan, reaksi netralisasi digunakan ketika makanan dipindahkan dari perut ke usus. Agar nutrisi untuk diserap melalui dinding usus, lingkungan alkalin diperlukan, sehingga pankreas menghasilkan bikarbonat antasida menyebabkan transformasi ini terjadi. [20]
Lain penggunaan umum, meskipun mungkin tidak banyak diketahui, adalah di pupuk dan pengendalian pH tanah. Kapur dipuaskan (kalsium hidroksida) atau kapur (kalsium karbonat) dapat bekerja ke dalam tanah yang terlalu asam untuk pertumbuhan tanaman [21]. Pupuk yang meningkatkan pertumbuhan tanaman yang dibuat dengan menetralisir asam sulfat (H2SO4) atau asam nitrat (HNO3) dengan amonia gas (NH3), membuat sulfat amonium atau nitrat amonium. Ini adalah garam digunakan dalam pupuk. [22]
Industri, oleh-produk dari pembakaran batubara, gas belerang dioksida dapat menggabungkan dengan uap air di udara untuk akhirnya menghasilkan asam sulfat, yang jatuh sebagai hujan asam. Untuk mencegah belerang dioksida dari yang dirilis, sebuah perangkat yang dikenal sebagai sebuah scrubber gleans gas dari cerobong asap. Perangkat ini pertama pukulan kalsium karbonat ke dalam ruang pembakaran di mana ia terurai menjadi oksida kalsium (kapur) dan karbon dioksida. Kapur ini kemudian bereaksi dengan sulfur dioksida yang dihasilkan membentuk kalsium sulfit. Sebuah suspensi kapur ini kemudian disuntikkan ke dalam campuran untuk menghasilkan bubur, yang menghilangkan kalsium sulfit dan setiap dioksida belerang yang tidak bereaksi yang tersisa. [23]

Tidak ada komentar:

Poskan Komentar