KIMIA DASAR I PERTEMUAN 1 Tujuan Perkuliahan: Setelah proses pembelajaran ini selesai, diharapkan mahasiswa dapat: 1. Menjelaskan pengertian dari larutan beserta contohnya. 2. Menjelaskan perbedaan larutan elektrolit dan non elektrolit dan klasifikasinya. 3. Menghitung konsentrasi ion dalam larutan elektrolit kuat. LARUTAN ELEKTROLIT DAN NON ELEKTROLIT Apakah itu larutan? Apa contoh larutan? Larutan adalah campuran homogen antar zat pelarut (solvent) dan zat terlarut (solut). Larutan dapat berupa gas ( contoh: udara), padatan (alloy) dan liquid (air laut). Berdasarkan daya hantar listriknya, larutan dibagi menjadi larutan elektrolit dan larutan non elektrolit. Elektrolit adalah substansi yang ketika dilarutkan ke dalam air menghasilkan suatu larutan yang dapat menghantarkan listrik. Sedangkan nonelektrolit tidak menghantarkan listrik ketika dilarutkan dalam air. Perhatikan gambar berikut. Perbandingan sifat-sifat larutan elektrolit dan larutan non elektrolit. Larutan elektrolit Larutan non elektrolit 1. Dapat menghantarkan listrik 1. Tidak dapat menghantarkan listrik 2. Terjadi proses ionisasi 2. Tidak terjadi proses ionisasi 3. Lampu dapat menyala terang atau 3. Lampu tidak menyala redup 4. Tidak ada gelembung gas 4. Adanya gelembung gas
Senyawa ionik seperti NaCl, KI, dan Ca(NO3)2, merupakan elektrolit kuat. Di dalam cairan tubuh manusia, mengandung banyak elektrolit kuat dan lemah. Air merupakan pelarut yang sangat efektif untuk senyawa ionik. Ketika suatu senyawa ionik eperti NaCl, dilarutkan dalam air, jaringan 3 dimensi ion dalam padatan akan hancur. Ion Na + dan Cl - akan terpisah satu sama lain dan mengalami hidrasi ( proses suatu ion dikelilingi oleh molekul air). Tiap ion Na + akan dikelilingi oleh sejumlah molekul air mengorientasikan kutub negatif terhadap kation (melalui tarikan elektrostatik). Sama halnya dengan setiap ion Cl - yang dikelilingi oleh molekul air dengan mengorientasikan kutub positif terhadap anion. Hidarasi menyebabkan ion menjadi stabil dalam larutan dan menghalangi kation berkombinasi dengan anion. Asam dan basa juga merupakan elektrolit. Beberapa asam seperti HCl dan HNO3 adalah elektrolit kuat. Asam yang merupakan elektrolit kuat terionisasi sempurna di dalam air. Ketika gas HCl dilarutkan dalam air akan membentuk ion H + dan Cl - terhidrasi. Dengan kata lain, semua molekul HCl terlarut terpisah menjadi ion H + dan Cl - terhidrasi.sehingga ketika ditulis HCl(aq), maknanya larutan tersebut hanya ion H + (aq) dan
Cl - (aq) dan tidak ada molek HCl terhidrasi. Asam seperti CH3COOH, tidak terionisasi sempurna dan merupakan elektrolit lemah. CH3COO - disebut ion asetat. Istilah ionisasi digunakan untuk mendeskripsikan pemisahan dan asam dan basa menjadi ion. Ionisasi dari asam asetat (CH3COOH) merupakan reaksi kesetimbangan (reaksi dapat terjadi dalam dua arah). Pada mulanya, sejumlah molekul CH3COOH terurai mmenjadi ion CH3COO - dan H +. Akan tetapi beberapa CH3COO - dan H + berkombinasi kembali menjadi molekul CH3COOH. Keadaan ketika molekul asam terionisasi sama cepatnya dengan ketika ion-ionnya berkombinasi kembali disebut kesetimbangan kimia. Menghitung konsentrasi ion dalam Larutan elektrolit kuat. Dalam larutan yang mengandung 0,005 M MgCl2, kita asumsikan MgCl2 terdisosiasi sempurna menjadi ion-ionnya. Sehingga: 0,005 M MgCl2: [Mg2+] = 0,005 M; [Cl - ] = 0,01 M Contoh Soal: Berapa konsentrasi ion aluminium dan ion sulfat dalam 0, 0165 M Al2(SO4)3(aq)? Al2(SO4)3(s) 2 Al 3+ (aq) + 3SO4 2- (aq) 0, 0165 M berarti terdapat 0, 0165 mol zat terlarut dalam 1 L larutan. [Al 3+ ] = [SO4 2- ] = 2/1 x 0,0165 mol 1L 3/1 x 0,0165 mol 1L = 0,0330 mol/l = 0,0495 mol/l
Bahan Diskusi 1. Apa yang dimaksud dengan: a. Larutan b. Zat terlarut (Solute) c. Zat pelarut (solvent) 2. Bagaimana cara membedakan larutan elektrolit dan non elektrolit, jelaskan! 3. Mengapa larutan elektrolit dapat menghantarkan listrik sedangkan non elektrolit tidak? 4. Tuliskan masing-masing 10 zat yang tergolong elektrolit kuat, larutan elektrolit lemah, dan non elektrolit! Jelaskan alasan anda dalam pengelompokkan tersebut. 5. Ion utama dalam air laut adalah Na +, Mg 2+, dan Cl -. Air laut mengandung sekitar 0,438 M NaCl dan 0,0512 M MgCl2. Berapa molaritas Cl - ( [Cl - ] total) dalam air laut?
PERTEMUAN 2 Tujuan Perkuliahan: Setelah proses pembelajaran ini selesai, diharapkan mahasiswa dapat memahami dan menjelaskan konsep reaksi oksidasi-reduksi dan hubungannya dengan tata nama senyawa serta penerapannya. KONSEP REDUKSI-OKSIDASI PRINSIP REDUKSI-OKSIDASI Pernahkah anda melihat paku atau pagar besi yang tidak dilindungi terbentuk bintikbintik merah kekuningan (perkaratan) pada permukaannya? Proses perkaratan pada paku atau pagar besi tersebut merupakan contoh reaksi reduksi-oksidasi (redoks) di alam. Reaksi reduksi dan reaksi oksidasi disebut sebagai reaksi reduksi-oksidasi (redoks) didasarkan pada konsep serah terima elektron dimana reaksi reduksi dan reaksi oksidasi selalu terjadi bersamaan. Perkaratan pada paku dan pagar besi tersebut disebabkan oleh oksigen dari udara dan air. Oksigen bereaksi dengan unsur membentuk suatu seyawa yang disebut oksida. Perkembangan konsep reaksi reduksi-oksidasi terbagi menjadi 3 yaitu: 1. Konsep reaksi redoks berdasarkan transfer oksigen. a. Reduksi : pelepasan oksigen Contoh: Tembaga(II) oksida direaksikan dengan gas hidrogen dan menghasilkan logam tembaga dan uap air. CuO (s) + H2 (g) Cu(g) + H2O (g)
b. Oksidasi : pengikatan oksigen. Contoh: - Pembakaran logam magnesium 2 Mg(s) + O2(g) 2MgO(s) - perkaratan pada besi dimana logam besi bereaksi dengan oksigen menghasilkan oksida besi (karat). 4 Fe(s) + 3O2 (g) 2Fe2O3(s) Pengertian reduksi-oksidasi yang semata-mata didasarkan pada transfer atom oksigen terlalu terbatas. Banyak reaksi reaksi dalam larutan berair yang dapat dideskripsikan sebagai reaksi reduksi-oksidasi meskipun tidak ada keterlibatan oksigen menggunakan definisi yang lebih luas. 2. Konsep reaksi redoks berdasarkan transfer elektron. Jika ditinjau berdasarkan konsep serah terima elektron, reaksi reduksi dan oksidasi selalu terjadi bersama-sama. Maksudnya ada zat yang melepaskan elektron (mengalami oksidasi) dan ada zat yang menerima elektron (mengalami reduksi). Contoh reaksi redoks berdasarkan serah terima elektron: Reduksi: 2H + (aq) + 2 e - H2(g) Oksidasi: Fe(s) Fe 2+ (aq) + 2 e - Redoks: 2H + (aq) + Fe(s) H2(g) + Fe 2+ (aq)
3. Konsep reaksi redoks berdasarkan perubahan Bilangan Oksidasi (Biloks). Biloks suatu atom dapat bernilai positif atau negatif. Suatu atom mempunyai biloks bernilai positif berarti atom tersebut melepaskan elektron, sebaliknya bernilai negatif berarti atom menerima elektron. Reaksi reduksi menurut konsep ini adalah reaksi pengurangan/penurunan bilangan oksidasi unsur dengan diperolehnya/ditangkapnya elektron. Sedangkan reaksi oksidasi merupakan reaksi dengan peningkatan/kenaikan bilangan oksidasi dengan dilepaskannya elektron. Gambar diatas merupakan ekperimen reaksi redoks menggunakan larutan CuSO4 dan logam Zn, dimana Zn mereduksi Cu 2+ dengan mendonorkan elektronnya. Zn(s) + CuSO4(aq) ZnSO4(aq) + Cu(s) Dalam reaksi tersebut, larutan berwarna biru yang merupakan karakteristik dari warna hidrat CuSO4, semakin pudar warnanya dan terbentuk endapan Cu di permukaan logam Zn. Zn(s) + Cu 2+ (aq) Zn 2+ (aq) + Cu(s) Pada pandangan makroskopik, atom Zn melepaskan elektronnya dan masuk kedalam larutan membentuk ion Zn 2+. Sedangkan ion Cu 2+ dari larutan menangkap elektron dan mengendap pada permukaan logam seng sebagai padatan tembaga. Berdasarkan reaksi diatas Zn mengalami perubahan biloks yaitu mengalami kenaikan dari 0 menjadi +2 dengan dilepaskannya elektron. Sehingga Zn dikatakan mengalami reaksi oksidasi. Zn(s) Zn 2+ (aq) + 2 e -
Sedangkan Cu mengalami penurunan biloks dari +2 menjadi 0, dengan ditangkapnya elektron. Sehingga Cu dikatakan mengalami reduksi. Cu 2+ (aq) + 2 e - Cu(s) Reaksi redoks secara lengkap dapat ditulis: PENENTUAN BILANGAN OKSIDASI Bilangan Oksidasi (biloks) merupakan nilai muatan suatu unsur yang terkandung dalam suatu zat (baik molekul atau senyawa atau unsur bebas). Tanda positif (+) dan negatif (-) pada biloks ditulis sebelum angka (misal +2), sedangkan pada muatan ditulis sesudah angkanya (misal 2+). Untuk menentukan biloks suatu unsur dalam ion atau senyawanya digunakan beberapa aturan, yaitu: 1. Unsur bebas (atom atau molekul diatomik) mempunyai biloks = 0 (nol). Contoh: H2, Br2, Na, Be, K, O2, P4) 2. Ion monoatomik dan poliatomik mempunyai biloks sama dengan muatan ionnya. Contoh: biloks ion Li + = +1; ion Mg 2+ = +2; ion Fe 3+ = +3; ion I- = -1; ion O 2- = -2 dan lain sebagainya Biloks Ion poliatomik seperti NH4 + = +1; SO4 2- = -2; PO4 3- = -3 dan lain sebagainya. 3. Semua logam alkali mempunyai biloks = +1 dan semua logam alkali tanah mempunyai biloks = +2. Aluminium mempunyai biloks +3 dalam semua persenyawaannya. 4. Biloks unsur H pada senyawanya adalah +1 kecuali pada senyawa hidrida -1. Contoh biloks H pada NaH, CaH2, AlH3 dalah -1. 5. Biloks unsur golongan VIA pada senyawa biner adalah -2 dan biloks golongan VIIA pada senyawa biner adalah -1. Contoh: Biloks S pada Na2S dan MgS adalah -2. Biloks Cl pada NaCl, MgCl,FeCl3 adalah -1.
6. Biloks unsur O pada senyawanya adalah -2, kecuali pada senyawa biner dengan F, biloks O adalah +2. Biloks O pada senyawa peroksida (H2O2, Na2O2,BaO2) adalah -1. Dalam senyawa superoksida biloks O adalah -1/2, seperti KO2, RbO2, BaO2) 7. Unsur Flourin (F) mempunyai biloks -1 dalam semua senyawanya. Unsur halogen lainnya (Cl, Br, dan I) mempunyai biloks negatif ketika Cl, Br, dan I membentuk ion halida dalam senyawanya. Namun ketika bersenyawa dengan oksigen (asam okso dan ion okso) Cl, Br, dan I memiliki biloks positif. 8. Dalam molekul/ senyawa netral, jumlah bilangan oksidasi semua atom harus = 0. Dalam ion poliatomik, jumlah biloks semua unsur dalam ion harus sama dengan muatan dari ion tersebut. Contoh: NH4 +, biloks N = -3 dan H = +1. Sehingga jumlah biloks = -3 + 4(+1) = +1, yang sama dengan muatan ionnya. 9. Nilai biloks tidak harus bulat. Sebagai contoh, biloks dari O dalam ion peroksida O2 - adalah -1/2. 10. Unsur logam hanya memiliki nilai biloks positif (+), sedangkan non-logam miliki biloks ada yang (+) dan ada yang (-). 11. Nilai oksidasi tertinggi unsur dilihat berdasarkan nomor golongan unsur tersebut dalam tabel periodik. Contohnya: Halogen adalah golongan 7A memiliki kemungkinan nilai biloks tertingginya adalah +7. 12. Logam transisi (golongan 1B, 3B-8B) biasanya memiliki lebih dari satu bilangan oksidasi. OKSIDATOR DAN REDUKTOR Oksidator adalah zat yang dapat mengoksidasi zat lain (pengoksidasi) dalam reaksi redoks. Jadi, oksidator adalah zat yang mengalami reduksi. Sedangkan reduktor adalah zat yang mereduksi (pereduksi) zat lain dalam reaksi redoks. Jadi redoktor adalah zat yang mengalami oksidasi. JENIS-JENIS REAKSI REDOKS Reaksi redoks memiliki 4 jenis reaksi yaitu: reaksi kombinasi (sintesis/pembentukan), reaksi dekomposisi (penguraian), reaksi pergantian (metatesis), dan reaksi disproposionasi.
1. Reaksi Kombinasi (Sintesis/pembentukan) Reaksi kombinasi adalah reaksi antara dua atau lebih substansi yang berkombinasi membentuk satu produk. A + B C 2. Reaksi dekomposisi Reaksi dekomposisi (reaksi penguraian senyawa menjadi komponen-komponennya. C A + B
3. Reaksi pergantian (metatesis) Reaksi pergantian (metatesis) adalah reaksi pergantian suatu ion (atau atom) dalam suata senyawa dengan ion (atau atom) dari unsur lain. A + BC AC + B Reaksi pergantian terdiri dari 3 kategori: pergantian hidrogen, pergantian logam, dan pergantian halogen. a. Pergantian Hidrogen. Semua logam alkali dan beberapa logam alkali tanah (Ca, Sr, dan Ba), yang merupakn unsur logam reaktif akan menggantikan Hidrogen dari air dingin. Banyak logam yang tidak bereaksi dengan air, tapi mampu menggantikan hidrogen dari asam. Sebagai contoh Zn dan Mg.
b. Pergantian Logam Reaksi pergantian logam mengikuti deret volta. c. Pergantian Halogen Reaksi pergantian (pendesakan ) halogen mengikuti urutan: F2>Cl2>Br2>I2 4. Reaksi disproposionasi (autoredoks) Merupakan reaksi dimana bilangan oksidasi suatu unsur naik dan turun sevara simultan (bersamaan).
Bahan Diskusi