pendahuluan - WordPress.com

PENDAHULUAN
1. LATAR BELAKANG
Di dalam kehidupan kita bahwa terdapat beberapa hal yang berkaitan langsung
dengan kita yang ada hubungannya dengan kimia. Seperti batu batrai, disk player,
stavol, dll. Beberapa benda yang telah disebutkan di atas merupakan hasil olah dari
suatu reaksi kimia.
Oleh karena itu, perlu adanya suatu pengamatan dan pencarian informasi baik secara
langsung melihat benda itu maupun mempelajari teori-teorinya untuk memperdalam
hazanah ilmu pengetahuan kita. Sehingga diharapkan kita tidak mudah heran dengan
suatu reaksi yang tidak pernah kita bayangkan akan seperti yang kita lihat.
2. RUMUSAN MASALAH
1. Apakah konsep dasar reaksi kimia?
2. Apakah yang dimaksud dengan reaksi asam basa?
3. Apakah yang dimaksud dengan reaksi oksidasi reduksi?
4. Jelaskan konsep bilangan oksidasi?
5. Apakah yang dimaksud dengan reaksi redoks?
6. Berikan contoh reaksi redoks di sekitar kita!
1
PEMBAHASAN
1. KONSEP DASAR REAKSI KIMIA
Reaksi kimia adalah suatu proses dimana zat-zat baru yaitu hasil reaksi, terbentuk
dari beberapa zat aslinya, yang disebut pereaksi. Biasanya suatu reaksi kimia disertai
oleh kejadian-kejadian fisis, seperti perubahan warna, pembentukan endapan, atau
timbulnya gas.
Lambang-lambang yang menyatakan suatu reaksi kimia disebut persamaan kimia.
Dalam penulisan persamaan reaksi diperlukan tiga langkah :
a.
Nama-nama pereaksi dan hasil reaksi ditulis, hasilnya disebut sebuah persamaan
sebutan. Contoh : nitrogen oksida + oksigen→
b.
Nitrogen dioksida
Sebagai penggantin nama zat dipergunakan rumus-rumus kimia. Hasilnya
disebut persamaan kerangka. Contoh : No + O2→No2
c.
Persamaan kerangka kemudian di kesetimbangan, yang menghasilkan
persamaan kimia. Contoh : 2No + O2→2 No2
Hubungan kuantitatif antara pereaksi dan hasil reaksi dalam suatu persamaan
kimia berimbang menmberikan dasar staikiometri. Perhitungan staikiomentri
mengharuskan penggunaan bobot atom unsur dan bobot molekul senyawa.
Banyaknya suatu hasil reaksi tertentu yang menurut perhitungan akan diperoleh
dalam suatu reaksi kimia rendemen teoritis untuk suatu reaksi kimia. Penting untuka
mengetahui mana yang merupakan pereaksi pembatas yakni pereaksi yang secara
teoritis dapat bereaksi sampaihabis, sedangkan pereaksi-pereaksi lain berlebih.
(Keenan, 1984)
2. REAKSI ASAM BASA
Di tahun 1923 ketika Bronsted dan Lowry mengusulkan teori asam-basanya, Lewis
juga mengusulkan teori asam basa baru juga. Lewis, yang juga mengusulkan teori
2
oktet, memikirkan bahwa teori asam basa sebagai masalah dasar yang harus
diselesaikan berlandaskan teori struktur atom, bukan berdasarkan hasil percobaan.
Semua zat yang didefinisikan sebagai asam dalam teori Arrhenius juga merupakan
asam dalam kerangka teori Lewis karena proton adalah akseptor pasangan elektron .
Dalam reaksi netralisasi proton membentuk ikatan koordinat dengan ion hidroksida.
H+ + OH- H2O (9.30)
Situasi ini sama dengan reaksi fasa gas yang pertama diterima sebagai reaksi asam
basa dalam kerangka teori Bronsted dan Lowry.
HCl(g) + NH3(g)
NH4Cl(s) (9.31)
Dalam reaksi ini, proton dari HCl membentuk ikatan koordinat dengan pasangan
elektron bebas atom nitrogen.
Keuntungan utama teori asam basa Lewis terletak pada fakta bahwa beberapa reaksi
yang tidak dianggap sebagai reaksi asam basa dalam kerangka teori Arrhenius dan
Bronsted Lowry terbukti sebagai reaksi asam basa dalam teori Lewis. Sebagai contoh
reakasi antara boron trifluorida BF3 dan ion fluorida F-.
BF3 + F-–> BF4- … (9.32)
Reaksi ini melibatkan koordinasi boron trifluorida pada pasangan elektron bebas ion
fluorida. Menurut teori asam basa Lewis, BF3 adalah asam. Untuk membedakan asam
semacam BF3 dari asam protik (yang melepas proton, dengan kata lain, asam dalam
kerangka teori Arrhenius dan Bronsted Lowry), asam ini disebut dengan asam Lewis.
Boron membentuk senyawa yang tidak memenuhi aturan oktet, dan dengan demikian
adalah contoh khas unsur yang membentuk asam Lewis.
Karena semua basa Bonsted Lowry mendonasikan pasangan elektronnya pada proton,
basa ini juga merupakan basa Lewis. Namun, tidak semua asam Lewis adalah asam
Bronsted Lowry sebagaimana dinyatakan dalam contoh di atas.
3
Dari ketiga definisi asam basa di atas, definisi Arrhenius yang paling terbatas. Teori
Lewis meliputi asam basa yang paling luas. Sepanjang yang dibahas adalah reaksi di
larutan dalam air, teori Bronsted Lowry paling mudah digunakan, tetapi teori Lewis
lah yang paling tepat bila reaksi asam basa melibatkan senyawa tanpa proton.
3. REAKSI OKSIDASI REDUKSI
Redoks (singkatan dari reaksi reduksi/oksidasi) adalah istilah yang menjelaskan
berubahnya bilangan oksidasi (keadaan oksidasi) atom-atom dalam sebuah reaksi
kimia.
Hal ini dapat berupa proses redoks yang sederhana seperti oksidasi karbon yang
menghasilkan karbon dioksida, atau reduksi karbon oleh hidrogen menghasilkan
metana(CH4), ataupun ia dapat berupa proses yang kompleks seperti oksidasi gula
pada tubuh manusia melalui rentetan transfer elektron yang rumit.
Istilah redoks berasal dari dua konsep, yaitu reduksi dan oksidasi. Ia dapat dijelaskan
dengan mudah sebagai berikut:

Oksidasi menjelaskan pelepasan elektron oleh sebuah molekul, atom, atau ion

Reduksi menjelaskan penambahan elektron oleh sebuah molekul, atom, atau ion.
Walaupun cukup tepat untuk digunakan dalam berbagai tujuan, penjelasan di atas
tidaklah persis benar. Oksidasi dan reduksi tepatnya merujuk pada perubahan
bilangan oksidasi karena transfer elektron yang sebenarnya tidak akan selalu terjadi.
Sehingga oksidasi lebih baik didefinisikan sebagai peningkatan bilangan oksidasi,
dan reduksi sebagai penurunan bilangan oksidasi. Dalam prakteknya, transfer
elektron akan selalu mengubah bilangan oksidasi, namun terdapat banyak reaksi yang
diklasifikasikan sebagai "redoks" walaupun tidak ada transfer elektron dalam reaksi
tersebut (misalnya yang melibatkan ikatan kovalen).
Reaksi non-redoks yang tidak melibatkan perubahan muatan formal (formal charge)
dikenal sebagai reaksi metatesis.
4
4. KONSEP BILANGAN OKSIDASI
Dengan bilangan oksidasi akan mempermudah dalam pengerjaan reduksi atau
oksidasi dalam suatu reaksi redoks.
Kita akan membuat contoh dari Vanadium. Vanadium membentuk beberapa ion, V2+
dan V3+. Bagaimana ini bisa terjadi? Ion V2+ akan terbentuk dengan mengoksidasi
logam, dengan memindahkan 2 elektron:
Vanadium kini disebut mempunyai biloks +2.
Pemindahan satu elektron lagi membentuk ion V3+:
Vanadium kini mempunyai biloks +3.
Pemindahan elektron sekali lagi membentuk bentuk ion tidak biasa, VO2+.
Biloks vanadium kini adalah +4. Perhatikan bahwa biloks tidak didapat hanya dengan
menghitung muatan ion (tapi pada kasus pertama dan kedua tadi memang benar).
Bilangan oksidasi positif dihitung dari total elektron yang harus dipindahkan-mulai
dari bentuk unsur bebasnya.
Vanadium biloks +5 juga bisa saja dibentuk dengan memindahkan elektron kelima
dan membentuk ion baru.
Setiap kali vanadium dioksidasi dengan memindahkan satu elektronnya, biloks
vanadium bertambah 1.
Sebaliknya, jika elektron ditambahkan pada ion, biloksnya akan turun. Bahkan dapat
didapat lagi bentuk awal atau bentuk bebas vanadium yang memiliki biloks nol.
5
Bagaimana jika pada suatu unsur ditambahkan elektron? Ini tidak dapat dilakukan
pada vanadium, tapi dapat pada unsur seperti sulfur.
5. REAKSI REDOKS
Senyawa-senyawa yang memiliki kemampuan untuk mengoksidasi senyawa lain
dikatakan sebagai oksidatif dan dikenal sebagai oksidator atau agen oksidasi.
Oksidator melepaskan elektron dari senyawa lain, sehingga dirinya sendiri tereduksi.
Oleh karena ia "menerima" elektron, ia juga disebut sebagai penerima elektron.
Oksidator bisanya adalah senyawa-senyawa yang memiliki unsur-unsur dengan
bilangan oksidasi yang tinggi (seperti H2O2, MnO4−, CrO3, Cr2O72−, OsO4) atau
senyawa-senyawa yang sangat elektronegatif, sehingga dapat mendapatkan satu atau
dua elektron yang lebih dengan mengoksidasi sebuah senyawa (misalnya oksigen,
fluorin, klorin, dan bromin).
Senyawa-senyawa yang memiliki kemampuan untuk mereduksi senyawa lain
dikatakan sebagai reduktif dan dikenal sebagai reduktor atau agen reduksi.
Reduktor melepaskan elektronnya ke senyawa lain, sehingga ia sendiri teroksidasi.
Oleh karena ia "mendonorkan" elektronnya, ia juga disebut sebagai penderma
elektron. Senyawa-senyawa yang berupa reduktor sangat bervariasi. Unsur-unsur
logam seperti Li, Na, Mg, Fe, Zn, dan Al dapat digunakan sebagai reduktor. Logamlogam ini akan memberikan elektronnya dengan mudah. Reduktor jenus lainnya
adalah reagen transfer hidrida, misalnya NaBH4 dan LiAlH4), reagen-reagen ini
digunakan dengan luas dalam kimia organik[1][2], terutama dalam reduksi senyawasenyawa karbonil menjadi alkohol. Metode reduksi lainnya yang juga berguna
melibatkan gas hidrogen (H2) dengan katalis paladium, platinum, atau nikel, Reduksi
katalitik ini utamanya digunakan pada reduksi ikatan rangkap dua ata tiga karbonkarbon.
6. REAKSI REDOKS DI SEKITAR KITA
Sel Volta ( Sel Galvani )
Sel elektrokimia di mana reaksi oksidasi-reduksi spontan terjadi dan
menghasilkan beda potensial disebut sel galvani. Dalam sel galvani energy kimia
6
diubah menjadi energi listrik. Sel galvani juga sering disebut Sel Volta. Contoh sel
galvani adalah baterai.
Terkadang perubahan kimia yang terjadi dalam sel galvani dapat dilihat
dengan mudah, seperti sel galvani magnesium-tembaga yang ditunjukkan Gambar 1.
Karena magnesium lebih mudah teroksidasi daripada tembaga, magnesium
melepaskan elektron dan teroksidasi, membentuk ion Mg2+. Potensial anoda
magnesium menjadi lebih negatif karena meningkatnya tekanan listrik dari elektron
yang lepas. Pada saat yang sama, ion Cu2+ menangkap elektron dari elektroda
tembaga dan direduksi ke logam tembaga. Potensial elektroda tembaga menjadi lebih
positif karena tekanan listrik turun pada saat elektron dipindahkan dari katoda. Jika
kabel dihubungkan pada kedua elektroda, arus mengalir dari elektroda magnesium ke
elektroda tembaga, dan voltmeter pada rangkaian luar akan menunjukkan voltase
2,696 V.
Energi yang dilepaskan sel dapat digunakan untuk menyalakan radio dengan
menghubungkan kabel dari elektroda ke radio. Reaksi keseluruhan sel tembagamagnesium ini adalah reaksi redoks.
Mg(s) + Cu2+(aq) Mg2+(aq) + Cu(s)
7
Apakah fungsi jembatan garam? Ketika setengah reaksi berlanjut, ion- ion
magnesium dilepaskan ke larutan pada anoda, dan ion-ion tembaga pindah ke katoda.
Ion-ion harus bisa bergerak bebas antara kedua elektroda untuk menetralkan muatan
positif (kation Mg2+) yang dihasilkan pada anoda dan muatan negatif (anion) yang
tertinggal pada katoda. Larutan ion-ion dalam jembatan garam dapat menetralkan
muatan positif dan negatif dalam larutan dan mencegah timbulnya kelebihan muatan
pada elektroda. Reaksi redoks yang sama terjadi jika logam magnesium diletakkan
langsung dalam larutan tembaga sulfat, dengan reaksi yaitu:
Mg + Cu2+
Mg2+ + Cu.
Akan tetapi, ini bukan sel galvani karena elektron tidak mengalir melalui rangkaian
luar. Elektron bergerak langsung dari logam magnesium ke ion-ion tembaga,
membentuk logam tembaga. Ini adalah cara membuatlogam tembaga dari ion-ion
tembaga, tapi tidak untuk membangkitkan tenaga listrik.
8
PENUTUP
1. KESIMPULAN
Beberapa perubahan yang merupakan suatu bentuk reaksi kimia dalam kehidupan
sehari-hari pada dasarnya ada yang menguntungkan bagi manusia. Namun apa bila
salah meletakkan takaran pada suatu perubahan, maka akan menyebabkan terjadinya
kerusakan bahkan membahayakan kehidupan manusia.
Seperti halnya yang terjadi di Jepang akhir-akhir ini, terjadi dampak tsunami
menyebabkan bocornya gudang kimia terbesar di Negara tersebut, mengakibatkan
kekhawatiran bagi seluruh wilayah/Negara-negara di sekitarnya.
2. SARAN
Sebagai pelajar yang sedang menuntut ilmu tentunya kita sangat banyak belum
menemukan hal-hal yang berkaitan dengan pembahasan di makalah ini. Oleh karena
itu, penulis sangat mengharap kita semua tidak hanya puas dengan materi ini saja,
marilah kita mencoba mencari lagi dan menguak ilmu ini agar kita tidak termasuk
dalam orang-orang yang mudah heran dengan sesuatu perubahan kimia.
9
DAFTAR PUSTAKA
http://www.chem-is
ry.org/materi_kimia/kimia_dasar/asam_dan_basa/teori-asambasa/
Hudlický, Miloš (20 Maret 1996). Reductions in Organic Chemistry. Washington,
D.C.: American Chemical Society. hlm. 429. ISBN 0-8412-3344-6.
Hudlický, Miloš (20 Maret 1990). Oxidations in Organic Chemistry. Washington,
D.C.: American Chemical Society. hlm. 456. ISBN 0-8412-1780-7.
"gutier.doc". http://www.bioscience.org/2000/v5/d/gutier/gutier.pdf. Diakses pada 30
Juni 2008.
10