kimia smk teknologi rekayasa - Bahan Ajar SMK

Direktorat Pembinaan SMK
Kementrian Pendidikan dan Kebudayaan
Republik Indonesia
2016
KIMIA
SMK TEKNOLOGI REKAYASA
Penulis:
Bayu Triwibowo
Catur Rini Widyastuti
SMA
Kelas X
Hak Cipta pada Kementerian Pendidikan dan Kebudayaan
Dilindungi Undang-Undang
Milik Negara
Tidak Diperdagangkan
Penulis:
Bayu Triwibowo
Catur Rini Widyastuti
Kotak Katalog dalam terbitan (KDT)
2017
Disusun dengan huruf Times New Roman, 12 pt
KATA PENGANTAR
Undang-Undang Dasar Negara Republik Indonesia Tahun 1945 Pasal 31 ayat (3)
mengamanatkan bahwa Pemerintah mengusahakan dan menyelenggarakan satu sistem
pendidikan nasional, yang meningkatkan keimanan dan ketakwaan serta akhlak mulia
dalam rangka mencerdaskan kehidupan bangsa, yang diatur dengan undang-undang. Atas
dasar amanat tersebut telah diterbitkan Undang-Undang Republik Indonesia Nomor 20
Tahun 2003 tentang Sistem Pendidikan Nasional
Implementasi dari undang-undang Sistem Pendidikan Nasional tersebut yang
dijabarkan melalui sejumlah peraturan pemerintan, memberikan arahan tentang perlunya
disusun dan dilaksanakan delapan standar nasional pendidikan, diantaranya adalah
standar sarana dan prasarana. Guna peningkatan kualitas lulusan SMK maka salah satu
sarana yang harus dipenuhi oleh Direktorat Pembinaan SMK adalah ketersediaan bahan
ajar siswa khususnya bahan ajar Peminatan C1 SMK sebagai sumber belajar yang
memuat materi dasar kejuruan
Kurikulum yang digunakan di SMK baik kurikulum 2013 maupun kurikulum
KTSP pada dasarnya adalah kurikulum berbasis kompetensi. Di dalamnya dirumuskan
secara terpadu kompetensi sikap, pengetahuan dan keterampilan yang harus dikuasai
peserta didik serta rumusan proses pembelajaran dan penilaian yang diperlukan oleh
peserta didik untuk mencapai kompetensi yang diinginkan. Bahan ajar Siswa Peminatan
C1 SMK ini dirancang dengan menggunakan proses pembelajaran yang sesuai untuk
mencapai kompetensi yang telah dirumuskan dan diukur dengan proses penilaian yang
sesuai.
Sejalan dengan itu, kompetensi keterampilan yang diharapkan dari seorang
lulusan SMK adalah kemampuan pikir dan tindak yang efektif dan kreatif dalam ranah
abstrak dan konkret. Kompetensi itu dirancang untuk dicapai melalui proses
pembelajaran berbasis penemuan (discovery learning) melalui kegiatan-kegiatan
berbentuk tugas (project based learning), dan penyelesaian masalah (problem solving
based learning) yang mencakup proses mengamati, menanya, mengumpulkan informasi,
mengasosiasi, dan mengomunikasikan. Khusus untuk SMK ditambah dengan
kemampuan mencipta . Bahan ajar ini merupakan penjabaran hal-hal yang harus
dilakukan peserta didik untuk mencapai kompetensi yang diharapkan. Sesuai dengan
pendekatan kurikulum yang digunakan, peserta didik diajak berani untuk mencari
sumber belajar lain yang tersedia dan terbentang luas di sekitarnya. Bahan ajar ini
i
merupakan edisi ke-1. Oleh sebab itu Bahan Ajar ini perlu terus menerus dilakukan
perbaikan dan penyempurnaan.
Kritik, saran, dan masukan untuk perbaikan dan penyempurnaan pada edisi
berikutnya sangat kami harapkan; sekaligus, akan terus memperkaya kualitas penyajian
bahan ajar ini.Atas kontribusi itu, kami ucapkan terima kasih. Tak lupa kami
mengucapkan terima kasih kepada kontributor naskah, editor isi, dan editor bahasa atas
kerjasamanya. Mudah-mudahan, kita dapat memberikan yang terbaik bagi kemajuan
dunia pendidikan menengah kejuruan dalam rangka mempersiapkan Generasi Emas
seratus tahun Indonesia Merdeka (2045).
Jakarta, Agustus 2017
Direktorat Pembinaan SMK
ii
DAFTAR ISI
Kata Pengantar ...................................................................... Error! Bookmark not defined.
Daftar Isi ............................................................................................................................ iiii
Daftar Gambar .................................................................................................................... iv
Daftar Tabel ....................................................................................................................... ivi
Pendahuluan ...................................................................................................................... ivii
BAB 1 KONSEP MOL DAN HUKUM–HUKUM DASAR KIMIA DALAM
PERHITUNGAN ................................................................................................................ 1
A. Massa Molekul Relatif .................................................. Error! Bookmark not defined.
B. Persamaan Reaksi .......................................................... Error! Bookmark not defined.
C. Hukum Dasar Kimia....................................................................................................... 9
D. Rumus Empiris dan Rumus Molekul ........................................................................... 18
E. Senyawa Hidrat (Air Kristal) ........................................................................................ 20
F. Konsep Mol .................................................................................................................. 22
G. Konsentrasi Larutan ..................................................................................................... 26
H. Perhitungan Kimia ....................................................................................................... 28
MENGENAL PARA TOKOH PENEMU HUKUM DASAR KIMIA ............................. 31
UJI KOMPETENSI .......................................................................................................... 36
BAB 2 ELEKTROKIMIA ................................................................................................ 44
A. Sel Volta ....................................................................................................................... 45
B. Elektrolisis .................................................................................................................... 62
C. Korosi ........................................................................................................................... 68
MENGENAL PARA TOKOH PENEMU HUKUM DASAR KIMIA............................. 77
UJI KOMPETENSI .......................................................................................................... 91
BAB 3 KONSEP REAKSI KIMIA .................................................................................. 99
A. Asam dan Basa ........................................................................................................... 989
B. Reaksi Reduksi dan Reaksi Oksidasi ..................................................................... 13836
UJI KOMPETENSI ........................................................................................................ 143
DAFTAR PUSTAKA ................................................................................................. 14950
GLOSARIUM ................................................................................................................. 150
INDEX ...................................................................................................................... 150155
iii
DAFTAR GAMBAR
Gambar 1.1. Peta konsep .................................................................................................... 2
Gambar 1.2. Penimbangan dalam pengukuran massa atom ................................................ 2
Gambar 1.3. Proses fotosintesis tumbuhan ......................................................................... 8
Gambar 1.4. Antoine Laurent Lavoisier ............................................................................ 10
Gambar 1.5. Percobaan Lavoisier ..................................................................................... 11
Gambar 1.6. Joseph Louis Proust...................................................................................... 11
Gambar 1.7. Dalton ........................................................................................................... 14
Gambar 1.8. Gay Lussac ................................................................................................... 16
Gambar 1.9. Skema hubungan antara jumlah mol dengan jumlah partikel ..................... 23
Gambar 1.10. Antoine Laurent Lavoisier .......................................................................... 31
Gambar 1.11. Lorenzo Romano Amedeo Carlo Avogadro............................................... 34
Gambar 2.1. Peta konsep .................................................................................................. 44
Gambar 2.2. Rangkaian Sel Galvani atau Sel Volta ......................................................... 46
Gambar 2.3. Sel galvani atau sel volta antara Zn dan Larutan CuSO4 ............................. 47
Gambar 2.4. Susunan baterai kering................................................................................ 57
Gambar 2.5. Susunan baterai alkalin ............................................................................... 58
Gambar 2.6. Susunan baterai kancing ............................................................................. 58
Gambar 2.7. Korosi pada pagar ....................................................................................... 68
Gambar 2.8. Proses korosi pada material logam ............................................................. 69
Gambar 2.9. Korosi permukaan ....................................................................................... 71
Gambar 2.10. Korosi Galvanis .......................................................................................... 71
Gambar 2.11. Korosi Tegangan ........................................................................................ 72
Gambar 2.12. Korosi celah .............................................................................................. 72
Gambar 2.13. Korosi sumuran ......................................................................................... 73
Gambar 2.14. Korosi erosi ............................................................................................... 74
Gambar 2.15. Korosi pelarutan selektif ........................................................................... 74
Gambar 2.16. Korosi antar batas butir............................................................................. 76
Gambar 2.17. Svente Arrhennius ..................................................................................... 77
Gambar 2.18. Laboratorium Arrhenius ............................................................................ 78
Gambar 2.19. Johannes Nicolaus Brønsted ..................................................................... 81
Gambar 2.20. University of Copenhagen ........................................................................ 83
iv
Gambar 2.21. Thomas Martin Lowry ............................................................................... 84
Gambar 2.22. Gilbert Newton Lewis ................................................................................ 87
Gambar 3.1. Peta konsep .................................................................................................. 99
Gambar 3.2. Bahan Makanan yang Mengandung Asam................................................. 100
Gambar 3.3. Produk Bersifat Basa dalam Kehidupan Sehari-hari................................... 101
Gambar 3.4. Garam ......................................................................................................... 101
Gambar 3.5. Teori Asam Lewis........................................................................................ 105
Gambar 3.6. Teori Asam Basa Lewis ............................................................................... 106
Gambar 3.7. Asam Anorganik dan Asam Organik ........................................................... 108
Gambar 3.8. Kertas Lakmus ........................................................................................... 115
Gambar 3.9. Identifikasi Kertas Lakmus .......................................................................... 115
Gambar 3.10. Sumber Indikator Alami ........................................................................... 116
Gambar 3.11. Indikator pH Kertas .................................................................................. 117
Gambar 3.12. Skala pH Berdasarkan Warna ................................................................... 117
Gambar 3.13. Warna Larutan Indikator pH .................................................................... 118
Gambar 3.14. Indikator PP berwarna pink saat basa dan tak berwarna saat asam ....... 118
Gambar 3.15. pH Meter .................................................................................................. 119
Gambar 3.16. Skala Kesetimbangan Asam Basa ............................................................. 123
Gambar 3.17. Metode Titrasi .......................................................................................... 126
Gambar 3.18. Titik Ekuivalen Titrasi ............................................................................... 127
Gambar 3.19. Kurva titrasi asam kuat (titrat) dengan basa kuat (titran) ....................... 128
Gambar 3.20. Kurva titrasi asam lemah dengan basa kuat ............................................ 129
Gambar 3.21. Kurva titrasi asam kuat dengan basa lemah ............................................ 130
Gambar 3.22. Kurva titrasi asam lemah dengan basa lemah ......................................... 130
Gambar 3.23. Penerapan asam basa dalam bidang pertanian ....................................... 135
Gambar 3.24. Bahan untuk menetralkan pH Basa .......................................................... 139
v
DAFTAR TABEL
Tabel 1.1 Hasil Penelitian Proust ...................................................................................... 12
Tabel 1.2 Perbandingan Nitrogen dan Oksigen dalam Senyawanya ................................ 15
Tabel 1.3.Data penelitian Gay Lussac .............................................................................. 16
Tabel 1.4 Beberapa Data Hasil Percobaan Volume Gas Yang Bereaksi .......................... 16
Tabel 1.5 Beberapa Contoh Senyawa Hidrat .................................................................... 21
Tabel 1.6 Massa Molar Beberapa Zat ............................................................................... 22
Tabel 2.1 Deret volta ........................................................................................................ 50
Tabel 2.2 Nilai Potensial Standar Elektroda ..................................................................... 53
Tabel 3.1 Senyawa Asam Lemah dan Asam Kuat .......................................................... 109
Tabel 3.2 Senyawa Basa Lemah dan Basa Kuat ............................................................. 111
Tabel 3.3 Hasil Pengamatan Beberapa Indikator Asam Basa Alami .............................. 116
Tabel 3.4 Indikator Asam Basa ....................................................................................... 120
vi
PENDAHULUAN
A. Deskripsi
Buku Kimia untuk SMK Teknologi dan Rekayasa Kelas X terdiri dari dua modul,
yaitu modul 1 untuk semester 1 dan modul 2 untuk semester 2. Modul ini merupakan
modul 2, yang akan mempelajari konsep-konsep dasar ilmu kimia, meliputi Reaksi
Oksidasi Reduksi; Hukum Dasar Ilmu Kimia dan Hitungan Kimia; serta Elektrokimia.
B. Prasyarat
Untuk mempelajari modul ini tidak diperlukan prasyarat mata pelajaran tertentu.
C. Petunjuk Penggunaan Modul
•
Pelajari daftar isi serta peta konsep tiap materi dengan cermat dan teliti, untuk
mengetahui kedudukan tiap konsep.
•
Perhatikan langkah-langkah dalam melakukan pekerjaan dengan benar untuk
mempermudah dalam memahami suatu proses pekerjaan, sehingga diperoleh hasil
yang maksimal.
•
Pahami setiap materi teori dasar yang akan menunjang penguasaan suatu pekerjaan
dengan membaca secara teliti. Apabila terdapat evaluasi, maka kerjakan evaluasi
tersebut sebagai sarana latihan.
•
Jawablah tes formatif dengan jawaban yang singkat dan jelas serta kerjakan sesuai
dengan kemampuan Anda setelah mempelajari modul ini.
•
Bila terdapat penugasan, kerjakan tugas tersebut dengan baik dan jika perlu
konsultasikan hasil tersebut pada guru atau instruktur.
•
Catatlah kesulitan yang Anda dapatkan dalam modul ini untuk ditanyakan pada guru
pada saat kegiatan tatap muka. Bacalah referensi yang lain yang berhubungan
dengan materi modul agar Anda mendapatkan pengetahuan tambahan.
D. Tujuan Akhir
Setelah mempelajari modul ini diharapkan anda dapat:
1. Menjelaskan tentang konsep Reaksi Oksidasi Reduksi
2. Menjelaskan tentang konsep Hukum Dasar Ilmu Kimia dan Hitungan Kimia
3. Menjelaskan tentang konsep Elektrokimi
vii
BAB 1
KONSEP MOL DAN HUKUM–HUKUM DASAR KIMIA
DALAM PERHITUNGAN
Konsep mol
Massa
molekul
relatif
Persamaan
reaksi
Hukumhukum
dasar
kimia
Rumus
empiris
dan
rumus
moleku
l
Senyawa
hidrat
Konsentra
si larutan
Perhitung
an kimia
Molaritas
Molalitas
Mol dan
fraksi
Gambar 1.1. Peta konsep konsep mol dan hukum-hukum dasar kimia dalam perhitungan
Setelah mempelajari bab 1 ini, saudara diharapkan dapat menjelaskan tentang
massa molekul relatif, persamaan reaksi umum, persenyawaan hidrat, perhitungan konsep
larutan hingga hukum-hukum dasar kimia yang mendasari materi itu semua.
A. MASSA RELATIF
Pada awal Abad-20 telah ditemukan peralatan yang sangat peka. Hal tersebut
menyebabkan para ahli kimia melakukan percobaan tentang massa satu atom.
Berdasarkan percobaan, dihasilkan hasil pengukuran untuk:
1. Massa satu atom H= 1,66 x 10-24 gram
2. Massa satu atom O= 2,70 x 10-23 gram
3. Massa satu atom C= 1,99 x 10-23 gram
1
Dari data tersebut dapat dilihat bahwa massa satu atom sangatlah kecil. Para
ilmuwan sepakat menggunakan besaran Satuan Mass (sma) atau Atomic Massa Unit
(amu) atau biasanya disebut juga satuan Dalton. Ukuran atom kecil sekali sehingga tidak
memungkinkan menentukan massa atom dengan cara menimbangnya dengan neraca.
Sumber: http://chemistryeducenter.blogspot.co.id
Gambar 1.2. Penimbangan dalam pengukuran massa atom
Para Ilmuwan atau yang ahli di bidang kimia menggunakan isotope karbon C-12
sebagai standar dengan massa atom relative sebesar 12. Massa atom relatif tersebut
menyatakan perbandingan massa rata–rata satu atom suatu unsur terhadap 1/12 massa
atom C-12. Pernyataan tersebut dapat dituliskan sebagai berikut:
1 satuan massa atom (amu)= 1/12 massa 1 atom C-12
Contoh soal 1:
Massa atom rata–rata oksigen sebesar 1,33 kali massa atom karbon C-12. Maka massa
atom relative dari oksigen adalah...
Jawab:
ArO
= 1,33 x Ar C-12
= 1,33 x 12
= 15,96
2
Para ilmuwan membandingkan massa atom yang berbeda–beda dengan
menggunakan skala massa atom relatif dengan “Ar”.
Para ahli membuat kesepakatan untuk menggunakan C-12 atau isotope 12C sebagai
standar karena mempunyai kestabilan inti yang inert dibanding dengan atom lainnya.
Massa atom relatif suatu unsur (Ar) merupakan bilangan yang menyatakan perbandingan
massa satu atom tersebut dengan 1/12 massa satu atom C-12.
Apabila pernyataan tersebut dituliskan dalam persamaan yaitu sebagai berikut:
Ar X=
massa atom rata-rata X
1
massa atom karbon-12
12
Contoh soal 2:
Apabila diketahui massa 1 atom oksigen 2,7 x 10-23 gram, Ar atom O apabila massa atom
C=1,99 x 10-23 gram adalah…
Jawab:
Ar atom O =
massa 1 atom O
1
massa
12
=
1 atom karbon C-12
2,7 x 10-23
1
x
12
1,99 x 10-23
=16,283
Besarnya harga Ar juga ditentukan oleh harga rata–rata isotop tersebut. Sebagai
contoh, di dalam terdapat 35Cl dan 37Cl dengan perbandingan 75% dan 25% maka Ar Cl
dapat dihitung dengan cara:
Ar Cl
= (75% x 35) + (25% x 37)
= 35,5
Ar merupakan angka perbandingan sehingga tidak mempunyai satuan.
Molekul merupakan gabungan dari beberapa unsur dengan perbandingan tertentu.
Unsur–unsur yang sama bergabung membentuk molekul unsur, sedangkan unsur–unsur
yang berbeda membentuk molekul senyawa. Massa molekul relative adalah perbandingan
massa molekul (Mr). Massa molekul relatif adalah perbandingan massa molekul unsur
atau senyawa terhadap 1/12 x massa atom C-12. Secara matematis dapa dinyatakan
menjadi:
Mr (unsur)=
massa molekul unsur
1
x massa atom karbon-12
12
3
Mr (senyawa)=
massa molekul senyawa
1
x massa atom karbon-12
12
Massa molekul dapat dihitung dengan menjumlahkan Ar dari atom-atom
pembentuk molekul tersebut.
Mr = ∑ Ar atom penyusun
Contoh:
Mr H2O = (2 x Ar H) + (1 x Ar O)
= (2 x 1) + (1 x 16)
= 18
Mr (NH4)2SO4 = (2 x Ar N) +(8 x Ar H) + (1 x Ar S) + (4 x Ar O)
= (2 x 14) + (8 x 1) + (1 x 32) + (4 x 16)
= 28 + 8 + 32 + 64
= 132
SOAL LATIHAN
Hitunglah massa molekul relatif senyawa- senyawa berikut:
1. SO3
6. Na2CO3
2. CO2
7. Ca3(PO4)2
3. NH3
8. CaC2O4
4. CH4
9. urea
5. Fe2O3
10. Amonium Nitrat
B. PERSAMAAN REAKSI
Persamaan reaksi menggambarkan suatu reaksi kimia yang terdiri atas rumus
kimia pereaksi (reaktan) dan hasil reaksi (produk) disertai koefisiennya masing –
masing.Persamaan reaksi yang sempurna disebut juga persamaan reaksi yang telah
setara.Syarat – syarat suatu persamaan reaksi yang setara adalah sebagai berikut.
1. Jenis unsur–unsur sebelum dan sesudah reaksi selalu sama.
2. Jumlah masing–masing atom sebelum dan sesudah reaksi selalu sama (memenuhi
hukum kekekalan massa).
4
3. Perbandingan koefisien reaksi menyatakan perbandingan mol (khusus yang
berwujud gas perbandingan koefisien juga menyatakan perbandingan volume
asalkan suhu dan tekanannya sama).
4. Pereaksi (reaktan) dan hasil reaksi (produk) dinyatakan dengan rumus kimia yang
benar. Pada reaksi kimia atau perubahan kimia, zat-zat yang mengalami perubahan
disebut zat pereaksi (reaktan) dan zat-zat hasil perubahan disebut hasil reaksi
(produk).
xA
+
yB
→
(zat ruas kiri)
zC
(zat ruas kanan)
(reaktan)
(produk)
(pereaksi)
(hasil reaksi)
Keterangan: x, y z adalah koefisien reaksi.
Wujud zat–zat yang terlibat reaksi harus dinyatakan dalam tanda kurung setelah
rumus kimia.
Dalam rangka penyetaraan persamaan reaksi kita diperbolehkan mengubah jumlah
rumus kimia (jumlah molekul atau satuan rumus) tetapi tidak boleh mengubah rumus
kimia zat–zat yang terlibat persamaan reaksi.Jumlah satuan rumus kimia disebut
koefisien.Selain menggambarkan rumus kimia, persamaan reaksi yang sempurna juga
menunjukkan wujud zat yang terlibat dalam reaks. Wujud zat dalam persamaan reaksi
disingkat dengan:
(s)
: solid (zat padat)
(l)
: liquid (zat cair)
(aq)
: aqueous (larutan dalam air)
(g)
: gas
Contoh:
Ca(s) + 2H2O (l) →Ca(OH)2(aq) + H2(g)
Dibaca: unsur kalsium dalam bentuk padat bereaksi dengan dua buah molekul air dalam
bentuk cair menghasilkan kalsium hidroksida (zat terlarut dalam air) dan hidrogen
dalam bentuk gas.
Persamaan reaksi disetarakan terlebih dahulu agar disebut persamaan reaksi yang
sempurna. Beberapa syarat disebut persamaan reaksi setara adalah:
1. Pereaksi dan hasil reaksi dinyatakan dengan rumus kimia yang benar
5
2. Memenuhi hukum kekekalan massa yang ditunjukkan oleh jumlah atom-atom
sebelum reaksi (di sebelah kiri tanda panah) harus sama dengan jumlah atomatom sesudah reaksi (di sebelah kanan tanda panah)
3. Wujud zat-zat yang terlibat reaksi harus dinyatakan dalam tanda kurung setelah
rumus.
Contoh soal 3:
Setarakan persamaan reaksi berikut.
a. N2 (g) + H2 (g) → NH3 (g)
b. C2H6 (g) + O2 (g)→ CO2 (g) + H2O (l)
Jawab:
a. N2 (g) + H2 (g) → NH3 (g)
Dapat dilihat bahwa persamaan reaksi tersebut belum setara
➢ Unsur atom N diruas kiri terdapat 2 atom, di ruas kanan terdapat 1 atom N
➢ Unsur atom H diruas kiri terdapat 2 atom, di ruas kanan terdapat 3 atom H
Agar persamaan reaksi tersebut menjadi setara, maka:
➢ Tuliskan angka 2 (sebagai koefisien reaksi) di depan NH3
➢ Tuliskan angka 3 (sebagai koefisien reaksi) di depan H2
Persamaan reaksi akan menjadi:
N2 (g) + 3 H2 (g) → 2 NH3 (g)
b. C2H6 (g) + O2 (g)→ CO2 (g) + H2O (l)
Dapat dilihat bahwa persamaan reaksi tersebut belum setara
➢ Unsur atom C diruas kiri terdapat 2 atom, di ruas kanan terdapat 1 atom C
➢ Unsur atom H diruas kiri terdapat 6 atom, di ruas kanan terdapat 2 atom H
➢ Untuk atom O diruas kiri terdapat 2 atom, di ruas kanan terdapat 3 atom C
Agar persamaan reaksi tersebut menjadi setara, maka:
➢ Tuliskan angka 2 (sebagai koefisien reaksi) di depan CO2
➢ Tuliskan angka 3 (sebagai koefisien reaksi) di depan H2O
➢ Tuliskan angka 7/2 (sebagai koefisien reaksi) di depan O2
Persamaan reaksi akan menjadi:
C2H6 (g) + 7/2 O2 (g)→ 2 CO2 (g) + 3 H2O (l)
Agar koefisien tersebut berupa bilang bulat maka seluruh koefisien dikalikan 2,
persamaan reaksi menjadi:
2 C2H6 (g) + 7 O2 (g)→ 4 CO2 (g) + 6 H2O (l)
6
SOAL LATIHAN
1. Setarakan persamaan reaksi berikut!
a. C3H4 + O2→ CO2 + H2O
b. Fe2O3 + HBr → FeBr3 + H2O
c. Al + HCl → AlCl3 + H2
d. Zn + H2SO4→ ZnSO4 + H2
e. I2 + NaOH → NaI + NaIO3 + H2O
2. Setarakan reaksi berikut!
a. Na (s)
+ H2O(l)

NaOH (aq) + H2 (g)
b. Ba(OH)2 (aq) + P2O5 (s)
c. Zn (s) + HNO3 (aq)


Ba3(PO4)2(s) + H2O (l)
Zn(NO3)2 (aq) + NH4NO3 (s) + H2O(l)
d. CH4 (g) + O2 (g)  CO2 (g) + H2O (g)
e. Fe2O3 (s) + H2SO4 (aq)  Fe2(SO4)3 (aq) + H2O (l)
7
PENGETAHUAN UMUM
PERSAMAAN REAKSI DALAM ILMU BIOLOGI
Reaksi Dan Proses Fotosintesis Pada Tumbuhan
Sumber: www.gudangbiologi.com
Gambar 1.3. Proses fotosintesis pada tumbuhan
Fotosintesis merupakan kata yang berasal dari bahasa Yunani, yakni foto dan
synthesis. Foto sendiri diartikan sebagai cahaya sedangkan synthesis merupakan kata
yang bermakna menggabungkan atau penggabungan. Kata fotosintesis sering digunakan
dala lingkup kajian ilmu biologi. Apa sebenarnya fotosintesis tersebut? Secara sederhana,
ia bisa diartikan sebagai proses pembuatan makanan yang dilakukan oleh tumbuhan
berwarna hijau dengan melibatkan cahaya matahari di dalamnya. Selain matahari, proses
fotosintesis ini juga melibatkan beberapa enzim. Proses fotosintesis ini biasa dilakukan
oleh tumbuh-tumbuhan, beberapa jenis alga dan juga bakteri dalam rangka menghasilkan
energi yang akan digunakan dalam berbagai aktifitas. Energi tersebut biasa juga disebut
dengan nutrisi.
Daun pada tumbuhan memiliki fungsi utama yakni sebagai tempat terjadinya
proses fotosintesis. Sebenarnya, fotosintesis tak hanya penting bagi tumbuhan tetapi juga
bagi semua makhluk hidup yang menghuni bumi. Mengapa? Sebab oksigen yang ada di
8
bumi ini sebagian besar diproduksi oleh tumbuhan. Hal inilah yang menjadikan
pepohonan sering dijuluki paru-paru planet bumi. Organisme yang melakukan proses
fotosintesis dikenal dengan nama fototrof. Fotosintesis sebenarnya merupakan salah satu
cara asimilasi karbon sebab pada proses fotosintesis, karbon bebas kemudian diikat
sehingga menjadi gula.
Proses fotosintesis pada terdapat pada tumbuhan hijau yang bersifat autotrof
yakni bisa menyusun makanannya sendiri. Melalui daun, tumbuhan menyerap molekul
karbondioksida juga air dalam rangka menghasilkan gula dan juga oksigen. Kedua
senyawa tersebut kemudian akan digunakan sebagai penyokong pertumbuhannnya.
Adapun persamaan rekaksi yang terjadi dalam proses fotosintesis adalah sebagai berikut:
6H2O + 6CO2 + cahaya → C6H12O6 (glukosa) + 6O2
Tumbuhan yang melakukan proses fotosintesis memerlukan bantuan cahaya
matahari. Mereka mampu menyerap cahaya tersebut sebab mereka memiliki zat hijau
daun atau klorofil. Klorofil ini sendiri ada di dalam bagian organel bernama kloroplast.
Pada bagian daun tumbuhan, terdapat dua lapisan sel yang dinamai denegan mesofil. pada
bagian ini terdapat kurang lebih setengah juta kloroplast yang tersebar di setiap
millimeter persegi. Cahaya matahari selanjutnya akan melewati lapisan epidermis yang
tanpa warna kemudian melaju menuju mesofil. Pada bagian inilah sebagian besar
kegiatan fotosintesis berlangsung.
C. HUKUM DASAR KIMIA
Terdapat empat hukum dasar kimia yang dipakai dalam perhitungan kimia.
Keempat hukum dasar tersebut adalah sebagai berikut:
1. Hukum Kekekalan Massa.
2. Hukum Perbandingan Tetap.
3. Hukum Perbandingan Berganda.
4. Hukum Perbandingan Volume.
Keempat hukum dasar kimia tersebut akan dijelaskan lebih lanjut dalam bahasan
berikut ini.
9
1. Hukum Kekekalan Massa (Hukum Lavoisier)
Sumber: id.wikipedia.org
Gambar 1.4. Antoine laurent lavoisier
Hukum kekekalan massa ini ditemukan oleh Antoine Laurent Lavoisier (17431794). Lavoisier adalah seorang ahli kimia yang berkebangsaan Inggris. Dia menyelidiki
hubungan massa zat sebelum dan setelah reaksi. Lavoisier melakukan penelItiannya
dengan cara menimbang zat-zat sebelum bereaksi kemudian menimbang hasil-hasil reaksi
tersebut. Penelitiannya ternyata menghasilkan massa zat sebelum dan setelah bereaksi
selalu sama.
Sumber: id.wikipedia.org
Gambar 1.5. Percobaan lavoisier
Penelitian yang dilakukan Lavoisier yaitu mereaksikan cairan merkuri dengan gas
oksigen dalam suatu wadah di
dalam ruang tertutup. Reaksi tersebut menghasilkan
merkuri oksida yang berwarna merah. Jika merkuri oksida yang berwarna merah tersebut
10
dipanaskan kembali, senyawa tersebut akan terurai menghasilkan sejumlah cairan
merkuri dan gas oksigen dengan jumlah yang sama seperti semula.
Pada reaksi kimia biasanya disertai perubahan–perubahan materi yang umumnya
berlangsung dalam sistem terbuka. Pada sistem terbuka tersebut, ada hasil reaksi yang
meninggalkan sistem (misalnya pada pembakaran kertas) atau pada proses yang masuk ke
dalam sistem (misalnya pada proses fermentasi aerob yang memerlukan oksigen dari luar
sistem). Hal tersebut menyebabkan seakan–akan massa zat sebelum dan setelah reaksi
menjadi tidak sama. Lavoisier melakukan penelitian yang membuktikan bahwa massa
sebelum dan setelah reaksi adalah sama.
Kesimpulan penelitian Lavoisier menghasilkan hukum yang dikenal dengan
“Hukum Kekekalan Massa”. Hukum tersebut berbunyi:
“Dalam reaksi kimia, massa zat – zat sebelum dan sesudah reaksi adalah sama”
Contoh:
Hidrogen
+
(8g)
Oksigen
→
air
(64 g)
(72 g)
2. Hukum Perbandingan Tetap (Hukum Proust)
Sumber: id.wikipedia.org
Gambar 1.6. Joseph louis proust
Senyawa merupakan suatu zat yang dibentuk oleh dua unsur atau lebih, misalnya
senyawa karbondioksida (CO2). Karbondioksida dibentuk oleh dua unsur yaitu unsur
karbon dan unsur oksigen. Untuk menyelidiki perbandingan pada unsur pembentuk
11
senyawa, seorang ahli kimia Perancis yang bernama Joseph Louis Proust (1754–1826)
melakukan penelitian yaitu mencoba menggabungkan hidrogen dan oksigen untuk
membentuk senyawa air. Hasil dari penelitian Proust dapat dilihat pada Tabel 1.1.
Tabel 1.1. Hasil Penelitian Proust
Massa Hidrogen
yang Direaksikan
(g)
1
2
1
2
Massa Oksigen
yang
Direaksikan (g)
8
8
9
16
Massa Air
yang
Terbentuk (g)
9
9
9
18
Sisa
Hidrogen
atau Oksigen
(g)
1 g hidrogen
1 g oksigen
-
Berdasarkan Tabel 1.1. maka dapat dilihat bahwa untuk setiap 1 gram gas
hidrogen bereaksi dengan 8 gram oksigen menghasilkan 9 gram senyawa air. Hal tersebut
membuktikan bahwa massa hidrogen dan oksigen yang terkandung dalam senyawa air
memiliki perbandingan yang tetap yaitu 1:8. Perbandingan tersebut berlaku untuk
berapapun banyaknya air yang terbentuk. Berdasarkan penelitian yang dilakukan oleh
Proust, terbentuklah suatu teorinya yang sering dikenal dengan sebutan “Hukum
Perbandingan Tetap”. Hukum tersebut berbunyi:
“Perbandingan massa unsur–unsur penyusun suatu senyawa selalu tetap”
Contoh soal 4:
Apabila Kun mereaksikan 8 gram hidrogen dengan 80 gram oksigen, berapa massa air
yang terbentuk?
Jawab:
Perbandingan massa hidrogen dengan oksigen= 1:8.
Perbandingan massa hidrogen dengan oksigen yang dicampurkan= 8:80
Perbandingan massahidrogen dan oksigen adalah selalu tetap, sehingga untuk 8 gram
hidrogen yang bereaksi memerlukan oksigen sebanyak 8 x 8 gram oksigen= 64 gram
oksigen.
Pada soal ini oksigen yang dicampurkan tidak bereaksi sempurna karena masih
terdapat sisa oksigen sebanyak (80–64) gram= 16 gram. Setelah mengetahui massa
oksigen dan hidrogen yang bereaksi maka kita bisa menghitung massa air yang terbentuk
dari 8 gram hidrogen dan 64 gram oksigen yaitu sebanyak 72 gram air dengan sisa
oksigen sebanyak 16 gram.
Reaksi yang terjadi yaitu sebagai berikut:
12
H2
+
O2
→
perbandingan massa
1
8
9
awal reaksi
8
80
-
yang bereaksi
8
64
72
yang tersisa
-
16
72
H2O
Hukum Proust dapat dijabarkan lagi untuk menentukan kadar unsur atau massa
unsur dalam senyawa yang terbentuk. Penjabaran tersebut adalah sebagai berikut:
Bentuk umum senyawa AxBy dapat dijabarkan menjadi:
% A dalam senyawa AxBy =
Massa B dalam senyawa AxBy =
x . ArA
. %AxBy
Mr AxBy
n . ArB
. massa AxBy
Mr AxBy
Dari persamaan di atas dapat diturunkan kadar zat dalam campuran, cuplikan, atau
mineral, atau bijih, yaitu sebagai berikut:
% zat dalam campuran=
Banyaknya zat tersebut
x 100%
Banyaknya campuran
Contoh soal 5:
Berapa kadar Ca dalam 100 gram CaCO3? (Ar: C= 12, O= 16, Ca= 40)
Jawab:
Massa Ca = (Ar Ca/Mr CaCO3) x massa CaCO3
= 40/100 x 100 gram
= 40 gram
Kadar Ca
= massa Ca/Massa CaCO3 x 100%
= 40/100 x 100%
= 40%
Berdasarkan uraian di atas dapat disimpulkan mengenai sifat–sifat suatu senyawa
yaitu sebagai berikut:
1. Tergolong zat tunggal
2. Homogen
3. Dapat diuraikan menjadi dua jenis zat atau lebih dengan cara kimia
4. Terdiri atas dua jenis atau lebih unsur dengan perbandingan tertentu.
5. Mempunyai sifat-sifat tertentu yang berbeda dari sifat unsur-unsur penyusunnya
(sifat unsur penyusun senyawa tidak nampak lagi).
13
3. Hukum Perbandingan Berganda (Hukum Dalton)
Sumber: id.wikipedia.org
Gambar 1.7. Dalton
Dalam senyawa kimia, rumus kimia menunjukkan komposisi kimianya. Dalam
suatu senyawa misalnya gula, tiga unsur bergabung dan masing-masing menyumbangkan
atom tertentu untuk membentuk suatu senyawa. Pada senyawa air terdapat dua unsur
pembentuk senyawa yaitu unsur hidrogen dan oksigen. Unsur yang sama dapat
membentuk senyawa yang berbeda–beda, misalnya unsur belerang dan oksigen dapat
membentuk senyawa SO3 dan SO4. Contoh lainnya misalnya unsur hidrogen dan oksigen
dapat membentuk senyawa H2O dan H2O2.
Seorang ahli fisika dan kimia serta guru sekolah dari Inggris yang bernama Dalton
menyelidiki perbandingan unsur–unsur pembentuk senyawa pada setiap senyawa dan
mendapatkan suatu pola keteraturan. Pola tersebut dinamakan sebagai hukum
perbandingan berganda. Hukum tersebut berbunyi:
“Apabila suatu unsur dapat membentuk lebih dari satu senyawa, massa salah
satu unsur tersebut tetap (sama), maka perbandingan massa unsur yang lain dalam
senyawa–senyawa tersebut merupakan bilangan bulat dan sederhana”.
Contoh:
Nitrogen dan oksigen dapat membentuk senyawa–senyawa N2O, NO, N2O3, dan
N2O4 dengan komposisi massa yang terlihat dalam tabel berikut ini.
14
Tabel 1.2. Perbandingan Nitrogen dan Oksigen dalam senyawanya
Senyawa
N2O
NO
N2O3
N2O4
Massa Nitrogen
(g)
56
28
56
56
Massa Oksigen
(g)
32
32
96
128
Perbandingan
7:4
7:8
7:12
7:16
Dari Tabel 1.2. dapat dilihat bahwa massa unsur N dibuat tetap atau sama
sebanyak 7 gram maka perbandingan massa oksigen dalam masing–masing senyawa
N2O, NO, N2O3, dan N2O4 secara berurutan adalah 4:8:12:16 atau 1:2:3:4.
4. Hukum Perbandingan Volume (Gay Lussac)
Sumber: id.wikipedia.org
Gambar 1.8. Gay lussac
Sebelum Gay Lussac melakukan penelitian tentang perbandingan volume dari
berbagai gas yang terlibat pada reaksi, sudah ada penemuan ilmuwan yang menemukan
bahwa gas hidrogen dapat bereaksi dengan gas oksigen membentuk air.Perbandingan
volume gas hidrogen dan oksigen dalam reaksi tersebut tetap, yaitu 2:1. Kemudian pada
tahun 1808, Joseph Gay Lussac, seorang ilmuwan Perancis, berhasil melakukan
penelitian tentang volume gas yang terlibat pada berbagai reaksi dengan menggunakan
berbagai macam gas.
15
Data penelitian yang dilakukan oleh Gay Lussac dapat dilihat pada tabel 1.3.
Tabel 1.3. Data penelitian Gay Lussac
Percobaan ke-
1
2
3
Volume gas
oksigen yang
direaksikan (L)
1
2
3
Volume gas
hidrogen yang
direaksikan (L)
2
4
6
Volume uap air
yang dihasilkan
(L)
2
4
6
Gay Lussac mengatakan bahwa 2 volume gas hidrogen bereaksi dengan 1 volume
gas oksigen membentuk 2 volume uap air. Pada reaksi pembentukan uap air tersebut, agar
reaksi sempurna, maka untuk setiap 2 volume gas hidrogen diperlukan 1 volume gas
oksigen, menghasilkan 2 volume uap air.
“Semua gas yang direaksikan dengan hasil reaksi, diukur pada suhu dan
tekanan yang sama atau (T,P) sama”
Bunyi dari hukum Gay Lussac adalah sebagai berikut:
𝑽𝟏
𝒏𝟏
=
𝑽𝟐
𝒏𝟐
dengan P dan T tetap
Keterangan:
P = tekanan gas (atm)
T = suhu (K)
V= volume gas (L)
N= banyaknya gas (mol)
Berikut ini diberikan data hasil percobaan volume gas yang bereaksi pada
suhu dan tekanan yang sama. Coba Saudara perhatikan apakah hasil percobaan
tersebut memenuhi hukum perbandingan volume Gay Lussac. Data percobaan
tersebut adalah sebagai berikut.
Tabel 1.4. Beberapa Data Hasil Percobaan Volume Gas Yang Bereaksi
No. Volume gas yang
bereaksi
1.
Hidrogen + Oksigen
1L + 0.5 L
2.
Nitrogen + Hidrogen
2L+6L
Hasil Reaksi
Uap air
IL
Amonia
4L
Perbandingan
Volume
2:1:2
1:3:2
16
3.
Hidrogen +Klor
1L+1L
Hidrogen klorida
2L
1:1:2
4.
Etilena + Hidrogen
1L+1L
Etana
1L
1:1:1
Berdasarkan data percobaan yang terdapat dalam Tabel 1.4.,
perbandingan volume gas yang bereaksi dan hasil reaksi, berbanding sebagai
bilangan bulat. Data percobaan yang terdapat dalam tabel tersebut sesuai
dengan hukum perbandingan volume atau sering dikenal dengan hukum Gay
Lussac. Bunyi dari hukum tersebut adalah sebagai berikut.
“Pada suhu dan tekanan yang sama perbandingan volume gas–gas yang
bereaksi dan hasil reaksi berbanding sebagai bilangan bulat”.
SOAL LATIHAN
Unsur besi dan belerang dapat membentuk dua jenis senyawa yaitu FeS dan Fe2S3.
Ambillah sebanyak 112 gram serbuk besi dan 64 gram belerang, kemudian reaksikan
kedua unsur tersebut. Kemudian ambillah 224 gram serbuk besi dan 192 gram belerang,
kemudian reaksikanlah. Setelah itu tuliskan hasil pengamatan dari reaksi tersebut ke
dalam tabel berikut ini:
Senyawa
FeS
Fe2S3
Massa Besi
(g)
112
224
Massa Belerang
(g)
64
96
Perbandingan
Pertanyaan: berapakah perbandingan antara belerang dalam FeS dan Fe2S3?
Berdasarkan tabel tersebut, kesimpulan apakah yang dapat diambil?
Coba lakukan pada senyawa lain (misalnya pada H2O dan H2O2) & dikerjakan secara
berkelompok dan diskusikan!
D. RUMUS EMPIRIS DAN RUMUS MOLEKUL
Perbandingan massa dan kadar dalam suatu senyawa dapat ditentukan dari
molekulnya. Persamaannya yaitu sebagai berikut:
Kadar unsur=
jumlah atom xAr unsur
Mr senyawa
17
Penentuan Rumus Empiris dan Rumus Molekul
➢ Rumus kimia menunjukkan jenis atom unsur dan jumlah relatif masing–masing
unsur yang terdapat dalam zat. Banyaknya unsur yang terdapat dalam zat.
Banyaknya unsur yang terdapat dalam zat ditunjukkan dengan angka indeks.
➢ Rumus kimia dapat berupa rumus empiris dan rumus molekul.
➢ Rumus empiris, rumus yang menyatakan perbandingan terkecil atom–atom dari
unsur–unsur yang menyusun senyawa.
➢ Rumus molekul, rumus yang menyatakanjumlah atom–atom dari unsur–unsur yang
menyusun satu molekul senyawa.
➢ Massa atom relatif dari molekul adalah sebagai berikut:
Rumus molekul
= (Rumus Empiris)n
Mr Rumus Molekul
n
= n x (Mr Rumus Empiris)
= bilangan bulat
Penentuan rumus empiris dan rumus molekul suatu senyawa dapat menggunakan
langkah–langkah sebagai berikut:
1. Mencari massa (presentase) tiap unsur penyusun senyawa
2. Mengubah ke satuan mol,
3. Perbandingan mol tiap unsur merupakan rumus empiris,
4. Mencari rumus molekul dengan cara sebagai berikut:
(Mr rumus empiris)n= Mr rumus molekul, n dapat dihitung,
5. Mengalikan n yang diperoleh dari hitungan dengan rumus empiris.
Contoh Soal 6:
Suatu senyawa terdiri dari unsur P dan O dengan komposisi unsur P sebesar 43,7% dan O
sebesar 56,3%. Apabila massa senyawa 200 gram dan Ar: P =31 dan O =16, rumus
molekul senyawa tersebut adalah…
Jawab:
Massa masing–masing unsur adalah 87,4 gram dan 112,6 gram.
Perbandingan mol P: mol O =
87,4 112,6
:
31
16
= 2,82: 7,04
= 1: 2,5
18
= 2:5
Jadi, rumus molekul dari senyawa tersebut adalah P2O5
Contoh soal 7:
Suatu senyawa kimia X terdiri dari unsur karbon, hidrogen, dan nitrogen. Jumlah persen
unsur karbon, hidrogen, dan nitrogen adalah 60% C, 5% hidrogen, dan 35% N. Mr
senyawa X tersebut adalah 80 (Ar: C= 12, H= 1, N= 14). Massa senyawa X adalah 100
gram. Rumus empiris dan rumus molekul senyawa X tersebut adalah…
Jawab:
Massa C: H: N= 60: 5: 35
Perbandingan mol C: mol H: mol N= 5: 5: 35= 2: 2: 1
Maka rumus empiris senyawa tersebut adalah C2H2N
(Mr rumus empiris)n= Mr rumus molekul
(C2H2N)n= 80
(24+2+14)n= 80
40n= 80
n =2
Jadi, rumus molekul senyawa tersebut adalah (C2H2N)2= C4H4N2
SOAL LATIHAN
1. Tentukan rumus empiris dari senyawa yang tersusun 31,25 % kalsium, 18,75 %
karbon dan sisanya oksigen (Ar Ca= 40, C= 12, O= 16)?
2. Sebanyak 11 gram suatu senyawa organik dibakar sempurna menghasilkan 44 gram
CO2 dan 9 gram H2O (Ar C= 12, O= 16, H= 1). Jika bobot molekul senyawa sama
dengan 88. Tuliskan rumus molekulnya?
E. SENYAWA HIDRAT (AIR KRISTAL)
Hidrat merupakan senyawa kristal padat yang di dalamnya terkandung air kristal
(H2O). Rumus kimia senyawa kristal padat sudah diketahui, sehingga penentuan rumus
hidrat merupakan penentuan jumlah molekul air kristal (H2O) atau nilai x. Penulisan
senyawa hidrat secara umum adalah sebagai berikut:
Rumus kimia senyawa kristal padat: x.H2O
19
Salah satu contoh senyawa hidrat adalah garam kalsium sulfat yang memiliki
rumus kimia adalah CaSO4.2H2O, artinya dalam setiap satu mol CaSO4 terdapat 2 mol
H2O.Beberapa contoh senyawa hidrat adalah sebagai berikut pada Tabel 1.5. berikut.
Tabel 1.5. Beberapa Contoh Senyawa Hidrat
Nama Senyawa
Natrium sulfat
pentahidrat
Magnesium sulfat
heptahidrat
Natrium karbonat
dekahidrat
Kalsium sulfat dihidrat
Asam oksalat dihidrat
Tembaga (II) sulfat
pentahidrat
Jumlah Molekul Air
Kristal
5
7
10
2
2
5
Rumus Kimia
Na2SO4.5H2O
MgSO4.7H2O
Na2CO3.10H2O
CaSO4.2H2O
H2C2O4.2H2O
CuSO4.5H2O
Contoh Soal 8:
Sebuah senyawa tembaga (II) sulfat hidrat 10 gram dipanaskan sampai semua air
kristalnya menguap. Massa tembaga (II) sulfat padat yang terbentuk 6,4 gram. Rumus
senyawa hidrat tersebut adalah… (Ar: Cu= 63,5; S= 32; O= 16; H= 1)
Jawab:
Langkah-langkah penentuan rumus hidrat tersebut adalah:
1. Misalkan rumus hidrat CuSO4.xH2O
2. Tuliskan persamaan reaksinya.
3. Tentukan mol zat sebelum dan setelah reaksi.
4. Hitung nilai x, dengan menggunakan perbandingan mol CuSO4: mol H2O
CuSO4.xH2O (s) → CuSO4 (s) + xH2O
10 gram
6,4 gram
3,6 gram
Perbandingan, mol CuSO4: mol H2O= 0,02: 0,10.
Perbandingan, mol CuSO4: mol H2O= 1: 5
Jadi, rumus kimia hidrat dari tembaga (II) sulfat yaitu CuSO4.5H2O
Contoh soal 9:
20
Ada suatu garam berhidrat (BaCl2.xH2O) yang memiliki massa 24,4 gram. Garam
tersebut dipanaskan menghasilkan zat yang tersisa adalah 20,8 gram. Rumus kimia dari
garam berhidrat tersebut adalah… (Ar: Ba= 137; Cl= 35,5; O= 16; H= 1)
Jawab:
BaCl2.xH2O → BaCl2 + xH2O
24,4 g
20,8 g
3,6 g
Perbandingan, mol BaCl2: mol H2O = 0,05: 0,01
= 1: 2
Jadi, rumus kimia dari senyawa hidrat tersebut adalah BaCl2.2H2O.
SOAL LATIHAN
Kadar air kristal dalam suatu hidratdari Na2CO3 sebesar 14,5 %.
Tentukan rumus hidratnya! (Ar: Na= 23; C= 12; O= 16; H= 1)
F. KONSEP MOL
Jika Saudara mereaksikan satu atom
karbon (C) dengan satu molekul
oksigen (O2), akan terbentuk satu molekul CO2. Akan tetapi sebenarnya yang Saudara
reaksikan bukan satu atom karbon dengan satu molekul oksigen, melainkan sejumlah
besar atom karbon dan sejumlah besar molekul oksigen. Oleh karena itu, jumlah atom
atau jumlah molekul yang bereaksi begitu besarnya, maka untuk menyatakannya,
para ahli kimia menggunakan “mol” sebagai satuan jumlah partikel (molekul, atom,
atau ion).
Satu mol didefinisikan sebagai jumlah zat yang mengandung partikel zat itu
sebanyak atom yang terdapat dalam 12,000 gram atom karbon-12.
Jadi, dalam satu mol suatu zat terdapat 6,022 x 1023 partikel. Nilai 6,022 x
1023 partikel per mol disebut sebagai tetapan Avogrado, dengan lambang L atau N.
Dalam kehidupan sehari – hari, mol dapat dianalogikan sebagai “lusin”. Apabila lusin
menyatakan jumlah 12 buah, mol menyatakan jumlah 6,022 x 1023 partikel zat.Kata
partikel pada NaCl, H2O, dan N2 dapat dinyatakan dengan ion dan molekul,
sedangkan pada unsur seperti Zn, C, dan Al dapat dinyatakan dengan atom.
Hubungan antara jumlah mol (n) dengan jumlah partikel, yang secara
matematik dapat dinyatakan sebagai berikut.
Jumlah partikel= n x N
21
Di mana:
n= jumlah mol
N= bilangan Avogrado
Sehingga dapat dinyatakan pada gambar berikut:
Gambar 1.9. Skema hubungan antara jumlah mol dengan jumlah partikel
1. Massa Molar (Mr)
Massa satu mol zat dinamakan massa molar (lambang Mr). Besarnya massa
molar zat adalah massa atom relative atau massa molekul relative zat yang dinyatakan
dalam satuan gram per mol.
Massa molar= Mr atau Ar zat (g/mol)
Berikut ini merupakan tabel beberapa contoh massa molar beberapa zat.
Tabel 1.6. Massa Molar Beberapa Zat
Nama Zat
Rumus
Ar dan Mr
Massa Molar
Oksigen
O2
32
32 gram/mol
Karbon
C
12
12 gram/mol
Massa suatu zat merupakan perkalian massa molarnya (g/mol) dengan mol
zat tersebut (n). Jadi hubungan mol suatu zat dengan massanya dapat dinyatakan
sebagai berikut.
Massa molar
= massa: mol
Massa
= mol x Mr/Ar
22
2. Volume Molar (Vm)
Volume satu mol zat dalam wujud gas dinamakan volume molar, yang
dilambangkan dengan Vm.
Avogrado dalam percobaannya mendapat kesimpulan bahwa 1 L gas oksigen
o
pada 0 C dan tekanan 1 atm mempunyai massa 1,4286 gram atau dapat diyatakan
bahwa pada tekanan 1 atm:
1 L gas O2= 1,4286/32 mol
1 L gas O2= 1/22,4 mol
1 mol gas O2= 22,4 L
Berdasarkan Hukum Avogrado dapat disimpulkan sebagai berikut:
1 mol gas O2= 22,4 L
Sesuai dengan Hukum Avogrado yang menyatakan bahwa pada suhu dan
tekanan yang sama, volume gas yang sama mengandung jumlah molekul yang sama
atau banyaknya mol dari tiap–tiap gas volumenya sama. Berdasarkan hukum tersebut
berlaku volume 1 mol setiap gas dalam keadaan standar ( suhu 0 0C dan tekanan 1
atm) sebagai berikut.
Volume gas dalam keadaan standar= 22,4 L.
3. Volume Gas pada Keadaan Tidak Standar Persamaan Gas Ideal
Apabila
gas
yang
akan
diukur
bersifat
ideal,
persamaan
yang
menghubungkan jumlah mol (n) gas, tekanan, suhu, dan volume yaitu:
Hukum gas ideal: P.V= n.R.T
Di mana:
P = tekanan (satuan atmosfir, atm)
V = volume (satuan liter, L)
n = jumlah mol gas (satuan mol)
R = tetapan gas (0,08205 L.atm/mol K)
T = suhu mutlak ( satuan Kelvin K)
Dari persamaan gas ideal dapat diturunkan atau dalam bentuk lain menjadi
persamaan:
V=
n.R.T
P
P=
n.R.T
V
Untuk menentukan volume 1 mol gas ideal pada keadaan standar yaitu pada 1
atm dan 273 K adalah sebagai berikut:
23
n.R.T
P
atm
1 mol x 0,08205 L
K x 273 K
mol
V=
=22,4 L
1 atm
V=
Contoh soal 10:
Tentukan volume dari 8,8 gram gas CO2 yang diukur pada tekanan 2 atm dan suhu 30
o
C!
Jawab:
MolCO2 =
Volume CO2 =
massaCO2 8,8
=
= 0,2 mol
Mr CO2
44
nRT 0,2 x0,082x303
=
= 4,96 L
P
2
Dengan konversi gas pada suhu dan tekanan yang sama
Berdasarkan hukum Avogrado, perbandingan gas–gas yang jumlah molnya sama
memiliki volume sama. Pernyataan tersebut dapat dinyatakan dalam persamaan berikut
ini:
V1 n1
=
V2 n2
Di mana:
N1= mol gas 1
V1= volume gas 1
N2= mol gas 2
V2= volume gas 2
Contoh soal 11:
Suatu gas metana (CH4) memiliki massa 8 gram dan diukur pada keadaan sama
dengan 6 gram gas NO yang mempunyai volume 10 L. Berapakah volume gas
metana tersebut? (Ar: H= 1, C= 12, N= 14, O= 16)
Jawab:
Mr CH4
= 16
Mol CH4
= 8/16 = 0,5 mol
Mol NO
= 6/20 = 0,1 mol
V1
=
V2
V1
10 L
V1
=
n1
n2
0,5 mol
0,1 mol
=
0,5 mol
0,1 mol
x 10 L
24
= 50 L
SOAL LATIHAN
1. Hitung jumlah partikel dari:
a. 0,1 mol tembaga
b. 2 mol gas nitrogen dioksida
c. 0,25 mol besi
d. 0,5 mol natrium klorida
2. Hitung jumlah mol dari:
a. 1,204 x 1023 atom karbon
b. 1,505 x 1022 molekul air
c. 3,01 x 1023 atom magnesium
d. 9,03 x 1021 molekul aluminium klorida
G. KONSENTRASI LARUTAN
1. Molaritas (M)
Kuantitas zat yang terdapat dalam suatu larutan dapat diketahui dengan
menggunakan konsentrasi larutan yang dinyatakan dalam molaritas (M).molaritas
tersebut menyatakan banyaknya mol zat dalam 1 liter larutan. Pernyataan tersebut
dapat dinyatakan dalam persamaan matematis sebagai berikut:
M=
massa 1000
x
Mr
V
Di mana:
M
= molaritas (M)
Massa
= dalam satuan gram
Mr
= massa molar (satuan g/mol)
V
= volume (satuan mL)
Contoh soal 12:
Tentukan molaritas apabila 8 gram NaOH dilarutkan dalam:
a. 4 L air
b. 500 mL air
25
Jawab:
Mr NaOH= 40 maka mol NaOH= 8/40= 0,2 mol
a. M
= mol x 1000/V= 0,1 x 1000/2000= 0,05 mol/L
b. M
= massa /Mr x 1000/V
= 8/40 x 1000/500
= 0,4 mol/L
2. Molalitas (m)
Molalitas (dilambangkan dengan m) menyatakan jumlah mol zat terlarut
dalam1000 gram pelarut dan dapat dirumuskan sebagai berikut:
molalitas=
mol zat terlarut
,𝑚
1000 gram pelarut
Contoh soal 13:
40 gram metil alkohol (Mr= 32) dilarutkan dalam 1750 gram air. Hitungmolalitas
larutan ini!
Jawab:
Jumlah mol zat terlarut= 40/32= 1,25 mol
Molalitas= 1,25/1,750= 0,714 m
3. Mol dan Fraksi Mol
1 mol mengandung sejumlah tertentu molekul-molekul, atom-atom, elektronelektronatau partikel-partikel khusus yang lain.
Dalam sistem satuan SI, 1 mol mengandung kira-kira 6,023 x 1023
molekul,dan disebut 1 gram mole (dengan notasi gmol). Dari sini kita dapat
mencariberapa
partikel
terdapat
dalam
1
kg
mol,
atau
dengan
sistim
TeknikAmerika/pound mole (dengan notasi 1 lbmol).
1 kg mol= 1000 mol mengandung 6,023 x 1023 molekul.
1 lbmol mengandung 6,023 x 454 x 1023 molekul.
Untuk mengkonversikan sejumlah mole ke massa, digunakan berat molekul
n gmol=
massa (g)
g
)
Mr (
gmol
26
n lbmol=
massa (lb)
lb
)
Mr (
lbmol
Fraksi mol dan % mol
Fraksi mol merupakan perbandingan mol antara zat terlarut dengan jumlah
molsemua komponen.
Fraksi mol A=
mol A
mol total campuran
% mole A= fraksi mole A x 100 %
Komposisi yang dinyatakan dalam % mole, tidak berubah dengan suhu
dengan anggapan tidak ada massa yang hilang dari sistem dan tidak ada reaksi kimia.
SOAL LATIHAN
1. Berapa gram KOH (Ar K= 39, Ar O= 16, Ar H= 1) yang diperlukan untuk
membuat 200 mL larutan 0,15 M?
2. Untuk membuat 25 mL larutan H2SO4 dibutuhkan 10 mL H2SO4 69,5% yang
mempunyai massa jenis 1,61 gram/L dan air. Hitung kemolalan larutan ini (Mr
H2SO4= 98)!
3. Suatu larutan yang terdiri dari 5,85 gram NaCl (Mr= 58,5); 45 gram air (Mr= 18)
dan 2 gram NaOH (Mr= 40). Hitung fraksi mol masing–masing komponen
penyusun larutan tersebut!
H. PERHITUNGAN KIMIA
Perhitungan kimia untuk menentukan jumlah pereaksi dan hasil reaksi yang
terlibat dalam reaksi harus menggunakan satuan mol. Maksudnya adalah satuan–
satuan yang diketahui harus diubah ke dalam bentuk mol. Metode tersebut disebut
metode pendekatan mol. Langkah- langkah dalam metode pendekatan mol tersebut
dapat dilihat dalam bagan berikut ini:
➢ Tuliskan persamaan reaksi dari soal yang ditanyakan dan setarakan.
➢ Ubahlah semua satuan yang diketahui dari tiap–tiap zat ke dalam mol.
➢ Gunakanlah koefisien reaksi untuk menyeimbangkan banyaknya mol zat reaktan
dan produk
➢ Ubahlah satuan mol dari zat ditanyakan ke dalam satuan yang ditanya (L, g,
partikel, dan lain–lain).
27
Contoh soal 14:
Dua mol logam aluminium direaksikan dengan asam klorida secukupnya berdasarkan
reaksi
Al (s) + HCl (aq) → AlCl3 (aq) + H2 (g)
Jawablah pertanyaan berikut ini:
a. Berapa massa AlCl3 yang terbentuk?
b. Berapa volume gas H2 (STP)?
c. Berapa partikel H2 yang dihasilkan?
(Ar: Al= 27; Cl= 35,5)
Jawab:
2Al (s) + 6HCl (aq) → 2AlCl3 (aq) + 3H2 (g)
2 mol
a. Mol AlCl3 =
Mol AlCl3 =
koefisien AlCl3
koefisien Al
x mol Al
2
x 2 mol
2
Mol AlCl3 =2 mol
Massa AlCl3
= 2 x Mr AlCl3
= 2 x 133,5
= 267
b. Mol H2
= koefisien H2/koefisien Al x mol Al
= 3/2 x 2 mol
= 3 mol
Volume
= 3 x 22,4 L = 672 L
c. Jumlah partikel H2 adalah= 3 x 6,02 x 1023= 18,06 x 1023 partikel.
1. Pereaksi Pembatas
Pada suatu reaksi kimia, perbandingan mol zat–zat pereaksi yang
dicampurkan tidak selalu sama dengan perbandingan koefisien reaksinya. Hal
tersebut menunjukkan bahwa ada zat pereaksi yang akan habis bereaksi lebih dulu.
Pereaksi tersebut dinamakan pereaksi pembatas. Perhatikan reaksi berikut ini:
X + 2Y → XY2
Pada reaksi di atas menunjukkan bahwa menurut koefisien reaksi, satu mol
zat X membutuhkan dua mol zat Y. Gambar di atas menunjukkan bahwa tiga molekul
28
zat X direaksikan dengan empat molekul zat Y. setelah reaksi berlangsung,
banyaknya molekul zat X yang bereaksi hanya dua molekul dan satu molekul tersisa.
Sementara, empat molekul zat Y habis bereaksi. Maka zat Y ini disebut pereaksi
pembatas. Pereaksi pembatas merupakan reaktan yang habis bereaksi dan tidak
tersisa di akhir reaksi.
Dalam perhitungan kimia, pereaksi pembatas dapat ditentukan dengan cara
membagi semua mol reaktan dengan koefisiennya, lalu pereaksi yang mempunyai
nilai hasil bagi terkecil merupakan pereaksi pembatas.
Contoh soal 15:
2 mol gas etena, C2H4 direaksikan dengan 3 mol gas oksigen, menghasilkan
gas karbon dioksida dan uap air, menurut persamaan reaksi:
C2H4(g) + 3O2(g) ⎯⎯⎯→ 2CO2(g) + 2H2O(g)
Apakah gas C2H4 dan O2 dapat bereaksi semua?
Jawab:
Perbandingan koefisien C2H4: O2 adalah 1: 3
➢ Jika C2H4 habis bereaksi (2 mol), maka diperlukan O2= 3⁄1 x 2 mol= 6mol O2.
Karena O2 yang tersedia hanya 3 mol, maka mol O2 tidak memadai (tidak
mungkin).
➢ Jika O2 habis bereaksi (3 mol), maka diperlukan C2H4= 1⁄3 x 3 mol= 1 mol,
sehingga C2H4 masih tersisa 1 mol. Jadi, O2 habis bereaksi (pereaksi pembatas),
sedangkan C2H4 sebagai pereaksi sisa.
SOAL LATIHAN
Sebanyak 36 gram glukosa, C6H12O6 dibakar sempurna menghasilkan gas
karbondioksida dan air, sesuai persamaan reaksi berikut:
C6H12O6 (g) +6O2(g) → 6CO2(g) + 6H2O(l).
Tentukan:
1. Volume gas oksigen yang diperlukan (STP)
2. Volume udara yang diperlukan, jika kadar oksigen di udara sebesar 20% volume
3. Volume gas CO2, diukur pada 0oC, 1 atm
4. Massa air yang dihasilkan
29
MENGENAL PARA TOKOH PENEMU HUKUM DASAR
KIMIA
1. Antoine Lavoisier
Sumber: id.wikipedia.org
Gambar 1.10. Antoine laurent lavoisier
Seorang ahli matematika Prancis yang bernama Joseph Louis Lagrange
mengatakan sebuah kalimat sesaat setelah Lavoisier dipenggal kepalanya pada
tanggal 8 Mei 1794. Kalimat tersebut adalah: “It took them only an instant to cut off
that head, and a hundred years may not produce another like it” yang jika
diterjemahkan ke dalam bahasa Indonesia berarti: “Hanya perlu sekejap untuk
memenggal kepala Lavoisier, namun seratus tahun pun mungkin tidak bisa
melahirkannya kembali. Ungkapan dari Lagrange tersebut mengungkapkan sebuah
kekaguman akan sosok Lavoisier yang bukan manusia biasa.
Lavoisier mempunyai nama lengkap Antoine Laurent Lavoisier. Lavoisier
lahir pada tahun 1743 di Paris. Lavoisier terkenal sebagai ahli kimia namun
menguasai berbagai bidang ilmu lainnya seperti hukum, ekonomi, geologi, dan
pertanian.Pada tahun 1768, Lavoisier terpilih menjadi anggota Academic Royale des
Sciences (Akademi Sains Kerajaan Perancis) yang merupakan suatu komunitas
ilmuwan sains. Pada tahun yang sama, Lavoisier juga membeli Ferme Generate yang
merupakan perusahaan swasta yang bergerak di bidang jasa pengumpulan pajak
untuk kerajaan.
30
Pada saat usianya mencapai 32 tahun, Lavoisier diangkat menjadi Komisaris
Polisi Kerajaan.Ia diberi tanggung jawab untuk mengelola laboratorium serbuk
mesiu. Lavoisier berusahan untuk mengembangkan laboratoriumnya dengan cara
merekrut kimiawan–kimiawan muda dari berbagai penjuru Eropa. Lavoisier dan
timnya bekerja keras untuk memperbaiki metode pembuatan serbuk mesiu yang
berkualitas bagus.Ia dan timnya berhasil meningkatkan kualitas dan kemurnian bahan
baku pembuatan mesiu, yaitu sendawa, belerang, dan batu bara. Hasil dari kerja keras
mereka menggembirakan, serbuk mesiu yang dihasilkan laboratoriumnya menjadi
lebih banyak dan lebih baik dibandingkan sebelumnya. Percobaan tersebut
merupakan
awal
mula
Lavoisier
berkenalan
dengan
dunia
kimia.Sejak
keberhasilannya pada pembuatan serbuk mesiu, Lavoisier semakin senang dan gigih
melakukan penelitian di bidang kimia.
Istri Lavoisier, Marie-Anne Pierrette Paulze, mendukung penuh kerja keras
dan penelitian suaminya. Marie membantu suaminya untuk menerjemahkan tulisan
seorang kimiawan Inggris yang bernama Joseph Prestley. Marie juga terampil dalam
menggambar sehingga ia bisa membantu suaminya dalam menggambarkan hasil-hasil
penelitian Lavoisier.
Lavoisier dijuluki sebagai Bapak Kimia Modern karena sumbangannya
terhadap pengembangan ilmu kimia. Sumbangan terbesarnya adalah keberhasilannya
dalam menggabungkan semua penemuan di bidang kimia yang terpish dan berdiri
sendiri menjadi suatu kesatuan. Ia membuat kerangka dasar kimia berdasarkan hasil
penelitian kimiawan sebelumnya, seperti Joseph Black, Joseph Priestley, Henry
Cavendish, dan George Ernst Stahl.
Pada saat itu, para ilmuwan mempercayai bahwa reaksi pembakaran
menghasilkan gas flogiston sehingga massa zat setelah pembakaran lebih sedikit
daripada sebelumnya. Hal ini didasarkan pada percobaan yang dilakukan Priestley.
Priestley memanaskan oksida raksa (red calx mercury). Reaksi pemanasan padatan
oksida raksa mengasilkan air raksa dan gas tidak berwarna di atasnya. Setelah
ditimbang, massa air raksa lebih sedikit daripada massa oksida raksa. Priestley
menyebut gas tidak berwarna itu dengan istilah flogiston. Namun tidak demikian
dengan Lavoisier, ia meragukan adanya gas flogiston. Menurut perkiraannya, yang
dimaksud flogiston adalah gas oksigen.Kemudian, Lavoisier mengulang percobaan
Priestley untuk membuktikan perkiraannya. Ia menimbang massa zat sebelum dan
setelah reaksi pemanasan oksida raksa secara teliti menggunakan timbangan yang
31
peka. Ternyata, terjadi pengurangan massa oksida raksa. Lavoisier menjelaskan
alasan berkurangnya massa oksida raksa setelah pemanasan. Ketika dipanaskan,
oksida raksa menghasilkan gas oksigen sehingga massanya akan berkurang. Lavoisier
juga membuktikan kebalikannya. Apabla sebuah logam dipanaskan di udara,
massanya akan bertambah sesuai dengan jumlah oksigen yang diambil dari udara.
Kesimpulan Lavoisier ini dikenal dengan nama hukum kekekalan massa. Bunyi
hukum tersebut adalah jumlah massa zat sebelum dan setelah reaksi tidak berubah.
Dengan adanya penemuan ini, teori flogiston yang dipercayai para ilmuwan kimia
selama kurang lebih 100 tahun akhirnya dipatahkan. Lavoisier juga menyatakan
proses berkeringat merupakan hasil pembakaran lambat di dalam tubuh.
Lavoisier menuliskan ide–idenya dalam sebuah buku yang berjudul Traite
Elementaire de Chimie (Pokok–pokok Dasar Ilmu Kimia).Buku yang dipublikasikan
pada tahun 1789 itu juga memuat pendapat Lavoisier mengenai definisi unsur kimia.
Lavoisier berpendapat bahwa unsur adalah zat yang tidak dapat diuraikan lagi
menjadi zat yang lebih sederhana lagi. Berdasarkan hal tersebut, Lavoisier membuat
daftar 33 zat yang termasuk unsur.
Pada tahun 1789, Prancis mengalami kondisi guncangan ekonomi. Hargaharga tidak stabil. Masyarakat pun resah. Pada saat itu Lavoisier sedang asyik
melakukan penelitian. Lavoisier terpaksa mengurangi kegiatan penelitiannya karena
waktunya lebih banyak tercurah untuk memperbaiki kondisi ekonoi negaranya.
Beberapa usaha Lavoisier untuk memperbaiki perekonomian Prancis adalah
mereformasi pajak garam, mencegah penyelundupan dengan cara membangun
benteng di sekeliling Paris, dan memperbaiki metode pertanian. Meskipun
memberikan banyak kontribusi terhadap sains dan ekonomi, hidup Lavoisier terpaksa
berakhir secara tragis.Pada saat terjadi revolusi Prancis. Seluruh pejabat dan
bangsawan kerajaan ditangkap, termasuk Lavoisier. Lavoisier dikenakan dakwaan
turut aktif mengambil pajak rakyat untuk kerajaan melalui perusahaan pajaknya
(Ferme Generate), menurunkan kualitas udara kota karena membangun benteng di
sekeliling Paris, mencampurkan tembakau dengan air, dan memindahkan serbuk
mesiu dari gudang senjata. Pada akhirnya Lavoisier dikenai hukuman mati. Sesaat
sebelum eksekusi mati dilaksanakan, Lavoisier meminta penundaan waktu hukuman.
“Saya ilmuwan bukan bangsawan”, kata Lavoisier. Tetapi hakim dengan tegas
menjawab, “Republik tidak memerlukan ilmuwan!”. Akhirnya Lavoisier meninggal
32
dunia. Dunia berduka. Salah satu permata ilmu hilang secara sia–sia. Benar ungkapan
Lagrange, tetapi yang ada hanya penyesalan.
2. Amedeo Avogadro
Sumber: id.wikipedia.org
Gambar 1.11. Lorenzo romano amedeo carlo avogadro
Lorenzo Romano Amedeo Carlo Avogadro di Quaregna e di Cerreto yang
lahir 9 Agustus 1776 di Torino, Italia adalah seorang ilmuwan Italia.Ia dikenal dalam
hal teori molekul, termasuk apa yang dikenal sebagai hukum Avogadro.
Pada tahun 1820, ia menjadi profesor fisika di University of Turin. Setelah
kejatuhan Kaisar Prancis Napoleon pada 1815, Piedmont sedang berada di bawah
kendali Raja Piedmont-Sardinia, yang berkuasa dari Turin.Tahun 1821 Avogadro
aktif dalam gerakan revolusioner melawan Raja Victor Emmanuel I. Akibatnya, ia
kehilangan kursinya pada tahun 1823. Avogadro menduduki jabatan yang berurusan
dengan statistik, meteorologi, bobot dan ukuran (dia memperkenalkan sistem metrik
ke Piedmont) dan merupakan anggota dari Royal Dewan Tinggi Instruksi Publik.
Untuk menghormati kontribusi Avogadro dalam teori molekul, maka jumlah
molekul dalam satu mol bernama bilangan Avogadro, N A atau "konstanta
Avogadro". Ini adalah sekitar 6.0221415 × 1023. Bilangan Avogadro digunakan untuk
menghitung hasil reaksi kimia. Hal ini memungkinkan ahli kimia untuk menentukan
jumlah zat yang dihasilkan dalam reaksi yang diberikan untuk gelar besar akurasi.
33
Johann Josef Loschmidt pertama kali menghitung nilai bilangan Avogadro,
sering disebut sebagai nomor Loschmidt di negara-negara berbahasa Jerman
(Loschmidt konstan sekarang memiliki makna lain).
Hukum Avogadro menyatakan bahwa "Gas-gas yang memiliki volume yang
sama, pada temperatur dan tekanan yang sama, memiliki jumlah partikel yang sama
pula. "Avogadro mengembangkan hipotesis ini setelah Joseph Louis Gay-Lussac
telah menerbitkan hukumnya pada volume (dan menggabungkan gas) pada tahun
1808. Salah satu kontribusinya yang paling penting menyatakan bahwa gas terdiri
dari molekul, dan molekul ini terdiri dari atom. Misalnya, John Dalton tidak
mempertimbangkan kemungkinan ini. Avogadro tidak benar-benar menggunakan
kata "atom" sebagai kata-kata "atom" dan "molekul" yang digunakan hampir tanpa
perbedaan. Dia percaya bahwa ada tiga jenis "molekul," termasuk "molekul dasar"
("atom").
Komunitas ilmiah tidak memberikan perhatian besar terhadap teorinya,
sehingga hipotesis Avogadro tidak segera diterima. André-Marie mencapai hasil yang
sama tiga tahun kemudian dengan metode lain. Avogadro dipuji sebagai pendiri teori
molekul atom.
Amedeo Avogadro menikah dengan Felicita Mazze dan memiliki enam
anak.Ia meninggal pada 9 Juli 1856 (umur 79) di Torino, Italia.
34
UJI KOMPETENSI
I. SOAL PILIHAN GANDA
Pilihlah dengan memberi tanda silang (X) pada huruf a, b, c, d atau e di
jawaban yang tepat!
1. Hukum kekekalan massa yang berbunyi “massa zat sebelum dan setelah reaksi adalah
sama”, merupakan hukum yang dikemukakan oleh…
a. Joseph Louis Proust
b. Antoine Laurent Lavoisier
c. Joseph Gay Lussac
d. Dalton
e. Joseph Louis Lagrange
2. Hukum perbandingan berganda yang berbunyi “Apabila dua unsur membentuk lebih
dari satu senyawa dan massa salah satu unsur tersebut dibuat tetap, perbandingan
massa unsur yang lain dalam senyawa-senyawa tersebut merupakan bilangan bulat
dan sederhana”, merupakan hukum dikemukakan oleh…
a. Joseph Louis Proust
b. Antoine Laurent Lavoisier
c. Joseph Gay Lussac
d. Dalton
e. Joseph Louis Lagrange
3. Hukum perbandingan volume yang berbunyi “Pada suhu dan tekanan yang sama,
perbandingan volume gas-gas yang bereaksi dan hasil reaksi berbanding sebagai
bilangan bulat”, merupakan hukum dikemukakan oleh…
a. Joseph Louis Proust
b. Antoine Laurent Lavoisier
c. Joseph Gay Lussac
d. Dalton
e. Joseph Louis Lagrange
4. Serbuk besi sejumlah 56 gram (Ar Fe=56) direaksikan dengan 64 gram belerang (Ar
S=32) sesuai reaksi Fe + S → FeS. Zat yang tersisa sesudah reaksi selesai adalah…
a. 8 gram belerang
b. 16 gram belerang
35
c. 24 gram belerang
d. 32 gram belerang
e. 40 gram belerang
5. Contoh aplikasi dari hukum perbandingan gandan yang dicetuskan oleh Dalton
adalah…
a. NO2 dan NO3
b. NO2 dan SO2
c. FeS dan FeO
d. NaCl dan KCl
e. NO3 dan SO3
6. Sebanyak 8 gram hidrogen direaksikan dengan 48 gram oksigen. Hasil reaksi tersebut
adalah air sebanyak…gram.
a. 9
b. 18
c. 27
d. 36
e. 45
7. Perbandingan massa oksigen dalam senyawa N4O6 dan NO2 adalah…
a. 4:3
b. 3:4
c. 2:3
d. 3:2
e. 2:1
8. Gas belerang bereaksi dengan gas oksigen. Persamaan reaksinya adalah sebagai
berikut:
SO2 + O2 → SO3.
Jika volume diukur pada tekanan dan suhu yang sama, perbandingan volume gas
SO2:O2:SO3 adalah…
a. 1:2:1
b. 2:1:1
c. 1:1:1
d. 2:1:2
e. 3:2:1
36
9. Perbandingan massa unsur besi dan massa unsur belerang adalah 7:4 untuk
membentuk besi sulfide. Jika sebanyak 30 gram besi dan 4 belerang dibentuk menjadi
senyawa sulfida, massa besi sulfida tersebut adalah…gram.
a. 11
b. 12
c. 13
d. 14
e. 15
10. Apabila suatu zat ditimbang ternyata massanya adalah 65 gram. Setelah zat tersebut
bereaksi dengan unsur lain maka massa zat tersebut sekarang adalah…
a. 65
b. 130
c. 195
d. 260
e. 325
11. Hukum yang menyatakan bahwa “Pada suhu dan tekanan yang sama, gas-gas yang
volumenya sama mengandung molekul sama” adalah hukum…
a. Lavoisier
b. Gay Lussac
c. Boyle
d. Avogrado
e. Dalton
12. DaltonSenyawa berikut ini yang mempunyai jumlah partikel terbesar adalah…
a. 10 gram H2O
b. 10 gram NH3
c. 10 gram H2
d. 10 gram CH4
e. 10 gram O2
13. 20 liter gas propane dibakar sempurna dengan oksigen dan menghasilkan H2O dan
CO2. Volume gas karbondioksida yang dihasilkan adalah…
a. 10 liter
b. 20 liter
c. 30 liter
d. 40 liter
37
e. 50 liter
14. Satu mol gas Oksigen (O= 16) artinya...
a. mempunyai massa 16 gram
b. mempunyai massa 6.1023gram
c. mengandung 6.1024 atom
d. mengandung 1,2.1024 atom
e. mengandung 1,2.1024 molekul
15. Massa Kalsium karbonat (Mr=100) yang mengandung 3,6.1023 atom oksigen adalah
...
a. 10 gram
b. 20 gram
c. 25 gram
d. 60 gram
e. 50 gram
16. Jumlah molekul dalam 8 gram SO3 sama dengan jumlah molekul dalam...
a. 9 gram H2SO4
b. 8 gram SO2
c. 17 gram NH3
d. 9,8 gram H3PO4
e. 4,4 gram CO2
17. Pada pemanasan 43 gram gips, CaSO4.xH2O diperoleh 34 gram garam anhidrat,
Harga x= ...
a. 2
b. 3
c. 4
d. 5
e. 6
18. Pada pemanasan Na2SO4.xH2O, massa berkurang setenganhnya. Harga x....
a. 4
b. 5
c. 6
d. 7
e. 8
19. Senyawa XO3 mengandung 40% massa unsur X. Ar X...
38
a. 24
b. 32
c. 40
d. 48
e. 64
20. Sebanyak 9 gram unsur X bersenyawa dengan 8 gr oksigen membentuk senyawa
X2O3. Harga Ar X...
a. 18
b. 24
c. 27
d. 32
e. 54
21. Piridin tersusun dari 60% karbon, 5% Hidrogen, dan sisanya Nitrogen. Jika satu gram
piridin mengandung 7,5.1021 molekul, rumus molekul Pirimidin...
a. C2H2N
b. C4H4N2
c. C5H5N2
d. C5H5N3
e. C6H6N3
22. Senyawa AB3 mengandung 40% masa unsur A. Massa atom A...
a. Setengah massa atom B
b. Sepertiga kali massa atom B
c. Dua kali massa atom B
d. Tiga kali massa atom B
e. Sama dengan massa atom B
23. Massa Alumunium Oksida yang dihasilkan dari 72 gram Alumunium dan 72 gram
Oksigen adalah...
a. 108 gram
b. 112 gram
c. 128 gram
d. 144 gram
e. 136 gram
24. Gula pasir (C12H22O11) yang mengandung 72 gram karbon akan mengandung Oksigen
sebanyak...
39
a. 11 gram
b. 36 gram
c. 44 gram
d. 88 gram
e. 72 gram
25. Sebanyak 171 gram Alumunium Sulfat (Mr= 342) dan x gram kalsium karbonat
(Mr= 100) mengandung massa oksigen yang sama. Harga x...
a. 25
b. 50
c. 100
d. 200
e. 150
26. Banyaknya cuplikan dengan kadar belerang 80% yang pada pembakaran dapat
menghasilkan 80 gram SO3 adalah....
a. 20 gram
b. 32 gram
c. 64 gram
d. 80 gram
e. 40 gram
27. Diketahui reaksi: Fe + S → FeS Jika 10 g besi dicampur dengan 3,2 g S, massa FeS
yang dihasilkan (Ar: Fe= 56; S= 32) yaitu...
a. 13,2 gram
b. 3,2 gram
c. 8,8 gram
d. 2,8 gram
e. 5,6 gram
28. Pengolahan besi dari bijinya dilakukan menurut reaksi: Fe2O3 + CO → 2FeO + CO2.
Jumlah partikel CO yang diperlukan pada reaksi agar dihasilkan 0,224 L gas CO2
(STP) yaitu…
a. 0,06 x 1023
b. 0,12 x 1023
c. 0,72 x 1023
d. 12,00 x 1023
e. 60,00 x 1023
40
29. Jika diketahui massa atom relatif Fe = 56, S = 32, dan O = 16, massa besi yang
terdapat dalam 4 g Fe2(SO4)3 yaitu...
a. 4,00 g
b. 1,12 g
c. 0,56 g
d. 0,28 g
e. 0,01 g
30. Perhatikan persamaan reaksi berikut!
Mg (s) + 2HCl (aq) → MgCl2(aq) +H2(g)
Apabila 4 gram logam Mg dimasukkan ke dalam 10 mL larutan HCl 2 M, maka
volume gas H2 yang terbentuk dalam keadaan standar adalah…
(Ar Mg = 24; H = 1; Cl = 35,5)
a. 0,224 L
b. 0,448 L
c. 1,904 L
d. 2,240 L
e. 3,808 L
II. SOAL URAIAN
Jawablah pertanyaan-pertanyaan berikut ini dengan singkat dan jelas!
1. Tulislah persamaan setara untuk masing-masing reaksi berikut!
a. Larutan amonium sulfat dan larutan natium hidroksida membentuk larutan
natrium sulfat, gas amonia dan gas.
b. Larutan tembaga (II) sulfat dan larutan natium hidroksida membentuk endapan
tembaga (II) hidroksida dan larutan natrium sulfat.
c. Gas karbon dioksida dan larutan kalium hidroksida membentuk larutan kalium
karbonat dan air.
2. Hitung jumlah ion dari:
a. Ca2+ dan PO43- dalam 0,1 mol Ca3(PO4)2
b. Al3+ dan SO42- dalam 0,5 mol Al2(SO4)3
3. 6 gram NaOH (Mr= 40) dilarutkan ke dalam air sehingga volumenya menjadi 150
mL, hitunglah konsentrasi larutannya!
41
4. 12 gram MgSO4 (Mr= 120) dilarutkan kedalam 400 gram air, hitunglah molalitas
larutan yang terjadi!
5. Di dalam larutan terdapat glukosa sebanyak 45%, hitunglah fraksi molnya! (Mr
Glukosa= 180 dan Air= 18).
42
BAB 2
ELEKTROKIMIA
PETA KONSEP
ELEKTROKIMIA
Elektrolisis
Sel Volta
Anoda
dan
Katoda
Korosi
Hukum
Faraday
Gambar 2.1. Peta konsep elektrokimia
Setelah mempelajari bab elektrokimia ini, saudara diharapkan dapat menjelaskan
tentang sel volta dan proses elektrolisis yang berkaitan dengan anodan dan katoda
berdasarkan Hukum Faraday, serta dapat menjelaskan mekanisme peristiwa korosi yang
terjadi di kehidupan sehari-hari.
Elektrokimia merupakan cabang ilmu kimia yang mempelajari aspek elektronik
dari reaksi kimia. Sel elektrokimia adalah suatu sel yang disusun untuk mengubah energi
kimia menjadi energi listrik atau sebaliknya yaitu mengubah energi listrik menjadi energi
kimia. Pada sel elektrokimia terdapat dua jenis sel yaitu sel galvani/sel volta dan sel
elektrolisis. Kedua sel tersebut akan dipelajari lebih lanjut pada materi berikut.
43
A. SEL VOLTA
Seorang ilmuwan Itali bernama Luigi Galvani telah melakukan sebuah
percobaan. Percobaan yang dilakukan adalah melilit dua logam yaitu kawat besi dan
kawat tembaga menjadi satu. Kemudian kedua ujung yang lainnya dikenakan pada kaki
kodok dan kaki kodokpun bergerak. Peristiwa itu diberi istilah listrik hewan atau “animal
elektricity”. Percobaan galvani ini merupakan asal mula ditemukannya sel kering, sel
merkuri, accu, dan sumber tenaga listrik sejenis lainnya. Percobaan galvani ini kemudian
diteruskan oleh Alessandro Guiseppe Volta. Sel-sel ini pada prinsipnya mengubah energi
kimia menjadi listrik. Karena itu, sel listrik yang dihasilkan disebut sel galvanic atau sel
volta. Sel-sel penghasil energi listrik yang sekarang berada dalam tingkat pengembangan
ini merupakan sumber penghasil tenaga yang sangat penting dikemudian hari untuk dapat
menggantikan sumber daya energi yang tidak dapat diperbaharui.
Sel galvani atau sel volta merupakan salah satu contoh dari sel yang
menggunakan prinsip energi kimia yang diubah menjadi energi listrik. Dalam sebuah sel
galvani, suatu reaksi oksidasi-reduksi terjadi dalam kondisi tertentu sehingga arus listrik
dapat dihasilkan dari sel tersebut. Reaktan-reaktan itu berada dalam dua kompartemen,
masing-masing mengandung sebuah elektroda dan suatu elektrolit. Elektroda itu adalah
konduktor listrik yang tidak bereaksi dengan larutan elektrolit yanga ada dalam setiap
kompartemen. Kedua elektroda itu dihubungkan dengan kawat konduktor, sehingga
elektron dapat mengalir dari elektroda satu ke elektroda lainnya. Ion-ion dapat berpindah
dari kompartemen yang satu ke kompartemen lainnya melalui suatu elektrolit, yang
mungkin mengandung ion-ion yaitu jembatan garam atau tidak mengandung ion-ion yaitu
selaput semipermiabel. Jembatan garam (salt bridge) merupakan penyempurna sel yang
mengandung larutan garam dalam bentuk koloid agar-agar yang membuat rangkaian
menjadi rangkaian tertutup dan menyeimbangkan muatan elektrolit dengan memberi ion
positif atau negatif.
Apabila sebuah logam dimasukkan kedalam air, logam tersebut mempunyai
kecenderungan untuk melepaskan ionnya dan secara serentak membebaskan elektronnya
kepermukaan logam. Kecenderungan ini menyebabkan perbedaan potensial antara logam
dengan larutannya dan menghasilkan tegangan yang disebut dengan potensial elektroda
logam tertentu. Ketika ion-ion logam itu terbentuk, terjadi pengendapan logam dari ionion, dan bersamaan dengan itu kesetimbangan terjadi antara logam dan larutan dan
perbedaan potensial hilang.
44
Bila sebuah logam dimasukkan kedalam larutan yang mengandung ionnya dan
kecenderungan ion untuk menjadi logam lebih besar daripada kecenderungan logam
masuk kedalam larutan, maka proses pengendapan logam akan terjadi sampai
kesetimbangan antara logam dan ion terjadi. Perbedaan potensial antara logam dan
larutannya pada konsentrasi 1 Molar disebut potensial elektroda standar dan diberi simbol
Eo
Berikut merupakan rangkain dari sel galvani atau sel volta:
Voltmet
Sumber: http://apriliaputri30.blogspot.co.id
Gambar 2.2. Rangkaian sel galvani atau sel volta
Pada Gambar 2.2 diatas terdapat voltmeter guna menentukan besarnya
potensial sel. Terdapat jembatan garam untuk menjaga kenetralan muatan listrik pada
suatu larutan dan kegunaan lainnya seperti yang sudah dijelaskan sebelumnya. Pada
anoda (-) merupakan kutub (-) sumber arus yang mengalami oksidasi karena
melepaskan elektron. Sedangkan pada katoda (+) sumber arus yang mengalami
reduksi karena menerima elektron.
Dalam reaksi reduksi-oksidasi (redoks) antara Zn dan larutan CuSO4, sebuah
atom Zn melepaskan 2 elektronnya sedangkan ion Cu dalam CuSO4 menerima 2
elektron dan membentuk logam tembaga. Bila Zn dan larutan CuSO4 dicampur,
reaksi spontan terjadi dengan menghasilkan kalor. Sementara itu, apabila reaksi yang
sama dilaksanakan dalam suatu sel elektrokimia maka energi listrik akan terjadi.
Perhatikan Gambar 2.3.
45
Voltmeter
Zn
Cu
Sumber: http://apriliaputri30.blogspot.co.id/2014/06/
Gambar 2.3. Sel galvani atau sel volta antara zn dan larutan cuso4
Kompartemen sebelah kiri terdiri dari sebatang logam Zn yang disebut elektroda
dimasukkan kedalam cairan yang disebut elektrolit. Elektrolit itu dapat berupa larutan
garam sulfat dalam air, misalnya K2SO4. Kompartemen sebelah kanan dari sel terdiri dar
elektroda logam Cu yang dimasukkan kedalam elektrolit CuSO4. Kedua larutan itu
dihubungkan dengan dua cara. Cara yang pertama adalah menghubungkan elektrolit
anoda dan elektrolit katoda dengan sebuah jembatan garam, yang juga mengandung
elektrolit (dalam hal ini K2SO4), sedangkan cara yang kedua adalah dengan
menghubungkan kedua elektroda dengan kawat konduktor.
Cara kerja sel galvani atau sel volta itu adalah sebagai berikut:
Dari teori yang telah dinyatakan diatas, Zn bila dimasukkan kedalam suatu
larutan berkecenderungan untuk terurai menjadi ionnya demikian pula yang akan terjadi
dengan Cu dengan reaksi sebagai berikut:
Zn
Cu
2+
+ 2 elektron

Zn2+

Cu
+ 2 elektron
(a)
(b)
Percobaan menunjukkan bahwa bila rangkaian dipasang seperti Gambar 2.3. di
atas ternyata dapat diketahui dari voltmeter bahwa elektron bergerak dari logam Zn ke
logam Cu melalui kawat konduktor. Hal ini menunjukkan bahwa Zn yang dimasukkan
kedalam elektrolit berkecenderungan untuk memberikan ion Zn2+ kedalam larutan dan
meninggalkan elektron-elektronnya pada permukaan Zn. Atau dengan kata lain anoda Zn
46
teroksidasi semakin menipis karena berubah menjadi ion Zn2+ yang larut dalam elektrolit
anoda. Hal ini mengganggu kesetimbangan (a) ke kanan karena anoda kelebihan ion
positif. Sedangkan pada kompartemen sebelah kanan elektron-elektron dari elektroda Zn
tersebut mengganggu kesetimbangan (b) ke kiri sehingga Cu2+ menjadi endapan logam
Cu. Atau dengan kata lain katoda Cu tereduksi semakin menebal dan lama kelamaan akan
mengendap menjadi logam Cu karena ion logam dari elektrolit katoda menerima elektron
yang menyebabkan katoda kelebihan ion negatif. Akibatnya larutan di kompartemen
sebelah kiri kelebihan ion positif dan larutan di kompartemen sebelah kanan kelebihan
ion negatif, hal ini menyebabkan ketidakseimbangan muatan sehingga reaksi tidak
berkelanjutan.
Melalui jembatan garam atau lapisan semipermeabel ion SO42- dapat bermigrasi
dari kompartemen kanan ke kiri, sehingga menetralkan kembali larutan. Demikian pula
Zn2+ juga dapat bermigrasi dari kompartemen kiri ke kompartemen kanan sehingga
mentralkan kembali larutan. Dengan netralnya larutan-larutan itu, maka reaksi kimia
dapat berkelanjutan dan listrik dapat dihasilkan secara berkesinambungan. Sehingga
reaksi yang terjadi dalam rangkaian sel galvani atau sel volta dapat dituliskan sebagai
berikut:
Anoda
: Zn
Katoda
: Cu2+ + 2 elektron
Zn
+
Cu
2+

Zn2+

Cu

Zn
2+
+ 2 elektron
+
+
Cu
(setarakan mol elektron)
Bagian-bagian dari sel galvani atau sel volta sebagai berikut:
1. Anoda dan Katoda pada Sel Galvani atau Sel Volta
Dalam elektrokimia, sebagai prinsip yang harus kita pegang adalah bahwa
pada anoda selalu terjadi reaksi oksidasi sedang pada katoda selalu terjadi reaksi
reduksi. Dalam sel galvani seperti yang telah diuraikan sebelumnya, oksidasi terjadi
dalam kompartemen Zn sedangkan reduksi terjadi pada kompartemen Cu. Zn
mempunyai kecenderungan yang lebih besar menjadi Zn2+ sehingga elektroda Zn
bermuatan negatif. Pada katoda Cu, ion Cu2+ berkumpul pada elektroda Cu dan
tereduksi menjadi Cu. Sehingga elektroda Cu bermuatan positif. Jadi pada sel
galvani, anoda bermuatan negatif dan katoda bermuatan positif.
47
2. Macam-macam Elektroda pada Sel Galvani atau Sel Volta
a. Elektroda Padat/Logam
Logam padat dijadikan elektroda dan bereaksi.
Contoh
: Elektroda Fe pada Larutan FeSO4
Elektroda Ni pada H2SO4
b. Elektroda Tidak Padat
Apabila elektroda merupakan elektroda inert (Pt, Au dan Cl), maka zat inilah
yang mengalami reaksi sel sesuai aturan sel elektrolisis.
Contoh: ion Fe3+ bertindak sebagai katoda dan tereduksi menjadi Fe2+ apabila
katoda sesungguhnya adalah Pt.
3. Diagram Sel pada Sel Galvani atau Sel Volta
Diagram sel adalah notasi singkat yang menggambarkan terjadinya reaksi
pada sel galvani atau sel volta. Dalam
sel galvani reaksi-reaksi dalam dua
kompartemen menghasilkan energi listrik. Reaksi yang terjadi pada setiap
kompartemen disebut reaksi ½ sel. Untuk memberikan gambaran lengkap mengenai
sel galvani, beberapa informasi perlu diberikan:
1. Logam yang digunakan sebagai elektroda (macam-macam elektroda);
2. Keadaan larutan (elektrolit) yang berhubungan dengan elektroda (termasuk
konsentrasi ion dalam larutan);
3. ½ sel yang mana yang anoda dan ½ sel yang mana yang katoda;
4. Zat mana yang reaktan dan mana yang hasil reaksi.
Sebagai contoh adalah pada gambaR 2.3. dapat dituliskan diagram selnya sebagai
berikut:
➢ Pada anoda terdapat elektroda Zn yang mengalami oksidasi
Zn Zn2+ + 2e
dan konsentrasi larutan= 1,00 Molar.
Diagram ½ sel ini ditulis sebagai berikut:
Anoda: Zn / Zn2+ (1,00 M)
➢ Pada katoda terdapat elektroda Cu yang mengalami reduksi
Cu2++ 2e  Cu
dan konsentrasi larutan= 1,00 Molar.
Diagram ½ sel ini ditulis sebagai berikut:
48
Katoda : Cu2+ (1,00 M) / Cu
Untuk menggambarkan sel Galvani atau sel volta secara lengkap digunakan sel
diagram sebagai berikut:
Zn | Zn2+ (1,00 M) || Cu2+ (1,00 M) | Cu,
2+
atau
2+
Zn | Zn || Cu | Cu
•
Anoda selalu ditulis disebelah kiri dan katoda disebelah kanan.
•
Tanda | menunjukkan reaksi yang terjadi pada elektroda
•
Tanda || menunjukkan jembatan garam atau selaput semi permeabel.
Diagram pada sel galvani/volta dengan elektroda padat:
Reaksi sel
: A + Bx+  Ay+ + B
Diagram sel
: A | Ay+ || Bx+ | B
Diagram pada sel galvani/volta dengan elektroda tidak padat:
Reaksi sel
: A + Bx+  Ay+ + B (elekroda inert, E: Pt, Au, Cl)
Diagram sel
: E | A | Ay+ || Bx+ | B | E
4. Potensial Elektroda
a. Deret Volta
Deret
Volta
adalah
deret
elektrokimia/kereaktifan
logam
yang
o
menunjukkan nilai potensial elektroda standar logam (E ). Sifat deret volta adalah
semakin ke kanan, logam semakin mudah tereduksi (nilai Eo semakin positif) dan
semakin ke kiri, logam semakin mudah teroksidasi (nilai Eo semakin negatif).
Berikut deret volta yang dimaksud:
Tabel 1.1. Deret volta
Li
K
Ba
Ca
Na
Mg
Al
Mn
(H2O)
Zn
Cr
Fe
Cd
-3,04
-2,92
-2,90
-2,87
-2,71
-2,37
-1,66
-1,18
-0,83
-0,76
-0,74
-0,44
-0,40
49
Co
Ni
Sn
Pb
(H)
Sb
Bi
Cu
Hg
Ag
Pt
Au
-0,28
-0,28
-0,14
-0,13
0,00
+0,20
+0,30
+0,34
+0,79
+0,80
+1,18
+1,52
b. Potensial Sel Standar (Eo sel)
Dalam sel galvani atau sel volta arus listrik terjadi sebagai hasil dari
aliran elektron dari elektroda negatif ke elektroda positif melalui kawat
konduktor. Gaya dari gerak elektron melalui kawat konduktor tesebut disebut
gaya gerak listrik atau gaya elektromotif yang diukur dengan satuan Volt (V).
Apabila gaya elektromotif besarnya sama dengan 1 Volt berarti bahwa gerak
elektron sebesar 1 Coulomb (C) dapat melakukan gaya sebesar 1 Joule (J).
1 Volt = 1 Joule/1 Coulomb
1 Volt = 1 Joule/1 Coulomb
1V
= 1 J/C
Dari pengukuran besarnya perbedaan potensial dengan menggunakan
voltmeter apda sel galvani yang menggunakan elektroda Zn dan Cu diatas yaitu
dimana konsentrasi larutan-larutan tersebut sama dengan 1 Molar (1M) diperoleh
perbedaan potensial elektroda sama dengan 1,10 volt. Perbedaan potensial
tersebut disebut potensial sel. Karena dilakukan pada suhu 25oC dan dengan
konsentrasi larutan 1M maka disebut pula dengan potensial sel standar atau
dinyatakan dengan simbol Eo sel. Jadi potensial sel standar (Eo sel) adalah beda
potensial listrik antara anoda dan katoda pada sel galvani atau sel volta yang
diukur dalam keadaan standar dan
tidak dipengaruhi oleh koefisien reaksi.
Potensial sel standar dapat dihitung sebagai berikut:
Eo sel= Eo katoda - Eo anoda
Nilai potensial sel standar menunjukkan:
➢ Tegangan yang dihasilkan sel
➢ Jika nilai Eo sel > 0, maka reaksi sel spontan (berlangsung)
50
➢ Jika nilai Eo sel ≤ 0, maka reaksi sel tidak spontan (tidak berlangsung). Dapat
terjadi karena penempatan anoda dan katoda tidak mengacu pada deret volta.
c. Potensial Elektroda Standar (Eo)
Potensial elektroda standar adalah ukuran besarnya kecenderungan suatu
unsur untuk melepaskan atau mempertahankan elektron yang diukur dalam
keadaan standar. Nilai potensial elektroda mengacu pada deret volta dan
dikaitkan dengan reaksi reduksi sehingga nilainya sebagai berikut:
Eo= Eo reduksi = -Eo oksidasi
Elektroda Zn mengalami oksidasi karena itu pada elektroda Zn terdapat
potensial oksidasi (ditulis dengan simbol E Zn/Zn) sedangkan elektroda Cu
mengalami reduksi karena itu pada elektroda Cu terdapat potensial reduksi
(ditulis dengan simbol E Cu/Cu). Mengalami reaksi pada setiap kompartemen
disebut reaksi ½ sel, maka potensial oksidasi atau potensial reduksi juga disebut
sebagai potensial ½ sel.
Tetapi berapa sebenarnya potensial setengah sel masing-masing? tidak
ada orang yang tahu. Untuk menentukan potensial elektroda setengah sel, para
ahli menetapkan potensial elektroda standar H2 pada suhu 25oC dengan tekanan
gas Hidrogen sebesar 1 atm dan konsentrasi larutan 1 M yaitu= 0 volt atau
EoH1/H2= 0. Dengan menggunakan acuan potensial elektroda standar H2 itu
maka ditetapkan potensial elektroda standar setengah sel.
Elektroda Hidrogen terdiri dari kawat platina dan sepotong lempeng
platina yang ditutup oleh serbuk platina halus sebagai permukaan elektroda.
Elektroda ini disimpan dalam tabung gelas sedemikian rupa sehingga gas
Hidrogen dapat dilakukan kedalamnya dengan tekanan sebesar 1 atm. Platina
sendiri tidak mengalami oksidasi maupun reduksi. Karena itu elektroda hidrogen
disebut elektroda inert.
H2 (1 atm)
+ 2e
 2H+
Eo
= 0,00 Volt
Potensial elektroda standar dari logam-logam ditentukan dengan
menyusun sel galvani (volta) Zn | Zn2+ (1 M) || H+ (1M) | H2 (1atm) pada suhu
25oC. Dari pengamatan voltmeter ternyata gaya elektromotifnya sama dengan
+0,76 volt.
Dilihat dari reaksi elektroda Zn mengalami oksidasi, karena itu gaya
elktromotifnya disebut potensial oksidasi dengan reaksi sebagai berikut:
Zn
 Zn2+ + 2e
Eooks
= +0,76 volt
51
Jika reaksi reduksi berlangsung, yaitu Zn2+ + 2e  Zn maka gaya gerak
elektromotifnya disebut potensial reduksi. Besarnya potensial reduksi standar
sama dengan besarnya potensial oksidasi standar hanya berlawanan tandanya
sebagai berikut:
Zn2+
+ 2e
 Zn
Eored
= -0,76 volt
Nilai Potensial Reduksi Standar (EO) Zat ditunjukkan oleh Tabel 1.2. berikut.
Tabel 2.2. Nilai Potensial Standar Elektroda
Katoda (Reduksi)
Nilai E° (volts)
Li+(aq) + e–  Li(s)
-3.04
K+(aq) + e–  K(s)
-2.92
Ca2+(aq) + 2e–  Ca(s)
-2.76
Na+(aq) + e–  Na(s)
-2.71
Mg2+(aq) + 2e–  Mg(s)
-2.38
Al3+(aq) + 3e–  Al(s)
-1.66
2H2O(l) + 2e–  H2(g) + 2OH–(aq)
-0.83
Zn2+(aq) + 2e–  Zn(s)
-0.76
Cr3+(aq) + 3e–  Cr(s)
-0.74
Fe2+(aq) + 2e–  Fe(s)
-0.41
Cd2+(aq) + 2e–  Cd(s)
-0.40
Ni2+(aq) + 2e–  Ni(s)
-0.23
Sn2+(aq) + 2e–  Sn(s)
-0.14
Pb2+(aq) + 2e–  Pb(s)
-0.13
Fe3+(aq) + 3e–  Fe(s)
-0.04
2H+(aq) + 2e–  H2(g)
0.00
Sn4+(aq) + 2e–  Sn2+(aq)
+0.15
Cu2+(aq) + e–  Cu+(aq)
+0.16
ClO4–(aq) + H2O(l) + 2e–  ClO3–(aq) + 2OH–
(aq)
+0.17
52
AgCl(s) + e–  Ag(s) + Cl–(aq)
+0.22
Cu2+(aq) + 2e– Cu(s)
+0.34
ClO3–(aq) + H2O(l) + 2e– ClO2–(aq) + 2OH–
(aq)
+0.35
IO–(aq) + H2O(l) + 2e–  I–(aq) + 2OH–(aq)
+0.49
Cu+(aq) + e– Cu(s)
+0.52
I2(s) + 2e–  2I–(aq)
+0.54
ClO2–(aq) + H2O(l) + 2e–  ClO–(aq) + 2OH–
(aq)
+0.59
Fe3+(aq) + e–  Fe2+(aq)
+0.77
Hg22+(aq) + 2e–  2Hg(l)
+0.80
Ag+(aq) + e–  Ag(s)
+0.80
Hg2+(aq) + 2e–  Hg(l)
+0.85
ClO–(aq) + H2O(l) + 2e–  Cl–(aq) + 2OH–(aq)
+0.90
2Hg2+(aq) + 2e–  Hg22+(aq)
+0.90
NO3–(aq) + 4H+(aq) + 3e–  NO(g) + 2H2O(l)
+0.96
Br2(l) + 2e–  2Br–(aq)
+1.07
O2(g) + 4H+(aq) + 4e–  2H2O(l)
+1.23
Cr2O72-(aq) + 14H+(aq) + 6e–  2Cr3+(aq) +
7H2O(l)
+1.33
Cl2(g) + 2e–  2Cl–(aq)
+1.36
Ce4+(aq) + e– Ce3+(aq)
+1.44
MnO4–(aq) + 8H+(aq) + 5e– Mn2+(aq) +
4H2O(l)
+1.49
H2O2(aq) + 2H+(aq) + 2e–  2H2O(l)
+1.78
Co3+(aq) + e–  Co2+(aq)
+1.82
S2O82-(aq) + 2e–  2SO42-(aq)
+2.01
O3(g) + 2H+(aq) + 2e–  O2(g) + H2O(l)
+2.07
53
F2(g) + 2e–  2F–(aq)
+2.87
d. Potensial Elektroda Standar dan Tetapan Kesetimbangan
Selain harga potensial sel perubahan energi bebas Gibbs dapat dijadikan
ukuran spontanitas suatu reaksi. Dengan demikian terdapat hubungan antara
potensial sel dan perubahan energi bebas.
ΔG= - n F E(sel)
Keterangan:
ΔG
= perubahan energi bebas
n
= jumlah mol elektron yang dilepaskan dan diterima dalam reaksi
redoks
F
= tetapan Faraday= 96500 Coloumb/mol
E
= gaya elektromotif dari sel
Bila reaksi berlangsung dalam satuan konsentrasi, untuk larutan
konsentrasinya= 1 molar, gas tekanannya= 1 atmosfer dan suhu 25oC atau 298 K,
maka E adalah potansial sel standar (E0(sel)) dan G adalah energi bebas standar
(G0). Jadi,
ΔG0= - n F E0(sel)
Mengingat 1 Volt-Faraday= 23,06 kilo kalori (kkal) maka perubahan
energi bebas adalah sama dengan –nE x 23,06 kkal, maka
ΔG0= -23,06 n E0(sel) kkal
Perubahan energi bebas dalam reaksi yang dipengaruhi oleh suhu
dinyatakan dengan rumus:
ΔG= ΔG0 + R T In Q
Dalam sistem reaksi yang berada dalam keadaan kesetimbangan tidak
terdapat perpindahan elektron, karena itu G= 0 dan Q= K (konstanta
kesetimbangan), dengan demikian:
ΔG0= - R T In K
ΔG0= -2,303 RT log K
Untuk kesetimbanga n larutan K adalah Kc sedangkan untuk
kesetimbangan gas K adalah Kp. Dengan demikian:
-n F Eo = -2,303 RT log K
Ingat:
54
Eo
= -2,303 RT log K
Farday = 96500 Coulomb/mol
e—
-nF
1 Volt = 1 Joule/Coulomb
Dengan mensubstitusikan F= 96500 Joule (Volt x mol e—), R= 8,317
Joule/(mol e— x Kelvin) dan T= 298 Kelvin, maka persamaan dapat
disederhanakan menjadi:
Eo
= 0,0592 Volt log K
n
e. Pengaruh Konsentrasi Terhadap Sel Potensial
Penggunaan Eo dari daftar, untuk sel:
Cu | Cu2+ || Ag+ | Ag
Kita peroleh harga potensial sel atau Eosel= +0,7991 – (+0,337)= + 0,462 volt.
Persamaan reaksinya adalah:
2Ag+
+ Cu
 2Ag + Cu2+
Eosel
=
+0,426 Volt
Harga E
o
sel
menunjukkan bahwa reaksi berlangsung sacar spontan. Bisa harga
Eosel negatif maka reaksi sebaliknyaklah yang
Besarnya kalor ΔG untuk reaksi pada 298 Kelvin
berlangsung secara spontan.
= -n x 23,06 x Eosel kkal
= -2 x 23,06 x 0,426 kkal
= -21,31 kkal
n= 2 berasal dari jumlah elektron yang dilepaskan oleh 1 mol logam Cu menjadi
1 mol ion Cu2+. Dengan demikian bila koefesien dikalikan dengan 3 mol Cu yang
reaksikan dengan 6 mol Ag maka jumlah kalor yang dibebaskan menjadi 3 kali
lipat = 3 x (-21,31) kkal = -63,93 kkal.
Perlu diperhatikan bahwa biarpun jumlah kalor yang dibebaskan 3 kali
lipat, tatapi besarnya harga potensial selnya akan tetap yaitu 0,426 Volt.
Perhitungan potensial sel diatas berlaku bila konsentrasi larutan dalam
anoda dan katoda berada dalam keadaan standar yaitu 1 Molar. Bagaimana
menghitung potensial sel bila konsentrasi larutan tidak berada dalam keadaan
standar?
Untuk itu kita dapat menggunakan rumus berikut:
55
Esel
= Eosel - 0,0592 log [hasil]
2
[reaktan]
Dengan menggunakan rumus ini, kita dapat menentukan:
a. Potensial sel
b. Konsentrai suatu larutan
c. pH larutan
f. Penerapan Sel Galvani atau Sel Volta
Sel galvani atau sel volta dapat menghasilkan energi listrik. Oleh karen
itu, sel galvani (volta) digunakan sebagai sumber energi dari alat-alat elektronik
atau disebut dengan sel galvani (volta) komersial. Sel galvani (volta) komersial
digunakan terdiri dari:
1) Elemen primer
: sel galvani (volta) yang tidak dapat diisi ulang atau
sekali pakai.
Contoh
: Baterai kering (sel Leclanche), Baterai alkalin, Baterai
perak oksida
a) Baterai kering (sel Leclanche)
Baterai kering sering digunakan untuk alat-alat elektronik kecil dan tidak dapat
diisi ulang. Baterai ini bersifat asam. Susunan baterai kering sebagai berikut:
(pada Gambar 2.4)
Anoda: Zn
Katoda : C
Elektrolit: pasta MnO2,
ZnCl2, NH4Cl
(asam),
H2O, serbuk C
Potensial: 1,5 Volt
Sumber gambar: http://www.slideshare.net
Gambar 2.4. Susunan baterai kering
56
b) Baterai Alkalin
Baterai alkalin mampu menyediakan arus stabil dalam waktu yang lama
dengan potensial yang sama dengan baterai kering, walaupun pereaksinya telah
berkurang. Baterai ini bersifat basa. Susunan baterai alkalin sebagai berikut:
Anoda: Zn
Katoda : MnO2
Elektrolit: pasta KOH
Potensial: 1,5 Volt
Sumber gambar: http://www.slideshare.net
Gambar 2.5. Susunan baterai alkalin
c) Baterai perak oksida
Baterai perak oksida atau sel kancing umumnya merupakan lempengan
dan digunakan pada jam -tangan, kalkulator atau kamera. Susunan baterai
kancing sebagai berikut:
Anoda: Zn
Katoda : Ag2O berair
Elektrolit: pasta KOH
atau NaOH
Potensial: 1,4 Volt
Sumber gambar:
http://tugas12ipa1.blogspot.com
Gambar 2.6. Susunan baterai kancing
2) Elemen sekunder : sel galvani (volta) yang dapat diisi ulang atau tidak
habis pakai.
Contoh: Aki, Baterai nikel-kadmium, Baterai litium-ion
57
a) Aki
Aki biasa digunakan dalam kendaraan bermotor karena praktis, dapat diisi
ulang dan tidak membutuhkan jembatan garam. Susunan aki sebagai berikut:
Anoda
: Pb
Katoda
: PbO2
Elektrolit
: H2SO4 30%
Potensial
: 2 Volt
b) Baterai nikel-kadmium
Baterai nikel-kadmium (nicad) adalah baterai kering yang dapat diisi ulang.
Susunan baterai nikel-kadmium sebagai berikut:
Anoda
: Cd
Katoda
: NiO2 berair
Elektrolit
: pasta mengandung OH—
Potensial
: 1,25 Volt
c) Baterai litium dan baterai litium-ion
Baterai litium dan baterai litium-ion banyak digunakan karena menghasilkan
tegangan yang lebih besar dari baterai-baterai sebelumnya.
Susunan baterai litium sebagai berikut:
Anoda
: Li
Katoda
: MnO2
Elektrolit
: LiClO4 tidak berair
Potensial
: 3,7 Volt
Susunan baterai litium-ion sebagai berikut:
Anoda
:C
Katoda
: LiCoO2
Elektrolit
: LiPF6, etilen karbonat, dimetil karbonat, dietil karbonat
58
INVESTIGASI 1
Sel Volta
Tujuan: Mengidentifikasi Sel Volta
Alat:
1. Batang Logam: Tembaga (Cu), Timbal (Pb), Magnesium
(Mg), Besi (Fe), dan Seng (Zn)
2. Voltmeter
3. Beaker Glass 100 mL
Bahan-bahan:
1. Larutan CuSO4 1 M
2. Larutan ZnSO4 1 M
3. Larutan MgSO4 1 M
4. Larutan FeSO4 1 M
5. Larutan PbCH3COO 1 M
Cara Kerja:
1. Amati besarnya harga yang terbaca pada voltmeter,
tuliskan.
2. Bila jarum pada voltmeter bergerak ke arah kanan, hal
tersebut menunjukkan bahwa reaksi berlangsung Esel = (+),
bila bergerak ke arah kiri dari nol, maka reaksi tidak
berlangsung Esel = (-)
3. Amati fenomena apa yang terjadi pada sel volta tersebut
59
Tuliskan hasil eksperimen pada Tabel berikut:
Bahan
Fase
Dapat
Memenuhi
Apakah
INVESTIGASI 2
Sel Volta
Deskripsi: Sel Volta tersusun atas Zn2+/Zn dan Cu2+/Cu dengan
jembatan garam adalah garam NaCl
Tujuan: Mengidentifikasi Sel Volta
Alat:
1. Batang Logam: Tembaga (Cu) dan Seng (Zn)
2. Voltmeter
3. Kabel Penghubung
4. Batang Jembatan garam
Bahan-bahan:
1. Larutan CuSO4 1 M
2. Larutan ZnSO4 1 M
Cara Kerja:
1. Masing-masing larutan CuSO4
11
M dan ZnSO4
11
M
ditempatkan pada wadah yang terpisah. Tempatkan elektroda
Zn pada larutan ZnSO4 dan Cu pada larutan CuSO4.
2. Hubungkan kabel hitam (anoda) pada elektroda Zn dan kabel
merah (katoda) ke elektroda Cu. Voltmeter tidak akan bekerja
selama rangkaian belum terangkai sempurna sehingga
diperlukan
jembatan
garam
(kertas
saring
yang
dicelupkan/dibasahkan ke larutan NaCl). Pastikan jembatan
garam terhubung ke kedua larutan.
Diskusi
Jelaskan fenomena apa yang terjadi pada sel volta tersebut.
Safety
Gunakan alat pelindung selama mengerjakan eksperimen ini
seperti sarung tangan dan kacamata pengaman.
60
B. ELEKTROLISIS
1. Pengertian Elektrolisis dan Sel Elektrolisis
Sebelumnya telah diketahui bahwa larutan elektrolit dapat menghantarkan
arus listrik. Sebenarnya apa yang terjadi dengan ion-ion larutan elektrolit tersebut dan
elektron dari sumber arus listrik? Coba perhatikan apa yang terjadi bila kedalam
cairan NaCl dialirkan arus listrik berikut!
Sesuai dengan kutub sumber arus listrik, elektroda sebelah kiri dan elektroda
sebelah kanan bermuatan negatif. Dalam cairan NaCl terdapat ion Na+ dan ion Cl--.
Akibatnya gaya tarik menarik elektrostatika maka ion Na+ akan menempel pada
elektroda negatif, mengambil elektron dan menjadi logam Na. Cl-- menuju ke
elektroda positif melepaskan elektronnya dan menjadi unsur Cl2 sesuai dengan reaksi
berikut:
Na+ + 1e
2Cl--
 Na
(reduksi)
 Cl2 + 2e
(oksidasi)
Peristiwa kimia sebagai akibat adanya arus listrik ini disebut elektrolisis.
Sedangkan tempat berlangsungnya reaksi tersebut disebut sel elektrolisis. Sel
elektrolisis pada dasarnya hampir sama dengan sel galvani. Sel elektrolisis terdiri dari
2 buah elektroda yang masing-masing dihubungkan dengan kutub-kutub sumber arus
dan dimasukkan kedalam bejana yang berisi zat elektrolit.
2. Anoda dan Katoda
Dalam sel elektrolisis ini oksidasi terjadi pada elektroda sebelah kiri dan
reduksi terjadi pada elektroda sebelah kanan. Karena itu, elektroda sebelah kiri
disebut anoda dan elektroda sebelah kanan disebut katoda.
Dengan demikian pada sel elektrolisis:
Anoda
: Elektroda bermuatan positif (+)
Berhubungan dengan kutub (+) sumber arus
Anion dari elektrolit menuju anoda
Melepaskan elektron karena mengalami oksidasi
Katoda
: Elektroda bermuatan negatif (-)
Berhubungan dengan kutub (-) sumber arus
Kation dari elektrolit menuju katoda
Menerima elektron karena mengalami reduksi
61
3. Hukum Faraday
Akibat aliran arus listrik searah dalam elektrolit akan terjadi perubahan kimia
dalam larutan tersebut. Menurut seorang ilmuwan bernama Michael Faraday,
lewatnya arus 1 F mengakibatkan oksidasi 1 massa ekivalen suatu zat pada suatu
elektroda (anoda) dan reduksi 1 massa ekivalen zuatu zat pada elektroda yang lainnya
(katoda).
Hukum Faraday I: Massa zat yang timbul atau yang dihasilkan pada elektrolisis
berbanding lurus dengan jumlah muatan listrik yang mengalir
atau yang digunakan melalui larutan.
Hukum Faraday II: Massa zat yang timbul atau yang dihasilakn pada elektrolisis
berbanding lurus dengan massa ekivalen dari zat tersebut.
Hubungan Hukum Faraday I dan II dirumuskan sebagai berikut:
G~Q
Keterangan:
G
= massa zat yang diendapkan
Q
= jumlah arus(muatan) listrik
G=e.I.t
e
= tetapan = (gek: F)
G = (gek. I . t) / F
I
= kuat arus listrik (A)
(g)
G~I.t
(C)
G = (Ar. I. t) / n . F
t
= waktu (s)
gek
= massa ekivalen zat (gek)
Ar
= massa atom relatif
n
= valensi ion
F
= bilangan faraday (96500 C)
Massa ekivalen = massa zat yang sebanding dengan 1 mol elektron = 6,02 x 1023 e—
1 gek ~ 1 mol e—
Q = banyaknya arus listrik yang dialirkan (Coulomb) = I . t (Ampere.detik)
Muatan 1 e—
= 1,6 x 10--19 C
Muatan 1 mol e—
= (6,02 x 1023) x (1,6 x 10—19) C
≈ 96500 C = 1 F
62
4. Elektrolisis Larutan Elektrolit
Dalam cairan elektrolit, garam yang terdiri dari logam dan sisa asam hanya
terdapat ion logam yang bermuatan positif dan ion sisa asam yang bermuatan negatif.
Dalam larutan elektrolit selain ion-ion itu terdapat pula molekul H2O. Apa yang
terjadi bila larutan elektrolit di elektrolisis?
a. Elektrolisis Air
Logam yang digunakan untuk elektroda dalam sel elektrolisis untuk
mengelektrolisis air adalah logam Pt. Elektroda Pt ini dicelupkan kedalam air.
bila elektroda Pt dihubungkan dengan sumber arus listrik ternyata listrik tidak
dapat mengalir. Hal ini disebabkan karena tidak terdapat ion dalam air murni
untuk menghantar elektron. (Ingat: pada suhu 25oC, air murni hanya
mengandung 10-7 ion H+ dan 10-7 ion OH--).
Listrik akan mengalir bila kedalam air dimasukkan sedikit asam sulfat.
Pada anoda akan timbul gelembung-gelembung gas oksigen sedangkan pada
katoda terjadi gelembung-gelembung gas hidrogen. Dalam air yang mengandung
sedikit asam sulfat, ion H+, SO42- dan molekul H2O. Setelah elektroda-elektroda
dihubungkan dengan sumber arus listrik searah, SO42- menuju ke anoda dan H+
menuju ke katoda. Selain itu disekitar elektroda terdapat molekul H2O.
Anoda
:  SO42- dan H2O
Katoda
:  H+ dan H2O
Reaksi pada anoda:
Pada anoda terjadi kompetisi antara SO42- dan H2O
Dari daftar potensial reduksi diperoleh:
SO42-
 S2O82- + 2e
E0
= -2,00 Volt
2H2O
 O2
E0
= -1,23 Volt
+ 4H+ + 4e
Potensial oksidasi H2O ternyata lebih besar daripada potensial oksidasi
2-
SO4 . Ini berarti bahwa H2O lebih mudah dioksidasi daripada SO42-. Jadi dalam
kompetisi ini H2O yang menang. Dengan demikian reaksi pada anoda adalah:
2H2O
 O2
+ 4H+ + 4e
Reaksi pada katoda:
Pada katoda terjadi kompetisi antara H+ dan H2O
Dari daftar potensial reduksi diperoleh:
2H+
+ 2e
 H2
E0
= 0,00 Volt
63
2H2O
+ 2e
 H2
+ 2OH--
E0
= -0,83 Volt
Potensial reduksi H+ ternyata lebih besar daripada potensial reduksi H2O.
Ini berarti bahwa H+ lebih mudah direduksi daripada H2O. Jadi kompetisi pada
katoda itu dimenangkan oleh H+. Dengan demikian reaksi pada katoda adalah:
2H+
+ 2e
 H2
Berdasarkan uraian diatas maka reaksi elektrolisis air dengan sedikit
asam sulfat menghasilkan reaksi:
Anoda
: 2H2O
 O2
Katoda
: 2H+ + 2e
 H2
2H2O
 O2
+ 4H+ + 4e
(x2)
+ 2H2
5. Faktor-faktor yang Mempengaruhi Elektrolisis
Beberapa faktor yang mempengaruhi elektrolisis adalah:
a. Potensial reduksi atau oksidasi dari ion-ion
Dalam kompetisi untuk memperoleh atau melepaskan elektron, sangat
dipengaruhi oleh potensial reduksi dari ion-ion. Pada anoda, ion-ion mempunyai
potensial oksidasi yang lebih besar akan menang dalam kompetisi. Pada katoda
terjadi sebaliknya, ion yang mempunyai potensial reduksi yang lebih besar akan
menang dalam kompetisi.
Dalam mempelajari proses elektrolitik kadang-kadang kita dapati bahwa
tegangan arus listrik yang dibutuhkan untuk suatu reaksi jauh lebih besar
daripada potensial elektrodanya. Penambahan tegangan arus listrik yang
menyebabkan elektrolisis berlangsung disebut kelebihan tegangan listrik
(overvoltage). Kelebihan tegangan listrik untuk pembentukan gas oksigen sangat
besar. Karena itu, dalam keadaan normal gas-gas halogen lebih mudah terbentuk
pada anoda daripada oksigen.
b. Konsentrasi Larutan
Hasil elektrolisis sangat dipengaruhi oleh konsentrasi larutan. Elektrolisis
larutan HCl encer menghasilkan gas oksigen pada anoda dan gas hidrogen pada
katoda. Elektrolisis larutan HCl pekat menghasilkan gas Cl2 pada anoda dan gas
H2 pada katoda. Elektrolisis larutan HCl yang sangat encer (>0,1 M) akan
64
menghasilkan reaksi penguraian H2O saja. Hal ini tidak terjadi dengan elektrolisis
larutan KI. Elektrolisis larutan 0,1 M KI akan menghasilkan ion OH-- pada katoda
dan endapan I2 pada anoda.
c. Jenis elektroda
Ada 2 jenis elektoda yaitu elektroda inert (tidak ikut bereaksi) dan
elektroda non-inert (yang sering ikut bereaksi). Contoh elektroda inert adalah Pt,
Au, dan grafit (C). Logam-logam lain umumnya termasuk elektroda non inert.
Misalnya bila pada elektrolisis H2O (dengan sedikit asam sulfat) dengan
menggunakan elektroda Pt akan menghasilkan gas oksigen dan gas hidrogen.
Sedangkan bila digunakan elektroda Cu terutama anoda Cu, logam ini akan
melarut atau teroksidasi menjadi Cu24.
d. Tegangan Listrik yang Dialirkan
Bila kita hendak mengelektrolisis dengan tegangan sumber arus lebih
kecil dari 0,1 volt maka listrik tidak akan mengalir. Hal ini disebabkan karena
tahanan dalam larutan yang lebih besar daripada daya listrik. Tetapi bila tegangan
listrik ditinggikan sedikit demi sedikit maka arus akan mengalir dan elektrolisis
terjadi. Besarnya tegangan arus listrik minimum untuk melangsungkan reaksi
elektrolisis disebut potensial urai (decomposition potential) untuk elektrolit
bersangkutan.
e. Aspek Kuantitatif dari Elektrolisis
Dalam industri proses elektrolisis banyak digunakan. Khususnya dalam
pemurnian logam. Aspek kuantitatif dari elektrolisis terutama dikembangkan oleh
Faraday. Pada tahun 1983, Michael faraday seorang ahli sains berkebangsaan
inggris menemukan bahwa selama elektrolisis (1) jumlah zat yang dihasilkan
pada elektroda-elektroda berbanding lurus dengan jumlah listrik yang dialirkan
dalam larutan dan (2) apabila sejumlah listrik dialirkan melalui larutan elektrolit
yang berbeda, massa zat yang terbentuk pada elektroda-elektroda berbanding
lurus dengan massa ekivalennya (massa atom dibagi dengan muatan ionnya atau
valensinya).
Dalam elektrolisis larutan AgNO3 untuk menghasilkan 1 atom Ag
dibutuhkan 1 elektron, sehingga untuk meghasilkan 1 mol Ag, dibutuhkan 6,02 x
1023 elektron atau 1 mol elektron. 1 mol elektron bermuatan 96494 coulomb atau
65
dibulatkan menjadi 96500 coulomb. Dengan perkataan lain untuk membebaskan
1 massa ekivalen suatu unsur diperlukan 96500 coulomb.
1 faraday= 96500 coulomb
96500 coulomb akan menghasilkan 1 mol/n unsur
1 coulomb= 1 Ampere x 1 detik
Contoh soal 1:
Dalam elektrolisis larutan CuSO4 dialirkan arus listrik sebesar 2 Ampere dalam
waktu 1 jam. Berapakah logam Cu yang diendapkan pada katoda?
Jawab:
Cu2--
 Cu
+ 2e
Mengingat bahwa untuk mengandapkan 1 atom Cu diperlukan 2 elektron. Maka
untuk mengendapkan 1 mol Cu dibutuhkan 2 x 96500 coulomb atau 2 x 96500
amperedetik. arus listrik 2 Ampere dalam waktu 1 jam menghasilkan 2 x 3600
Amperedetik = 7200 amperedetik.
SOAL LATIHAN
1. Data-data potensial standar sebagai berikut:
a. Ag+ + e
 Ag EO = + 0,80 V
b. Mg2+ + 2e  Mg EO = - 2,37 V
c. Cu2+ + 2e  Cu EO = + 0,34 V
d. Zn2+ + 2e  Zn EO = - 0,76 V
Tentukan potensial sel hasil jika elektrode yang digunakan adalah elektrode (a)
dan (b). Tentukan juga potensial sel jika elektroda yang digunakan adalah
elektrode (a) dan (c).
2. Pada sel volta diketahui:
Ni2+ + 2e
 Ni EO = -0,25 V
Pb2+ + 2e
 Pb EO = -0,13 V
Hitung potensial standar sel volta dengan elektroda Ni dan Pb.
66
C. KOROSI
Gambar disamping merupakan
gambar dari pagar rumah. Coba
perhatikan secara seksama apa
yang terjadi dengan pagar rumah
tersebut! Terdapat perubahan
apa? Apa yang menyebabkan
hal itu bisa terjadi? Adakah cara
untuk
mengurangi
atau
mencegah perubahan yang ada?
Sumber: http://www.carabuas.xyz
Gambar 2.7. Korosi pada pagar
Ditandai dengan berubahnya bentuk dan warna, pagar rumah tersebut telah
mengalami perkaratan. Dalam bahasa ilmiah, istilah perkaratan disebut dengan
korosi. Korosi berasal dari bahasa latin “corrodere” yang artinya adalah perusakan
logam
atau
berkarat.
Defini
dari
korosi
sendiri
adalah
degradasi/deteorisasi/perusakan material yang terjadi disebabkan oleh zat
proses
reaksi
elektrokimia anatar bahan dengan berbagai zat yang ada di lingkungan sekelilingnya
(air, tanah, udara), sehingga menghasilkan senyawa-senyawa yang tidak dikehendaki.
Terjadinya korosi dapat mengakibatkan penurunan mutu bahan menjadi rapuh, kasar,
mudah hancur, berubah warna dan lainnya.
Beberapa pakar bersikeras jika definisi ini hanya berlaku pada material logam
saja, namun para insinyur korosi juga ada yang mendefinisikan istilah korosi berlaku
juga pada material nonlogam, seperti keramik, plastik, karet dan lainnya. Sebagai
contoh proses korosi pada material logam adalah ruskanya pagar rumah yang terbuat
dari besi karena terpapar sinar matahari maupun hujan. Sedangkan contoh proses
korosi pada material nonlogam adalah rusaknya cat rumah yang terpapar sinar
matahari maupun hujan.
Korosi disebut juga sebagai suatu penyakit dalam dunia teknik, walaupun
secara langsung tidak termasuk produk teknik. Proses terjadinya korosi pada logam
maupun non-logam tidak dapat dihentikan, namun korosi dapat dihambat atau
dikendalikan lajunya sehingga dapat memperlambat atau mengendalikan proses
perusakannya. Banyak cara yang dapat dilakukan untuk mengendalikan secara
67
preventif proses korosi yang dinilai lebih baik dari segi ekonomis daripada
memperbaiki secara represif kerusakan akibat proses korosi. Cara yang dapat
dilakukan antara lain adalah dengan pelapisan permukaan bahan (logam maupun
nonlogam), perlindungan katodik, penambahan inhibitor korosi dan lain-lain.
Secara umum, proses korosi dapat digolongkan berdasarkan keseragaman
dan rupanya yaitu secara mikroskopis dan makroskopis, mekanisme proses terjadinya
korosi yaitu dengan reaksi kimia langsung atau dengan reaksi elektrokimia, juga
dapat berdasarkan medium berlangsungnya proses korosi yaitu dalam medium kering
maupun medium basah.
Proses korosi dapat berjalan secara cepat maupun lambat tergantung dari
material bahan, lingkungan, dan lain sebagainya. Dalam dunia teknik, material korosi
yang sering disinggung adalah korosi pada logam. Gambar 2.8 di bawah merupakan
gambaran dari proses korosi pada paku yang dibiarkan di udara terbuka yang lembab,
kaya akan uap air, sehingga paku dapat berkarat dengan cepat.
(sumber : http://rois-takin.blogspot.co.id/)
Gambar 2.8. Proses korosi pada material logam
Berdasarkan gambar di atas, kondisi lingkungan sangat mempengaruhi
tingkat korosifitas pada suatu material. Terlihat bahwa material yang diaplikasikan
atau diletakkan di udara terbuka terkorosi sama halnya dengan material yang
diaplikasikan atau diletakkan di dalam tanah maupun air. Lingkungan (air, udara,
tanah) sangat mempengaruhi terjadinya proses korosi, entah itu cepat maupun lambat.
68
1. Mekanisme Korosi
Mekanisme korosi yang terjadi di dalam suatu larutan berawal dari logam
yang teroksidasi di dalamnya. Pada proses tersebut, terjadi proses pelepasan elektron
untuk membentuk ion logam yang bermuatan positif. Larutan akan bertindak sebagai
katoda dengan reaksi pelepasan H2 dan reduksi O2, akibat H+ dan H2O yang tereduksi.
Reaksi ini berlangsung di permukaan material logam yang akan menyebabkan
pengelupasan material logam akibat pelarutan logam kedalam larutan secara terus
menerus.
Secara termodinamis, proses korosi merupakan kecenderungan suatu logam
untuk kembali ke kondisi alaminya atau kebentuk yang lebih sederhana. Pada
temperatur rendah dan medium yang basah, korosi terjadi dengan mekanisme reaksi
elektrokimia yang membentuk reaksi oksidasi dan reaksi reduksi. Reaksi elektrokimia
didefinisikan sebagai reaksi kimia yang melibatkan perpindahan elektron dari anoda
(-) ke katoda (+) dalam larutan elektrolit.
Sebagai contoh adalah asam klorida yang mengkorosi logam tembaga, sebagai
berikut:
Katoda
: Cu2
Anoda
: Cu(s)
+ (aq) + 2e
Cu(s)
 Cu2 + (aq) + 2e
Reaksi asam klorida dan tembaga yang membebaskan gas hidrogen yang membentuk
ion kompleks CuCl2— sesuai dengan reaksi berikut:
2Cu(s)
+ 2H+(aq)
2Cu—(aq)
+ H2(g)
2Cu+(aq)+ 4HCl—(aq) 2CuCl2—(aq) + 2H2(g)
Asam sulfat pekatpun dapat menyerang tembaga seperti reaksi berikut:
Cu(s)
+ H2SO4(l)
 CuSO4(aq)
+ 2H2O (l)
+ SO2(g)
2. Jenis-jenis Korosi
Berdasarkan bentuk kerusakan yang dihasilkan dari korosi, penyebab korosi,
lingkungan tempat terjadinya korosi maupun jenis material yang terkorosi, korosi
terbagi menjadi beberapa jenis di antaranya sebagai berikut:
a. Korosi Merata atau Korosi Permukaan (Surface/General Corrosion)
Korosi merata atau korosi permukaan ditandai dengan reaksi kimia atau
reaksi elektrokimia yang terjadi di permukaan sebuah material, dimana material
69
memiliki beda potensial dan langsung berhubungan dengan udara terbuka atau
material lain. Terjadi penipisan pada material dan akhirnya terjadi kehilangan
massa atau berat dari material tersebut. Ilustrasi sebagai berikut:
Sumber: wiwinwibowo.wordpress.com
Gambar 2.9. Korosi permukaan
b. Korosi Galvanis (Galvanic Corrosion)
Korosi galvanis adalah akibat yang ditumbulkan ketika dua macam
material (logam) yang berbeda bekontak secara langsung dalam media korosif.
Logam yang memiliki potensial rendah akan lebih cepat dan lebih mudah
terkorosi dibanding dengan logam yang memiliki potensial tinggi yang akan lebih
lambat dan sukar terkorosi. Ilustrasi sebagai berikut:
Sumber: wiwinwibowo.wordpress.com
Gambar 2.10. Korosi galvanis
70
c. Korosi Tegangan (Stress Corrosion)
Korosi tegangan adalah akibat yang ditimbulkan adanya proses tegangan
tarik pada material yang melebihi batas ketentuannya. Tegangan tarik ini dapat
berasal dari beban yang diberikan kepada sebuah material ataupun tegangan sisa
akibat proses pengerjaan (residual). Namun, jika material diberikan teagangan
tekan, maka justru akan memperbaiki ketahanan korosi tegangannya. Ilustrasi
sebagai berikut:
Sumber: wiwinwibowo.wordpress.com
Gambar 2.11. Korosi tegangan
d. Korosi Celah (Crevice Corrosion)
Korosi celah merupakan korosi yang terjadi antara dua permukaan logam
yang berbeda konsentrasi zat asam yang terdapat celah di antaranya. Celah
sempit terisi elektrolit penyebab koros (air dengan pH rendah), maka terbentuklah
karat dengan katodanya permukaan sebelah luar celah yang basa dengan air yang
lebih banyak mengandung zat asam daripada bagian sebelah dalam celah yang
sedikit mengandung zat asam sehingga bersifat anodic. Ilustrasi sebagai berikut:
71
Gambar 2.12. Korosi celah
Sumber: wiwinwibowo.wordpress.com
e. Korosi Sumuran (Pitting Corrosion)
Korosi sumuran terjadi tidak merata kepermukaan material melainkan
menusuk ke arah ketebalan suatu material (berupa lubang-lubang atau sumur).
Lubang korosi akan berkembang semakin dalam sehingga dapat menyebabkan
kebocoran pada material yang terkorosi. Korosi jenis ini biasa terjadi pada logam
yang berada di lingkungan yang mengandung klorida maupun sulfida. Ilustrasi
ditunjukkan pada Gambar 2.13.
f. Korosi Erosi (Erosive Corrosion)
Korosi yang ditimbulkan bersamaan dengan proses erosi (pengikisan)
atau abrasi. Korosi jenis ini biasa terjadi pada logam oleh fluida yang mengalir.
Aliran fluida yang cepat dan bersifat korosif, apalagi yang mengandung partikel
abrasif dan adanya dua fase dari fluida tersebut, maka logam yang berkontak
akan terkikis secara terus menerus sehingga lapis lindung dari material tersebut
akan rontok dan proses korosi akan berlangsung lebih cepat. Ilustrasi ditunjukkan
pada Gambar 2.14.
Sumber: wiwinwibowo.wordpress.com
Gambar 2.13. Korosi sumuran
72
Sumber: wiwinwibowo.wordpress.com
Gambar 2.14. Korosi erosi
g. Korosi Pelarutan Selektif (Selective Corrosion)
Korosi jenis ini terjadi bila suatu komponen dari suatu zat atau fasa
dalam paduan larut atau terkorosi. Zat atau fasa komponen yang larut selalu
bersifat anodic terhadap komponen yang lain. Ilustrasi korosi ini ditunjukkan
pada Gambar 2.15.
Sumber: wiwinwibowo.wordpress.com
Gambar 2.15. Korosi pelarutan selektif
73
h. Korosi Mikrobiologis
Korosi
ini
disebabkan
oleh
mikroorganisme
yang
melakukan
metabolisme secara langsung dengan logam sehingga akan menimbulkan korosi
atau dapat menimbulkan lingkungan yang bersifat korosif.
i. Korosi Titik Embun
Korosi ini disebabkan oleh faktor kelembaban yang menyebabkan titik
embun atau kondensasi. Tanpa adanya kelembaban relatif, segala jenis
kontaminan (zat pencemar) tidak akan atau hanya sedikit menyebabkan korosi.
Titik embun sangat korosif terutama di daerah dengan banyak partikel air asin
yang terhembus dan mengenai permukaan material logam atau dilingkungan
dengan banyak bahan/udara pencemar.
j. Korosi Antar Batas Butir (Intergranular Corrosion)
Korosi yang terjadi pada batas butir atau sekitar batas butir yang bersifat
katodik. Didaerah batas butir ini memiliki sifat yang lebih reaktif. Banyak
sedikitnya batas butir akan sangat mempengaruhi kegunaan logam tersebut. Jika
semakin sedikit batas butir pada suatu material maka akan menurunkan kekuatan
material tersebut. Jika logam terkena karat, maka di daerah batas butir akan
terkena serangan terlebih dahulu dibandingkan daerah yang jauh dari daerah
batas butir. Korosi ini terjadi karena adanya kotoran pada batas butir,
penambahan pada salah satu unsur paduan, atau penurunan salah satu unsur di
daerah batas butir. Ilustrasi ditunjukkan pada Gambar 2.16.
74
Sumber: wiwinwibowo.wordpress.com
Gambar 2.16. Korosi antar batas butir
3. Faktor-faktor yang Mempengaruhi Proses Korosi
a. Suhu dan Kelembaban Kritis
b. Kecepatan Alir Fluida
c. Konsentrasi Bahan Korosif
d. Oksigen
e. Waktu Kontak
f.
Jumlah zat pencemar di udara (debu dan gas)
75
MENGENAL PARA TOKOH PENEMU HUKUM DASAR KIMIA
1. Svante Arrhenius
Sumber : www.google.com
Gambar 0.11. Svente arrhennius
Lahir
: 19 Februari 1859 Vik, Swedia
Meninggal
: 2 Oktober 1927 (umur 68) Stockholm , Swedia
Kebangsaan
: Swedia
Bidang
: Fisika dan Kimia
Lembaga
: Royal Institute of Technology
Almamater
: Universitas Uppsala dan Universitas Stockholm
Pembimbing doktoral
: Per Teodor Cleve dan Erik Edlund
mahasiswa doktoral
: Oskar Benjamin Klein
Dikenal untuk
: Persamaan Arrhenius, Teori disosiasi ion, Teori
asam-basa
Penghargaan terkemuka
: Davy Medal (1902), Hadiah Nobel untuk Kimia
(1903), ForMemRS (1910), Penghargaan
Willard Gibbs (1911), Franklin Medal (1920).
76
Persamaan Arrhenius, definisi asam Arrhenius, lunar kawah Arrhenius,
gunung Arrheniusfjellet dan Lab Arrhenius di Universitas Stockholm dinamai
berdasarkan namanya.
Sumber : www.google.com
Gambar 0.12. Laboratorium arrhenius
Arrhenius lahir pada 19 Februari 1859 di Vik (juga dieja Wik atau Wijk),
dekat Uppsala , Swedia, putra dari Svante Gustav dan Carolina Thunberg Arrhenius.
Ayahnya pernah menjadi surveyor tanah untuk Universitas Uppsala, kemudian
bergerak naik ke posisi pengawasan. Pada usia tiga tahun, Arrhenius belajar sendiri
untuk membaca tanpa dorongan dari orang tuanya. Di kemudian hari, Arrhenius
menikmati menggunakan massa data untuk menemukan hubungan matematika dan
hukum.
Pada usia delapan, ia masuk sekolah katedral lokal, mulai di kelas lima, ia
membedakan dirinya dalam fisika dan matematika, dan lulus sebagai mahasiswa
termuda dan paling mampu pada tahun 1876. Di Universitas Uppsala, ia tidak puas
dengan kepala instruktur fisika, Per Teodor Cleve, jadi dia pergi untuk belajar di
Institut Fisika dari Swedish Academy of Sciences di Stockholm bawah fisikawan
Erik Edlund pada tahun 1881.
Karyanya difokuskan pada konduktivitas dari elektrolit. Pada tahun 1884,
berdasarkan pekerjaan ini, ia mengajukan 150 halaman disertasi tentang
konduktivitas elektrolitik Uppsala untuk tetapi tidak terlalu mengesankan
77
profesornya, di antaranya adalah Per Teodor Cleve , dan ia menerima gelar kelas
keempat, tapi setelah pembelaannya itu direklasifikasi sebagai kelas tiga. Kemudian,
sehingga karena pekerjaanya itu ia memperoleh penghargaan Nobel di bidang kimia
pada tahun 1903.
Arrhenius mengajukan 56 tesis pada tahun 1884 sebagai disertasinya, yang
sebagian besar masih dapat diterima hari ini tanpa pengubahan atau dengan sedikit
modifikasi. Ide yang paling penting dalam disertasi itu adalah penjelasannya tentang
fakta bahwa garam kristal padat terpisah menjadi partikel bermuatan pasangan bila
dilarutkan, disertasinya itu membuat ia memperoleh penghargaan nobel di bidang
kimia tahun 1903. Penjelasan Arrhenius adalah bahwa dalam membentuk larutan,
garam terdisosiasi menjadi partikel-partikel bermuatan (yang telah diberi nama oleh
Michael Faraday sebagai ion bertahun-tahun sebelumnya). Faraday berpendapat
bahwa ion diproduksi dalam proses elektrolisis; Arrhenius mengusulkan bahwa,
bahkan tanpa adanya arus listrik, larutan garam mengandung ion. Dengan demikian ia
mengusulkan bahwa reaksi kimia dalam larutan adalah reaksi antara ion.
Disertasinya tidak mengesankan profesor di Uppsala, tapi Arrhenius
mengirimkannya ke sejumlah ilmuwan di Eropa yang mengembangkan ilmu baru dari
kimia fisik, seperti Rudolf Clausius, Wilhelm Ostwald, dan JH van 't Hoff. Mereka
jauh lebih terkesan, dan Ostwald bahkan datang ke Uppsala untuk membujuk
Arrhenius untuk bergabung dengan tim risetnya. Arrhenius menolak, karena ia lebih
suka tinggal di Swedia untuk sementara waktu (ayahnya sangat sakit dan akan mati
pada tahun 1885) dan telah menerima janji di Uppsala.
Dalam perpanjangan teori ionnya, Arrhenius mengusulkan definisi asam dan
basa pada tahun 1884. Dia percaya bahwa asam adalah zat yang menghasilkan
hidrogen ion dalam suatu larutan dan basa adalah zat yang menghasilkan ion
hidroksida dalam suatu larutan. Setelah itu, Arrhenius menerima hibah dari Swedish
Academy of Sciences, yang memungkinkan dia untuk belajar bersama Ostwald di
Riga (sekarang di Latvia) dan Friedrich Kohlrausch di Würzburg, Jerman, dan
Ludwig Boltzmann di Graz, Austria, dan van 't Hoff di Amsterdam .
Pada tahun 1889 Arrhenius menjelaskan fakta bahwa sebagian besar reaksi
memerlukan tambahan energi panas untuk terjadi dengan merumuskan konsep energi
aktivasi, yaitu energi yang harus diatasi sebelum dua molekul dapat bereaksi.
Persamaan Arrhenius memberikan dasar kuantitatif hubungan antara energi aktivasi
dengan tingkat kesulitan reaksi dapat berlangsung. Pada tahun 1891 ia menjadi dosen
78
di Stockholm University College (Stockholms Högskola, sekarang Universitas
Stockholm), dan dilantik menjadi profesor fisika (dengan banyak oposisi) pada tahun
1895, dan menjadi rektor pada tahun 1896. Ia menikah dua kali, pertama dengan
mantan muridnya Sofia Rudbeck (1894-1896), ia memiliki satu anak bernama Olof
Arrhenius, dan kemudian dengan Maria Johansson (1905-1927), dan memiliki dua
anak perempuan dan seorang putra.
Sekitar tahun 1900, Arrhenius ikut serta dalam mendirikan Nobel Institute
dan Hadiah Nobel. Dia terpilih menjadi anggota Royal Swedish Academy of Sciences
pada tahun 1901. Selama akhir hidupnya, ia menjadi anggota dari Komite Nobel di
bidang Fisika dan anggota de facto dari Komite Nobel di bidang kimia. Dia
menggunakan posisinya untuk mengatur hadiah untuk teman-temannya (Jacobus
van't Hoff, Wilhelm Ostwald, Theodore Richards) dan mencoba untuk menolak
musuh-musuhnya (Paul Ehrlich, Walther Nernst, Dmitri Mendeleev). Pada tahun
1901 Arrhenius terpilih untuk menjadi anggota Swedish Academy of Sciences,
melawan oposisi yang kuat. Pada tahun 1903 ia menjadi petenis Swedia pertama yang
dianugerahi Hadiah Nobel di bidang kimia. Pada tahun 1905, setelah berdirinya
Institut Nobel untuk Penelitian Fisika di Stockholm, ia ditunjuk menjadi rektor,
posisinya sampai ia pensiun pada tahun 1927. Dia dipilih sebagai Anggota Asing
Royal Society (ForMemRS) pada tahun 1910. Pada tahun 1911 ia memenangkan
Willard Gibbs Award. Pada tahun 1912, ia terpilih sebagai anggota Kehormatan
Negeri American Academy of Arts and Science, pada tahun 1919 ia menjadi anggota
asing dari Royal Netherlands Academy of Arts dan Science.
Akhirnya, teori Arrhenius diterima secara umum. Pada tahun 1902 ia mulai
menyelidiki masalah fisiologis dalam hal teori kimia. Dia beranggapan bahwa reaksi
dalam organisme hidup dan dalam tabung tes mengikuti hukum yang sama. Pada
tahun 1904 ia menyampaikan kuliah di University of California, objek yang diajarkan
adalah menggambarkan penerapan metode kimia fisik untuk mempelajari teori racun
dan antitoxins, dan diterbitkan pada tahun 1907 di bawah judul Immunochemistry.
Dia berpikir kehidupan mungkin telah dibawa dari planet ke planet dengan
transportasi dari spora, teori sekarang dikenal sebagai panspermia. Dia memikirkan
ide bahasa universal, dengan mengusulkan modifikasi dari bahasa Inggris.
Dia adalah anggota dewan untuk Swedish Society for Racial Hygiene yang
didirikan pada tahun1909, yang disahkan Mendelisme pada saat itu, dan memberikan
kontribusi terhadap topik kontrasepsi sekitar tahun 1910. Namun, sampai tahun 1938
79
informasi dan penjualan alat kontrasepsi dilarang di Swedia. Sekitar tahun 1930,
anggota konservatif masyarakat membantu untuk membangun kebijakan eugenic di
Swedia. Gordon Stein menulis bahwa Svante Arrhenius adalah seorang ateis. Dalam
tahun terakhirnya ia menulis baik buku pelajaran dan buku-buku populer. Pada bulan
September 1927 ia menderita serangan akut usus radang selaput lendir hidung dan
meninggal pada tanggal 2 Oktober. Ia dimakamkan di Uppsala.
2. Johannes Nicolaus Brønsted
Sumber : www.google.com
Gambar 0.13. Johannes nicolaus brønsted
Lahir
: 22 Februari 1879 Varde, Denmark
Meninggal
: 17 Desember 1947 (umur 68) Copenhagen,
Denmark
Tempat Tinggal
: Copenhagen, Denmark
Kebangsaan
: Denmark
Bidang
: Kimia fisika
Lembaga
: University of Copenhagen
Almamater
: University of Copenhagen
Dikenal untuk
: Teori asam-basa Brønsted-Lowry; Persamaan
katalisis Brønsted
Johannes Nicolaus Brønsted adalah seorang ilmuwan kimia fisik Denmark.
Dia kemudian dikenal sebagai seorang peneliti proses katalisis dalam reaksi asam dan
80
basa. Dia menamakannya sebagai proses Bronsted katalisis equation. Dia juga
dikenal dalam teori donor proton bersama Lowry. Ia meraih gelar di bidang teknik
kimia pada tahun 1899. Ia mendapatkan gelar Ph.D pada tahun 1908 dari University
of Copenhagen dan segera diangkat profesor anorganik dan kimia fisik di universitas
yang sama.
Johannes Nicolaus Brønsted (1879-1947) danThomas Martin Lowry (18741936) merumuskan secara bersama sebuah teori yang menjelaskan asam dan basa dan
bagaimana terjadinya transfer proton dari suatu asam ke basa. Hal ini merupakan
suatu pandangan awal, yang kemudian akan dijabarkan lebih lanjut oleh perhitungan
pH untuk menentukan keasaman suatu larutan, yang tergantung pada konsentrasi ion
H3O+. Asam klorda, asam nitrat dan asam sulfat merupakan contoh dari asam
Bronsted-Lowry.
Johannes Nicolaus Brønsted lahir di Varde pada 22 Februari 1879.
Ibunya meninggal segera setelah kelahirannya, dan ayahnya menikah kembali.
Namun ketika berumur 14 tahun ayahnya juga meninggal. Setelah kehilangan kedua
orang tua anak Brønsted dan pindah ke Kopenhagen dengan saudara tirinya Brønsted
masuk dalam 'Metropolitanskolen' selama tiga tahun. Kemudian dia lulus dalam
'studentereksamen' (ujian masuk universitas) di musim panas 1897. Ia menerima gelar
dalam ilmu teknik kimia di 1899 dan gelar Ph.D. pada tahun 1908 dari University of
Copenhagen. Dia segera diangkat menjadi profesor anorganik dan kimia fisik di
Copenhagen. Ketika di Polytecnic Institut, Brønsted bertemu dengan Charlotte
Louise Warberg. Mereka menikah pada 1903 dan pindah ke sebuah apartemen di
Forchhammersvej di Kopenhagen. Pada tahun 1906 ia menerbitkan beberapa catatan
mengenai afinitas elektron. Pada tahun 1923 ia memperkenalkan dasar teori reaksi
asam-basa bersamaan dengan kimiawan Inggris Thomas Martin Lowry. Pada tahun
yang sama, teori elektronik diusulkan oleh Gilbert N. Lewis, namun teori BronstedLowry lah yang diakui pada saat itu.
81
Sumber : www.google.com
Gambar 0.20. University of copenhagen
Teori Bronsted mengatakan bahwa: "Sebuah atom hidrogen (selalu
ditemukan di dalam asam) berada dalam keaadaan ionnya ketika terlarut dalam air, ia
kehilangan elektron dan menjadi donor proton. Ion H+ tersebut kemudian bergabung
dengan substansi lain yang ada dalam lartutan, substansi ini dinamakan akseptor
proton". Dalam Perang Dunia II ia selalu bertentangan dengan Nazi. Pada tahun ia
terpilih sebagai salah seorang anggota parlemen Denmark, akan tetapi ia tidak sempat
menjabat sebagai anggota parlemen. Dia meninggal tidak lama setelah pemilihan.
Johanes Nicolaus Bronsted meninggal pada 17 Desember 1947 (umur 68) di
Copenhagen, Denmark.
82
3. Thomas Martin Lowry
Sumber: www.google.com
Gambar 0.4. Thomas martin lowry
Lahir
: 26 Oktober 1874 Low Moor, Bradford, UK
Meninggal
: 2 November 1936 (umur 62) Cambridge, UK
Kebangsaan
: Inggris
Bidang
: Kimia fisik
Dikenal karena
: Teori asam-basa Brønsted-Lowry
Penghargaan
: Fellow dari Royal Society
Thomas Martin Lowry adalah seorang ahli kimia fisika Inggris yang
mengembangkan teori asam basa Bronsted-Lowry bersama dengan Johannes
Nicolaus Brønsted tetapi keduanya bekerja secara terpisah. Thomas Lowry lahir 26
Oktober 1874
di Low Moor, Bradford, West Yorkshire, Inggris dari keluarga
Cornish. Ia adalah anak kedua dari Reverend E. P. Lowry. Ia belajar di Kingswood
School, Bath, Somerset, dan kemudian melanjutkan ke Central Technical College
South Kensington. Selama itu pula Lowry menyadari ketertarikannya di bidang
kimia. Ia belajar di bawah bimbingan Henry Edward Armstrong, seorang kimiawan
Inggris yang menekuni bidang kimia organik dan mempelajari sifat ion yang terlarut
dalam air.
83
Dari tahun 1896 sampai 1913 Lowry menjadi asisten Armstrong dan antara
1904 dan 1913 bekerja sebagai dosen Kimia di Westminster Training College. Pada
1913, Ia diangkat sebagai kepala departemen Kimia di Guy’s Hospital Medical.
Sebelum diangkat menjadi Profesor di University of London, Lowry pernah menjadi
profesor utama di salahsatu Sekolah Kedokteran Inggris. Dari 1920 sampai
meninggal, Lowry menjadi ketua di bagian Kimia Fisika Universitas Cambridge dan
bekerja disana selama sisa hidupnya. Lowry menikah dengan seorang putri dari Rev.
C. Wood di tahun 1904.
Selama bekerja pada Profesor Armstrong, Lowry menekuni kimia organik.
Keahlian yang kemudian ia peroleh sebagai kristalografer ditunjukan dari
kecerdasannya
pada
metode
fisika
eksak
dalam
pengukuran
larutan;
ia
mengembangkan bakatnya yang luar biasa tersebut dalam memecahkan permasalahan
dan untuk meyakinkannya, ia menggunakan metode kuantitatif. Banyak data fisika
massa kuantitatif yang Lowry kumpulkan dan data tersebut menjadi bahan yang
sangat berguna dalam bidang kimia fisika kedepannya.
Thomas Lowry menggunakan dasar dari ilmu yang ia pelajari yaitu mengenai
kekuatan optik rotasi dan ia berhasil menemukan mutarotasi, istilah yang ia
perkenalkan pada–nitro-d-champor dan stereoisomerasi dari bilangan derivat halogen
champor. Thomas Lowry menemukan optik aktif senyawa nitro-camphor yang
menunjukkan perubahan kekuatan perputaran terhadap waktu. kemudian, pada
1920an,
Lowry
memperkuat
gagasannya
melalui
percobaan
dan
berhasil
membuktikan bahwa ada hubungan antara kekuatan perputaran optik senyawa dengan
panjang gelombang dari cahaya yang melewati senyawa tersebut. Lowry
mempublikasikan penemuan ini dalam karyanya Optical Rotatory Power (1935).
Lowry mengisolasi dua isomer p-bromonitro-d-camphor yang berubah satu
sama lain dalam larutan sampai kesetimbangan tercapai, yang kemudian kasus
tersebut diberi nama isomerisasi dinamis; inter-conversi yang diikuti dengan
mengukur kekuatan rotasi. Teknik baru yang banyak diterapkan pada kasus isomerasi
dinamis dan penentuan keadaan perubahan isomer ini dianggap berguna. Telah
ditemukan bahwa dalam kondisi eksternal yang memungkinkan, mutarotasi dari
nitro-d-champor dalam larutan kloroform dapat ditangkap dalamg beberapa hari
sementara perubahan isomer nitro-d-champor sangat cepat terjadi dalam larutan
benzen dengan penambahan 1 ppm piperidin.
84
Perubahan dalam larutan kloroform dilakukan untuk mengoksidasi pelarut
dan untuk pembentukan produk yang dinetralisasi dengan adanya katalis basa dalam
ukuran menit. Yang mungkin harus dicatat adalah bahwa nitro-d-champor merupakan
salahsatu contoh pertama katalis basa yang tidak bisa dianggap berasal dari adanya
ion hidroksilik dan maka dari itu tidak bisa dijelaskan dengan teori konvensional
yang dkembangkan Ostwald. Penelitian lebih lanjut dari pertanyaan ini membawa
Lowry
dan
Faulkner
pada
tahun
1925
menemukan
bahwa
mutarotasi
tetrametilglukosa bisa ditangkap dalam larutan kresol maupun piridin namun hampir
terlalu cepat dan sulit dihitung dalam suatu campuran kedua pelarut itu. sehingga
ditunjukkan bahwa perubahan isomer terjadi dengan adanya pelarut amfoter yang
dengan sendirinya dapat berperan sebagai katalis sempurna dalam proses tersebut.
Perpindahan ion hidrogen dalam senyawa seperti nitro-d-champor dan derivat
gula bergantung pada penambahan dan penggantian suatu proton pada dua kutub
berlawanan molekul. Jenis perubahan isomer yang terlibat dalam proses ini oleh
Lowry tahun 1923 dinamai prototropi, meskipun ia beranggapan bahwa hal ini adalah
kasus ionotropi yang khusus dimana seluruh radikal berpindah dari satu bagian ke
bagian lain molekul sebagai suatu anion atau kation. Inilah yang membawanya pada
pengertian asam dan basa yang kita kenal sebagai asam basa Bronsted-Lowry,
meskipun keduanya menemukan teori tersebut secara terpisah. Menurut teori asam
basa Bronsted Lowry, asam dan basa didefinisikan sebagai proton-donor dan protonakseptor. Lowry juga melihat bahwa keadaan yang hampir sama berlaku dalam
sistem terkonjugasi dimana muatan yang berlawanan pada kedua bagian mungkin
dinetralisasi oleh suatu perpindahan elektron melalui sistem.
Bagian sebelumnya dari penelitian mengenai masalah ini dirangkum dalam
laporan pada British Association tahun 1904 dan berikutnya di laporkan pada Komite
Bagian B pada Isomerisasi dinamis tahun 1905 sampai 1916; rincian diberikan dalam
30 paper yang diterbitkan, terutama dalam Journal of the Chemical Society. Hasil dari
penelitian ini kemudian diterapkan oleh Lowry dalam beberapa penelitian, misalnya
dalam mempelajari kekuatan rotasi, kerapatan, konduktivitas listrik dsb dari nikotin
dan derivatnya dalam keadaan murni dan yang terlarut dalam air. Thomas Martin
Lowry meninggal pada 2 November 1936 (umur 62) di Cambridge, UK.
85
4. Gilbert Newton Lewis
Sumber : www.google.com
Gambar 0.5. Gilbert newton lewis
Lahir
: 23 Oktober 1875 Weymouth, Massachusetts,
Amerika
Meninggal
: 23 Maret 1946 (umur 70) Berkeley, California
Kebangsaan
: Amerika
Bidang
: Ahli kimia fisik
Penasihat Doktor
: Theodore William Richards.
Mahasiswa doktoral
: Michael Kasha, Harold Urey, Glenn T.
Seaborg.
Dikenal untuk
: Ikatan kovalen, struktur dot Lewis, Teori ikatan
valensi, Teori asam dan basa Elektronik,
Termodinamika, Berat Air, Pemberi nama
foton, menjelaskan pendar.
Pengaruh
: Irving Langmuir, Merle Randall
Penghargaan
: Fellow dari Royal Society, Willard Gibbs
Penghargaan (1924), Davy Medal (1929)
Gilbert Newton Lewis adalah seorang kimiawan fisik Amerika yang dikenal
karena penemuan ikatan kovalen dan konsepnya mengenai pasangan elektron
(Struktur dot Lewis) dan kontribusi lain untuk teori ikatan valensi telah membentuk
86
teori ikatan kimia modern. Lewis berhasil memberikan kontribusi terhadap
termodinamika, fotokimia, dan pemisahan isotop, dan juga dikenal karena konsep
tentang asam dan basa.
GN Lewis lahir pada 23 Oktober tahun 1875 di Weymouth, Massachusetts,
AS. Setelah menerima gelar PhD dalam kimia dari Universitas Harvard dan belajar di
luar negeri di Jerman dan Filipina, Lewis pindah ke California untuk mengajar kimia
di University of California, Berkeley. Beberapa tahun kemudian, ia menjadi Dekan
perguruan tinggi Kimia di Berkeley, dan dia menghabiskan sisa hidupnya di sana.
Sebagai seorang profesor, ia memasukkan prinsip-prinsip termodinamika ke dalam
kurikulum kimia dan mereformasi kimia termodinamika secara matematis ketat
diakses ahli kimia biasa.
Dia mulai mengukur energi bebas nilai yang berhubungan dengan beberapa
proses kimia, baik organik dan anorganik. Pada tahun 1916, ia juga mengusulkan
teori ikatan dan menambahkan informasi tentang elektron dalam tabel periodik dari
unsur. Pada tahun 1933, ia mulai penelitian tentang pemisahan isotop. Lewis bekerja
dengan hidrogen dan berhasil memurnikan sampel air berat. Dia kemudian datang
dengan teori asam dan basa, dan melakukan pekerjaan di Fotokimia selama tahuntahun terakhir hidupnya. Pada tahun 1926, Lewis menciptakan istilah "foton" untuk
unit terkecil dari energi radiasi. Dia adalah saudara dalam Alpha Chi Sigma,
persaudaraan kimia profesional. Meskipun ia dinominasikan 35 kali, GN Lewis tidak
pernah memenangkan Hadiah Nobel dalam Kimia. Pada tanggal 23 Maret 1946,
Lewis ditemukan tewas di laboratorium Berkeley di mana ia telah bekerja dengan
hidrogen sianida; banyak mendalilkan bahwa penyebab kematiannya adalah bunuh
diri. Setelah kematian Lewis, anak-anaknya mengikuti karir ayah mereka dalam
kimia.
Struktur Lewis adalah diagram yang menunjukkan ikatan-ikatan antar atom
dalam suatu molekul. Struktur Lewis digunakan untuk menggambarkan ikatan
kovalen dan ikatan kovalen koordinat. Struktur Lewis dikembangkan oleh Gilbert N.
Lewis, yang menyatakan bahwa atom-atom bergabung untuk mencapai konfigurasi
elektron yang lebih stabil. Untuk menyusun struktur Lewis dari suatu atom atau
unsur, dapat dengan cara menuliskan simbol titik pada sekeliling atom. Setiap titik
mewakili satu elektron yang terdapat pada kulit valensi atom tersebut. Elektron yang
terlibat dalam ikatan ini hanya elektron-elektron yang terdapat pada kulit terluar dan
jumlah total elektron yang terlibat dalam pembentukan ikatan ini tidak mengalami
87
perubahan (merupakan jumlah total elektron valensi dari atom-atom yang berikatan).
Pada umumnya, jumlah elektron pada kulit valensi sama dengan golongan dari suatu
atom. Oleh karena itu, jumlah titik pada simbol Lewis sama dengan golongan dari
atom tersebut. Namun untuk logam transisi, lantanida, dan aktinida yang mempunyai
kulit dalam yang tidak terisi penuh, titik Lewis dari unsur-unsur tersebut tidak dapat
dituliskan secara sederhana.
Lewis memperkenalkan konsep aktivitas termodinamika dan menciptakan
istilah "fugacity". Ide fugacity, atau "melarikan diri kecenderungan", adalah fungsi
dengan tekanan dimensi yang menyatakan kecenderungan suatu zat untuk lulus dari
satu bahan kimia fase yang lain. Lewis percaya bahwa fugacity adalah prinsip dasar,
sistem hubungan termodinamika nyata dapat diturunkan. Harapan ini tidak terealisasi,
meskipun fugacity menemukan tempat abadi dalam deskripsi gas nyata. Makalah
awal Lewis juga mengungkapkan ide JW Gibbs dan P. Duhem tentang energi bebas
dan potensial termodinamika. Ide-ide ini dikenal fisikawan dan matematikawan,
tetapi tidak untuk ahli kimia yang paling praktis, yang menganggap mereka sebagai
muskil dan tidak bisa diterapkan pada sistem kimia. Di Harvard, Lewis juga menulis
sebuah makalah teoritis tentang termodinamika radiasi hitam di mana ia menduga
bahwa cahaya memiliki tekanan.
Pada tahun 1902, ketika mencoba untuk menjelaskan hukum valensi kepada
murid-muridnya, Lewis memiliki gagasan bahwa atom dibangun dari serangkaian
konsentris kubus dengan elektron di setiap sudut. Pada tahun 1916, ia menerbitkan
makalah klasiknya yakni ikatan kimia "Atom dan Molekul", ia merumuskan gagasan
yang kini dikenal sebagai ikatan kovalen, yang terdiri dari sepasang elektron, ia
mendefinisikan istilah molekul aneh (istilah modern radikal bebas) ketika sebuah
elektron tidak dibagi.
Pada tahun 1908 ia menerbitkan yang pertama dari beberapa makalah tentang
relativitas, ia menurunkan hubungan massa-energi dengan cara yang berbeda dari
Albert Einstein. Pada tahun 1909, ia dan Richard C. Tolman mengkombinasikan
dengan metode relativitas khusus. Pada tahun 1912 Lewis dan Edwin Bidwell Wilson
menyajikan pekerjaan utama dalam fisika matematika yang tidak hanya menerapkan
geometri sintetis untuk mempelajari ruang-waktu, tetapi juga mencatat identitas
ruang-waktu meremas pemetaan dan transformasi Lorentz.
Pada tahun 1923, ia merumuskan teori pasangan elektron dari reaksi asambasa. Dalam teori ini asam dan basa, "asam Lewis" adalah pasangan akseptor elektron
88
dan "basa Lewis" adalah donor pasangan elektron. Saat itu juga ia menerbitkan
monografi pada teori ikatan kimia. Berdasarkan pada karya J. Willard Gibbs,
diketahui bahwa reaksi kimia berlangsung ke ekuilibrium ditentukan oleh energi
bebas dari zat mengambil bagian. Lewis menghabiskan 25 tahun menentukan energi
bebas dari berbagai zat. Pada tahun 1923 ia dan Merle Randall menerbitkan hasil
penelitian ini, yang membantu meresmikan termodinamika kimia modern.
Lewis adalah ilmuwan pertama yang menghasilkan sampel murni deuterium
oksida (air berat) pada tahun 1933 dan yang pertama untuk mempelajari
kelangsungan hidup dan pertumbuhan bentuk kehidupan di air berat. Dengan
mempercepat deuteron (inti deuterium) di Ernest O. Lawrence siklotron, ia mampu
mempelajari banyak sifat-sifat inti atom. Gilbert N. Lewis meninggal pada 23 Maret
1946 (umur 70) di Berkeley, California, AS. setelah seorang mahasiswa pascasarjana
menemukan tubuh tak bernyawa Lewis di bawah meja kerja laboratorium di
Berkeley. Beberapa orang memperkirakan ia bunuh diri.
REFLEKSI DIRI
1. Kelompokkan nilai-nilai yang positif dan negatif sepanjang kehidupan
seorang Kimiawan Svante Arrhenius.
2. Ceritakan nilai-nilai yang positif dan negatif sepanjang kehidupan seorang
Kimiawan Johannes Nicolaus Brønsted.
3. Ceritakan nilai-nilai yang positif dan negatif sepanjang kehidupan seorang
Kimiawan Thomas Martin Lowry.
89
UJI KOMPETENSI
I. SOAL PILIHAN GANDA
Pilihlah dengan memberi tanda silang (X) pada huruf a, b, c, d atau e di
jawaban yang tepat!
1. Terjadinya reaksi redoks spontan ditandai dengan...
a. penyusutan jumlah larutan
b. kekeruhan larutan
c. perubahan warna larutan
d. penurunan suhu larutan
e. kenaikan suhu larutan
2. Pernyataan yang benar tentang sel volta adalah...
a. reaksi oksidasi terjadi di anoda
b. reaksi reduksi terjadi di anoda
c. anoda merupakan kutub positif
d. katoda merupakan kutub negatif
e. ion positif mengalami reduksi di anoda
3. Alat yang digunakan untuk mengukur potensial sel Volta adalah...
a. Barometer
b. Voltmeter
c. Thermometer
d. Amperemeter
e. Speedometer
4. Berikut yang bukan penyusun baterai kering adalah...
a. Zn
b. MnO2
c. C
d. NH4Cl
e. Pb
5. Reduktor pada reaksi dibawah ini
Sn + 4HNO3  SnO2 + 4NO2 + 2H2O adalah...
a. HNO3
b. SnO2
c. NO2
90
d. H2O
e. Sn
6. Bilangan oksidasi alumunium dalam Al2O3 adalah...
a. -1
b. 0
c. +1
d. +2
e. +3
7. Bilangan oksidasi Cl pada Cl2, KClO2, AlCl3, dan HClO berturut-turut adalah...
a. 0, +4, -1, dan +3
b. 0, +2, +1, dan +3
c. 0, +3, -1, dan +1
d. 0, +3, +1, dan -1
e. 0, +2, +1, dan -1
8. Asam Klorida sebagai pereduksi ditunjukkan pada reaksi
a. MnO2 + 4HCl  MnCl2 + 2H2O +Cl2
b. SnCl2 + 2HCl + 2HNO3  SnCl4 + 2H2O + 2NO2
c. Pb3O4 + 8HCl  3PbCl2 + 4H2O + Cl2
d. K2Cr2O7 + 14HCl  2KCl + 2CrCl3 + 7H2O + 3Cl2
e. Mg + 2HCl  MgCl2 + H2
9. Leburan Al2O3 (Ar O = 16, Al = 27) dalam proses elektrolisis diperoleh 0,225 gram
Al. 1 F = 96500 C/mol. Jumlah muatan listrik yang dihasilkan adalah...
a. 205,1 C
b.
765,0 C
c. 1113,4 C
d. 2412,5 C
e. 4728,3 C
10. Larutan NaCl 0,1 M dielektrolisis menggunakan elektroda-elektroda Pt, maka hasil
yang dihasilkan adalah...
a. Dihasilkan gas oksigen
b. Dihasilkan ion hidroksida di katoda
c. Dihasilkan logam natrium di katoda
d. Ion natrium mengarah ke anoda
e. Dihasilkan ion hidrogen di anoda
91
11. Data potensial reduksi standar sebagai berikut:
EO A2+ /A = -0,40 V
EO B2+ /B = -0,10 V
EO C2+ /C = -0,70 V
EO D2+ /D = -0,20 V
Sehingga reaksi yang berlangsung dalam keadaan standar...
a. A2+ + B  A + B2+
b. C2+ + B  C+ B2+
c. A2+ + D  A + D2+
d. B2+ + D  B + D2+
e. B + D2+  B2+ + D
12. Tiga logam L, M, P dapat membentuk ion-ion positif L2+ , M2+, P+. Diketahui sbb:
L2+ (aq) + P(s) → tidak terjadi reaksi
2P+ (aq) + M(s) → M2+ (aq) + 2P(s)
M2+ (aq) + L (s) → M(s) + L2+ (aq)
Urutan ketiga logam sesuai dengan potensial elektrode yang meningkat ialah...
a.
P, M, L
b. L, M, P
c. M, L, P
d. M, P, L
e. P, L, M
13. Diketahui data
Ni2+ + 2e
 Ni EO = -0,25 V
Pb2+ + 2e
 Pb EO = -0,13 V
Nilai potensial standar sel volta terdiri dari elektrode Ni dan Pb adalah...
a. -0,38 V
b. -0,12 V
c. +0,12 V
d. +0,25 V
e. +0,38 V
14. Diketahui data potensial standar sebagai berikut:
Zn + Cu2+  Zn + Cu EO = 1,10 V
Sn2+ + 2e
 Sn
EO = -0,14 V
Cu2+ + 2e
 Cu
EO = 0,34 V
92
Berapa potensial standar reaksi berikut adalah...
Zn + Sn2+
 Zn2+ + Sn
a. +1,44 V
b. +1,24 V
c. +0,96 V
d. +0,76 V
e. +0,62 V
15. Diketahui potensial elektroda dari:
Al3+ + 3e → Al
Eo = –1,66 volt
Fe3+ + 3e → Fe
Eo = − 0,44 volt
Reaksi redoks:
Al (aq) + 3 Fe2+ (aq) ↔ 2 Al3+(aq) + 3 Fe (s)
menghasilkan potensial standar sebesar...
a. +2,10 volt
b. +2,00 volt
c. +1,22 volt
d. −1,22 volt
e. −2,10 volt
16.
Jika diketahui:
Zn+2 / Zn Eo = –0, 76 Volt
Cu+2 / Cu Eo = +0,34 Volt
Diagram sel yang paling tepat untuk menggambarkan proses tersebut
adalah...
a. ZnSO4 / Zn // CuSO4 / Cu
b. Zn / Zn+2 // Cu+2 / SO42c. Zn+2 / SO42- // Cu+2 / SO42-
93
d. Cu / CuSO4 // ZnSO4 / Zn
e. Cu / Cu+2 // Zn+2 / Zn
17.
Notasi sel reaksi yang dapat berlangsung adalah...
a. Mg | Mg2+ || Al3+ | Al
b. Al | Al3+ || Mg2+ | Mg
c. Mg2+ | Mg || Al | AlMg3+
d. Al3+ | Al || Mg2+ | Mg
e. Mg | Mg2+ || Al | Al3+
18. Data nilai potensial EO Zn = -0,76 V mempunyai arti bahwa dalam keadaan standar,...
a. Reaksi terjadi secara tidak spontan untuk Zn2+ + 2e Zn
b. Ion H+ lebih sulit tereduksi daripada ion Zn2+
c. Ion H+ lebih mudah tereduksi daripada ion Zn2+
d. Zn cenderung larut sebagai Zn2+
e. H2 merupakan reduktor yang lebih kuat daripada ion Zn
19. Nilai potensial elektroda standar sebagai berikut:
Cu2+ + 2e
 Cu, EO = 0,3 V dan Ag+ + e  Ag, EO = 0,8 V.
Maka reaksi Cu + 2Ag2+  Cu2+ + 2Ag mempunyai nilai potensial...
a. 0,06 V
b. 0,46 V
c. 0,57 V
d. 1,14 V
e. 1,26 V
20. Kadmium diletakkan ke dalam larutan CuSO4 1.0 M pada suhu 25 oC, Eo Cd2+ I Cd =
-0,4 V dan Eo Cu2+ I Cu = 0,34 V yang benar adalah... (Eo = potensial standar)
a. Tidak terjadi reaksi antara Cd dan larutan CuSO4
b. Cd dapat mereduksi ion Cu2+
c. Cu mereduksi ion Cd2+ yang terbentuk
d. Ion Cu2+ mereduksi Cd
e. Cd mereduksi SO4221. Data-data potensial elektroda standar diberikan sebagai berikut:
94
Fe2+ + 2e  Fe
Eo = -0,44 V
Pb2+ + 2e  Pb
Eo = -0,13 V
Zn2+ + 2e  Zn
Eo = -0,76 V
Sn2+ + 2e  Sn
Eo = -0,14 V
Sehingga reaksi yang dapat berlangsung dalam keadaan standar adalah...
a. Fe2+ + Zn  Fe + Zn2+
b. Pb2+ + Fe  Pb + Fe2+
c. Sn2+ + Zn  Sn + Zn2+
d. Zn2+ + Pb  Zn + Pb2+
e. Tidak ada jawaban benar
22. Logam 1 dapat mendesak logam 2 dari larutannya, logam 3 dapat mendesak logam 2
dari larutannya, logam 3 tidak dapat mendesak logam 1 dari larutannya. Urutan
potensial reduksi yang semakin negatif dari ketiga logam tersebut...
a. 1>2>3
b. 1>3>2
c. 3>2>1
d. 2>3>1
e. 3>1>2
23. Butiran logam Fe dan Pb dimasukkan kedalam larutan yang mengandung Fe2+ dan
Pb2+ dengan konsentrasi 1,0 M. Data potensial elektroda standar Fe Eo = -0,44 V dan
Pb Eo = -0,13 V, sehingga hasil reaksi yang dihasilkan adalah...
a. Fe2+ dan Pb2+
b. Fe2+ dan Pb
c. Fe dan Pb
d. Fe dan Pb2+
e. Endapan Fe dan Pb
24. Diketahui data potensial elektroda standar berikut:
Cu2+ + 2e  Cu
Eo = 0,34 V
Pb2+ + 2e  Pb
Eo = -0,13 V
Mg2+ + 2e  Mg
Eo = -2,34 V
Reaksi yang berlangsung adalah...
a. Cu + Mg2+ (1 M)
b. Pb + Cu2+ (1 M)
c. Pb + Mg2+ (1 M)
95
d. Mg + Cu2+ (1 M)
e. Tidak ada jawaban benar
25. Berikut yang bukan merupakan contoh penerapan elektrolisis adalah...
a. pelapisan logam
b. pemurnian logam
c. pengisian ulang aki
d. pengosongan aki
e. produksi zat
26. Faktor-faktor yang berasal dari lingkungan berikut ini dapat mempengaruhi korosi
kecuali...
a. Suhu
b. Udara
c. Keasaman
d. Kelembapan
e. Struktur Bahan
27. Salah satu cara mencegah terjadinya reaksi korosi pada menara adalah...
a. Dilapisi timah
b. Direndam dengan air
c. Dibakar lalu ditempa
d. Dicelupkan pada larutan asam
e. Dihubungkan dengan lempeng magnesium
28. Mudah atau tidaknya logam berkarat tergantung pada...
a. Banyaknya air
b. Keaktifan logam
c. Suhu lingkungan
d. Tingkat kebasaan
e. Banyaknya oksigen
29. Beberapa metode pencegahan korosi besi:
1. mengecat;
2. melumuri oli;
3. dibalut dengan plastik;
4. perlindungan katoda; dan
5. galvanisasi.
96
Metode yang paling tepat digunakan untuk melindungi pipa besi yang ada di dalam
tanah adalah...
a. 1
b. 2
c. 3
d. 4
e. 5
30. Logam-logam berikut yang paling tahan terhadap korosi adalah...
a. Cr
b. Ni
c. Zn
d. Fe
e. Al
II. SOAL URAIAN
Jawablah pertanyaan-pertanyaan berikut ini dengan singkat dan jelas!
1. Pada sel volta diketahui data potensial elektroda standar beriut:
Cu2+ + 2e
 Cu EO = 0,3 V
Ag+ + e
 Ag EO = 0,8 V
Maka potensial sel dari reaksi Cu2+ + 2 Ag+
 Cu + 2Ag adalah
2. Penulisan notasi sel reaksi kimia yang berlangsung seperti di bawah ini adalah
Mg2+ (aq) + 2e
 Mg (s)  EO = -2,38 V
Al3+ (aq) + 3e
 Al (s)  EO = -1,66 V
3. Nilai EO untuk sel persamaan reaksi berikut adalah
Mg2+ (aq) + 2e
 Mg (s)  EO = -2,38 V
Al3+ (aq) + 3e
 Al (s)  EO = -1,66 V
4. Apakah korosi selalu bersifat merugikan? Jelaskan!
5. Korosi juga disebut sel elektrokimia alami. Berdasarkan pernyataan tersebut, maka
jelaskan bagian anoda dan katoda pada sepotong besi yang terkorosi!
97
BAB 3
KONSEP REAKSI KIMIA
Konsep reaksi
kimia
Asam dan basa
Asam/basa
kuat
Asam/basa
lemah
Redoks
Garam
Gambar 3.1. Peta konsep reaksi kimia
Setelah mempelajari bab konsep reaksi kimia ini, saudara diharapkan dapat
menjelaskan tentang konsep reaksi kimia antara asam dan basa serta dapat menjelaskan
reaksi redoks (reduksi oksidasi) dalam aplikasi di kehidupan sehari-hari.
A. ASAM DAN BASA
1. Sejarah Asam, Basa, dan Garam
Asam merupakan salah satu jenis senyawa kimia penyusun dari beberapa
buah-buahan, berbagai bahan makanan dan minuman, air hujan, serta di dalam tubuh
makhluk hidup. Buah-buahan yang berasa asam menandakan adanya senyawa asam,
seperti jeruk, nanas, tomat, anggur, kiwi, belimbing, markisa, manggis, stroberi, apel,
mangga, pir, mengkudu, dan lain-lain. Sedangkan bahan makanan dan minuman yang
mengandung senyawa asam contohnya umbi gadung, yogurt, cuka, tape, dll.
98
Sementara itu, di dalam tubuh makhluk hidup, senyawa asam dapat ditemukan dalam
cairan lambung atau sistem pencernaan manusia dan hewan.
Sama halnya dengan zat asam, zat basa juga dapat dengan mudah kita temui
dalam kehidupan sehari-hari. Sifat licin dan rasanya yang pahit merupakan cara
mudah untuk mengenali zat basa. Beberapa contoh zat basa yang sering digunakan
adalah Natrium hidroksida/soda api/soda ash dan kalium hidroksida, sebagai bahan
baku pembersih dalam rumah tangga, misalnya sabun mandi, sabun cuci, detergen,
pemutih dan pembersih lantai. Magnesium hidroksida dan aluminium hidroksida,
terkandung dalam obat nyeri lambung (antasid). Amoniak, untuk pelarut desinfektan
(pencegah terjadinya infeksi) dan bahan baku pupuk urea. Sama seperti asam, basa
juga dibedakan menjadi basa kuat dan basa lemah. Kekuatan suatu basa dapat
ditentukan dari kemampuannya melepaskan ion hidroksida yang bermuatan negatif
(ion OH-) ketika dilarutkan dalam air. Semakin banyak ion OH- yang dilepaskan,
semakin kuat sifat basanya. Semua rumus kimia basa umumnya mengandung gugus
OH-.
Sumber: www.google.com
Gambar 3.2. Bahan makanan yang mengandung asam
99
Sumber: www.google.com
Gambar 3.3. Produk bersifat basa dalam kehidupan sehari-hari
Salah satu cara memperoleh senyawa garam adalah dengan cara mereaksikan
zat asam dengan zat basa. Reaksi ini dikenal dengan reaksi penggaraman atau disebut
juga reaksi netralisasi. Dalam kehidupan sehari-hari garam yang sering digunakan
antara lain: garam dapur (NaCl), garam inggris (MgSO4) sebagai obat pencahar, soda
kue (NaHCO3) sebagai pengembang roti, monosodium glutamat (MSG) sebagai
penyedap rasa.
w
Sumber: www.google.com
Gambar 3.4. Garam
Sifat garam tergantung pada asam dan basa pembentuknya. Garam yang
berasal dari reaksi antara asam dan basa dapat bersifat asam, basa atau netral. Garam
yang bersifat asam, memiliki pH < 7, berasal dari reaksi antara asam kuat dan basa
100
lemah. Contoh: NH4Cl (amonium klorida/salmoniak), dan NH4NO3 (amonium nitrat).
Garam yang bersifat basa, memiliki pH > 7, berasal dari reaksi antara asam lemah
dan basa kuat. Contoh: KNO2 (kalium nitrit), NaHCO3 (natrium bikarbonat/soda
kue), NaCH3COO (natrium asetat), KCN (kalium sianida / potas), dan KF (kalium
fosfat). Garam yang bersifat netral, memiliki pH= 7, berasal dari asam kuat dan basa
kuat. Contoh: NaCl (natrium klorida), KI (kalium iodida), dan KNO3 (kalium nitrat).
Reaksi penggaraman (netralisasi) sangat berguna bagi kehidupan manusia.
Dalam kehidupan sehari-hari banyak dijumpai pemanfaatan reaksi netralisasi,
misalnya: untuk mengurangi rasa sakit dan iritasi akibat sengatan lebah yang
mengandung asam digunakan soda kue (natrium bikarbonat). Nyeri lambung akibat
kadar asam klorida dalam lambung yang berlebihan dinetralisir dengan obat yang
mengandung basa magnesium hidroksida atau aluminium hidroksida. Limbah cair
hasil industri yang dibuang ke sungai mengandung zat asam yang dapat
menyebabkan kematian ikan oleh karenanya ditambahkan aluminium hidroksida
untuk menetralkannya. Mulut kita mengandung zat asam sisa makanan dan minuman
yang dapat merusak gigi dan menimbulkan bau mulut, untuk menetralisirnya kita
menggunakan pasta gigi yang mengandung zat basa. Tanah yang terlalu asam akibat
hujan asam dan tanah gambut, dapat menyebabkan tanaman tidak dapat tumbuh
dengan baik. Untuk mengatasinya tanah diberi senyawa yang bersifat basa, misalnya
kalsium oksida, kalsium hidroksida atau kalsium karbonat sebelum ditanami.
Menurut sejarah penemuannya, senyawa asam mempunyai beberapa definisi:
Berikut merupakan beberapa teori asam menurut para ilmuwan:
a. Svante Arrhenius (1887)
Svante Arrhenius (1887) menggemukakan bahwa asam adalah suatu zat
yang jika dilarutkan ke dalam air akan menghasilkan ion hidronium (H+). Asam
umumnya merupakan senyawa kovalen dan akan menjadi bersifat asam jika
sudah larut dalam air. Sebagai contoh gas hidrogen klorida bukan merupakan
asam, tetapi jika sudah dilarutkan ke dalam air akan menghasilkan ion H+. Jadi,
pembawa sifat asam adalah ion H+ (ion hidrogen), sehingga rumus kimia asam
selalu mengandung atom hidrogen.
101
b. Bronsted dan Lowry (1923)
Penjelasan tentang asam basa Arrhenius tidak memuaskan untuk
menjelaskan tentang sifat asam basa pada larutan yang bebas air atau tidak
mengandung air. Sebagai contoh, asam asetat akan bersifat asam jika dilarutkan
dalam air, tetapi ternyata sifat asam tersebut tidak tampak pada saat asam asetat
dilarutkan dalam benzena. Demikian juga dengan larutan amonia (NH3) dalam
natrium amida (NaNH2) yang menunjukan sifat basa meskipun tidak
mengandung ion OH–.
Berdasarkan kenyataan tersebut, Johannes Bronsted dan Thomas Lowry
secara terpisah mengusulkan bahwa yang berperan dalam memberikan sifat asam
dan basa suatu larutan adalah ion H+ atau proton (ingat bahwa hidrogen hanya
mempunyai sebuah elektron dan sebuah proton, jika elektronnya dilepaskan
menjadi ion +1, yang tertinggal hanya proton saja). Menurut teori asam basa
Bronsted Lowry, asam adalah donor proton sedangkan basa adalah akseptor
proton. Nantinya akan dikenal pasangan asam basa konjugasi. Berikut penjelasan
selengkapnya. Jadi, asam adalah spesi (ion atau molekul) yang berperan sebagai
donor proton (pemberi proton atau H+) kepada suatu spesi yang lain. Basa adalah
spesi (molekul atau ion) yang bertindak menjadi akseptor proton (penerima
proton atau H+).
Atau bisa juga dikatakan bahwa menurut teori asam basa Bronsted
Lowry, jika suatu asam memberi proton (H+), maka sisa asam tersebut
mempunyai kemampuan menerima proton atau bertindak sebagai basa. Sisa asam
tersebut dinamakan basa konjugasi dari asam semula. Demikian pula, jika suatu
basa menerima proton (H+), maka basa yang terbentuk mempunyai kemampuan
untuk melepas proton tersebut atau bertindak sebagai asam konjugasi dari basa
semula. Secara umum pasangan asam basa konjugasi ini bisa digambarkan
sebagai berikut:
Pasangan asam basa konjugasi
Pasangan asam basa konjugasi
Bisa disimpulkan menurut teori asam basa Bronsted Lowry:
➢ Asam adalah pemberi/donor proton (H+)
➢ Basa adalah penerima/akseptor proton (H+)
102
Contoh 1
NH3(aq) + H2O(l)
Basa
Asam
NH4+(aq) + OH–(aq)
Asam
Basa
Untuk reaksi ke kanan:
H2O merupakan asam karena memberikan ion H+ (donor proton) kepada molekul
NH3 untuk berubah menjadi NH4+. NH3 adalah basa karena menerima H+ (akseptor
proton) dari molekul H2O.
Untuk reaksi ke kiri:
Ion NH4+ adalah asam karena memberikan ion H+ (donor proton) kepada ion OH– dan
berubah menjadi molekul NH3. Sedangkan ion OH– adalah basa karena menerima ion
H+(akseptor H+) untuk berubah menjadi molekul H2O. H2O dan ion OH– adalah
pasangan asam basa konjugasi, di mana ion OH–merupakan basa dari H2O dan
sebaliknya H2O adalah asam konjugasi dari ion OH–.
NH3 dan NH4+ juga merupakan pasangan asam basa konjugasi, dimana NH3 adalah
basa konjugasi dari NH4+ dan sebaliknya NH4+ adalah asam konjugasi dari NH3.
Contoh 2:
HCl(g) +
Asam 1
H2O(l)
Basa 2
–
H3O+(aq)
Asam 2
+ Cl–(aq)
Basa 1
–
HCl dan Cl serta H2O dan OH merupakan pasangan asam basa konjugasi. HCl
adalah asam konjugasi dari ion Cl– dan sebaliknya Cl– merupakan basa konjugasi dari
HCl. Sifat basa dari larutan Na3PO4 dalam air juga dapat dijelaskan dengan teori
asam basa Bronsted Lowry. Dalam larutan tersebut, yang menyebabkan sifat basa
adalah ion PO43-.
H2O(l) + PO43-(aq) HPO42-(aq) + OH–(aq)
Asam 1
Basa 2
Asam 2
Basa 1
c. Lewis (1932)
Konsep asam–basa menurut Bronsted Lowry mempunyai keterbatasan,
terutama di dalam menjelaskan reaksi–reaksi yang melibatkan senyawa tanpa
103
proton (H+), misalnya reaksi antara senyawa NH3 dan BF3, serta beberapa reaksi
yang melibatkan senyawa kompleks.
Pada tahun 1932, ahli kimia Gilbert N. Lewis mengajukan konsep baru
mengenai asam–basa, sehingga dikenal adanya asam Lewis dan basa Lewis.
Menurut teori asam basa Lewis tersebut, yang dimaksud dengan asam Lewis
adalah suatu senyawa yang mampu menerima pasangan elektron dari senyawa
lain, atau akseptor pasangan elektron, sedangkan basa Lewis adalah senyawa
yang dapat memberikan pasangan elektron kepada senyawa lain atau donor
pasangan elektron. Teori asam basa Lewis ini lebih memperluas konsep asam–
basa yang telah dikembangkan oleh Brosted Lowry.
Dalam dunia kedokteran dan farmasi dikenal adanya senyawa basa Lewis
yang digunakan sebagai obat keracunan logam berat, misalnya merkuri, timbal,
kadmium, dan sejenisnya. Obat tersebut dikelompokan sebagai British Anti
Lewis Acid (BAL). Kandungan obat tersebut antara lain oksalat dan
etilendiamintetraasetat (EDTA). Peranan BAL dalam obat tersebut adalah
mengikat logam berat agar mengganggu kerja enzim.
Hg2+(aq) + 2C2O42-(aq) → [Hg(C2O4)2]2-(aq)
Asam
Basa
Cd2+(aq) + 2(EDTA4-)(aq) → [Cd(EDTA)2]6-(aq)
Asam
Basa
Contoh teori asam basa Lewis
H+ + NH3
NH4+
Gambar 3.5. Teori asam lewis
BF3 + NH3
NH3BF3
104
Gambar 3.6. Teori asam basa lewis
Pada gambar di atas, ditunjukan bahwa ion H+ merupakan asam Lewis
karena mampu menerima pasangan elektron, sedangkan NH3 merupakan basa
Lewis. Pada reaksi antara BF3 dengan NH3, yang merupakan asam Lewis adalah
BF3 karena mampu menerima sepasang elektron, sedangkan NH3 merupakan basa
Lewis.
Konsep asam–basa yang dikembangkan oleh Lewis didasarkan pada
ikatan kovalen koordinasi. Masih ingat kan ya? Ikatan kovalen koordinasi adalah
ikatan kimia yang terbentuk dari pemakaian elektron bersama yang digunakan
elektron tersebut berasal dari salah satu atom atau molekul yang berikatan. Atom
atau spesi yang yang memberikan pasangan elektron di dalam membentuk ikatan
kovalen koordinasi akan bertindak sebagai basa, sedangkan atom, molekul atau
spesi yang menerima pasangan elektron disebut sebagai asam. Dengan konsep ini
dapat dijelaskan terjadinya reaksi asam basa yang terjadi pada ion logam dengan
suatu molekul atau ion.
Ag+(aq) + 2NH3(aq) → Ag(NH3)+(aq)
Asam
Basa
Cd2+(aq) + 4I–(aq) → CdI4–(aq)
Asam
Basa
Ni(s) + 4CO(g) → Ni(CO)4(g)
Asam
Basa
SOAL LATIHAN
Pencemaran udara oleh gas-gas oksida asam dapat menimbulkan hujan asam. Air
murni adalah pelarut universal yang memiliki pH= 7, tetapi air hujan dapat bersifat
asam karena adanya karbon dioksida yang terlarut. Pada berbagai daerah yang
105
mengalami pencemaran udara, air hujannya ada yang bersifat asam karena larutnya
gas buang pencemar udara hasil aktifitas manusia, misalnya gas belerang dioksida
dan nitrogen monoksida. Di atmosfer, gas belerang dioksida dan nitrogen monoksida
teroksidasi oleh oksigen di udara, dan bila datang hujan gas tersebut bereaksi dengan
air yang masing-masing membentuk asam sulfat dan asam nitrat. Terbentuknya asam
ini mengakibatkan penurunan pH air hujan sampai 4,7 bahkan pernah terjadi sampai
1,7.
(a) Tuliskan formula Lewis dari gas sulfur dioksida dan nitrogen monoksida.
(b) Mengapa bila karbon dioksidasi larut dalam air, memberikan pH larutan yang
bersifat asam. Tuliskan reaksinya.
(c) Berdasarkan keterangan di atas, tuliskan reaksi-reaksi kiia yang menyebabkan
terjadinya hujan asam.
(d) Sebanyak 1 ml air hujan dengan pH 4,7 diencerkan dengan air murni sampai
tepat 1 L, berapa pH larutan encer ini?
(e) Sebanyak 1 ml air hujan dengan pH 1,7 diencerkan dengan air murni sampai
tepat 1 L, berapa pH larutan encer ini?
(f) Berapa banyak NaOH 0,1000 M dapat menetralkan 100 ml air hujan yang
memiliki pH 4,7?
(g) Berapa banyak NH3(aq) 0,1000 M dapat menetralkan 100 ml air hujan yang
memiliki pH 1,7. Diketahui Kb NH3(aq)= 2,0 x 10-3.
2. Asam
Asam merupakan salah satu penyusun dari berbagai bahan makanan dan
minuman, misalnya cuka, keju, dan buah-buahan. Svante Arrhenius (1887)
menggemukakan bahwa asam adalah suatu zat yang jika dilarutkan ke dalam air akan
menghasilkan ion hidronium (H+). Asam umumnya merupakan senyawa kovalen dan
akan menjadi bersifat asam jika sudah larut dalam air. Sebagai contoh gas hidrogen
klorida bukan merupakan asam, tetapi jika sudah dilarutkan ke dalam air akan
menghasilkan ion H+. Jadi, pembawa sifat asam adalah ion H+ (ion hidrogen),
sehingga rumus kimia asam selalu mengandung atom hidrogen.
Berdasarkan asalnya, asam dikelompokkan dalam 2 golongan, yaitu asam
organik dan asam anorganik. Asam organik umumnya bersifat asam lemah, korosif,
dan banyak terdapat di alam. Asam anorganik umumnya bersifat asam kuat dan
korosif. Karena sifat-sifatnya itulah, maka asam-asam anorganik banyak digunakan di
berbagai kebutuhan manusia.
106
Sumber: www.wikipedia.org
Gambar 3.7. Asam anorganik dan asam organik
Sifat Asam:
➢ Rasanya masam
➢ Korosif (melarutkan logam)
➢ pH kurang dari 7
➢ memerahkan kertas lakmus biru
Contoh Asam:
Asam Non-Oksi
•
Asam Klorida
: HCl ---> H+ + Cl-
•
Asam Bromida
: HBr ---> H+ + Br-
•
Asam Sianida
: HCN ---> H+ + CN-
•
Asam Sulfida
: H2S ---> 2 H+ + S2-
Asam Oksi
•
Asam Nitrat
: HNO3 ---> H+ + NO3-
•
Asam Sulfat
: H2SO4 ---> 2 H+ + SO42-
•
Asam Karbonat
: H2CO3 ---> 2 H+ CO32-
•
Asam Phospat
: H3PO4 ---> 3 H+ + PO43-
Asam Organik
•
Asam Asetat
: CH3COOH ---> H+ + CH3COO-
•
Asam Format
: HCOOH ---> H+ + HCOO-
•
Asam Oksalat
: H2C2O4 ---> H+ + C2O42-
107
Asam Biner ( terdiri dari dua jenis unsur)
•
Asam Fluorida
: HF(aq) → H+(aq) + F–(aq)
•
Asam klorida
: HCl(aq) → H+(aq) + Cl–(aq)
•
Asam sulfida
: H2S(aq) → H+(aq) + S2-(aq)
Oksida Asam
•
Karbon dioksida
•
Belerang trioksida: SO3(g) + H2O(l) → H2SO4(aq)
•
Dinitrogen pentaoksida: N2O5(g) + H2O(l) → 2HNO3(aq)
: CO2(g) + H2O(l) → H2CO3(aq)
Tata Nama dalam Asam
Pada prinsipnya: Hidrogen (H+) + Anion= asam; dengan nama "Asam + nama
anion"
keterangan: banyaknya Hidrogen (H+) dalam satu molekul= muatan anion
pasangannya
Contoh:
2 H+ + SO42- ---> H2SO4; dengan nama Asam Sulfat
dalam contoh di atas dibutuhkan 2 ion hidrogen (H+) karena muatan SO42- = -2 jadi
agar total muatannya= 0, maka ion hidrogen yang muatannya= +1 dikalikan 2.
Berikut contoh senyawa asam kuat dan asam lemah lainnya:
Tabel 3.1. Senyawa Asam Lemah dan Asam Kuat
Asam Kuat
Rumus Kimia
Nama
HCl
HBr
HI
HNO3
H2SO4
HClO3
HClO4
Asam Klorida
Asam Bromida
Asam Iodida
Asam Nitrat
Asam Sulfat
Asam Klorat
Asam Perklorat
Rumus
Kimia
HF
HCN
CH3COOH
H2S
H2CO3
H2SO3
H3PO4
Asam Lemah
Nama
Asam Fluorida
Asam Sianida
Asam Asetat
Asam Sulfida
Asam Karbonat
Asam Sulfit
Asam Phospat
3. Basa
Dalam keadaan murni, basa umumnya berupa kristal padat dan bersifat
kaustik. Beberapa produk rumah tangga seperti deodoran, obat maag (antacid) dan
sabun serta deterjen mengandung basa. Basa adalah suatu senyawa yang jika
108
dilarutkan dalam air (larutan) dapat melepaskan ion hidroksida (OH-). Oleh karena
itu, semua rumus kimia basa umumnya mengandung gugus OH. Tidak semua
senyawa
yang mengandung gugus –OH merupakan suatu basa. Contohnya
CH3COOH dan C6H5COOH justru merupakan asam. Sementara itu, CH3OH tidak
menunjukan sifat asam atau basa di dalam air (ini termasuk oksida indiferen).
Sifat:
➢ rasanya pahit
➢ licin seperti sabun
➢ merusak kulit (kaustik)
➢ merubah kertas lakmus merah menjadi biru
➢ pH lebih dari 7
Beberapa jenis senyawa basa, diantaranya:
a. Senyawa yang mengandung ion hidroksida
Contoh:
Natrium hidroksida: NaOH(aq) → Na+(aq) + OH–(aq)
Kalsium hidroksida: Ca(OH)2(aq) → Ca2+(aq) + 2OH–(aq)
Aluminium hidroksida: Al(OH)3(aq) → Al3+(aq) + 3OH–(aq)
b. Oksida basa
Contoh:
Natrium oksida: Na2O(s) + H2O(l) → 2NaOH(aq)
Kalsium oksida: CaO(s) + H2O(l) → Ca(OH)2(aq)
Aluminium oksida: Al2O3(s) + H2O(l) → 2Al(OH)3(aq)
c. Senyawa yang bereaksi dengan air melepaskan ion hidroksida
Contoh:
Amonia: NH3(aq) + H2O(l) → NH4+(aq) + OH–(aq)
Metil amina: CH3NH2(aq) + H2O(l) → CH3NH3+(aq) + OH–(aq)
Fenil amina: C6H5NH2(aq) + H2O(l) → C6H5NH3+(aq) + OH–(aq)
Tata Nama dalam Basa
Pada prinsipnya: kation + Hidroksida (OH) = basa; dengan nama "nama
kation + hidroksida".
Keterangan: banyaknya
Hidroksida (OH-) dalam satu molekul = muatan anion
pasangannya
109
Contoh:
Al3+ + 3 OH- ---> Al(OH)3; dengan nama Alumunium Hidroksida karena muatan
Al = +3 maka OH- yang dibutuhkan untuk menjadikan muatan totalnya = 0 adalah -3,
nilai -3 diperoleh dari OH- sebanyak 3 buah, karena muatan OH- = -1 maka agar
menjadi -3 perlu dikalikan 3.
Berikut contoh senyawa basa kuat dan basa lemah lainnya:
Tabel 3.2. Senyawa Basa Lemah dan Basa Kuat
Basa Kuat
Rumus Kimia
Nama
NaOH
KOH
Mg(OH)2
Ca(OH)2
Ba(OH)2
Natrium Hidroksida
Kalium Hidroksida
Magnesium Hidroksida
Kalsium Hidroksida
Barium Hidroksida
Rumus
Kimia
NH3
NH4OH
Al(OH)3
Fe(OH)2
Basa Lemah
Nama
Gas Amoniak
Amonium Hidroksida
Alumunium Hidroksida
Besi (II) Hidroksida
4. Garam
Orang mengalami sakit perut disebabkan asam lambung yang meningkat.
Untuk menetralkan asam lambung (HCl) digunakan antacid. Antacid mengandung
basa yang dapat menetralkan kelebihan asam lambung (HCl). Umumnya zat-zat
dengan sifat yang berlawanan, seperti asam dan basa cenderung bereaksi membentuk
zat baru. Bila larutan asam direaksikan dengan larutan basa, maka ion H+ dari asam
akan bereaksi dengan ion OH- dari basa membentuk molekul air.
H+ (aq) +
OH- (aq) —>
Asam
Basa
(ℓ)
Air
Air bersifat netral, maka reaksi asam dengan basa disebut reaksi penetralan.
Ion-ion ini akan bergabung membentuk senyawa ion yang disebut garam. Bila garam
yang terbentuk ini mudah larut dalam air, maka ion-ionnya akan tetap ada di dalam
larutan. Tetapi jika garam itu sukar larut dalam air, maka ion-ionnya akan bergabung
membentuk suatu endapan. Jadi, reaksi asam dengan basa disebut juga reaksi
penggaraman karena membentuk senyawa garam.
Mari kita simak contoh reaksi pembentukan garam berikut!
Asam + Basa —> Garam + Air
Asam klorida + Natrium hidroksida —> Natrium klorida + air
HCl (aq) + Na OH (aq) —> Na Cl (aq) +
(ℓ)
110
Asam
Basa
Garam
Air
Walaupun reaksi asam dengan basa disebut reaksi penetralan, tetapi hasil
reaksi (garam) tidak selalu bersifat netral. Sifat asam basa dari larutan garam
bergantung pada kekuatan asam dan basa penyusunnya. Garam yang berasal dari
asam kuat dan basa kuat bersifat netral, disebut garam normal, contohnya NaCl dan
KNO3. Garam yang berasal dari asam kuat dan basa lemah bersifat asam dan disebut
garam asam, contohnya adalah NH4 Cl. Garam yang berasal dari asam lemah dan
basa kuat bersifat basa dan disebut garam basa, contohnya adalah CH3COONa.
5. Asam/Basa Lemah dan Kuat
Kekuatan asam atau basa ditentukan oleh kemampuan senyawa tersebut
untuk menghasilkan ion H+ (untuk asam) atau OH- (untuk basa). semakin banyak ion
H+ dan OH- yang dihasilkan maka kekuatan asam atau basanya semakin kuat.
a. Asam Kuat
Asam kuat merupakan elektrolit kuat, di dalam air akan terionisasi
sempurna menjadi ion-ion penyusunnya. Asam kuat mempunyai derajad
dissosiasi = 1. derajad dissosiasi dirumuskan sebagai:
Besar derajad dissosiasi = 1  menunjukkan semua zat yang direaksikan terurai
menjadi ion-ionnya.
HnA ---> n H+ + AnKeterangan:
n = jumlah ion H dalam molekul = muatan anionnya
b. Asam Lemah
Tidak seperti asam kuat, asam lemah digolongkan dalam elektrolit lemah.
Hal ini karena tidak semua zat yang bereaksi terurai menjadi ion-ionnya namun
hanya sebagian kecil saja. untuk menunjukkan besarnya zat yang terurai
menggunakan derajad dissosiasi. Jika kalian perhatikan reaksi umum dalam asam
lemah sama saja dengan reaksi asam kuat. Bedanya hanya pada reaksi dalam
asam lemah berlangsung 2 arah, yaitu:
➢ Arah pertama = reaksi dari kiri ke kanan, terjadi peruraian zat asam menjadi
ion-ionnya
➢ Arah kedua = reaksi dari kanan ke kiri, terjadi penggabungan ion-ion menjadi
zat penyusunnya
111
Kedua reaksi di atas terjadi terjadi bersamaan hingga konsentrasi zat
asam dan hasil peruraiannya tidak berubah lagi, yang sering dikenal dengan titik
setimbang/eqivalen. Saat terjadinya titik eqivalen inilah besarnya derajad
dissosiasi dapat dicari dan sebalikknya jika besarnya derajad dissosiasi diketahui
maka jumlah ion H+ yang terbentuk dapat diketahui. Pada reaksi di atas dapat
diketahui besarnya H+ yang terurai dipengaruhi oleh konsentrasi asam (X),
banyaknya ion H+ dalam satu senyawa dan derajad dissosiasi.
c. Tetapan Dissosiasi Asam (Ka)
Setelah kita mengenal istilah derajad dissosiasi selanjutnya kita bahas
mengenai tetapan dissosiasi atau sering disebut sebagai Ka. Harga Ka diperoleh
dari:
HnA ---> n H+ + AnContoh Asam Kuat dan Lemah
Asam kuat: HCl, H2SO4, HNO3, H3PO4, HClO4 dll.
Asam lemah: CH3COOH, C2H5COOH, HCN, HCOOH, H2C2O4, H2S, H2CO3,
HF dll.
d. Basa kuat
Seperti halnya asam kuat, basa kuat merupakan elektrolit kuat, di dalam
air akan terionisasi sempurna menjadi ion-ion penyusunnya. sehingga besarnya
derajad dissosiasi = 1 (semua zat yang direaksikan terurai menjadi ion-ion
penyusunnya).
e. Basa Lemah
Basa lemah merupakan elektrolit lemah sehingga hanya terurai sebagian
dan besarnya derajad dissosiasi di antara 0 sampai dengan 1.
Contoh Basa Kuat dan Lemah
Basa Kuat: KOH, NaOH, Ca(OH)2 dll
Basa Lemah: NH3 atau NH4OH, Fe(OH)2, Fe(OH)3, Al(OH)2 dan lain-lain.
f. Indikator Asam Basa
Nilai pH suatu larutan dapat diketahui dengan menggunakan pH
meter atau indikator asam basa. pH meter merupakan suatu rangkaian elektronik
yang dilengkapi dengan elektrode kaca. Jika elektrode kaca ini di masukkan ke
dalam larutan, akan timbul beda potensial yang diakibatkan oleh adanya ion
H+ dalam larutan. Besarnya beda potensial ini ditunjukkan dengan angka yang
112
menyatakan pH larutan tersebut. Alat ini mengukur berdasarkan perbedaan relatif
konsentrasi ion H+. Oleh karena itu, setiap kali melakukan pengukuran pH meter
harus dikalibrasi menggunakan larutan yang sudah diketahui pH-nya dengan
pasti. Untuk menggunakan alat ini cukup dengan mencelupkan elektrodenya ke
dalam larutan yang diukur dan secara otomatis jarum penunjuk atau angka digital
akan menunjuk pada nilai pH larutan yang diukur.
Indikator asam basa adalah suatu zat yang mempunyai warna tertentu
pada pH tertentu. Sebagai contoh, bromtimol biru (BTB) akan berwarna kuning
dalam lingkungan asam, berwarna biru dalam basa, dan berwarna hijau pada
suasana netral. Ditinjau dari senyawanya, indikator asam basa merupakan zat
warna yang dianggap sebagai asam lemah (HIn) dalam larutan dan terionisasi
menghasilkan ion H+. Warna Hin berbeda dengan warna In–. Pada pH = pKa atau
[H+] = Ka indikator, maka [In–] sama dengan [HIn] sehingga yang tampak adalah
warna campuran antara warna HIn dan warna In–. Pada pH lebih rendah dari nilai
Ka, warna yang tampak adalah warna HIn, dan jika pH lebih besar dari Ka, warna
yang tampak adalah warna In–. Perubahan warna akan berkisar antara pH =
pKa ±1. Kisaran angka ini disebut dengan trayek range pH indikator.
Contoh:
Indikator metil jingga mempunyai traayek pH: 3,1 – 4,4 dengan perubahan warna
dari merah ke kuning. Oleh karena itu, indikator metil jingga tersebut akan
berwarna merah jika diteteskan pada larutan yang mempunyai pH < 3,1 dan akan
memberikan warna kuning jika diteteskan pada larutan yang mempunyai pH >
4,4. Pada pH antara 3,1 – 4,4 warna metil jingga adalah campuran antara merah
dan kuning, yaitu jingga.
1) Identifikasi dengan Kertas Lakmus
Warna kertas lakmus dalam larutan asam, larutan basa dan larutan
bersifat netral berbeda. Ada dua macam kertas lakmus, yaitu lakmus merah dan
lakmus biru. Sifat dari masing-masing kertas lakmus tersebut adalah sebagai
berikut.
➢ Lakmus merah dalam larutan asam berwarna merah dan dalam larutan basa
berwarna biru.
➢ Lakmus biru dalam larutan asam berwarna merah dan dalam larutan basa
berwarna biru.
➢ Lakmus merah maupun biru dalam larutan netral tidak berubah warna.
113
Sumber: www.wikipedia.org
Gambar 3.8. Kertas lakmus
Sumber: www.wikipedia.org
Gambar 3.9. Identifikasi kertas lakmus
2) Identifikasi Larutan Asam dan Basa Menggunakan Indikator
Alami
Cara lain untuk mengidentifikasi sifat asam atau basa suatu zat dapat
menggunakan indikator alami. Berbagai bunga yang berwarna atau tumbuhan,
seperti daun, mahkota bunga, kunyit, kulit manggis, dan kubis ungu dapat
digunakan sebagai indikator asam basa. Ekstrak atau sari dari bahan-bahan ini
dapat menunjukkan warna yang berbeda dalam larutan asam basa.
Sebagai contoh, ambillah kulit manggis, tumbuklah sampai halus dan
campur dengan sedikit air. Warna kulit manggis adalah ungu (dalam keadaan
netral). Jika ekstrak kulit manggis dibagi dua dan masing-masing diteteskan
larutan asam dan basa, maka dalam larutan asam terjadi perubahan warna dari
ungu menjadi cokelat kemerahan. Larutan basa yang diteteskan akan mengubah
warna dari ungu menjadi biru kehitaman.
114
Sumber: www.wikipedia.org
Gambar 3.10. Sumber indikator alami
Senyawa alam banyak yang digunakan sebagai indikator asam basa
alami. Beberapa tumbuhan yang bisa dijadikan sebagai bahan pembuatan
indikator asam basa alami antara lain adalah kubis ungu, sirih, kunyit, dan bunga
yang mempunyai warna (anggrek, kamboja jepang, bunga sepatu, asoka, bunga
kertas). Cara membuat indikator asam basa alami adalah:
•
Menumbuk bagian bunga yang berwarna pada mortar,
•
Menambahkan sedikit akuades pada hasil tumbukan sehingga didapatkan
ekstrak cair,
•
Ekstrak diambil dengan pipet tetes dan dan diteteskan dalam keramik,
•
Menguji dengan meneteskan larutan asam dan basa pada ekstrak, sehingga
ekstrak dapat berubah warna.
Tabel 3.3. Hasil Pengamatan Beberapa Indikator Asam Basa Alami
Warna
Nama Bunga
Warna Air
Bunga
Warna Air
Bunga
Keadaan Asam
Merah
Warna Air
Bunga Keadaan
Basa
Hijau tua
Merah
Ungu muda
Kuning
Kembang
sepatu
Terompet
Emas muda
Emas tua
Anggrek
Kuning
keemasan
Ungu tua
Ungu
Pink tua
Merah
Kuning
Asoka
Kunyit
Coklat muda
Oranye
Oranye muda
Oranye cerah
Ungu
Pink
Bougenville
Euphorbia
Pink muda
Pink muda
Merah
Kamboja
Pink tua
Pink
Keputihan
Coklat tua
Hijau
kemerahan
Coklat
Coklat
kehitaman
Coklat teh
Hijau lumut
Coklat oranye
Coklat
kehitaman
115
3) Identifikasi Larutan Asam dan Basa Menggunakan Indikator
Universal
Indikator
universal
merupakan
campuran
dari
bermacam-
macam indikator yang dapat menunjukkan pH suatu larutan dari perubahan
warnanya. Indikator universal ada dua macam yaitu indikator yang berupa kertas
dan larutan.
a) Indikator Kertas (Indikator Stick)
Indikator kertas berupa kertas serap dan tiap kotak kemasan indikator
jenis ini dilengkapi dengan peta warna. Penggunaannya sangat sederhana, sehelai
indikator dicelupkan ke dalam larutan yang akan diukur pH-nya. Kemudian
dibandingkan dengan peta warna yang tersedia.
Sumber: www.wikipedia.org
Gambar 3.11. Indikator ph kertas
Sumber: www.wikipedia.org
Gambar 3.12. Skala ph berdasarkan warna
116
b) Larutan Indikator
Sumber: www.wikipedia.org
Gambar 3.13. Warna larutan indikator ph
Salah satu contoh indikator universal jenis larutan adalah larutan metil
jingga (Metil Orange = MO). Pada pH kurang dari 6 larutan ini berwarna jingga,
sedangkan pada pH lebih dari 7 warnanya menjadi kuning. Contoh indikator cair
lainnya adalah indikator fenolftalin (Phenolphtalein = pp). pH di bawah 8,
fenolftalin tidak berwarna, dan akan berwarna merah anggur apabila pH larutan
di atas 10.
Sumber: www.wikipedia.org
Gambar 3.14. Indikator PP berwarna pink saat basa dan tak berwarna saat asam
117
a) pH Meter
Sumber: www.wikipedia.org
Gambar 3.15. Ph meter
Pengujian sifat larutan asam basa dapat juga menggunakan pH meter.
Penggunaan alat ini dengan cara dicelupkan pada larutan yang akan diuji, pada
pH meter akan muncul angka skala yang menunjukkan pH larutan.
118
Tabel
Indikator
Asam
Basa
Tabel
2.13.4.
Daftar
Indikator
Asam
Basa
Indikator
Rentang pH
Timol biru
1,2-2,8
Pentametoksi merah
1,2-2,3
Tropeolin OO
1,3-3,2
2,4-Dinitrofenol
2,4-4,0
Metil kuning
2,9-4,0
Metil oranye
Bromfenol biru
Tetrabromfenol biru
Alizarin natrium sulfonat
3,1-4,4
3,0-4,6
3,0-4,6
3,7-5,2
α-Naftil merah
3,7-5,0
p-Etoksikrisoidin
Bromkresol hijau
Metil merah
Bromkresol ungu
Klorfenol merah
Bromfenol biru
p-Nitrofenol
Azolitmin
Fenol merah
3,5-5,5
4,0-5,6
4,4-6,2
5,2-6,8
5,4-6,8
6,2-7,6
5,0-7,0
5,0-8,0
6,4-8,0
Neutral merah
6,8-8,0
Rosolik acid
6,8-8,0
Kresol merah
7,2-8,8
α-Naftolftalein
7,3-8,7
Tropeolin OOO
Timol biru
7,6-8,9
8,0-9,6
Fenolftalein (pp)
8,0-10,0
α-Naftolbenzein
9,0-11,0
Timolftalein
9,4-10,6
Nile biru
Alizarin kuning
10,1-11,1
10,0-12,0
Salisil kuning
10,0-12,0
Diazo ungu
Tropeolin O
10,1-12,0
11,0-13,0
Nitramin
11,0-13,0
Poirrier's biru
Asam trinitrobenzoat
11,0-13,0
12,0-13,4
Kuantitas penggunaan per
10 ml
1-2 tetes 0,1% larutan
1 tetes 0,1% dlm larutan 0%
alkohol
1 tetes 1% larutan
1-2 tetes 0,1% larutan dlm 50%
alkohol
1 tetes 0,1% larutan dlm 90%
alkohol
1 tetes 0,1% larutan
1 tetes 0,1% larutan
1 tetes 0,1% larutan
1 tetes 0,1% larutan
1 tetes 0,1% larutan dlm 70%
alkohol
1 tetes 0,1% larutan
1 tetes 0,1% larutan
1 tetes 0,1% larutan
1 tetes 0,1% larutan
1 tetes 0,1% larutan
1 tetes 0,1% larutan
1-5 tetes 0,1% larutan
5 tetes 0,5% larutan
1 tetes 0,1% larutan
1 tetes 0,1% larutan dlm 70%
alkohol
1 tetes 0,1% larutan dlm 90%
alkohol
1 tetes 0,1% larutan
1-5 tetes 0,1% larutan dlm 70%
alkohol
1 tetes 0,1% larutan
1-5 tetes 0,1% larutan
1-5 tetes 0,1% larutan dlm 70%
alkohol
1-5 tetes 0,1% larutan dlm 90%
alkohol
1 tetes 0,1% larutan dlm 90%
alkohol
1 tetes 0,1% larutan
1 tetes 0,1% larutan
1-5 tetes 0,1% larutan dlm 90%
alkohol
1 tetes 0,1% larutan
1 tetes 0,1% larutan
1-2 tetes 0,1% larutan dlm 70%
alkohol
1 tetes 0,1% larutan
1 tetes 0,1% larutan
Asam
Basa
merah
kuning
merah-ungu
tak berwarna
merah
kuning
tak berwarna
kuning
merah
kuning
merah
kuning
kuning
kuning
oranye
biru-ungu
biru
ungu
merah
kuning
merah
kuning
merah
kuning
kuning
kuning
tak berwarna
merah
kuning
kuning
biru
kuning
ungu
merah
biru
kuning
biru
merah
merah
kuning
kuning
merah
kuning
merah
merah mawar
hijau
kuning
kuning
merah mawar
biru
tak berwarna
merah
kuning
biru
tak berwarna
biru
biru
kuning
merah
lilac
kuning
oranye-coklat
kuning
kuning
ungu
oranye-coklat
tak berwarna
oranye-coklat
biru
tak berwarna
ungu-pink
oranye-merah
(sumber:http://wapsbagi.blogspot.co.id/2015/06/pengertian-dan-jenis-jenis-indikator.html)
119
Kekuatan Asam Basa
Masih ingatkah kalian apa yang dimaksud dengan larutan elektrolit? Larutan
elektrolit dapat menghantarkan listrik karena terionisasi dalam air. Berdasarkan atas
kemampuannya mengion, larutan elektrolit dibedakan menjadi elektrolit kuat dan
elektrolit lemah. Elektrolit kuat terionisasi sempurna dalam air (α=1), sedangkan
elektrolit lemah hanya terionisasi sebagian dalam air (0<α<1). Lantas, bagaimana hal
ini dikaitkan dengan kekuatan asam dan basa? Larutan asam dan basa juga
merupakan larutan elektrolit. Sama halnya dengan elektrolit kuat, asam kuat akan
terionisasi sempurna dalam air, sedangkan asam lemah hanya terionisasi sebagian
dalam air. Sebagai contoh, HCl merupakan asam kuat karena terionisasi sempurna
dalam air dengan melepas ion-ion H+ dan Cl-:
HCl (aq)  H+ (aq) + Cl- (aq)
Sedangkan HF merupakan asam lemah karena dalam air hanya terionisasi
sebagian menjadi ion-ion H+ dan F-:
HF(aq) ⇄ H+ (aq) + F- (aq)
Larutan HCl yang merupakan asam kuat akan terionisasi sempurna dalam air,
sehingga dapat dikatakan memiliki tetapan ionisasi (α) mendekati 1. Sedangkan
larutan HF yang merupakan asam lemah hanya terionisasi sebagian dalam air. Hanya
sedikit molekul HF dalam larutan yang terionisasi menjadi H+ dan F-. Jika asam kuat
seperti HCl mempunyai tetapan ionisasi (α) mendekati 1, lantas bagaimana dengan
asam lemah seperti HF?
Asam lemah HF memiliki tetapan kesetimbangan:
Ka
=
[H+ ][F− ]
[HF]
Karena,
𝛼=
jumlah zat mengion
jumlah zat mula− mula
Jika jumlah zat mula–mula dimisalkan M molar, maka
𝐾𝛼 =
𝑀𝛼 .𝑀𝛼
𝑀 (1−𝛼 )
Dengan menganggap (1-𝛼) = 1, maka persamaan diatas menjadi:
𝐾𝛼 =
𝑀𝛼 .𝑀𝛼
𝑀
= 𝑀𝛼 2
Maka, hubungan antara tetapan asam (Ka) dengan derajat ionisasi larutan (𝛼) dapat
dituliskan menjadi:
120
𝛼=√
K𝑎
𝑀
Sama halnya dengan asam, basa kuat terionisasi sempurna dalam air dan basa
lemah terionisasi hanya sebagian dalam air. Sebagai contoh, NaOH merupakan basa
kuat karena terionisasi sempurna dalam air menjadi ion Na+ dan OH-:
NaOH(aq)  Na+(aq) + OH-(aq)
Sedangkan NH4OH merupakan basa lemah karena hanya sebagian terurai
dalam air menjadi ion NH4+ dan OH-:
NH4OH(aq) ⇄ NH4+(aq) + OH-(aq)
Sama halnya dengan asam kuat, maka basa kuat seperti NaOH juga memiliki
tetapan ionisasi (α) mendekati 1. Sedangkan untuk basa lemah seperti NH4OH yang
memiliki tetapan kesetimbangan:
Kb
=
[NH4 + ][OH− ]
[NH4 OH]
Maka, hubungan antara tetapan basa (Kb) dengan 𝛼 dapat dituliskan menjadi:
𝛼=√
K𝑏
𝑀
Tetapan Kesetimbangan Asam Basa
Tingkat kekuatan suatu asam melukiskan ukuran tingkat kemudahan ion
hidrogen yang dapat dilepaskan dari spesies yang bersangkutan. Ukuran yang umum
untuk asam dan basa adalah perbandingannya relatif terhadap air dalam hal tetapan
keseimbangan. Untuk asam, tetapan ini diidentifikasi sebagai tetapan ionisasi asam,
Ka. Reaksi keseimbangan asam dengan rumus HA adalah:
HA (aq) + H2O (l) ⇌ H3O+ (aq) + A- (aq)
sehingga rumusan tetapan keseimbangan ionisasinya adalah Ka = [H3O+] [A-] / [HA]
Karena nilai tetapan melibatkan numerik dengan pangkat atau eksponen sangat kecil
hingga sangat besar, maka ukuran kuantitatif kekuatan asam lebih sering dinyatakan
dalam pKa (p = potent), dengan pKa = - log Ka. Dengan demikian, makin kuat suatu
asam
makin
besar
nilai
Ka
atau
makin
negatif
nilai
pKa.
121
(sumber: slideshare.net)
Gambar 3.16. Skala kesetimbangan asam basa
Untuk basa, tetapan keseimbangan diidentifikasi sebagai tetapan ionisasi
basa, Kb. Reaksi keseimbangan basa dengan rumus umum A- dapat dituliskan:
A- (aq) + H2O (l) ⇌ HA (aq) + OH- (aq)
Oleh karena itu, rumus tetapan keseimbangan ionisasinya adalah Kb = [HA][OH-] /
[A-] dan secara sama pKb = - log Kb. Oleh karena itu dapat dipahami bahwa makin
kuat suatu basa makin besar nilai Kb atau makin kecil nilai pKb.
Ada hubungan matematis antara tetapan ionisasi asam dengan tetapan
ionisasi basa konyugasinya, yaitu bahwa perkalian keduanya sama dengan tetapan
perkalian ion dari air, Kw (= 1014 mol2dm-6 pada 25oC). Jadi Kw = Ka x Kb, dan dengan
demikian pKw= pKa + Kb. Oleh karena itu mudah dipahami bahwa makin kuat suatu
basa berarti makin lemah asam konyugasinya, demikian sebaliknya makin kuat suatu
asam makin lemah basa konyugasinya.
Contoh soal 1:
Suatu asam lemah HA mempunyai konsentrasi 0,200 M dan derajat disosiasinya
1,24%. Tentukan Ka asam lemah tersebut!
Jawab:
[HA] = 0,200 M dan α HA = 1,24% = 0,0124
Reaksi disosiasi: HA ⇌ H+ + A–
[HA]reaksi
= [H+] = [A–]
[H+]
= α. [HA]awal
[H+]
= 0,0124 × 0,200 M
122
= 2,48 × 10–3 M
[H+]
Berdasarkan perbandingan koefisien setara pada penguraian HA, maka:
[A–]
= [H+] = 2,48 × 10–3 M
Ka HA
= [H+] × [A−]
[HA]
= [(2,48×10−3)(2,48×10−3)]
Ka HA
0,200
= 3,0752 × 10–5
Ka HA
Contoh soal 2:
Hitung persen disosiasi larutan asam lemah HA yang 0,050 M. (Ka = 1,60 x 10–5)
Jawab:
Hitung konsentrasi HA yang terdisosiasi (x)
Reaksi disosiasi: HA ⇌ H+ + A–
= [H+] × [A−]
Ka HA
[HA]
1,60 × 10
–5
= (x)(x)
0,050
x2
= 1,60 × 10–5 × 0,050
x2
= 0,08 × 10–5
x
= 8,9443 × 10–4 M
Persen disosiasi = jumlah HA yang terdisosiasi, jumlah HA awal × 100%
(8,9443 × 10–4 M ÷ 0,050 M) × 100% = 1,79%
Contoh soal 3:
Berapakah molaritas larutan NH3 jika derajad ionisasinya 4%, Kb = 1,8 x. 10–5 ?
Jawab:
Dimisalkan [NH3] = x, maka [NH4+] = [OH–] = α.x
= [NH4+][OH−][NH3]
Kb
1,8 × 10–5 = (0,04x)(0,04x)
x
0,0016 x
2
= 1,8 × 10–5 x
0,0016 x2 – 0,000018 x = 0
Dengan menggunakan rumus abc untuk penyelesaian persamaan kuadrat ini dapat
123
diselesaikan dengan memasukan nilai a, b, dan c sehingga diperoleh x yang mungkin.
x
= 0,01125 M
ax2+bx+c
=0
x1,2 =
-b±√b2 -4ac
2a
Jika larutan yang akan ditentukan konsentrasinya terdiri dari 1 kation dan 1 anion
maka dapat digunakan rumus α2. x2 – Kb . x = 0, untuk substitusi dalam rumus abc
dimana a = α2, b = – Kb , c = 0
Contoh soal 4:
Larutan asam asetat (Ka = 2 x 10–5) mempunyai pH 3. Berapakah persen
disosiasinya?
Jawab:
CH3COOH ⇌ H+ + CH3COO–
[H+] = 10–pH = 10–3 = 1 x 10–3 M
Secara stoikiometri [CH3COO–]: [H+] = 1: 1 sehingga [CH3COO–] = 1 × 10–3
Berikutnya adalah menentukan [CH3COOH] dengan menggunakan persamaan Ka
Ka = [H+] [CH3COO−]
[CH3COOH]
Dimisalkan [CH3COOH] = x
2 x 10–5 = (1×10−3)(1×10–3)
x
x
= 0,05 M
Derajat disosiasi =
[H + ]
1 x 10−3
=
= 0,02
[CH3 COOH]
0,05
Persen disosiasi = 0,02 × 100% = 2%
g. Kurva Titrasi
Seperti pembahasan sebelumnya, titrasi merupakan sebuah cara untuk
mengetahui konsentrasi sebuah larutan dengan jalan mereaksikannya dengan larutan
lain, yang biasanya berupa asam atau basa. Titrasi umumnya dilakukan dengan
menambahkan titran yang sudah diketahui konsentrasinya melalui buret pada titrat
dengan volume tertentu yang dicari konsentrasinya.Pada reaksi antara asam dan basa,
124
titrasi sangat berguna untuk mengukur pH pada berbagai variasi titik melalui reaksi
kimia. Hasilnya adalah sebuah titrasi.Kurva titrasi adalah grafik sebagai fungsi pH
dengan jumlah titran yang ditambahkan.
Sumber: www.wikipedia.org
Gambar 3.17. Metode titrasi
Titik Ekivalen
Ketika larutan yang sudah diketahui konsentrasinya direaksikan dengan
larutan yang tidak diketahui konsentrasinya, maka akan dicapai titik dimana
jumlah asam sama dengan jumlah basa, yang disebut dengan titik ekivalen. Titik
ekivalen dari asam kuat dan basa kuat mempunyai pH 7. Untuk asam lemah dan
basa lemah, titik ekivalen tidak terjadi pada pH 7. Dan untuk larutan asam basa
poliprotik, akan ada beberapa titik ekivalen.
1) Cara Memprediksi Titik Ekivalen
Ada dua cara yang biasa digunakan untuk memprediksi dan menentukan
titik ekivalen, yaitu menggunakan pH meter dan indikator asam basa.
➢ Menggunakan pH meter
Metode ini melibatkan grafik sebagai fungsi pH dan volume titran
yang dipakai yang disebut dengan kurva titrasi. Contoh kurva titrasi adalah
seperti pada Gambar 3.18.
125
(sumber : http://kimia111.blogspot.co.id/2013/03/dasar-titrasi-asam-basa-selasa-15.html)
Gambar 3.18. Titik ekuivalen titrasi
➢ Menggunakan indikator
Metode ini mengandalkan timbulnya perubahan warna larutan.
Indikator asam basa merupakan suatu asam atau basa organik lemah yang
mempunyai warna yang berbeda pada keadaan terdisosiasi maupun
tidak.Karena digunakan dalam konsentrasi yang rendah, indikator tidak
menunjukkan perubahan yang besar pada titik ekivalen.Titik dimana
indikator berubah warna merupakan titik akhir titrasi.Untuk titrasi, perbedaan
volume antara titik akhir dengan titik ekivalen relatif kecil.Seringkali
kesalahan (error) pada perbedaan volume diabaikan. Seharusnya dalam kasus
tersebut diberlakukan faktor koreksi. Volume yang ditambahkan untuk
mencapai titik akhir dapat dihitung dengan menggunakan rumus sederhana
berikut:
VANA = VB NB
di mana V adalah volume, N adalah normalitas, A adalah asam, dan B adalah
basa.
2) Kurva Titrasi Asam Kuat dan Basa Kuat
Titik ekivalen titrasi adalah titik di mana titran ditambahkan tepat
bereaksi dengan seluruh zat yang dititrasi tanpa adanya titran yang tersisa.
126
Dengan kata lain, pada titik ekivalen jumlah mol titran setara dengan jumlah mol
titrat menuru stoikiometri.
Pada gambar di bawah ini, awalnya pH naik sedikit demi sedikit. Hal ini
dikarenakan skala naiknya pH bersifat logaritmik, yang berarti pH 1 mempunyai
keasaman 10 kali lipat daripada pH 2. Ingat bahwa log 10 adalah 1. Dengan
demikian, konsentrasi ion hidronium pada pH 1 adalah 10 kali lipat konsentrasi
ion hidronium pada pH 2. Kemudian naik tajam di dekat titik ekivalen. Pada titik
ini, ion hidronium yang tersisa tinggal sedikit, dan hanya membutuhkan sedikit
ion hidroksida untuk menaikkan pH.
(sumber : https://www.ilmukimia.org/2013/01/kurva-titrasi.html)
Gambar 3.19. Kurva titrasi asam kuat (titrat) dengan basa kuat (titran)
3) Kurva Titrasi Asam Lemah dan Basa Kuat
Kurva titrasi asam lemah dan basa kuat di atas dapat dijelaskan sebagai berikut:
➢ Asam lemah mempunyai pH yang rendah pada awalnya.
➢ pH naik lebih cepat pada awalnya, tetapi kurang cepat saat mendekati titik
ekivalen.
➢ pH titik ekivalen tidak tepat 7.
➢ pH yang dihasilkan oleh titrasi asam lemah dan basa kuat lebih dari 7.
Pada titrasi asam lemah dan basa kuat, pH akan berubah agak cepat pada
awalnya, naik sedikit demi sedikit sampai mendekati titik ekivalen. Kenaikan
sedikit demi sedikit ini adalah karena larutan buffer (penyangga) yang dihasilkan
oleh penambahan basa kuat. Sifat penyangga ini mempertahankan pH sampai
127
basa yang ditambahkan berlebihan.Dan kemudian pH naik lebih cepat saat titik
ekivalen.
(sumber : http://rumushitung.com/2015/09/01/belajar-titrasi-asam-basa/)
Gambar 3.20. Kurva titrasi asam lemah dengan basa kuat
4) Kurva Titrasi Asam Kuat dan Basa Lemah
Kurva titrasi asam kuat dan basa lemah di atas dapat dijelaskan sebagai berikut:
➢ Asam kuat mempunyai pH yang rendahi pada awalnya.
➢ pH naik perlahan saat permulaan, namun cepat saat mendekati titik ekivalen.
➢ pH titik ekivalen tidak tepat 7.
Titik ekivalen untuk asam kuat dan basa lemah mempunyai pH kurang
dari 7, dengan kurva titrasi sebagai berikut:
128
(sumber : http://rumushitung.com/2015/09/01/belajar-titrasi-asam-basa/)
Gambar 3.21. Kurva titrasi asam kuat dengan basa lemah
5) Kurva Titrasi Asam Lemah dan Basa Lemah
Asam lemah dan basa lemah pada gambar di atas tidak menghasilkan
kurva yang tajam, bahkan seperti tidak beraturan. Dalam kurva titrasi asam lemah
dan basa lemah, ada sebuah titik infleksi yang hampir serupa dengan titik
ekivalen. Berikut gambar kurva titrasi asam lemah dan basa lemah.
(sumber : https://www.ilmukimia.org/2013/01/kurva-titrasi.html)
Gambar 3.22. Kurva titrasi asam lemah dengan basa lemah
129
h. Menghitung pH
1) Konsep pH dan pOH
pH atau derajat keasaman digunakan untuk menyatakan tingkat
keasaman atau kebasaan yang dimiliki oleh suatu larutan. Yang dimaksudkan
“keasaman” di sini adalah konsentrasi ion hidrogen dalam pelarut air. Nilai pH
berkisar dari 0 hingga 14. Derajat atau tingkat keasaman larutan bergantung pada
konsentrasi H+ dalam larutan. Semakin besar konsentrasi ion H+ makin asam
larutan.
Nilai pH 7 dikatakan netral karena pada air murni ion H+ terlarut dan ion
OH- terlarut (sebagai tanda kebasaan) berada pada jumlah yang sama, yaitu 10-7
pada kesetimbangan. Penambahan senyawa ion H+ terlarut dari suatu asam akan
mendesak kesetimbangan ke kiri (ion OH- akan diikat oleh H+ membentuk air).
Akibatnya terjadi kelebihan ion hidrogen dan meningkatkan konsentrasinya.
Sorensen (1868 – 1939), seorang ahli kimia dari Denmark mengusulkan
konsep pH untuk menyatakan konsentrasi ion H+, yaitu sama dengan negatif
logaritma konsentrasi ion H+. Secara sistematis diungkapkan dengan persamaan
sebagai berikut:
pH = - log [H+]
Analog dengan di atas, maka:
pH = - log [OH-]
Sedangkan hubungan antara pH dan pOH adalah:
Kw
= [H+] [OH-]
Kw
= - log [H+] + - log [OH-]
Maka:
pKw
= pH + pOH
Pada temperatur kamar: pKw = pH + pOH = 14
Atas dasar pengertian ini, maka:
➢ Netral
: [H+] = 1,0 x 10-7 M atau pH = 7 dan [OH-] = 1,0 x 10-7 atau pH
=7
130
➢ Asam
: [H+] > 1,0 x 10-7 M atau pH < 7 dan [OH-] < 1,0 x 10-7 atau pOH
>7
➢ Basa
: [H+] < 1,0 x 10-7 M atau pH > 7 dan [OH-] > 1,0 x 10-7 atau pOH
<7
Dari definisi tersebut, dapat disimpulkan beberapa rumus sebagai berikut:
Jika [H+] = 1,0 x 10-n , maka pH = n
Jika [H+] = x x 10-n, maka pH = n – log x
Sebaliknya, jika pH = n, maka [H+] = 10-n
Telah disinggung dalam pembahasan sebelumnya bahwa asam terbagi
menjadi dua, yaitu asam kuat dan asam lemah. Begitu juga pada larutan basa
terbagi menjadi dua, yaitu basa kuat dan basa lemah [Pembagian ini sangat
membantu dalam penentuan derajat keasaman (pH)].
a) Asam Kuat
Disebut asam kuat karena zat terlarut dalam larutan ini mengion
seluruhnya (
= 1). Untuk menyatakan derajat keasamannya, dapat ditentukan
langsung dari konsentrasi asamnya dengan melihat valensinya.
Rumus:
[H+]
= x . [HA]
pH
= - log [H+]
b) Asam Lemah
Disebut asam lemah karena zat terlarut dalam larutan ini tidak mengion
seluruhnya, α ≠ 1, (0 < α) Penentuan besarnya derajat keasaman tidak dapat
ditentukan langsung dari konsentrasi asam lemahnya (seperti halnya asam kuat).
Penghitungan
derajat
keasaman
dilakukan
dengan
menghitung
konsentrasi [H+] terlebih dahulu dengan rumus:
[H+]
=
pH
= - log [H+]
Keterangan:
atau
[H+] = M x α
Ka
= tetapan ionisasi asam lemah
[HA]
= konsentrasi asam lemah
c) Basa Kuat
Disebut basa kuat karena zat terlarut dalam larutan ini mengion
seluruhnya (α = 1). Pada penentuan derajat keasaman dari larutan basa terlebih
dulu dihitung nilai pOH dari konsentrasi basanya.
131
Rumus:
[OH-] = x. [M(OH)]
pOH
= - log [OH-]
pH
= 14 - pOH
pH larutan basa kuat dapat ditentukan dengan alur sebagai berikut:
➢ Tentukan [OH-] berdasarkan perbandingan koefisien
➢ Tentukan pOH dengan rumus pOH = -log [OH-]
➢ Tentukan pH berdasarkan pH = 14–pOH
d) Basa Lemah
Disebut basa lemah karena zat terlarut dalam larutan ini tidak mengion
seluruhnya, α ≠ 1, (0 < α < 1). Penentuan besarnya konsentrasi OH- tidak dapat
ditentukan langsung dari konsentrasi basa lemahnya (seperti halnya basa kuat),
akan tetapi harus dihitung dengan menggunakan rumus:
Rumus:
[OH-] = √Kb . [M(OH)]
pOH
[OH-] = M x α
atau
= - log [OH-]
pH
= -14-pOH
e) Larutan Penyangga (Buffer), Asam Basa
Cara menghitung pH dan pOH Larutan Penyangga Buffer Asam dan
Basa, Rumus menentukan, Contoh Soal, Pembahasan, Kimia sebelumnya,
pelajarilah terlebih dahulu materi tentang jenis larutan penyangga.
➢ Larutan Penyangga Asam
Marilah
kita
tinjau
larutan
yang
mengandung
campuran asam
lemah dengan basa konjugasinya, misalnya CH3COOH dengan CH3COO–. Kita
ketahui bahwa hampir semua ion CH3COO– dalam larutan berasal dari garam
sebab CH3COOH hanya sedikit sekali yang terionisasi (James E. Brady, 1990).
CH3COOH D CH3COO– + H+
[CH3 COO− ][H+ ]
Ka
=
[H+]
=
-log [H+]
= - log Ka – log
[CH3 COOH]
[CH3 COOH]
[CH3 COO− ]
[CH3 COOH]
[CH3 COO− ]
Karena dalam satu larutan mengandung CH3COOH dan CH3COO-, maka
rumus di atas dapat ditulis:
132
pH= pKa – log
a
g
dengan:
Ka
= tetapan ionisasi asam lemah
a
= jumlah mol asam lemah
g
= jumlah mol basa konjugasi
➢ Larutan Penyangga Basa
Sekarang
marilah
kita
tinjau
larutan
yang
mengandung basa
+
lemah denganasam konjugasinya. Misalnya, NH3 dan NH4 yang berasal dari
garam (James E. Brady, 1990).
NH3 + H2O D NH4+ + OH–
[NH4 + ][OH− ]
Kb
=
[OH-]
= Kb .
-log [OH-]
= - log Kb – log
[NH3 ]
[NH3 ]
[NH4 + ]
[NH3 ]
[NH4 + ]
Karena dalam satu larutan mengandung NH3 dan NH4+, maka rumus
diatas dapat ditulis:
pOH = pKb – log
b
g
dengan:
Kb = tetapan ionisasi basa lemah
a
= jumlah mol basa lemah
g
= jumlah mol asam konjugasi
133
i. Penerapan Asam Basa dalam Kehidupan Sehari-Hari
1) Mengatasi Tanah Masam
Sumber: www.wikipedia.org
Gambar 3.23. Penerapan asam basa dalam bidang pertanian
Pengapuran untuk meningkatkan pH dan mengatasi keracunan Al. Untuk
mengatasi kendala kemasaman dan kejenuhan Al yang tinggi dapat dilakukan
pengapuran. Kemasaman dan kejenuhan Al yang tinggi dapat dinetralisir dengan
pengapuran. Pemberian kapur bertujuan untuk meningkatkan pH tanah dari
sangat masam atau masam ke pH agak netral atau netral, serta menurunkan kadar
Al. Untuk menaikkan kadar Ca dan Mg dapat diberikan dolomit, walaupun
pemberian kapur selain meningkatkan pH tanah juga dapat meningkatkan kadar
Ca dan kejenuhan basa. Terdapat hubungan yang sangat nyata antara takaran
kapur dengan Al dan kejenuhan Al. Dosis kapur disesuaikan dengan pH tanah,
umumnya sekitar 3 t/ha, berkisar antara 1-5t/ha. Kapur yang baik adalah kapur
magnesium atau dolomit yang dapat sekaligus mensuplai Ca dan Mg.
Pemberian Bahan Organik. Bahan organik selain dapat meningkatkan
kesuburan tanah juga mempunyai peran penting dalam memperbaiki sifat fisik
tanah. Bahan organik dapat meningkatkan agregasi tanah, memperbaiki aerasi
dan perkolasi, serta membuat struktur tanah menjadi lebih remah dan mudah
diolah. Bahan organik tanah melalui fraksi-fraksinya mempunyai pengaruh nyata
terhadap pergerakan dan pencucian hara. Asam fulvat berkorelasi positif dan
nyata dengan kadar dan jumlah ion yang tercuci, sedangkan asam humat
berkorelasi negatif dengan kadar dan jumlah ion yang tercuci.
134
Penyediaan bahan organik dapat pula diusahakan melalui pertanaman
lorong (alley cropping). Selain pangkasan tanaman dapat menjadi sumber bahan
organik tanah, cara ini juga dapat mengendalikan erosi. Hasil penelitian
menunjukkan bahwa penanaman Flemingia sp. dapat meningkatkan pH tanah dan
kapasitas tukar kation serta menurunkankejenuhan Al. Petani menyadari bahwa
pemberian pupuk organik dapat meningkatkan kesuburan tanah. Menurut mereka,
pengaruh pupuk organik dalam memperbaiki kesuburan tanah kurang spontan
akan tetapi pengaruhnya lebih tahan lama. Sedangkan pupuk buatan pengaruhnya
spontan akan tetapi hanya tahan beberapa minggu atau bulan. Pupuk organik
yang digunakan adalah pupuk hijau, kotoran ternak, bagas, dan sebagainya.
Berdasarkan pengalaman bahwa pengusahaan tanaman semusim yang sebagian
besar biomasanya tidak dikembalikan, lebih cepat menguras zat makanan yang
ada di tanah, mereka mulai belajar mengembalikan sisa-sisa panen ke lahan.
Pemberian Pupuk Phospat. Kekahatan P merupakan salah satu kendala
utama bagi kesuburan tanah masam. Tanah ini memerlukan P dengan takaran
tinggi untuk memperbaiki kesuburantanah dan meningkatkan produktivitas
tanaman. Untuk mengatasi kendala kekahatan P umumnya menggunakan pupuk
P yang mudah larut seperti TSP, SP-36, SSP, DAP. Pupuk tersebut mudah larut
dalam air sehingga sebagian besar P akan segera difiksasi oleh Al dan Fe yang
terdapat di dalam tanah dan P menjadi tidak tersedia bagi tanaman. Fosfat alam
dengan kandungan Ca setara CaO yang cukup tinggi (>40%) umumnya
mempunyai reaktivitas tinggi sehingga sesuai digunakan pada tanah-tanah
masam. Sebaliknya, fosfat alam dengan kandungan sesquioksida tinggi (Al2O3
dan Fe2O3) tinggi kurang sesuai digunakan pada tanah-tanah masam.
Pengaturan sistem tanam. Pengaturan sistem tanam sebenarnya hanya
bersifat untuk mencegah keasaman tanah atau mencegah kemasaman tanah yang
lebih
parah.
Hal
ini
berkaitan
erat
dengan
artikel
maspary
yang
berjudul Mengatasi Tanah Asem- asemen Pada Padi Sawah. Pemberaan. Untuk
mempertahankan kesuburan tanah, petani memberakan lahan [Bahasa Jawa: bero]
atau membiarkan semak belukar tumbuh di lahan yang telah diusahakan beberapa
musim. Menurut mereka, tanaman akan tumbuh lebih baik pada lahan yang
sebelumnya diberakan. Bera dengan hanya mengandalkan suksesi alami
memerlukan waktu lebih lama untuk mengembalikan kesuburan tanah.
Tumpanggilir. pengusahaan satu jenis tanaman semusim saja selama tiga tahun
135
berturut-turut menyebabkan tanah menjadi “kurus” dan “cepat panas”. Menurut
pengamatan petani, jenis tanaman pangan yang banyak menguras zat makanan
dalam tanah [Bhs.Jawa: ngeret lemah] adalah ubikayu, ketela rambat dan kacang
tanah. Tumpangsari. Beberapa petani juga melakukan tumpangsari di lahan
mereka. Pada umumnya dasar keputusan petani untuk memilih sistem
tumpangsari adalah karena alasan ekonomi, bukannya kesadaran untuk
mempertahankan kesuburan tanah. Misalnya pendapatan petani dari hasil
tumpangsari jagung dan padi ternyata lebih besar dari hasil jagung atau padi
monokultur. Pencegahan erosi. Pada dasarnya petani menyadari pentingnya
pencegahan erosi di lahan mereka, terutama pada lahan yang curam. Beberapa
usaha yang telah dicoba adalah dengan membuat guludan sejajar kontur atau
menggunakan batang pohon yang ditebang pada saat pembukaan lahan sebagai
teras-teras akan tetapi karena intensitas curah hujan yang tinggi serta struktur
tanah yang kurang mantap menyebabkan guludan tersebut mudah longsor.
Sebagian petani ada yang membuat guludan tegak lurus arah kontur, sehingga air
limpasan bisa mengalir lebih cepat. Cara ini memang bisa mengurangi kerusakan
guludan dan mempercepat pematusan karena tanaman tertentu tidak menyukai
tanah yang terlalu basah, tetapi pengikisan tanah (erosi) tetap terjadi.
Pemberian Mikroorganisme Pengurai. Terdapatnya bahan organik yang
belum terurai juga akan menyumbangkan tingkat keasaman tanah, pristiwa ini
sering maspary lihat pada tanah-tanah sawah yang terlalu cepat pengerjaannya.
Pemberian mikroorganisme pengurai akan mempercepat dekomposisi bahan
organik dalam tanah sehingga akan membantu ketersediaan dan keseimbangan
unsur hara. Selain itu perombakan bahan organik juga akan menyeimbangkan
KTK tanah.
2) Mengatasi Tanah Basa
Untuk mengatasi tanah-tanah basa menurut maspary bisa dilakukan
dengan cara pemberian sulfur atau belerang. Pemberian belerang bisa dalam
bentuk bubuk belerang atau bubuk sulfur yang mengandung belerang hampir
100%. Pemberian pupuk yang mengandung belerang kurang efektif jika
digunakan untuk menurunkan pH. Beberapa pupuk yang mengandung belerang
yang bisa digunakan antara lain ZA (Amonium sulfat), Magnesium sulfat,
136
Kalium sulfat, tembaga sulfat dan seng sulfat. Pemberian bahan organik/ pupuk
organik juga bisa membantu menormalkan pH tanah.
Merubah pH tanah tidaklah semudah membalikkan tangan, tidak akan
selesai dalam waktu satu atau dua minggu saja akan tetapi harus dilakukan terusmenerus dari musim kemusim secara terarah baik dalam pengapuran maupun
pemupukannya.
3) Bidang perikanan
Untuk menetrakan air yang memiliki pH asam dibutuhkan bubuk
Kalsium (Ca) ataupun bahan yang mengandung Kalsium (Ca). Banyak sekali
bahan sumber kalsium yang bisa didapatkan:
➢ Dengan menambahkan aksesoris kolam berupa batuan kapur (limestone),
kerang2an, cangkang siput/keong.
➢ Bubuk Kalsium Karbonat dari toko kimia.
➢ Bubuk Kalsium dari kapur yang biasa digunakan dalam agrikultur/ kapur
pertanian, seperti Dolomit ataupun Kalsit sebanyak 150 gram/m3.
➢ Bubuk kalsium dari cangkang telur yag dikeringkan dan ditumbuk.
➢ Tablet kalsium di apotek, dengan nama ‘Calc’.
➢ Dengan mengganti volume air kolam.
Ketika pH air menjadi ASAM akibat sisa metabolisme ikan ataupun dari
sumber lainnya, maka kalsium akan bereaksi dan menaikkan pH kembali seperti
semula ke posisi pH Netral.
Untuk menetrakan air yang memiliki pH basa dibutuhkan bahan-bahan
organik, seperti gambut (peat), peat moss, kayu-kayuan, dan daun-daunan. Yang
paling mudah untuk menurunkan pH basa adalah dengan bantuan daun Ketapang
(terminalia catappa) yang biasa digunakan untuk ikan Betta (cupang). Atau juga
bisa beli ‘Blackwater essence’.
137
Sumber: www.wikipedia.org
Gambar 3.24. Bahan untuk menetralkan ph basa
B. REAKSI REDUKSI DAN REAKSI OKSIDASI
Pengertian Redoks (Reaksi Reduksi/Oksidasi) Menurut Ahli Kimia–
Redoks “reaksi Reduksi/Oksidasi” adalah istilah yang menggambarkan perubahan
bilangan oksidasi (keadaan oksidasi) atom dalam reaksi kimia. Hal ini dapat berupa
proses redoks yang sederhana seperti oksidasi karbon untuk menghasilkan karbon
dioksida, atau reduksi karbon oleh hidrogen menghasilkan metana (CH4), atau dapat
menjadi proses yang kompleks seperti oksidasi gula pada tubuh manusia melalui
serangkaian kompleks transfer elektron.
Dalam reaksi reduksi dan oksidasi dikenal istilah bilangan oksidasi (biloks),
yaitu suatu bilangan yang menunjukkan tingkat oksidasi suatu unsur/atom.
Aturan penentuan bilangan oksidasi adalah sebagai berikut:
➢ Bilangan oksidasi unsur bebas selalu nol
➢ Bilangan oksidasi ion sesuai dengan muatannya
➢ Bilangan oksidasi logam IA adalah +1
➢ Bilangan oksidasi logam IIA adalah +2
➢ Bilangan oksidasi logam IIIA adalah +3
➢ Bilangan oksidasi H dalam senyawa adalah +1
➢ Bilangan oksidasi O dalam senyawa adalah -2
➢ Jumlah bilangan oksidasi atom-atom dalam senyawa adalah nol
➢ Jumlah bilangan oksidasi atom-atom dalam anion/kation sesuai muatannya
➢ Bilangan oksidasi atom F selalu -1
Pengecualian dalam aturan bilangan oksidasi:
➢ Logam hidrida (logam + H), bilangan oksidasi H adalah -1
138
➢ Peroksida, bilangan oksidasi O adalah -1
➢ Superoksida, bilangan oksidasi O adalah -1/2
Aturan khusus dalam penentuan bilangan oksidasi:
➢ S (sulfur) dalam senyawa biner memiliki bilangan oksidasi -2
➢ Bilangan oksidasi atom VIIA dalam senyawa biner adalah -1
Urutan prioritas penentuan bilangan oksidasi:
F, logam IA, logam IIA, logam IIIA, H, O, dan lain-lain.
1. Reaksi Reduksi
Reaksi reduksi adalah reaksi yang melepas oksigen. Dalam reaksi ini atom
yang bereaksi mengikat elektron. Areaksi ini juga mengakibatkan turunnya bilangan
oksidasi. Atom yang mengalami reaksi reduksi disebut oksidator.
2. Reaksi Oksidasi
Reaksi oksidasi adalah reaksi yang mengikat oksigen. Dalam reaksi ini
terjadi pelepasan elektron dan naiknya bilangan oksidasi. Atom yang mengalami
reaksi oksidasi disebut reduktor.
3. Reaksi Redoks
Karena reaksi reduksi dan reaksi oksidasi berlangsung bersamaan reaksi ini
sering disingkat menjadi reaksi redoks.
4. Penggolongan Reaksi Berdasarkan Perubahan Bilangan Oksidasi
a. Reaksi bukan redoks
Pada reaksi ini bilangan oksidasi setiap unsur tidak mengalami perubahan.
Contoh: CaO + HCl = CaCl2 +
b. Reaksi redoks
Pada reaksi ini unsur yang bereaksi mengalami peningkatan dan penurunan nilai
bilangan oksidasi.
Contoh: Fe + H2SO4 = FeSO4 + H2
Oksidator
: H2SO4
Reduktor
: Fe
Hasil reduksi
: H2
Hasil oksidasi : FeSO4
c. Reaksi disproporsionasi
139
Pada reaksi ini reduktor dan oksidator berasal dari unsur yang sama.
Contoh: I2 + NaOH + NaI + NaIO3 +
Oksidator
: I2
Reduktor
: I2
Hasil reduksi
: NaI
Hasil oksidasi : NaIO3
5. Reaksi Redoks dalam Industri
➢ Proses utama pereduksi bijih logam untuk menghasilkan logam didiskusikan
dalam artikel peleburan.
➢ Oksidasi digunakan dalam berbagai industri seperti pada produksi produk-produk
pembersih.
➢ Reaksi redoks juga merupakan dasar dari sel elektrokimia.
6. Reaksi Redoks dalam Biologi
Banyak proses biologis melibatkan reaksi redoks. Reaksi ini terjadi secara
bersamaan karena sel, sebagai tempat untuk reaksi biokimia, harus melaksanakan
semua fungsi kehidupan. Agen biokimia yang mendorong oksidasi zat yang berguna
dikenal dalam ilmu makanan dan kesehatan sebagai oksidan. Zat yang mencegah
aktivitas oksidan disebut antioksidan.
Energi biologis sering disimpan dan dilepaskan dengan menggunakan reaksi
redoks. Fotosintesis melibatkan reduksi karbon dioksida menjadi gula dan oksidasi
air menjadi oksigen. Reaksi sebaliknya, respirasi, mengoksidasi gula untuk
menghasilkan karbon dioksida dan air.
Sebagai langkah menengah, senyawa karbon yang direduksi digunakan untuk
mengurangi nikotinamida adenin dinukleotida (NAD+), yang kemudian berkontribusi
dalam pembentukan gradien proton, yang akan mendorong sintesis adenosin
trifosfat (ATP) dan dijaga oleh reduksi oksigen. Dalam sel-sel hewan, mitokondria
menjalankan fungsi yang sama.
140
KEGIATAN
Tujuan : Mengamati Trayek Perubahan Warna Indikator
Cara kerja:
1) Sediakan tiga Indikator berikut : metal merah, fenoltalein, metal jingga dan BTB
2) Siapkan larutan :
•
Air Ledeng
•
Air Sumur
•
Air Kapur
•
Air cuka
•
Larutan A
•
Larutan B
•
Larutan C
•
Larutan D
3) Siapkan 4 set tabung reaksi, masing – masing 7 tabung reaksi
4) Guru aklian akan menyiapkan 7 larutan deangan Ph yang berbeda. Ambil set
pertama tabung reaksi. Masukkan 2 Ml larutan dengan Ph berbeda ke dalam 7n
tabung reaksinya. Tambahkan 3 tetes metal merah, metal jingga, PP dan BTB.
5) Pikirkan perubahan warna yang terjadi
6) Ulangi kegiatan yang sama , kemudian catat hasilnya
141
UJI KOMPETENSI
I. SOAL PILIHAN GANDA
Pilihlah dengan memberi tanda silang (X) pada huruf a, b, c, d atau e di
jawaban yang tepat!
1. Apabila ekstrak bunga sepatu merah digunakan sebagai indikator asam basa, maka
gejala berikut yang benar adalah...
a. dalam asam berwarna merah dan di dalam basa berwarna hijau
b. dalam asam berwarna hijau dan di dalam basa berwarna merah
c. dalam asam berwarna ungu dan di dalam basa berwarna merah
d. dalam asam berwarna merah dan di dalam basa berwarna ungu
e. tidak ada jawaban benar
2. Larutan detergen dicampur dengan cairan mahkota bunga sepatu, maka...
a. cairan mahkota bunga sepatu tidak berubah warnanya
b. cairan mahkota bunga sepatu berwarna merah
c. cairan mahkota bunga sepatu berwarna biru
d. cairan mahkota bunga sepatu berwarna hitam
e. tidak ada jawaban benar
3. Apabila asam direaksikan dengan basa akan menghasilkan air dan...
a. Garam
b. Ion
c. Netral
d. pH
e. Asam
4. Pada buah jeruk mengandung...
a. asam malat
b. asam tartrat
c. asam sitrat
d. asam asetat
e. asam karboksilat
5. Bahan-bahan berikut bersifat basa, kecuali...
a. sabun cuci
b. cairan karbol
c. cuka dapur
142
d. kapur tulis
e. sabun mandi
6. Tanah yang bersifat asam dapat dinetralkan dengan menambah...
a. kalium hidroksida
b. ammonium hidroksida
c. natrium hidroksida
d. magnesida hidroksida
e. natrium klorida
7. Reaksi penetralan terjadi antara...
a. asam dengan garam
b. basa dengan logam
c. asam dengan basa
d. logam dengan garam
e. asam dengan logam
8. Alat penukur pH yang paling akurat adalah...
a. perasan kunyit
b. kertas lakmus
c. pH meter
d. fenolftalein
e. tidak ada jawaban benar
9. Kertas lakmus merah akan berubah warnanya menjadi biru jika diteteskan larutan...
a. asam sulfat
b. natrium klorida
c. barium hidroksida
d. asam cuka
e. asam iodida
10. Larutan garam mempunyai nilai pH...
a. 0
b. 7
c. 14
d. 10
e. 5
11. Berikut ini yang merupakan sifat larutan asam adalah...
a. membirukan kertas lakmus merah
143
b. memiliki nilai pH > 7
c. menghasilkan ion H+
d. menghasilkan ion OHe. rasanya manis
12. Senyawa yang bersifat asam akan menghasilkan...
a. ion H+
b. ion OH+
c. ion Hd. ion OHe. tidak ada jawaban benar
13. Fenolftalein dapat berubah warna dalam larutan yang mempunyai pH...
a. 1
b. 7
c. 5
d. 9
e. 0
14. Derajat keasaman (pH) larutan asam asetat 0,2 M (Ka = 2 X 10–5) adalah...
a. 2–log 3
b. 3–log 2
c. 4–log 4
d. 5–log 2
e. 6–log 4
15. Pada reaksi OH– + NH4+
H2O + NH3 yang merupakan pasangan asam basa berkonjugasi adalah...
a. NH4+ dan NH3
b. OH– dan NH3
c. NH4+ dan H2O
d. NH3 dan H2O
e. NH4+ dan OH–
16. Aluminium sulfat Al2(SO4)3 sebanyak 3,42 gram ditambah air hingga volume
larutan 2 liter. Jika diketahui Ar Al= 27; S= 32; dan O= 16, maka molaritas larutan
yang terbentuk adalah...
a. 0,5 M
b. 0,1 M
144
c. 0,05 M
d. 0,01 M
e. 0,005 M
17. Diketahui reaksi:
H2PO4- (aq) + H2O(l) ⇆ HPO42- (aq) + H3O+(aq)
Yang merupakan pasangan asam basa konjugasi adalah...
a. H2PO– dan H2O
b. HPO2– dan H3O+
c. H2PO– dan H3O+
d. HIO– dan H2O
e. H2PO– dan HPO2–
18. Larutan asam asetat 10 ml 0,1 M diencerkan dengan air sampai volume larutan
menjadi 1000 mL, maka perubahan pH larutan dari... (Ka asetat= 1,0 x 10–5)
a. 1 menjadi 2
b. 1 menjadi 3
c. 3 menjadi 4
d. 3 menjadi 5
e. 3 menjadi 6
19. Bilangan oksidasi carbon dari senyawa Na2C2O4 adalah...
a. +2
b. +5
c. +3
d. +6
e. +4
20. Basa konjugasi dari NH3 adalah...
a. NH4OH
b. H2O
c. NH2 –
d. NH2+
e. OH –
21. Campuran yang merupakan larutan penyangga adalah...
a. H2CO3 dan (NH4)2SO4
b. NH3 dan NaCl
c. NH3 dan NH4Cl
145
d. HCl dan NH4Cl
e. HCl dan NaCl
22. Larutan Ca(OH)2 yang konsentrasinya 0,01 M mempunyai [OH-] sebesar...
a. 0,001 M
b. 0,02 M
c. 0,01 M
d. 0,05 M
e. 0,1 M
23. Jika pH larutan 0,01 M suatu asam lemah HA adalah 3,5 maka tetapan asam (Ka)
adalah...
a. 1 x 10-3
b. 1 x 10-7
c. 2 x 10-3
d. 1 x 10-8
e. 1 x 10-5
24. Konsentrasi ion hidrogen dalam larutan yang pHnya = 3-log 2 adalah...
a. 2 x 10-2
b. 0,0001 M
c. 3 x 10-3
d. 0,003 M
e. 2 x 10-3
25. Harga pH suatu larutan adalah x. Bila larutan tersebut diencerkan hingga volumenya
1.000 kali volume semula,maka pH larutan menjadi 6. Besarnya x adalah...
a. 1
b. 2
c. 3
d. 4
e. 5
26. pH larutan 100 mL NH4Cl 0,1 M jika Kb NH3(aq) = 10-5 adalah...
a. 3
b. 4
c. 5
d. 6
146
e. 7
27. Larutan CH3COONH4 0,1 M (Ka = Kb = 10-5) memiliki pH...
a. 8
b. 4
c. 2
d. 3
e. 7
28. Campuran yang membentuk larutan penyangga adalah...
a. 100 ml CH3COOH 0,1 M + 100 ml CH3COONa 0,2 M
b. 100 ml CH3COOH 0,1 M + 100 ml NaOH 0,1 M
c. 100 ml NH3(aq) 0,1 M + 100 ml HCl 0,2 M
d. 100 ml NH4Cl 0,1 M + 100 ml HCl 0,2 M
e. 100 ml H3PO4 0,1 M + 100 ml NaOH 0,2 M
29. pH larutan NH4Cl 0,1 M jika Kb NH3 (aq) = 10-5 adalah...
a. 4
b. 4,5
c. 5
d. 6
e. 6,5
30. pH larutan 100 ml 0,01 M CH3COONa. (Ka = 10-5) adalah...
a. 5
b. 5,5
c. 7
d. 8
e. 8,5
II. SOAL URAIAN
Jawablah pertanyaan-pertanyaan berikut ini dengan singkat dan jelas!
1. Jelaskan perbedaan sifat antara asam, basa, dengan garam!
2. Sebutkan 5 contoh asam lemah!
3. Berapa konsentrasi H+ dalam 500mL larutan HCl 0,1M?
4. Sebanyak 25 mL larutan HCl 0,1 M dititrasi dengan NaOH 0,1 M. Hitunglah pH
larutan:
147
a. sebelum penambahan NaOH
b. setelah penambahan NaOH 25 mL
5. Suatu larutan basa mempunyai konsentrasi OH– = 5 x 10–3 M, tentukan harga pOH
dan Ph-nya!
148
DAFTAR PUSTAKA
Ebbing, Darrel D. 1984. General Chemistry. Wilmington: Houghton Miffling Comp.
Fessenden, Ralph J. dan Joan S. Fessenden. 1997. Dasar-dasar Kimia Organik. Jakarta:
Binarupa Aksara.
Foong, Y. S. 2002. Kimia Tingkatan 5. Kuala Lumpur: Percetakan Rina Sdn. Bhd.
Hill, Graham C., et. al. 1995. Chemistry in Context. Ontario: Nelson.
Petrucci, Ralph H. 1995. General Chemistry, Principles and Modern Application. New
Jersey: Collier-McMillan.
Susilowati, Endang. 2012. Kimia Untuk Kelas X SMA dan MA. Solo: Tiga Serangkai.
Sumber Internet:
www.kimiastudycenter.com/bank-soal-un/11-bank-soal-un-sel-volta
http://www.belajarkimiapintar.com/2016/09/pembahasan-soal-soal-sel-volta.html
http://www.avkimia.com/2016/09/tutorial-menjawab-soal-tentang-korosi-danpencegahannya.html
http://bakriekimia.blogspot.co.id/2013/03/bank-soal-un-fenomena-korosi-category.html
https://olayolanda8.wordpress.com/2013/05/02/soal-soal-tentang-oksidasi-dan-reduksi/
http://deweybee.blogspot.co.id/p/blog-page.html
http://www.kumpulsoal.com/cetaksoal.php?kelas=011&materi=11131&pelajaran=13&js
p=50&jsi=50&jse=10
http://deweybee.blogspot.co.id/p/blog-page.html
http://chemistryeducenter.blogspot.co.id/2016/03/menentukan-massa-atom-relatif-Ardan-Mr-Senyawa.html
http://www.gudangbiologi.com/2015/09/proses-dan-reaksi-fotosintesis-padatumbuhan.html
http://apriliaputri30.blogspot.co.id/2014/06/
http://www.carabuas.xyz/2016/01/cara-memperbaiki-pagar-besi-yang-berkarat.html
https://wiwinwibowo.wordpress.com/tag/korosi/
https://en.wikipedia.org/wiki/Gilbert_N._Lewis.
https://www.britannica.com/biography/Gilbert-N-Lewis.
http://www.chemistryexplained.com/Kr-Ma/Lewis-Gilbert-N.html.
https://www.chemheritage.org/historical-profile/gilbert-newton-lewis.
https://en.wikipedia.org/wiki/Martin_Lowry.
http://pubs.acs.org/doi/abs/10.1021/ed018p115?journalCode=jceda8.
https://www.britannica.com/biography/Thomas-Martin-Lowry.
https://en.wikipedia.org/wiki/Johannes_Nicolaus_Br%C3%B8nsted.
https://www.britannica.com/biography/Johannes-Nicolaus-Bronsted.
http://www.chemistryexplained.com/Bo-Ce/Br-nsted-Johannes-Nicolaus.html.
http://www.encyclopedia.com/people/history/historians-miscellaneous-biographies/jnbronsted.
http://rois-takin.blogspot.co.id/
http://wapsbagi.blogspot.co.id/2015/06/pengertian-dan-jenis-jenis-indikator.html
http://kimia111.blogspot.co.id/2013/03/dasar-titrasi-asam-basa-selasa-15.html
https://www.ilmukimia.org/2013/01/kurva-titrasi.html
http://rumushitung.com/2015/09/01/belajar-titrasi-asam-basa/
http://ajeng-rizki.blogspot.co.id/2011/09/laporan-kimia-mengukur-ph.html
149
GLOSARIUM
aditif: Zat yang dicampur dengan zat yang lain untuk memberikan sifat, warna, rasa dan
sebagainya tanpa membawa pengaruh terhadap susunan fisik dan kimiawinya yang
pokok
adsorpsi: Penyerapan zat ke seluruh bagian benda
aldehida: Senyawa yang mengandung gugus karbonil (C=O) yang terikat pada sebuah
atau dua buah unsur hidrogen
amonia(k): Gas tak berwarna, baunya menusuk, terdiri atas unsur nitrogen dan hidrogen
(NH3), mudah sekali larut dalam air; senyawaannya banyak dipakai dalam pupuk,
obat-obatan dan sebagainya
asam asetat: Asam berupa zat cair yang jernih berbau sengit (sangat penting dalam
teknik industri, antara lain sebagai bahan untuk pembuatan aseton dan selulosa
asetat); H3COOH
asam kuat: Asam yang dapat terionisasi sempurna atau mendekati sempurna dalam
larutannya
asam lemah: Asam yang dalam larutannya terionisasi sebagian
atom: Unsur kimia yang terkecil yang dapat berdiri sendiri dan dapat bersenyawa dengan
yang lain
basa: Senyawa yang menghasilkan ion OH- jika dilarutkan dalam air
basa kuat: Basa yang dalam larutannya dapat terionisasi sempurna
basa lemah: Basa yang sedikit mengalami ionisasi, sehingga reaksi ionisasi basa lemah
merupakan reaksi kesetimbangan
berat molekul: Jumlah bobot dari atom-atom yang ditunjukkan dalam rumusnya
cairan ionik: Suatu cairan yang terdiri dari ion positif dan ion negatif
degradasi: Penguraian atau perubahan menjadi senyawa yang lebih sederhana secara
bertahap
dehidrasi: Membuang kandungan air dalam campuran etanol
depolimerisasi:
Proses
pemutusan
atau
pendegradasian
polimer
dengan
cara
menghilangkan kesatuan monomer secara bertahap dalam reaksi
difusi: Peristiwa mengalirnya/berpindahnya suatu zat dalam pelarut dari bagian
berkonsentrasi tinggi ke bagian yang berkonsentrasi rendah
disosiasi: Penguraian suatu zat menjadi beberapa zat lain yang lebih sederhana
distilasi: Metode pemisahan bahan kimia berdasarkan perbedaan kecepatan
150
menguap (volatilitas) bahan
efek Tyndall: hamburan cahaya oleh partikel kecil dalam medium yang dilewati cahaya
elektroforesis: Pergerakan partikel koloid dalam medan listrik
emisi: Gas buang sisa hasil pembakaran bahan bakar
enzim: Protein yang kompleks yang dihasilkan oleh sel-sel hidup dan dapat menimbulkan
biokimia dalam suhu badan
gel: Koloid yang setengah kaku (antara padat dan cair)
gerak Brown: Gerak partikel koloid yang bersifat acak yang berlangsung terus menerus
tanpa henti
gugus hidroksil: Gugus fungsional -OH yang digunakan sebagai subsituen pada sebuah
senyawa organik
hidrokarbon: Senyawa yang terbentuk dari karbon dan hidrogen saja
hidrolisis: Penguraian senyawa kimia yang disebabkan oleh reaksi dengan air
ikatan kimia: Gaya tarik menarik yang kuat antara atom-atom tertentu bergabung
membentuk molekul atau gabungan ion-ion sehingga keadaannya menjadi lebih
stabil
ikatan kovalen: Ikatan yang terjadi karena pemakaian pasangan elektron secara
bersama oleh 2 atom yang berikatan
inhibitor: Zat yang memperlambat atau menghentikan jalannya reaksi
kadar: Ukuran isi suatu zat
kalorimeter: Suatu alat untuk mengukur jumlah kalor yang diserap atau dibebaskan
sistem
karbon dioksida: Unsur gas rumah kaca utama yang merupakan salah satu komposisi
alami dalam atmosfer; CO2
katalis: Suatu zat yang mempercepat laju reaksi reaksi kimia pada suhu tertentu, tanpa
mengalami perubahan atau terpakai oleh reaksi itu sendiri
katalisis: Peristiwa peningkatan laju reaksi sebagai akibat penambahan suatu katalis
keasaman: Konsentrasi ion hidrogen (H+) dalam pelarut air
kesetimbangan disosiasi: Kesetimbangan yang terjadi pada reaksi penguraian suatu
molekul menjadi ion-ionnya membentuk suatu kesetimbangan
kesetimbangan kelarutan: Kesetimbangan yang terjadi pada larutan jenuh zat-zat
elektrolit padat yang dilarutkan dalam air
151
kinetika: Studi tentang laju reaksi, perubahan konsentrasi reaktan (atau produk) sebagai
fungsi dari waktu
kinetika reaksi: Cabang ilmu kimia yang mempelajari berlangsungnya suatu reaksi
koagulasi: Proses penggumpalan koloid
koefisien stoikiometri: Koefisien yang ditulis di sebelah kiri rumus kimia sebuah zat
dalam persamaan reaksi
koloid liofil: Koloid yang fase terdispersinya suka menarik medium pendispersinya, yang
disebabkan gaya tarik antara partikel-partikel terdispersi dengan medium
pendispersinya kuat
koloid liofob: Sistem koloid yang fase terdispersinya tidak suka menarik medium
pendispersinya
koloid pelindung: Suatu koloid yang ditambahkan ke dalam koloid lain untuk
menstabilkan
konsentrasi: Persentase kandungan bahan di dalam suatu larutan
larutan penyangga (buffer): Larutan yang dapat mempertahankan pH tertentu terhadap
usaha mengubah pH, seperti penambahan asam, basa, ataupun pengenceran
molekul: Bagian terkecil suatu senyawa yang terbentuk dari kumpulan atom yang terikat
secara kimia
monomer: Senyawa kimia yang molekulnya dapat digabungkan untuk membentuk
molekul lebih besar yang dinamakan polimer
oksidasi: Reaksi penambahan/penaikan bilangan oksidasi
oktana: Senyawa hidrokarbon jenis alkana dengan rumus C8H18
orde reaksi: Jumlah eksponen faktor konsentrasi yang terdapat dalam hukum laju reaksi
perpindahan massa: Perpindahan suatu komponen dari campuran yang terjadi karena
adanya perubahan dalam keseimbangan sistemnya yang disebabkan karena adanya
perbedaan konsentrasi
persamaan Arrhenius: Persamaan yang memberikan nilai dasar dari hubungan antara
energi aktivasi dengan rate proses reaksi
Persamaan Termokimia: Persamaan reaksi yang menyertakan perubahan entalpinya
(ΔH)
pH: Skala logaritma untuk menyatakan keasaman atau kebasaan suatu larutan
polimer: Makromolekul (molekul raksasa) yang tersusun dari satuan-satuan kimia
sederhana yang disebut monomer
152
polimerisasi: Proses bereaksi molekul monomer bersama dalam reaksi kimia untuk
membentuk tiga dimensi jaringan atau rantai polimer
polisakarida: Karbohidrat di mana molekulnya apabila dihidrolisis menghasilkan banyak
sekali monosakarida
reaksi: Perubahan dan sebagainya yang terjadi karena bekerjanya suatu unsur
reaksi eksoterm: Reaksi yang melepaskan kalor atau menghasilkan energi yang ditandai
dengan pengurangan entalpi sistem
reaksi endoterm: Reaksi yang menyerap atau memerlukan energi yang ditandai dengan
penambahan entalpi sistem
reaksi heterogen: Reaksi yang berlangsung dalam suatu sistem yang heterogen, yaitu di
dalamnya terdapat dua fasa atau lebih
reaksi homogen: Reaksi yang berlangsung dalam suatu sistem yang homogen, yaitu di
dalamnya hanya satu fasa atau diasumsi perpindahan massa antar fasa sangat cepat,
sehingga seolah-olah hanya satu fasa
reaksi ireversibel: Reaksi yang berlangsung searah atau reaksi yang tidak dapat balik
reaksi katalitik: Penambahan katalis pada suatu reaksi yang mengakibatkan
bertambahnya laju reaksi
reaksi kimia: Perubahan materi yang menyangkut struktur dalam molekul
suatu zat
rumus molekul: Rumus senyawa kimia yang mengandung lambang atom-atom atau
radikal yang ada, yang diikuti dengan angka bawah yang menyatakan jumlah setiap
jenis atom atau radikal dalam molekul
153
INDEKS
Aditif, 137
Ikatan kimia, 138
Adsorpsi, 137
Ikatan kovalen, 82, 98, 138
Aldehida, 137
Inhibitor, 138
Amonia(k), 137
Kadar, 13, 18, 21, 138
Asam Asetat, 101, 137
Kalorimeter, 138
Asam kuat, 104, 105, 119, 137
Karbon dioksida, 101, 138
Asam lemah, 105, 112, 118, 119, 137
Katalis, 139
Atom, 83, 98, 128, 137
Katalisis, 139
Basa, ii, iv, v, 93, 94, 96, 97, 98, 99, 102,
Keasaman, 91, 139
103, 104, 105, 107, 108, 110, 111, 113,
Kesetimbangan disosiasi, 139
117, 118, 119, 120, 121, 122, 123, 125,
Kesetimbangan kelarutan, 139
126, 133, 137
Kinetika, 139
Basa kuat, 105, 137
Kinetika reaksi, 139
Basa lemah, 105, 137
Koagulasi, 139
Berat molekul, 137
Koefisien stoikiometri, 139
Cairan ionik, 137
Koloid liofil, 139
Degradasi, 137
Koloid liofob, 139
Dehidrasi, 137
Koloid pelindung, 139
Depolimerisasi, 137
Konsentrasi, ii, 52, 61, 72, 134, 139,
Difusi, 137
143
Disosiasi, 138
Larutan penyangga (buffer), 139
Distilasi, 138
Molekul, ii, 3, 18, 20, 83, 139
Efek Tyndall, 138
Monomer, 139
Elektroforesis, 138
Oksidasi, ii, vi, 127, 128, 139
Emisi, 138
Oktana, 139
Enzim, 138
Orde reaksi, 139
Gel, 138
Perpindahan massa, 140
Gerak Brown, 138
Persamaan Arrhenius, 73, 74, 75,
Gugus hidroksil, 138
Hidrokarbon, 138
140
Persamaan Termokimia, 140
Hidrolisis, 138
154
pH, iv, 52, 68, 77, 95, 99, 100, 102,
Reaksi eksoterm, 140
105, 106, 108, 109, 111, 115, 116,
Reaksi endoterm, 140
117, 118, 119, 120, 121, 122, 123,
Reaksi heterogen, 140
124, 125, 126, 130, 131, 132, 133,
Reaksi homogen, 140
134, 135, 139, 140
Reaksi ireversibel, 140
Polimerisasi, 140
Reaksi katalitik, 140
Polisakarida, 140
Reaksi kimia, 140
Reaksi, ii, vi, 8, 10, 12, 31, 46, 47,
Rumus molekul, 18, 141
60, 65, 66, 88, 89, 90, 94, 95, 113,
114, 127, 128, 129, 131, 139, 140
155
TENTANG PENULIS:
BAYU TRIWIBOWO, Lahir di Mojokerto pada tanggal 22
November 1988 anak dari pasangan Moch. Usman, S.Pd. dan
Endah Sugiarti merupakan lulusan jenjang S1 dan S2 dari
Institut Teknologi Sepuluh Nopember Surabaya pada tahun
2010 dan 2013. Selagi mahasiswa penulis sangat gemar
berorganisasi dan menjadi Head of Student Resources
Development Department di Himpunan Mahasiswa Teknik
Kimia ITS. Selain itu, ia pernah menjabat sebagai Pembina Engineering Research Club
Fakultas Teknik -Universitas Negeri Semarang dan Pembina Karya Ilmiah Fakultas
Teknik-Universitas Negeri Semarang. Sekarang penulis tengah menjabat sebagai
Pembina Radio Ekspresi Mahasiswa Universitas Negeri Semarang.
Menjadi dosen merupakan cita-cita sejak kecil karena tumbuh dengan melihat punggung
ayahnya yang seorang guru. Cita-cita tersebut tercapai. Penulis merupakan tenaga
pengajar/dosen di Jurusan Teknik Kimia S1 Universitas Negeri Semarang yang telah
terakreditasi B. Jurusan yang masih muda dan tengah berkembang pesat dengan nafas
konservasi serta menjadi pengajar di rombel kurikulum internasional Jurusan Teknik
Kimia.
Dosen yang sangat menyukai kuliner dan humor ini memiliki motto "Mencerdaskan
mahasiswa dengan tawa". Dosen dengan karya "Simulasi Proses Pembakaran pada Kiln
Semen Berbasis CFD", "Karakteristik Menyeluruh Terhadap Fenomena Makroinstabilitas
(Mi) Dalam Tangki Berpengaduk Untuk Pencampuran Padat Cair", "Studi Numerik
Fluktuasi Frekuensi Rendah Pada Tangki Pengaduk Untuk Suspensi Solid Liquid
Konsentrasi Rendah", dan "Water Hyacinth Activated Carbon as Absorbent for
COD/BOD Level Reduced in Vinasse" ini memiliki bidang keahlian teknologi
pembakaran, teknologi pencampuran, dan computational fluid dynamics.
156
Catur Rini Widyastuti, S.T., M.Sc. Staf pengajar di
Jurusan Teknik Kimia, Fakultas Teknik Universitas
Negeri Semarang (UNNES) sejak tahun 2013 hingga
sekarang. Dilahirkan di Kabupaten Semarang pada
tanggal 17 Januari 1986. Menyelesaikan pendidikan
strata-1 di Teknik Kimia Universitas Islam Indonesia,
Yogyakarta pada tahun 2008. Pada tahun 2010 beliau
melanjutkan studi Master di bidang Teknik Kimia di
Chalmers University of Technology, Swedia. Pada tahun
2016, melanjutkan studinya di S3 bidang Teknik Kimia
di Technische Universität Darmstadt, Jerman.
157
158