BAB 1 PENDAHULUAN
1.1.Latar Belakang
Asam dan basa merupakan sifat zat kimia yang banyak ditemukan di sekitar kita. Asam dan basa bukan hanya sekedar sifat,karena dapat dimanfaatkan untuk menjadi kontribusi besar dalam kehidupan.Misalnya untuk titrasi yang dapat menetralkan larutan,larutan penyangga yang dapat mempertahankan pH atau asam lemah dan basa lemah yang menyebabkan hidrolisis.
Tak hanya asam basa,reduksi dan oksidasi juga banyak ditemukan di sekitar kita.Reaksi reduksi oksidasi atau lebih dikenal sebagai reaksi redoks juga dimanfaatkan oleh manusia,seperti pada sel elektrokimia.Reaksi redoks terjadi pada aki,batu baterai,penyepuhan logam juga untuk pencegahan korosi.Oleh karena itu rangkuman materi ini dibuat agar lebih memahami apa yang dimaksud asm basa dan reduksi oksidasi.
1.2.Tujuan
1. Memahami teori asam basa 2. Mengetahui persamaan asam basa 3. Memahami titrasi asam basa 4. Memahami hidrolisis
5. Memahami larutan penyangga
6. Memahami konsep reduksi dan oksidasi 7. Mengetahui persamaan reaksi redoks 8. Memahami sel elektrokimia
9. Memahami sel volta dan potensial elektroda 10. Memahami elektrolisis
1.3.Rumusan Masalah Bagaimanakah teori asam basa
1. Bagaimanakah persamaan asam basa 2. Apa yang dimaksud titrasi asam basa 3. Apa yang dimaksud hidrolisis
4. Apa yang dimaksud larutan penyangga 5. Bagaimanakah konsep reduksi dan oksidasi 6. Bagaimanakah persamaan reaksi redoks 7. Apa yang dimaksud sel elektrokimia
8. Apa yang dimaksud sel volta dan potensial elektroda 9. Apa yang dimaksud elektrolisis
BAB 2 ISI
2.1.Asam Basa
2.1.1.Teori Asam Basa
2.1.1.1.Teori Asam Basa Arrhenius
Menurut Arrhenius, asam adalah zat yang bila dilarutkan di dalam air
meningkatkan konsentrasi ion H+(aq). Basa adalah zat yang bila dilarutkan di dalam air dapat meningkatkan konsentrasi ion OH-(aq). Contoh asam menurut teori Arrhenius adalah HCl. HCl bila dilarutkan kedalam air akan menghasilkan H+ dan Cl- sesuai reaksi.Contoh adalah KOH. KOH bila dilarutkan ke dalam air akan menghasikan K+ dan OH- .
2.1.1.2.Teori Asam Basa Bronsted Lowry
Johanes Bronsted dan Thomas Lowry mengemukakan bahwa reaksi asam dan basa dapat dipandang sebagai reaksi transfer proton, dan asam-basa dapat didefinisikan dalam bentuk transfer proton.Menurut teori asam-basa Bronsted-Lowry, suatu asam adalah spesi yang memberikan (donor) proton, sedangkan basa adalah yang bertindak sebagai penerima (akseptor) proton dalam suatu reaksi transfer proton.
2.1.1.1.Teori Asam Basa Lewis
2.1.2.Persamaan Asam Basa
Dikatakan asam jika larutan tersebut menghasilkan ion H+ dan sisa asamnya berupa non logam.
HA --> H+ + A- (A- merupakan sisa asam/non logam).
Sedangkan basa merukapakan larutan yang menghasilkan ion OH- dan sisa basanya berupa logam (golongan IA, IIA, Al dan Fe).
BOH --> B+ + OH- (B+ merupakan sisa basa/logam).
Secara umum reaksi asam basa adalah sebagai berikut:
HA + BOH --> BA + H - OH (BA merupakan garam)
2.1.3.Titrasi Asam Basa
Titrasi asam-basa sering disebut juga dengan titrasi netralisasi. Dalam titrasi ini, kita dapat menggunakan larutan standar asam dan larutan standar basa. Pada prinsipnya, reaksi yang terjadi adalah reaksi netralisasi yaitu :
Reaksi netralisasi terjadi antara ion hidrogen sebagai asam dengan ion hidroksida sebagai basa dan membentuk air yang bersifat netral. Berdasarkan konsep lain reaksi netralisasi dapat juga dikatakan sebagai reaksi antara donor proton (asam) dengan penerima proton (basa).
Dalam melakukan titrasi netralisasi kita perlu secara cermat mengamati perubahan pH, khususnya pada saat akan mencapai titik akhir titrasi, hal ini dilakukan untuk mengurangi kesalahan dimana akan terjadi perubahan warna dari indikator.
Gambar 15.16. Titrasi alkalimetri dengan larutan standar basa NaOH
2.1.4.Hidrolisis
Ion-ion yang berasal dari asam lemah (misalnya CH3COO–, CN–, dan S2–) atau ion-ion yang berasal dari basa lemah (misalnya NH4 +, Fe2+, dan Al3+) akan bereaksi dengan air. Reaksi suatu ion dengan air inilah yang disebut
hidrolisis.Berlangsungnya hidrolisis disebabkan adanya kecenderungan ion-ion tersebut untuk membentuk asam atau basa asalnya.Hidrolisis hanya dapat terjadi pada pelarutan senyawa garam yang terbentuk dari ion asam lemah dan ion-ion basa lemah.Jadi, garam yang bersifat netral (dari asam kuat dan basa kuat) tidak terjadi hidrolisis.
1. Hidrolisis Garam dari Asam lemah dan Basa Kuat
pOH = -log [OH-]
pH = 14 – pOH
2. Hidrolisis Garam dari Asam Kuat dan Basa Lemah
pH = -log [H+]
2.1.5.Larutan Penyangga
Larutan penyangga, larutan dapar, atau buffer adalah larutan yang digunakan untuk mempertahankan nilai pH tertentu agar tidak banyak berubah selama reaksi kimia berlangsung. Sifat yang khas dari larutan penyangga ini adalah pH-nya hanya berubah sedikit dengan pemberian sedikit asam kuat atau basa kuat.
Larutan penyangga tersusun dari asam lemah dengan basa konjugatnya atau oleh basa lemah dengan asam konjugatnya. Reaksi di antara kedua komponen
penyusun ini disebut sebagai reaksi asam-basa konjugasi. Adapun cara kerjanya dapat dilihat pada larutan penyangga yang mengandung CH3COOH dan
CH3COO- yang mengalami kesetimbangan. Dengan proses sebagai berikut:
Penambahan asam (H+) akan menggeser kesetimbangan ke kiri. Dimana ion H+ yang ditambahkan akan bereaksi dengan ion CH3COO- membentuk molekul CH3COOH. Jika yang ditambahkan adalah suatu basa, maka ion OH- dari basa itu akan bereaksi dengan ion H+ membentuk air. Hal ini akan menyebabkan
kesetimbangan bergeser ke kanan sehingga konsentrasi ion H+ dapat dipertahankan.
Dapat digunakan tetapan ionisasi dalam menentukan konsentrasi ion H+ dalam suatu larutan dengan rumus berikut:
[H+] = Ka x a/valxg
pH = p Ka - log a/g
dengan, Ka = tetapan ionisasi asam lemah
a = jumlah mol asam lemah
g = jumlah mol basa konjugasi Larutan penyangga basa
Dapat digunakan tetapan ionisasi dalam menentukan konsentrasi ion H+ dalam suatu larutan dengan rumus berikut:
[OH-] = Kb x b/valxg
atau
pH = p Kb - log b/g
dengan, Kb = tetapan ionisasi basa lemah
b = jumlah mol basa lemah
g = jumlah mol asam konjugasi
Larutan penyangga sangat penting dalam kehidupan; misalnya dalam analisis kimia, biokimia, bakteriologi, zat warna, fotografi, dan industri kulit. Dalam bidang biokimia, kultur jaringan dan bakteri mengalami proses yang sangat sensitif terhadap perubahan pH. Darah dalam tubuh manusia mempunyai kisaran pH 7,35 sampai 7,45, dan apabila pH darah manusia di atas 7,8 akan
2.2.Reaksi Reduksi Oksidasi
2.2.1.Konsep Reduksi dan Oksidasi
Pengertian oksidasi dan reduksi dapat ditinjau berdasarkan 3 landasan teori, yaitu :
2.2.1.1. Reaksi Pengikatan dan pelepasan unsur oksigen
Reaksi oksidasi (pengoksigenan) adalah peristiwa penggabungan suatu zat dengan oksigen.
Contoh:
Si + O2 → SiO2
4 Fe + 3 O2 → 2 Fe2O3
Reaksi reduksi adalah peristiwa pengeluaran oksigen dari suatu zat. Contoh:
2 CuO → 2 Cu + O2
H2O → H2 + O2
2.2.1.2. Reaksi pelepasan dan pengikatan elektron
Reaksi oksidasi dan reduksi juga dapat dibedakan dari pelepasan dan penangkapan elektron.
Oksidasi adalah peristiwa pelepasan elektron Contoh:
Na → Na + + e
Zn → Zn +2 + 2e
Al → Al +3 + 3e
Reduksi adalah peristiwa penangkapan elektron Contoh:
Na + + e → Na
Fe +3 + e → Fe +2
2.2.1.3. Reaksi penambahan dan pengurangan bilangan oksidasi
Oksidasi adalah peristiwa naiknya / bertambahnya bilangan oksidasi suatu unsur, sedangkan reduksi adalah peristiwa turunnya / berkurangnya bilangan oksidasi.
2.2.2.Persamaan Reaksi Redoks
Terlihat:
Br mengalami kenaikan bilangan oksidasi, dari −1 pada HBr menjadi 0 pada Br2.
S mengalami penurunan biloks dari +6 pada H2SO4 menjadi +4 pada SO2.
Sehingga:
a) oksidator adalah H2SO4 karena mengalami reduksi atau penurunan biloks.
b) reduktor adalah HBr karena mengalami oksidasi atau kenaikan biloks.
2.2.3.Sel Elektrokimia
2.2.4.Sel Volta dan Potensial Elektroda
Sel Volta (sel galvani) memanfaatkan reaksi spontan (∆G < 0) untuk membangkitkan energi listrik, selisih energi reaktan (tinggi) dengan produk (rendah) diubah menjadi energi listrik. Sistem reaksi melakukan kerja terhadap lingkungan. Elektroda terbagi menjadi dua jenis yaitu anoda dan katoda
Setengah reaksi oksidasi terjadi di anoda.
Elektron diberikan oleh senyawa teroksidasi (zat pereduksi) dan meninggalkan sel melalui anoda.Setengah reaksi reduksi terjadi di katoda. Elektron diambil oleh senyawa tereduksi (zat pengoksidasi) dan masuk sel melalui katoda.
Setengah sel oksidasi: anoda berupa batang logam Zn dicelupkan dalam ZnSO4 Setengah sel reduksi: katoda berupa batang logam Cu dicelupkan dalam CuSO4 Terbentuk muatan relatif pada kedua elektroda dimana anoda bermuatan negatif dan katoda bermuatan positif.
Sel Volta dinotasikan dengan cara yang telah disepakati (untuk sel Zn/Cu2+)
Zn(s)|Zn2+(aq)║Cu2+(aq)|Cu(s)
Bagian anoda (setengah sel oksidasi) dituliskan disebelah kiri bagian katoda Garis lurus menunjukkan batas fasa yaitu adanya fasa yang berbeda (aqueous vs solid) jika fasanya sama maka digunakan tanda koma
Untuk elektroda yang tidak bereaksi ditulis dalam notasi diujung kiri dan ujung kanan
Potensial electrode merupakan ukuran besarnya kecenderungan suatuunsur untuk melepas atau menyerap electron. Untuk membandingkan kecenderungan oksidasi atau reduksi dari suatu electrode pembanding yaitu electrode hydrogen. Electrode hydrogen terdiri atas gas hydrogen yang dialirkan kedalam larutan asam (H+) melalui inert (Pt). Potensial yang dihasilkan oleh suatu electrode yang
1. Jika potensial electrode bertanda (+) maka electrode lebih mudah mengalami reduksi.
2. Jika potensial electrode bertanda (-) maka electrode lebih mudah mengalami oksidasi.
Menurut kesepakatan, potensial electrode = Potensial reduksi E0 oksidasi = E0 reduksi
Harga potensial sel tergantung pada jenis electrode, suhu, konsentrasi ion dalam larutan, dan jenis ion dalam larutan.
Potensial sel dirumuskan sebagai berikut : E0 sel = E0 reduksi - E0 oksidasi Perlu diingat bahwa:
1. Unsur/electrode yang mempunyai E0 lebih kecil akan mengalami oksidasi dan berfungsi sebagai anode, dengan E0 oksidasi = - E0 reduksi.
2. Bila E0 sel lebih besar dari 0 berarti reaksi redoks terjadi secara spontan. 3. Untuk reaksi pendesakkan :
L(s) + ion A +x(aq) → ion L +y + A(s)
Syarat reaksi redoks berlangsung spontan, yaitu logam L terletak sebelah kiri logam A dalam deret volta ( E0 L lebih besar dari E0 A)
2.2.5.Elektrolisis
adalah sel yang menggunakan arus listrik untuk menghasilkan reaksi redoks yang diinginkan dan digunakan secara luas di dalam masyarakat kita. Baterai aki yang dapat diisi ulang merupakan salah satu contoh aplikasi sel elektrolisis dalam kehidupan sehari-hari. Baterai aki yang sedang diisi kembali (recharge)
mengubah energi listrik yang diberikan menjadi produk berupa bahan kimia yang diinginkan.
elektroda dicelupkan ke dalam larutan maupun lelehan elektrolit yang ingin dielektrolisis. Elektroda yang digunakan umumnya merupakan elektroda inert, seperti Grafit (C), Platina (Pt), dan Emas (Au). Elektroda berperan sebagai tempat berlangsungnya reaksi. Reaksi reduksi berlangsung di katoda, sedangkan reaksi oksidasi berlangsung di anoda. katoda bermuatan negatif dan menarik kation-kation yang akan tereduksi menjadi endapan logam. Sebaliknya, anoda bermuatan positif dan menarik anion-anion yang akan teroksidasi menjadi gas.
kita dapat menarik beberapa kesimpulan yang berkaitan dengan reaksi elektrolisis :
1. Baik elektrolisis lelehan maupun larutan, elektroda inert tidak akan bereaksi; elektroda tidak inert hanya dapat bereaksi di anoda
2. Pada elektrolisis lelehan, kation pasti bereaksi di katoda dan anion pasti bereaksi di anoda
3. Pada elektrolisis larutan, bila larutan mengandung ion alkali, alkali tanah, ion aluminium, maupun ion mangan (II), maka air yang mengalami reduksi di katoda
4. Pada elektrolisis larutan, bila larutan mengandung ion sulfat, nitrat, dan ion sisa asam oksi, maka air yang mengalami oksidasi di anoda
2.2.6.Korosi
korosi atau perkaratan adalah peristiwa kimia sehari-hari dimana
senyawa-senyawa yang tidak dikehendaki dihasilkan dari logam akibat interaksinya dengan lingkungan dengan kalimat lain, korosi adalah kerusakan pada logam-logam akibat proses elektrokimia. Korosi banyak terjadi pada alat-alat atau perangkat yang terbuat dari terutama besi. Mulai dari sendok di dapur, pagar rumah, hingga velg kendaraan sepeda motor atau mobil tidak luput dari karat, apalagi saat sering terpapar hujan dan pemiliknya malas membersihkan.
menghindari atau menghilangkan kontak langsung antara logam dengan udara atau oksigen dan air sebagai penyebab utama terjadinya korosi.
Secara mekanis permukaan logam yang hendak dilindungi ditutup dengan bahan tertentu misalnya dengan cat. Selain itu metode lain yang digunakan adalah perlindungan katodik, dimana logam yang hendak dilindungi dihubungkan dengan logam lain yang memiliki potensial elektroda lebih kecil.
Metode atau cara yang umum digunakan antara lain sebagai berikut: 1) Pengecatan
2) Pelumuran dengan Oli atau Gemuk 3) Perlindungan Katodik
4) Pelapisan Timah 5) Pelapisan Aluminium 6) Pelapisan dengan Kromium 7) Galvanisasi
8) Pencampuran logam 9) Pelapisan dengan plastik
BAB 3 KESIMPULAN
1. Asam adalah zat yang bila dilarutkan di dalam air meningkatkan konsentrasi ion H+(aq), memberikan (donor) proton, dan aseptor pasangan elektron bebas sedangkan basa adalah donor pasangan elektron bebas,penerima (akseptor) proton, dan zat yang bila dilarutkan di dalam air dapat meningkatkan konsentrasi ion OH-(aq).
2. Secara umum reaksi asam basa adalah sebagai berikut:HA + BOH --> BA + H - OH (BA merupakan garam).
3. Titrasi asam basa dapat juga dikatakan sebagai reaksi antara donor proton (asam) dengan penerima proton (basa).
4. Hidrolisis yaitu reaksi ion-ion yang berasal dari asam lemah atau ion-ion yang berasal dari basa lemah dalam air.
5. Larutan penyangga adalah larutan yang digunakan untuk mempertahankan nilai pH tertentu agar tidak banyak berubah selama reaksi kimia
berlangsung.
6. Reaksi oksidasi (pengoksigenan) adalah peristiwa penggabungan suatu zat dengan oksigen, pelepasan elektron dan naiknya / bertambahnya bilangan oksidasi suatu unsur sedangkan reaksi reduksi adalah peristiwa pengeluaran oksigen dari suatu zat,penangkapan elektron
7. dan turunnya / berkurangnya bilangan oksidasi.
8. Sel Volta (sel galvani) memanfaatkan reaksi spontan (∆G < 0) untuk membangkitkan energi listrik, selisih energi reaktan (tinggi) dengan produk (rendah) diubah menjadi energi listrik. Sistem reaksi melakukan kerja terhadap lingkungan.
9. Elektrolisis adalah sel yang menggunakan arus listrik untuk menghasilkan reaksi redoks mengubah energi listrik yang diberikan menjadi produk berupa bahan kimia yang diinginkan.
DAFTAR PUSTAKA
Anonim.2013.Titrasi Asam Basa.https://nhasrudin.wordpress.com/.Diakses pada tanggal 20 Desember 2015 pukul 05.46 WIB.
Anonim.2012.Reaksi Redoks.http://kimiastudycenter.com/kimia-xii/60-reaksi-redoks-dan-penyetaraan. Diakses pada tanggal 20 Desember 2015 pukul 05.43 WIB.
Anonim.2010.Potensial Elektroda.http://kimia.upi.edu/utama/bahanajar/kuliah_ web/2008/SUVENTI%20IKA%20PUSTIAWATI%200602664 _/mPotensial Elektrode.htm. Diakses pada tanggal 20 Desember 2015 pukul 05.48 WIB. Gunawan,Apryana.2013.Korosi.http://materi-kimia-sma.blogspot.co.id
/2013/12/korosi.html. Diakses pada tanggal 20 Desember 2015 pukul 05.51 WIB. Pangganti,Esdi.2011.Sel Elektrolisis.https://esdikimia.wordpress.com/ 2011/09/28 /sel-elektrolisis/. Diakses pada tanggal 20 Desember 2015 pukul 06.15 WIB. Rizki,N.S.Sel Elektrokimia.
https://noviakimiapasca.wordpress.com/kelas-xii/kimia-unsur/sel-elektrokimia/ . Diakses pada tanggal 20 Desember 2015 pukul 06.00 WIB.
Safrizal,Rino.2011.Persamaan Reaksi.http://www.jejaringkimia.web.id/2011/10 /persamaan-reaksi-kimia-antara-larutan.html. Diakses pada tanggal 20 Desember 2015 pukul 06.25 WIB.
Sanjaya,E.2013.Oksidasi dan Reduksi.https://docs.google.com/document /d/1UD2hE6IGsopIbGfagYPjlcWqy5TISbUh4MoksfsmDtw/edit?
