Tetapan kesetimbangan dibagi menjadi 2, sebutkan dan jelaskan!

Reaksi Kimia umumnya tidak 100% menghasilkan produk. Pada saat reaksi berlangsung dan menghasilkan produk, ada sejumlah produk yang bereaksi (terurai) membentuk pereaksi kembali. Derajat suatu reaksi (mis., 20% atau 80%) dapat ditentukan dengan cara mengukur konsentrasi setiap komponen yang terdapat di dalam larutan. Secara umum, derajat reaksi merupakan fungsi dari temperatur, konsentrasi, dan derajat pembentukan (penggabungan). Semua ini ditentukan oleh suatu konstanta kesetimbangan.

Kesetimbangan Kimia adalah keadaan dimana reaksi kimia berjalan ke kanan dan ke kiri pada kecepatan yang sama dan dalam waktu yang bersamaan. Rasio konsentrasi (jumlah) pereaksi dan produk tidak berubah seiring dengan perubahan waktu.

Contoh reaksi kesetimbangan: N2O4 (g) <==> 2NO2 (g)

Keadaan kesetimbangan kimia ini tidak dapat dipengaruhi oleh adanya penambahan katalis meskipun terdapat perbedaan waktu untuk mencapai keadaan yang setimbang. Kesetimbangan juga merupakan proses yang dinamis atau selalu berlangsung tanpa ada henti secara mikroskopis.

Konsep Dasar Kesetimbangan Kimia

Pada keadaan kesetimbangan dinamis, kesetimbangan terjadi karena adanya perubahan dari dua arah. Baik arah maju maupun arah mundur dimana disimbolkan sebagai ó. Sebagai contoh, jika ada reaksi:

aA (g) <==> bB (g)

dimana suhu reaksi tetap dan kedua senyawa baik senyawa A dan senyawa B dalam keadaan setimbang. Hal itu berarti bahwa kecepatan atau waktu yang diperlukan untuk senyawa A membentuk 1 mol senyawa B memiliki nilai yang sama dengan waktu yang diperlukan untuk senyawa B dapat membentuk 1 mol senyawa A.

Sifat-sifat keadaan kesetimbangan

Pada prinsipnya semua reaksi kimia bersifat reversibel, artinya hasil reaksi dapat bereaksi kembali membentuk reaktan . Sebagai contoh reaksi reversibel di alam adalah pembentukan kalsium karbonat stalaktit yang menggantung pada langit-langit gua batu kapur dan stalagmit yang tumbuh pada dasar gua.

Contoh pelarutan dan pengendapan kembali batu batu kapur di laboratorium adalah apabila ion Ca2+ dan HCO3- (misalkan CaCl2 dan NaHCO3) ditempatkan dalam beaker terbuka berisi air, maka segera akan terlihat gelembung gas CO2 dan endapan CaCO3:

Ca2+(aq) + 2HCO3-(aq) <==> CaCO3(s) + CO2(g) + H2O(ℓ)

Apabila ke dalam larutan tersebut dimasukkan dry ice (CO2 padat), maka padatan CaCO3 akan larut kembali:

CaCO3(s) + CO2(g) + H2O(ℓ) <==> Ca2+(aq) + 2 HCO3-(aq)

Percobaan ini menggambarkan reaksi kimia yang reversibel.

Bila reaksi kalsium karbonat, air dan karbon dioksida dilakukan dengan cara yang berbeda. Misalkan larutan ion Ca2+ dan HCO3- ditempatkan dalam wadah tertutup, sehingga CO2 tidak dapat lolos:

Ca2+(aq) + 2HCO3-(aq)  CaCO3(s) + CO2(g) + H2O(ℓ)

Gambar 2. Kesetimbangan Dinamis

Pada keadaan ini, secara makroskopik tidak terlihat adanya perubahan. Dikatakan sistim berada pada keadaan kesetimbangan dinamis, artinya reaksi ke kanan maupun ke kiri terus berlangsung tetapi dengan kecepatan yang sama.

Contoh Kesetimbangan dinamis: Reaksi: N2O4 (g) <==> 2NO2 (g)

Untuk membuktikan bahwa kesetimbangan adalah dinamis, dilakukan percobaan reaksi antara ion besi (III) dengan ion tiosianat SCN- :

Fe(H2O)63+(aq)  +  SCN-(aq)  <==> Fe(H2O)5(SCN)2+(aq) + H2O(ℓ)

hampir tak berwarna              tidak berwarna                  jingga-merah

Ke dalam larutan ditambahkan setetes larutan ion SCN- radioaktif dan segera dianalisis. Hasilnya, ion SCN- terdapat di dalam Fe(H2O)5(SCN)2+. Pengamatan ini dapat diterangkan dengan reaksi:

Fe(H2O)5(SCN)2+(aq) + H2O(ℓ) <==> Fe(H2O)63+(aq)  +  SCN-(aq)

Fe(H2O)63+(aq)  +  S14CN-(aq) <==> Fe(H2O)5(S14CN)2+(aq) + H2O(ℓ)

Satu-satunya cara agar ion S14CN- radioaktif terikat dalam ion Fe(H2O)5(S14CN)2+ adalah bila reaksi pertukaran dengan air bersifat dinamis dan reversibel, dan terus berlangsung walaupun telah mencapai kesetimbangan.

Proses kesetimbangan tidak hanya dinamis dan reversibel, tetapi untuk reaksi yang spesifik, sifat keadaan kesetimbangan adalah sama tak perduli pendekatannya dari arah mana pendekatannya.

Contoh: pengukuran konsentrasi asam asetat dan ion asetat pada kesetimbangan.

Percobaan pertama

CH3COOH (aq) + H2O (ℓ) <==> CH3CO2- (aq)  +  H3O+ (aq)

asam asetat                                                            ion asetat                          ion hidronium

Oleh karena asam asetat merupakan asam lemah, maka konsentrasi ion asetat dan ion hydronium yang dihasilkan kecil.

Percobaan kedua

NaCH3CO2 (aq) + HCl (aq) <==> CH3CO2H (aq) + H2O (ℓ)

natrium asetat                     asam klorida

Oleh karena HCl merupakan asam kuat, maka persamaan reaksi ioniknya:

CH3CO2-(aq) + H3O+(aq) <==> CH3CO2H(aq) + H2O(ℓ)

ion asetat                      ion hidronium                    asam asetat

Jika pada percobaan pertama konsentrasi awal asam asetat 1 mol, dan pada percobaan kedua konsentrasi awal natrium asetat dan HCl masing-masing 1 mol (semuanya dalam volume yang sama), maka konsentrasi asam asetat, ion asetat dan ion hidronium pada kesetimbanga adalah identik.

Tetapan Kesetimbangan (K)

Tetapan kesetimbangan (K) merupakan konstanta (angka/nilai tetap) perbandingan zat ruas kanan dengan ruas kiri pada suatu reaksi kesetimbangan. Dengan kata lain, tetapan kesetimbangan merupakan angka yang menunjukkan perbandingan secara kuantitatif antara produk dengan reaktan.

Tetapan Kesetimbangan Kc dan Kp

Konsentrasi di dalam persamaan konstanta kesetimbangan biasanya dinyatakan dengan mol/L (M), oleh karena itu simbol K seringkali dituliskan dengan Kc (tetapan kesetimbangan konsentrasi). Akan tetapi untuk gas, konsentrasi reaktan atau produk dapat dinyatakan dengan tekanan parsial p, sehingga K dituliskan dengan Kp (tetapan kesetimbangan parsial).

• Tetapan kesetimbangan Kc merupakan perbandingan (hasil bagi) antara konsentrasi molar zat-zat ruas kanan dengan konsentrasi molar zat ruas kiri yang dipangkatkan dengan koefisiennya. Karena fasa padat (s) dan cair (l) tidak memiliki konsentrasi, maka kedua fasa ini tidak dilibatkan dalam rumus tetapan kesetimbangan Kc dan diberi nilai=1.
• Tetapan kesetimbangan Kp merupakan perbandingan (hasil bagi) antara tekanan parsial (Px) zat-zat ruas kanan dengan tekanan parsial zat ruas kiri yang dipangkatkan dengan koefisien masing-masing. Hanya zat yang berfasa gas (g) yang diperhitungkan dalam rumus tetapan kesetimbangan Kp. Zat dengan fasa selain gas (s, l, aq) tidak dicantumkan dalam rumus tetapan kesetimbangan Kp, tetapi diberi nilai = 1.

Tetapan Kesetimbangan Konsentrasi (Kc)

Kesetimbangan Kc dibedakan atas dua, yaitu:

1. Kesetimbangan Homogen

Sesuai dengan namanya yang mengandung kata “homogen”, kesetimbangan ini merupakan jenis kesetimbangan yang terjadi pada saat produk dan juga reaktan-nya berasal dari fase yang sama, yaitu seluruhnya gas (g) atau seluruhnya cairan (aq). Misalnya sebagai berikut:

aA (aq) + bB (aq) <==> cC (aq) + dD (aq)

aA (g) + bB (g) <==> cC (g) + dD (g)

Maka, nilai kesetimbangan disusun sebagai berikut:

Dimana: Kc = tetapan kesetimbangan (molar); [A] = molaritas zat A (M); [B] = molaritas zat B (M); [C] = molaritas zat C (M); [D] = molaritas zat D (M)

2. Kesetimbangan Heterogen

Kesetimbangan heterogen merupakan jenis kesetimbangan yang terjadi pada saat produk dan reaktan memiliki fase yang berbeda. Di mana yang hanya mempengaruhi tetapan kesetimbangan hanya unsur yang berwujud gas (g) dan cairan (aq). Misalnya sebagai berikut:

aA (aq) + bB (s) <==> cC (s) + dD (g)

Maka, nilai kesetimbangan disusun sebagai berikut:

Di mana: Kc = tetapan kesetimbangan; [A] = Molaritas zat A (M); [D] = Molaritas zat D (M). Zat B tidak masuk dalam rumus karena merupakan fase padat (s) yang nilai molaritasnya adalah 1.

Misalnya: pembuatan senyawa padatan amonium klorida pada industri kimia.

NH3 (g)  +  HCl (g) <==> NH4Cl (s)

Amonium klorida berbentuk padatan, sehingga konsentrasi molaritasnya adalah 1. Maka, tetapan kesetimbangan yang didapatkan adalah:

Selain padatan, zat berwujud cair atau liquid juga memiliki molaritas 1. Hal ini karena senyawa fasa padat dan cair adalah senyawa murni yang tidak diencerkan dengan air ataupun dicampur dengan pelarut lain.

Contoh soal

Satu liter campuran gas pada suhu 100  pada keadaan setimbang mengandung 0,0045 mol dinitrogen tetraoksida dan 0,03 mol nitrogen dioksida. Tuliskan rumus tetapan kesetimbangan gas tersebut, dan hitung tetapan kesetimbangannya.

Penyelesaian: N2O4(g) <==> NO2(g)

Persamaan di atas harus disetarakan dulu menjadi: N2O4(g) <==> 2NO2(g)

• Rumus tetapan kesetimbangan dituliskan sebagai perbandingan molaritas produk (nitrogen dioksida) dengan molaritas reaktan (dinitrogen tetraoksida) yang masing-masing dipangkatkan dengan koefisiennya, sehingga dapat dituliskan sebagai berikut:

K = [NO2]2 ÷ [N2O4]

• Nilai tetapan kesetimbangan

K = [NO2]2 ÷ [N2O4]  

K = (0,03)2 ÷ 0,0045 

K = 0,2

Jadi, tetapan kesetimbangannya sebesar 0,2 mol/L

Tetapan Kesetimbangan Tekanan Parsial (Kp)

Berbeda dengan kesetimbangan konsentrasi atau Kc, pada tetapan kesetimbangan kimia tekanan parsial atau Kp hanya fase dalam wujud gas yang diperhitungkan mempengaruhi tetapan keseimbangannya.

Untuk menentukan tekanan parsial suatu zat dari tekanan parsial totalnya digunakan persamaan sebagai berikut:

Sama halnya dengan tetapan kesetimbangan konsentrasi, tetapan kesetimbangan tekanan parsial juga dibagi menjadi 2 (dua) yaitu reaksi homogen dan heterogen.

1. Kp Reaksi Homogen

Misalnya untuk reaksi kesetimbangan berikut:

aA (aq) + bB (aq) <==> cC (aq) + dD (aq)

2. Kp Reaksi Heterogen

Karena reaksi heterogen hanya memperhitungkan fase berwujud gas (g) yang mempengaruhi tetapan kesetimbangan. Misalnya sebagai berikut:

aA (aq) + bB (s) <==> cC (s) + dD (g)

Hubungan Kc dan Kp

Secara matematis, hubungan keduanya tersusun sebagai berikut:

Kp = Kc (RT)Δn

Di mana: R = konstanta 0,082 L atm/mol K; T = suhu Kelvin (K); Δn = (total mol produk gas) – (total mol reaktan gas). Bila ∆n = 0, maka Kp = Kc.

Latihan Soal

1. Tentukan Rumus tetapan kesetimbangan untuk reaksi:

Fe2O3 (s) + 3CO (g) <==> 2Fe (s) + 3CO2 (g)

Penyelesaian:

Kc = [CO2 ]3 ÷ [CO]3

2. Dalam sebuah bejana yang mempunyai volume 1 liter terdapat 4 mol gas NO2 membentuk kesetimbangan sebagai berikut:

2NO2 (g) <==> 2NO (g) + O2 (g).

Dalam keadaan setimbang pada suhu tetap terbentuk 1 mol O2. Tentukan tetapan kesetimbangan (Kc)?

Penyelesaian:

2NO2 (g) <==> 2NO (g)  +  O2 (g)

Awal:                4                         -                 -

Reaksi:             2                        2                1

Setimbang:       2                        2                1

Kc= [NO]2 × [O2]) ÷ [NO2]2

Kc = (22 × 1) ÷ 22

Kc = 1

3. CO (g) + H2O (g) <==> CO2 (g) + H2 (g). Bila 1 mol CO dan 1 mol H2O direaksikan sampai terjadi kesetimbangan dan pada saat tersebut masih tersisa 0,2 mol CO maka tentukan tetapan kesetimbangan Kc.

Penyelesaian:

CO (g) + H2O (g) <==> CO2 (g) +  H2 (g)

Awal:                  1             1                      -               -

Reaksi:             0,8          0,8                  0,8            0,8

Setimbang:       0,2          0,2                  0,8            0,8

Kc = ([CO2] × [H2]) ÷ ([CO]×[H2O])

Kc = (0,8 × 0,8) ÷ (0,2 × 0,2)

Kc = 16

 4. Pada pemanasan 1 mol gas SO3 dalam ruang bervolume 5 liter diperoleh gas O2 sebanyak 0,25 mol. Tentukan tetapan kesetimbangan Kc.

Penyelesaian:

2SO3 (g) <==> 2SO2 (g) + O2 (g)

Awal:                  1                        -               -

Reaksi:             0,5                     0,5           0,25

Setimbang:       0,5                     0,5           0,25

Kc = {[SO2]2 × [O2]} ÷ [SO3]2

Kc = {(0,5 ÷ 5)2 × (0,25 ÷ 5)} ÷ (0,5÷5)2

Kc = 0,25 ÷ 5

Kc = 0,05

5. Pada suhu tertentu tetapan kesetimbangan Kc untuk reaksi: 2AB (g) <===> A2 (g) + B2 (g) adalah 49. Jika mula-mula ada a mol AB maka hitunglah banyaknya A2  yang terbentuk dalam kesetimbangan.

Penyelesaian:

6. Diketahui reaksi kesetimbangan: CO (g) + 2H2 (g) <==> CH3OH (g). Pada saat setimbang [CO] = 1,03 M dan [CH3OH] = 1,56 M. Apabila tetapan kesetimbangan Kc adalah 14,5, hitung konsentrasi H2 pada saat setimbang.

Penyelesaian:

Diketahui: [CO] = 1,03 M, [CH3OH] = 1,56 M, Kc = 14,5. [H2] = …?

Kc = [CH3OH] ÷ {[CO] × [H2]2}

14,5 = 1,56 ÷ {1,03 × [H2]2}

[H2]2 = 1,56 ÷ (1,03 × 14,5)

[H2]2 = 0,104

[H2] = √0,104

[H2] = 0,322 M

Jadi konsentrasi H2 adalah 0,322 M

7. Hitung harga Kp untuk reaksi H2S (g) + I2 (p) <==> HI (g) + S (p) pada 60℃ jika tekanan HI = 3,65 × 10-3 atm, tekanan H2S = 9,96 × 10-3

Penyelesaian:

Diketahui: P HI = 3,65 × 10-3 atm, P H2S = 9,96 × 10-3, Kp = …?

Perlu diingat bahwa I2 dan S sesuai persamaan reaksi berbentuk padatan murni (p) sehingga tekanan dianggap bernilai 1 atm dan tidak masuk dalam rumus perhitungan.

Kp = (P HI)2 ÷ (P H2S)

Kp = (3,65 × 10-3)2 ÷ (9,96 × 10-3)

Kp = (3,65 × 10-6) ÷ (9,96 × 10-3)

Kp = 0,366 × 10-3 atau

Kp = 3,66 × 10-4

Jadi nilai Kp reaksi tersebut adalah 3,66×10-4

Page 2

Dalam kimia, prinsip Le Chatelier atau disebut pula asas Le Chatelier atau "Hukum Kesetimbangan", dapat digunakan untuk memprediksi efek perubahan di dalam kondisi pada kesetimbangan kimia. Prinsip ini dinamai dari Henry Louis Le Chatelier dan terkadang dari Karl Ferdinand Braun yang menemukan prinsip ini secara mandiri. Prinsip ini dapat dinyatakan sebagai:"Ketika suatu sistem pada kesetimbangan mengalami perubahan konsentrasi, suhu, volume, atau tekanan, maka sistem menyesuaikan (sebagian) dirinya untuk meniadakan pengaruh perubahan yang diterapkan dan keseimbangan baru tercapai." Dengan kata lain: “Setiap kali sistem dalam kesetimbangan terganggu sistem akan menyesuaikan diri sedemikian rupa sehingga efek dari perubahan tersebut akan dibatalkan”.

Prinsip ini memiliki berbagai nama, tergantung pada disiplin ilmu yang menggunakannya. Prinsip Le Chatelier juga dijadikan sebagai basis bagi pengamatan yang lebih umum di masyarakat, yang secara kasar menyatakan bahwa: “Setiap perubahan dalam status quo akan menghasilkan reaksi berlawanan dari sistem yang bersangkutan”. Dalam kimia, prinsip ini digunakan untuk memanipulasi hasil dari reaksi bolak-balik (reversibel), sering kali dapat meningkatkan rendemen reaksi.

Faktor- faktor yang Mempengaruhi Pergeseran Kesetimbangan

Menurut Le Chatelier, jika sistem yang berada dalam keadaan kesetimbangan diganggu, system akan berusaha mengurangi gangguan dengan cara menggeser posisi kesetimbangan, baik ke arah pereaksi maupun hasil reaksi sehingga gangguan tersebut minimum dan tercapai keadaan kesetimbangan yang baru. Hal- hal apa sajakah yang dapat mempengaruhi kesetimbangan?

1. Efek Perubahan Konsentrasi

Jika konsentrasi unsur/senyawa di salah satu ruas ditambah, kesetimbangan akan bergeser ke arah yang berlawanan dan jika konsentrasi unsur/senyawa di salah satu ruas dikurangi, kesetimbangan akan bergeser ke arah dirinya sendiri.

Misalnya: reaksi Nitrogen (N2) dan hidrogen (H2) membentuk amonia (NH3)

Berdasarkan reaksi diatas, pergeseran kesetimbangan dijelaskan sebagai berikut:

1. 1. Jika konsentrasi reaktan (N2 atau H2) ditambah atau konsentrasi produk dikurangi, kesetimbangan akan bergeser ke arah produk (NH3) atau ke ruas kanan.
   2. Jika konsentrasi reaktan (N2 atau H2) dikurangi atau konsentrasi produk ditambah, kesetimbangan akan bergeser ke arah reaktan (N2 dan H2) atau ke ruas kiri.

2. Efek perubahan suhu

Suhu dapat dinaikkan atau diturunkan untuk menggeser kesetimbangan kimianya. Jika suhu dinaikkan, sistem akan berupaya untuk menurunkan kembali suhu menjadi normal dan menghasilkan reaksi eksoterm. Sebaliknya, jika suhu diturunkan, sistem akan berusaha untuk menaikkan suhu dan menghasilkan reaksi endoterm. Dengan kata lain: Jika suhu dinaikkan maka kesetimbangan akan bergeser ke arah pembentukkan senyawa-senyawa yang menyerap panas (endoterm). Ciri reaksi ini adalah harga ∆H nya positif (+). ∆H adalah harga perubahan panas atau kalor. Sebaliknya, jika suhu diturunkan maka kesetimbangan akan bergeser ke arah pembentukkan senyawa-senyawa yang melepas panas (eksoterm). Ciri reaksi ini adalah harga ∆H nya negatif (-)

Misalnya: reaksi Nitrogen (N2) dan hidrogen (H2) membentuk amonia (NH3)

Berdasarkan reaksi diatas, pergeseran kesetimbangan dijelaskan sebagai berikut: Reaksi pembentukan NH3 adalah eksoterm (∆H-nya negatif ). Kebalikan dari reaksi eksoterm adalah endoterm. Jika reaksi pembentukan NH3 adalah eksoterm maka reaksi N2 dan H2 adalah endoterm, dengan demikian:

1. 1. Jika suhu dinaikkan, kesetimbangan akan bergeser ke arah reaktan atau endoterm (N2 dan H2) karena sistem akan menyerap panas melalui reaksi N2 dan H2 (reaksi endoterm, ∆H-nya positif)
   2. Jika suhu diturunkan, kesetimbangan akan bergeser ke arah produk atau eksoterm (NH3) karena sistem akan melepaskan panas melalui pembentukan NH3 (reaksi eksoterm, ∆H-nya negatif).

3. Efek Perubahan Tekanan

Jika tekanan diperbesar dengan menurunkan volume maka kesetimbangan bergeser ke koefisien (jumlah mol) yang lebih kecil. Sebaliknya, jika tekanan diperkecil dengan meningkatkan volume maka kesetimbangan bergeser ke koefisien reaksi (jumlah mol) yang lebih besar.

Contoh: reaksi Nitrogen (N2) dan hidrogen ( H2) membentuk amonia (NH3)

Berdasarkan reaksi diatas, pergeseran kesetimbangan dijelaskan sebagai berikut:

1. 1. Jika tekanan ditambahkan, kesetimbangan akan bergeser ke arah reaksi yang memiliki jumlah koefisien atau jumlah mol lebih kecil. Jumlah mol produk (NH3) lebih kecil dari jumlah mol reaktan (N2 dan H2). Jadi kesetimbangan akan bergeser ke arah produk (kanan).
   2. Jika tekanan dikurangi, kesetimbangan akan bergeser ke arah reaksi yang memiliki jumlah koefisien atau jumlah mol lebih besar. Jumlah mol jumlah mol reaktan (N2 dan H2) lebih besar dari jumlah mol produk (NH3). Jadi kesetimbangan akan bergeser ke arah reaktan (kiri).

4. Efek Perubahan Volume

Ketika volume pada sistem berubah, tekanan parsial gas berubah. Jika volume ditingkatkan dengan menurunkan tekanan, kesetimbangan bergeser ke sisi yang memiliki lebih banyak mol. Sistem mencoba untuk menetralkan penurunan tekanan parsial molekul gas dengan menggeser ke sisi yang memberi tekanan lebih besar. Demikian pula, jika volume diturunkan dengan meningkatkan tekanan, kesetimbangan bergeser ke sisi yang memiliki lebih sedikit mol. Sistem mencoba untuk menetralkan peningkatan tekanan pasrsial molekul dengan menggeser ke yang memberikan tekanan lebih sedikit.

Misalnya: reaksi Nitrogen (N2) dan hidrogen (H2) membentuk amonia (NH3)

Berdasarkan reaksi diatas, pergeseran kesetimbangan dijelaskan sebagai berikut:

1. 1. Jika volume diturunkan/dikurangi, kesetimbangan akan bergeser ke arah reaksi yang memiliki jumlah koefisien atau jumlah mol lebih kecil. Jumlah mol produk (NH3) lebih kecil dari jumlah mol reaktan (N2 dan H2). Jadi kesetimbangan akan bergeser ke arah produk (kanan).
   2. Jika volume ditambah, kesetimbangan akan bergeser ke arah reaksi yang memiliki jumlah koefisien atau jumlah mol lebih besar. Jumlah mol jumlah mol reaktan (N2 dan H2) lebih besar dari jumlah mol produk (NH3). Jadi kesetimbangan akan bergeser ke arah reaktan (kiri).

Contoh Soal

Pada reaksii kesetimbangan: PCl3 (g) + Cl2 (g) ⇌ PCl5 (g) ΔH = + a kJ. Ke arah manakah reaksi akan bergeser apabila:

• GasCl2ditambahkan ke dalam campuran
• GasPCl5ditambahkan ke dalam campuran
• Suhu dinaikkan
• Tekanan diperbesar

Pembahasan:

• Penambahan gasCl2 berarti penambahan konsentrasi gas Cl2. Dengan demikian, reaksi kesetimbangan akan bergeser ke arah kanan atau ke arah pembentukan PCl5.
• Penambahan gasPCl5 berarti penambahan konsentrasi gas PCl5. Dengan demikian, reaksi kesetimbangan akan bergeser ke arah kiri atau ke arah reaktan (PCl3 dan Cl2).
• Pembentukan gas PCl5 terjadi dalam reaksi endoterm atau menyerap panas (ΔH positif) maka reaksi PCl3 dan Cl2 adalah eksoterm atau melepaskan panas. Dengan demikian, peningkatan suhu akan menggeser reaksi ke arah endoterm, yaitu ke arah kanan atau pembentukan gas PCl5.
• Jumlah mol reaktan (2) lebih besar dari jumlah mol produk (1). Dengan demikian, jika tekanan diperbesar, reaksi akan bergeser ke arah kanan atau produk yang jumlah mol-nya lebih sedikit.

Soal Latihan

Pada hidrolisis ester menurut reaksi: CO2(g) + H2(g) ⇌ CO(g) + H2(g) ∆H = +41,2 kJ, ke arah mana kesetimbangan akan bergeser, jika pada suhu tetap:

• Ditambah gas hidrogen dan pengaruhnya terhadap konsentrasiCO2
• Suhu dinaikkan
• Tekanan diperbesar

Efek Penambahan Gas Inert

Suatu gas inert (atau gas mulia), seperti helium, tidak bereaksi dengan unsur-unsur atau senyawa lain. Penambahan gas inert ke dalam kesetimbangan fasa-gas pada volume konstan tidak menimbulkan pergeseran. Hal ini karena penambahan gas non-reaktif tidak mengubah persamaan kesetimbangan, karena gas inert muncul di kedua sisi persamaan reaksi kimia. Sebagai contoh, jika A dan B bereaksi membentuk C dan D, tapi X tidak berpartisipasi dalam reaksi:

aA + bB + xX  <==>  cC + dD = xX

Meskipun benar bahwa tekanan total sistem meningkat, tekanan total tidak memiliki efek pada konstanta kesetimbangan; tetapi, itu adalah perubahan tekanan parsial yang akan menyebabkan pergeseran kesetimbangan. Namun, jika volume diperbolehkan untuk meningkat dalam proses, tekanan parsial semua gas akan menurun yang mengakibatkan pergeseran ke arah sisi dengan jumlah mol gas yang lebih besar.

Efek katalis

Suatu katalis mampu meningkatkan laju reaksi tanpa dikonsumsi dalam reaksi. Penggunaan katalis tidak mempengaruhi posisi dan komposisi kesetimbangan reaksi, karena baik reaksi maju dan reaksi mundur keduanya dipercepat dengan faktor yang sama. Sebagai contoh, perhatikan proses Haber untuk sintesis amonia (NH3):

N2 + 3H2 ⇌ 2 NH3

Pada reaksi di atas, besi (Fe) dan molibdenum (Mo) akan berfungsi sebagai katalis jika digunakan. Mereka akan mempercepat reaksi apapun, tetapi mereka tidak mempengaruhi keadaan kesetimbangan.

Gambar 5. Proses Haber dalam sintesis ammonia

Kesetimbangan Kimia dalam Kehidupan Sehari-hari

1. Pengaturah pH darah

Dalam tubuh, pH darah yang harus dipertahankan sekitar 7,4. Yang akan mempertahankannya adalah larutan penyangga, yaitu asam karbonat H2CO3. Plasma darah memiliki gas karbon dioksida CO2. Gas CO2 membentuk pasangan asam-basa konjugasi antara asam karbonat (H2CO3) dengan ion hidrogen (H+) untuk mempertahankan pH.

C02(g) + H2O(ℓ)  H2C03(aq)

Jika darah bersifat basa, jumlah ion H+ akan berkurang sebab diikat ion OH- basa akibatnya kesetimbangan bergeser ke kanan. Namun jika darah bersifat asam, kesetimbangan bergeser ke kiri karena ion H+ dari asam menambah konsentrasi ion H+ pada H2CO3. Jadi jika sedikit saja pH darah terganggu maka bisa berbahaya bagi tubuh karena mengganggu pengikatan oksigen

2. Siklus oksigen dalam tubuh

Dalam tubuh Oksigen diangkut dan diikat oleh hemoglobin dalam darah. Proses ini berlangsung dalam reaksi kesetimbangan ini:

Hb (aq) + O2 (aq)  HbO2 (aq)

Oksigen diangkut oleh darah menuju paru-paru. Semakin lama, jumlah oksigen dalam darah semakin bertambah banyak. Di dalam paru-paru kesetimbangan bergeser ke kanan. Kesetimbangan akan bergeser ke kiri jika oksigen berada dalam jaringan. Kesetimbangan ke kiri mengeluarkan oksigen yang dipakai untuk proses pembakaran.

3. Proses Fotosintesis

Seperti yang kita tahu, tumbuhan mendapatkan makanan dari proses fotosintesis. Reaksinya:

6CO₂ + 6H2O  C6H12O6 + 6O2.

Fotosintesis pada tumbuhan hijau, proses pernapasan (respirasi) pada hewan dan manusia ternyata juga merupakan reaksi kesetimbangan. Reaksi kesetimbangan mengarah ke ke kanan merupakan reaksi fotosintesis. Saat kesetimbangan bergeser ke kanan reaksi, maka jumlah oksigen akan bertambah. Oksigen ini akan digunakan oleh manusia dan hewan untuk bernapas atau proses respirasi. Saat kesetimbangan bergeser ke kiri, proses respirasi akan berlangsung cepat, mengeluarkan gas CO2. Gas CO2 selanjutnya dipakai lagi oleh tumbuhan untuk proses fotosintesis. Proses ini berlangsung terus-menerus membentuk siklus sehingga di alam terjadi kesetimbangan antara gas O2 dan gas CO2.

Penerapan Kesetimbangan dalam Industri

Dalam industri yang melibatan reaksi kesetimbangan kimia, produk reaksi yang dihasilkan tidak akan bertambah ketika sistem telah mencapai kesetimbangan. Produk reaksi akan Kembali dihasilkan, jika dilakukan perubahan konsentrasi, perubahan suhu, atau perubahan tekanan dan volume.

1. Pembuatan Amonia (NH3) menurut Proses Haber-Bosch

2. Pembuatan Asam Sulfat 

Asam sulfat merupakan bahan industri kimia yang penting, yaitu digunakan sebagai bahan baku untuk pembuatan pupuk. Proses pembuatan asam sulfat (H2SO4)sebenarnya ada dua cara, yaitu dengan proses kamar timbal dan proses kontak. Proses kamar timbal sudah lama ditinggalkan karena kurang menguntungkan. Proses kontak menghasilkan asam sulfat mencapai kadar 99% dan biayanya lebih murah.

Pembuatan asam sulfat di industri dikembangkan melalui proses kontak, meliputi 3 tahap, yaitu:

• 1. Pembentukan belerang dioksida, persamaan reaksinya adalah: S(s) + O2(g) → SO2(g)
  2. Pembentukan belerang trioksida, persamaan reaksinya adalah: SO2(g) + O2(g) ⇌ SO3 (g) ΔH = –196 kJ
  3. Pembentukan asam sulfat, melalui zat antara, yaitu asam pirosulfat. Persamaan reaksinya adalah
     • SO3(g) + H2SO4(aq) → H2S2O7(aq)
     • H2S2O7(aq) + ½ O2(g) → 2H2SO4(aq)

Tahap penting dalam proses ini adalah reaksi (2). Reaksi ini merupakan reaksi kesetimbangan dan eksoterm. Sama seperti pada sintesis amonia, reaksi ini hanya berlangsung baik pada suhu tinggi. Akan tetapi pada suhu tinggi justrkesetimbangan bergeser ke kiri. Untuk memperbanyak hasil harus memperhatikan azas Le Chatelier

• • • Reaksi tersebut menyangkut tiga partikel pereaksi (2 partikelSO2dan 1 partikel gas O2 untuk menghasilkan 2 partikel SO3. Jadi, perlu dilakukan pada tekanan tinggi.
    • Reaksi ke kanan adalah reaksi eksoterm (∆H = -196 kJ), berarti harus dilakukan pada suhu Masalahnya, pada suhu rendah reaksinya menjadi lambat. Seperti pada pembuatan amonia, permasalahan ini dapat diatasi dengan penambahan katalisV2O5. Dari penelitian didapat kondisi optimum untuk proses industri asam sulfat adalah pada suhu antar 400-450°C dan tekanan 1 atm.

Page 3

Dalam kimia fisik, kinetika kimia atau kinetika reaksi mempelajari laju reaksi dalam suatu reaksi kimia. Analisis terhadap pengaruh berbagai kondisi reaksi terhadap laju reaksi memberikan informasi mengenai mekanisme reaksi dan keadaan transisi dari suatu reaksi kimia. Pada tahun 1864, Peter Waage merintis pengembangan kinetika kimia dengan memformulasikan hukum aksi massa, yang menyatakan bahwa kecepatan suatu reaksi kimia proporsional dengan kuantitas zat yang bereaksi.

Pengertian Kinetika Kimia

Perubahan kimia secara sederhana ditulis dalam persamaan reaksi dengan koefisien seimbang. Namun persamaan reaksi tidak dapat menjawab 3 isu penting:

1. Seberapa cepat reaksi berlangsung
2. Bagaimana konsentrasi reaktan dan produk saat reaksi selesai
3. Apakah reaksi berjalan dengan sendirinya dan melepaskan energi, ataukah ia memerlukan energi untuk bereaksi?

Kinetika kimia adalah studi tentang laju reaksi, perubahan konsentrasi reaktan (atau produk) sebagai fungsi dari waktu. Reaksi dapat berlangsung dengan laju yang bervariasi, ada yang serta merta, perlu cukup waktu (pembakaran) atau waktu yang sangat lama seperti penuaan, pembentukan batubara dan beberapa reaksi peluruhan radioaktif. Laju reaksi merupakan laju pengurangan reaktan tiap satuan waktu, atau laju pembentukan produk tiap satuan waktu.

Laju Reaksi

Laju reaksi adalah perubahan konsentrasi reaktan atau produk per satuan waktu. Besaran laju reaksi dilihat dari ukuran cepat lambatnya suatu reaksi kimia. Laju reaksi mempunyai satuan M/s (Molar per detik) (Suarsa, 2017).

• Laju reaksi atau kecepatan reaksi menyatakan bahwa banyaknyareaksi kimiayang berlangsung per satuan waktu.
• Laju reaksi menyatakanmolaritaszat terlarut dalam reaksi yang dihasilkan tiap detik 

Definisi formal: Laju reaksi didefinisikan sebagai proses berubahnya konsentrasi per satuan waktu. Laju reaksi memiliki konstanta yang sangat bergantung pada suhu reaksi (Purba & Khairunisa, 2012).

Sebuah reaksi kimia dapat ditulis menggunakan rumus:

aA + bB  →  cC + dD

Dari reaksi kimia tersebut, dapat diketahui a, b, c, dan d adalah koefisien reaksi dan A, B, C, dan D adalah zat-zat yang terlibat dalam reaksi. Laju reaksi dalam suatu sistem tertutup dinyatakan menggunakan rumus:

Dimana: [A], [B], [C], dan [D] menyatakan konsentrasi zat-zat tersebut. Melalui rumus tersebut, diketahui bahwa laju reaksi memiliki satuan mol/L/s.

Faktor yang memengaruhi laju reaksi

Laju reaksi dipengaruhi oleh beberapa faktor, antara lain:

1. Orde reaksi

Orde reaksi atau tingkat reaksi terhadap suatu komponen merupakan pangkat dari konsentrasi komponen tersebut dalam hukum laju. Konsentrasi merupakan salah satu faktor yang dapat mempercepat laju reaksi (Direktorat Pendidikan Menengah Kejuruan, 2004).

2. Luas permukaan sentuh

Luas permukaan sentuh memiliki peranan yang sangat penting, sehingga menyebabkan laju reaksi semakin cepat. Begitu juga, apabila semakin kecil luas permukaan bidang sentuh, maka semakin kecil tumbukan yang terjadi antar partikel, sehingga laju reaksi pun semakin kecil. Karakteristik kepingan yang direaksikan juga turut berpengaruh, yaitu semakin halus kepingan itu, maka semakin cepat waktu yang dibutuhkan untuk bereaksi; sedangkan semakin kasar kepingan itu, maka semakin lama waktu yang dibutuhkan untuk bereaksi.

3. Suhu (Temperatur)

Suhu juga turut berperan dalam mempengaruhi laju reaksi. Apabila suhu pada suatu reaksi yang berlangsung dinaikkan, maka menyebabkan partikel semakin aktif bergerak, sehingga tumbukan yang terjadi semakin sering, menyebabkan laju reaksi semakin besar. Sebaliknya, apabila suhu diturunkan, maka partikel semakin tak aktif, sehingga laju reaksi semakin kecil. Suhu merupakan properti fisik dari materi yang kuantitatif mengungkapkan gagasan umum dari panas dan dingin.

4. Katalis

Katalis adalah suatu zat yang mempercepat laju reaksi kimia pada suhu tertentu, tanpa mengalami perubahan atau terpakai oleh reaksi itu sendiri. Suatu katalis berperan dalam reaksi tetapi bukan sebagai pereaksi ataupun produk. Katalis memungkinkan reaksi berlangsung lebih cepat atau memungkinkan reaksi pada suhu lebih rendah akibat perubahan yang dipicunya terhadap pereaksi. Katalis menyediakan suatu jalur pilihan dengan energi aktivasi yang lebih rendah. Katalis mengurangi energi yang dibutuhkan untuk berlangsungnya reaksi.

Katalis dapat dibedakan ke dalam dua golongan utama, yaitu: katalis homogen dan katalis heterogen.

• Katalis heterogen adalah katalis yang ada dalam fase berbeda dengan pereaksi dalam reaksi yang dikatalisinya. Satu contoh sederhana untuk katalisis heterogen yaitu bahwa katalis menyediakan suatu permukaan di mana pereaksi-pereaksi (atau substrat) untuk sementara terjerat. Ikatan dalam substrat-substrat menjadi lemah sedemikian sehingga memadai terbentuknya produk baru. Ikatan atara produk dan katalis lebih lemah, sehingga akhirnya terlepas.
• Katalis homogen adalah katalis yang berada dalam fase yang sama dengan pereaksi dalam reaksi yang dikatalisinya. Katalis homogen umumnya bereaksi dengan satu atau lebih pereaksi untuk membentuk suatuperantara kimiayang selanjutnya bereaksi membentuk produk akhir reaksi, dalam suatu proses yang memulihkan katalisnya.

Berikut ini merupakan skema umum reaksi katalitik, di mana C melambangkan katalisnya:

A + C  AC -------------- (1)

B + AC  AB + C ------ (2)

Meskipun katalis (C) termakan oleh reaksi 1, namun selanjutnya dihasilkan kembali oleh reaksi 2, sehingga untuk reaksi keseluruhannya menjadi:

A + B + C → AB + C

{\displaystyle A+B+C\rightarrow AB+C}Beberapa katalis yang pernah dikembangkan antara lain berupa katalis Ziegler-Natta yang digunakan untuk produksi masal polietilen dan polipropilen. Reaksi katalitis yang paling dikenal adalah proses Haber, yaitu sintesis amonia menggunakan besi biasa sebagai katalis. Konverter katalitik yang dapat menghancurkan produk emisi kendaraan yang paling sulit diatasi, terbuat dari platina dan rodium.

4. Molaritas

Molaritas adalah banyaknya mol zat terlarut tiap satuan volum zat pelarut. Hubungannya dengan laju reaksi adalah bahwa semakin besar molaritas suatu zat, maka semakin cepat suatu reaksi berlangsung. Dengan demikian pada molaritas yang rendah suatu reaksi akan berjalan lebih lambat daripada molaritas yang tinggi.

5. Konsentrasi

Karena persamaan laju reaksi didefinisikan dalam bentuk konsentrasi reaktan maka dengan naiknya konsentrasi maka naik pula kecepatan reaksinya. Artinya semakin tinggi konsentrasi, maka semakin banyak molekul reaktan yang tersedia, dengan demikian kemungkinan bertumbukan akan semakin banyak juga sehingga kecepatan reaksi meningkat. Jadi semakin tinggi konsentrasi, semakin cepat pula laju reaksinya.

Persamaan Laju Reaksi

Untuk reaksi kimia sebagai berikut:

aA + bB   pP + qQ

hubungan antara laju reaksi dengan molaritas adalah

V = k[A]x [B]y

Dimana: V = Laju reaksi; k = Konstanta laju reaksi; x = Orde reaksi zat A; y = Orde reaksi zat B; Orde reaksi zat A dan zat B hanya bisa ditentukan melalui percobaan.

Orde Reaksi

Dalam bidang kinetika kimia, orde reaksi  suatu substansi (seperti reaktan, katalis atau produk) adalah banyaknya faktor konsentrasi yang mempengaruhi kecepatan reaksi. Untuk persamaan laju reaksi: r = k[A]x [B]y … )([A], [B] … adalah konsentrasi), orde reaksinya adalah x untuk A dan y untuk B. Orde reaksi secara keseluruhan adalah jumlah total x + y + .... Perlu diingat bahwa orde reaksi sering kali tidak sama dengan koefisien stoikiometri.

Contohnya: reaksi kimia antara raksa (II) klorida dengan ion oksalat:

2HgCl2 + C2O42- →  2Cl- + 2CO2­↑ + Hg2Cl2¯↓

Persamaan laju reaksinya adalah:

r = k[HgCl2]1[C2O42−]2

Dalam contoh ini, orde reaksi reaktan HgCl2 adalah 1 dan orde reaksi ion oksalat adalah 2; orde reaksi secara keseluruhan adalah 1 + 2 = 3. Orde reaksi di sini (1 dan 2) berbeda dengan koefisien stoikiometrinya (2 dan 1). Orde reaksi hanya bisa ditentukan lewat percobaan. Dari situ dapat ditarik kesimpulan mengenai mekanisme reaksi. Di sisi lain, reaksi dasar (satu langkah) memiliki orde reaksi yang sama dengan koefisien stoikiometri untuk setiap reaktan. Orde reaksi secara keseluruhan (jumlah koefisien stoikiometri reaktan) selalu sama dengan molekularitas reaksi dasar. Orde reaksi untuk setiap reaktan sering kali memiliki angka positif, tetapi ada pula orde reaksi yang negatif, berupa pecahan atau nol.

1. Orde pertama

Jika laju reaksi bergantung pada satu reaktan dan jumlah eksponennya satu, maka reaksi itu adalah reaksi orde pertama.

Contohnya: dalam reaksi ion arildiazonium dengan nukleofil dalam larutan berair ArN2+ + X− → ArX + N2, persamaannya adalah r = k[ArN2+], dan Ar merupakan kelompok aril. Contoh reaksi orde pertama lainnya adalah proses peluruhan radioaktif. Namun, reaksi ini merupakan reaksi nuklir.

2. Orde kedua

Reaksi dianggap sebagai reaksi orde kedua jika ordenya secara keseluruhan berjumlah dua. Laju reaksi orde kedua mungkin proporsional dengan satu konsentrasi berkuadrat r = k[A]2, atau (lebih umum) jumlah orde dua konsentrasi r = k[A][B]. Contohnya: reaksi NO2 + CO  → NO + CO2 merupakan reaksi orde kedua untuk reaktan   dan reaksi orde nol untuk reaktan. Persamaannya adalah r = k [NO2]2  dan independen dari konsentrasi CO.

3. Orde nol

Dalam reaksi orde nol, laju reaksinya independen dari konsentrasi reaktan, sehingga perubahan konsentrasi tidak mengubah laju reaksi. Contohnya adalah berbagai reaksi yang dikatalis oleh enzim asalkan konsentrasi reaktan lebih besar daripada konsentrasi enzim yang mengendalikan lajunya. Contohnya, oksidasi biologis etanol menjadi asetaldehida oleh enzim dehidrogenase alkohol hati merupakan reaksi orde nol untuk etanol.

4. Orde negatif

Reaksi dapat memiliki orde negatif terkait dengan suatu substansi. Contohnya: perubahan ozon (O3) menjadi oksigen mengikuti persamaan: r = k [O3]2 ÷ [O2] dengan kelebihan oksigen. Reaksi ini merupakan reaksi laju kedua untuk ozon dan (-1) untuk oksigen. Saat orde parsial bersifat negatif, orde secara keseluruhan dianggap tidak didefinisi. Dari contoh di atas, reaksi ini tidak dianggap sebagai reaksi orde pertama meskipun jumlahnya 2 + (-1) = 1, karena persamaan lajunya lebih rumit daripada reaksi orde pertama yang sederhana.

Contoh Soal-1

Reaksi: NO2 (g) + CO (g) → NO (g) + CO2 (g) diperoleh data sebagai berikut:

Berdasarkan data eksperimen reaksi di atas, tentukan:

1. Orde reaksi terhadap NO2
2. Orde reaksi terhadap CO
3. Orde reaksi total
4. Konstanta laju
5. Laju reaksi ketika [NO2] = 0,40 M dan [CO] = 0,40 M

Penyelesaian: 

Pertama, asumsikan bahwa hukum laju dari reaksi ini yaitu: V = k[NO2]x[CO]y

1). Untuk menghitung nilai x pada [NO2]x, kita perlu membandingkan data eksperimen 1 dan 2, di mana [NO2] bervariasi namun [CO] konstan.

Diperoleh x = 2, maka orde reaksi terhadap NO2 = 2.

2). Untuk menghitung nilai y pada [CO]y, kita perlu membandingkan data eksperimen 1 dan 3, di mana [CO] bervariasi namun [NO2] konstan.

Diperoleh y = 0. Jadi, orde reaksi terhadap CO = 0.

3). Orde reaksi keseluruhan = x + y = 2 + 0 = 2

4). Untuk menghitung konstanta laju, digunakan salah satu data eksperimen di atas, misalnya eksperimen 1.

Jadi konstanta laju reaksi = 0,5 M-1s-1

5). Laju reaksi ketika [NO2] = 0,40 M dan [CO] = 0,40 M:

V = k[NO2]2

V = 0,5 × (0,40)2

V = 0,08 = 8 × 10-2 Ms-1

Jadi, laju reaksi NO2 adalah 8 × 10-2 Ms-1

Contoh Soal-2

Gas nitrogen monoksida dan gas brom bereaksi pada 00C menurut persamaan reaksi: 2NO (g) + Br2 (g)  2NOBr (g). Laju reaksinya diikuti dengan mengukur pertambahan konsentrasi NOBr dan diperoleh data sebagai berikut:

Tentukan:

1. Orde reaksi terhadap gas NO
2. Orde reaksi terhadap gas Br2
3. Orde reaksi total
4. Rumus laju reaksinya
5. Tetapan kecepatan laju reaksi

Penyelesaian:

1). Orde reaksi terhadap gas NO → Percobaan 1 dan 3, [Br2] tetap.

Jadi: Orde reaksi terhadap gas NO = 2

2). Orde reaksi terhadap gas Br2 → Percobaan 1 dan 2, [NO] tetap.

Jadi: Orde reaksi terhadap gas Br2 = 1

3). Orde reaksi total = x + y = 2 + 1 = 3

4). Rumus laju reaksinya: V =  k[NO]2 [Br2]1  → V =  k[NO]2 [Br2]

5). Tetapan laju reaksi. Lihat data percobaan-1: V =  k[NO]2 [Br2]

Jadi, tetapan laju reaksi, k = 1,20 M-1s-1

Pengaruh Suhu Terhadap Laju Reaksi

Reaksi kimia dapat terjadi jika energi minimal untuk bereaksi dipenuhi oleh zat zat yang akan bereaksi. Dalam sebuah reaksi kimia yang terjadi dalam wadah misalnya, setiap molekul perekasi akan selalu bergerak ke segala arah. Gerakan ini memungkinkan terjadinya interaksi antara molekul molekul perekasi. Interaksi ini dapat berupa tumbukan. Tumbukan yang memiliki energy yang cukup akan membuat molekul molekul pereaksi saling berekasi. Energi ini disebut energi aktivasi. Semakin banyak terjadi tumbukan, maka laju reaksi akan semakin cepat.

Apa pengaruh suhu terhadap laju reaksi???

Suhu adalah bentuk energy yang dapat diserap oleh masing masing molekul perekasi. Ketika suhu zat zat yang akan bereaksi ditingkatkan, maka energy partikel akan semakin besar. Energy ini digunakan oleh molekul molekul pereaksi untuk bergerak lebih cepat. Jadi adanya kenaikan suhu akan mengakibatkan gerakan molekul pereaksi menjadi lebih cepat. Bayangkan saja dua mobil yang melaju cepat pada kondisi lalu lintas yang ramai, maka resiko tabrakan yang terjadi akan semakin besar. Tabarkan yang terjadi juga akan menghancurkan kedua mobil karena laju mereka yang cepat.

Hal ini juga berlaku pada molekul pereaksi. Peningkatan suhu akan mengakibatkan energy kinetic kinetic partikel meningkat, akibatnya pergerakan molekul akan semakin cepat. Gerakan molekul yang semakin cepat juga akan meningkatkan jumlah tumbukan yang terjadi antar partikel. Jika terjadi tumbukan, maka energy tumbukan akan cukup besar untuk memungkinkan terjadinya reaksi antara kedua molekul. Artinya tumbukan efektif akan semakin banyak terjadi. Hal ini tentu akan mengakibatkan reaksi akan berlangsung lebih cepat.

“Suhu tinggi = energy kinetic partikel meningkat = semakin banyak tumbukan efektif yang terjadi antar partikel = laju reaksi meningkat”

Rumus Pengaruh Suhu terhadap Laju ReaksiPada umumnya, setiap kenaikan suhu 100C, maka laju reaksi akan menjadi dua kali lebih cepat. Dengan menggunakan hubungan ini, jika laju awal reaksi pada suhu tertentu diketahui, maka kita dapat meramalkan berapa besar laju reaksi lain jika suhunya ditingkatkan.

V2 = V1 × (n)ΔT/10

Atau jika yang diketahui adalah waktu tempuh reaksi, kita dapat menggunakan rumus:

t2 = t1 × (1/n)ΔT/10

Keterangan: V1 = laju reaksi awal (pada duhu T1); V2 = laju reaksi akhir (pada suhu T2); t1 = waktu reaksi awal (pada suhu T1); t2 = waktu reaksi akhir (pada suhu T2); n = kenaikan laju reaksi; ∆T = Perubahan suhu = T2 – T1. Harga n terantung berapa kali kenaikan laju reaksinya. Jika pada soal tertulis dua kali semula, maka harga n = 2, jika tiga kali semula maka harga n = 3, dan begitu seterusnya. Angka 10 pada pembagi perubahan suhu juga tergantung pada soal. Misalnya jika setiap kenaikan 10 derajat, maka angka 10 kita pakai. Tetapi jika dalam soal tertulis setiap kenaikan 20 derajat, maka angka 20 yang kita pakai. Dan begitu seterusnya.

Contoh Soal

1. Suatu reaksi berlangsung 3 kali lebih cepat dari semula setiap kenaikan suhu 20 derajat celcius. Jika pada suhu 30 derajat reaksi berlangsung 3 menit, pada suhu 90 derajat, reaksi akan berlangsung selama berapa menit?

Penyelesaian:

Pertama yang harus diingat, bahwa suhu akan mempercepat laju reaksi. Reaksi cepat, maka waktu tempuh reaksi akan semakin sedikit.

Diketahui: n = 3; T1 = 30 derajat celcius; T2 = 90 derajat celcius; ∆T = 90 – 30 = 60; t1 = 3 menit; t2 = . . . . .?

t2 = t1 × (1/n)ΔT/10

t2 = 3 × (1/3)60/20

t2 = 3 × (1/3)3

t2 = 3 × (1/27)

t2 = 1/9

Jadi t2 = 1/9 menit

1. Laju reaksi meningkat dua kali setiap kenaikan suhu 10 derajat celcius. Jika pada suhu 30 derajat celcius laju reaksi A + B → hasil, adalah 4 x 10-4 M/s maka laju reaksi pada suhu 60 derajat celcius adalah . . . .?

Penyelesaian

Diketahui: n = 2 (dua kali lipat), T1 = 30 derajat Celsius; T2 = 60 derajat Celsius; ∆T = 60 – 30 = 30; V1 = 4×10-4 M/s; V2 = . . . .?

V2 = V1 × (n)ΔT/10

V2 = 4×10-4 × (2)30/10

V2 = 4×10-4 × (2)3

V2 = 4×10-4 × 8

V2 = 32×10-4 atau 3,2×10-3

Jadi laju akhir reaksi adalah 3,2×10-3 M/s

1. Harga tetapan laju reaksi bertambah dua kali lipat jika suhu dinaikkan 10 0 Pada suhu 40 0C reaksi A + B → C mempunyai harga laju reaksi x mol/L det. Jika reaksi berlangsung pada suhu 10 0C dan 80 0C, laju reaksi berturut turut sebesar . . . . mol/L det.

Penyelesaian:

Pada suhu 40 0C, laju reaksi = x

Reaksi : A + B → C

Persamaan umum laju reaksi: V = k [A]x [B]y = x

Harga k bertambah dua kali lipat setiap kenaikan suhu 10 0C. Jika suhunya turun menjadi10 0C maka harga k-nya tentu akan menjadi setengah kali semula.

Jika reaksi berlangsung pada 10 0C, artinya terjadi penurunan sebesar 30 0C dari 40 0C atau penurunan sebanyak 3 kali. Setiap kali penurunan 10 0C, harga k akan menjadi setengah kali semula maka harga k akan menjadi = (1/2)3 = ½ x ½ x ½  = 1/8.

Harga laju reaksi: V = 1/8 k[A]x [B]y = 1/8x mol/L.det.

Pada suhu 80 0C = suhu naik 40 0C atau terjadi peningkatan sebanyak 4 kali. Setiap naik 10 derajat maka harga k akan menjadi 2 kali semula maka harga k = (2)4 = 2 x 2 x 2 x 2 = 16.

Harga laju reaksi = V = 16 k [A]x [B]y = 16x mol/L.det.

Reaksi elementer

Reaksi elementer (terkadang disebut pula reaksi dasar) adalah suatu reaksi kimia di mana satu atau lebih spesi kimia bereaksi langsung untuk membentuk produk dalam satu tahap reaksi tunggal dan dengan satu keadaan transisi. Dalam praktiknya, reaksi diasumsikan elementer jika tidak ada zat antara reaksi yang telah terdeteksi atau perlu didalilkan untuk menggambarkan reaksi pada skala molekuler. Reaksi yang tampaknya elementer sebenarnya adalah sebuah reaksi bertahap, yaitu melalui tahapan reaksi kimia yang rumit, dengan intermediet reaksi pada variabel masa hidup.

Dalam suatu reaksi elementer unimolekuler, suatu molekul A terdisosiasi atau mengalami isomerisasi untuk menghasilkan produk: 

A → Produk

Pada suhu konstan, laju dari reaksi tersebut sebanding dengan  konsentrasi  spesi  A:

(d[A] ÷ dt) = – k [A]

Dalam suatu reaksi elementer bimolekuler, dua atom, molekul, ion atau radikal, A dan B, bereaksi bersama untuk menghasilkan produk:

A + B → Produk

Laju reaksi tersebut, pada suhu konstan, sebanding dengan perkalian konsentrasi spesi A dan B:

(d[A] ÷ dt) = d[B] ÷ dt)  = – k [A] [B]

Ekspresi laju bagi reaksi elementer bimolekuler terkadang dirujuk sebagai hukum aksi massa sebagaimana yang diusulkan oleh Guldberg dan Waage pada tahun 1864. Contoh dari reaksi jenis ini adalah reaksi sikloadisi. Ekspresi laju ini dapat diturunkan dari prinsip pertama dengan menggunakan teori tumbukan untuk gas ideal. Untuk kasus fluida encer hasil yang setara telah diperoleh dari argumen probabilistik sederhana.

Menurut teori tumbukan, probabilitas tiga spesi kimia bereaksi bersamaan satu sama lain dalam suatu reaksi elementer termolekuler dapat diabaikan. Oleh karena itu, reaksi termolekuler semacam itu biasa disebut reaksi non-elementer dan dapat dipecah menjadi seperangkat reaksi bimolekuler yang lebih mendasar, sesuai dengan hukum aksi massa. Tetapi tidak selalu dimungkinkan untuk mendapatkan skema reaksi secara keseluruhan namun solusi berdasarkan persamaan laju dimungkinkan dalam hal keadaan tunak atau pendekatan Michaelis-Menten.

Katalis

Katalis adalah suatu zat yang mempercepat laju reaksi kimia pada suhu tertentu, tetapi tidak mengalami perubahan dan pengurangan jumlah. Laju reaksi katalis terjadi di permukaan luas pada fluida padat sehingga diterapkan pada material padat yang berpori. Dalam reaksi kimia, katalis tidak berperan sebagai pereaksi kimia maupun produk. Katalis yang umum digunakan ialah ion logam dengan metode impregnasi untuk menghasilkan valensi nol dan situs-situs asam selama proses reduksi. Peran katalis adalah meningkatkan unjuk kerja katalitik material padat.

Reaksi kimia

Katalis merupakan suatu zat yang mempercepat laju reaksi dari suatu reaksi kimia.[3] Percepatan laju reaksi terjadi pada suhu tertentu dengan cara menurunkan energi aktivasi suatu reaksi, tanpa mempengaruhi hasil reaksi (produk). Perlu diketahui bahwa katalis ikut bereaksi. Hal ini bisa dibuktikan dengan melakukan eksperimen. Pada akhir reaksi, akan didapatkan bahwa efektivitas suatu katalis menjadi berkurang. Hal inilah yang menjadi bukti bahwa katalis ikut bereaksi dalam suatu reaksi. Suatu katalis berperan dalam reaksi tetapi bukan sebagai pereaksi ataupun produk.

Katalis memungkinkan reaksi berlangsung lebih cepat atau memungkinkan reaksi pada suhu lebih rendah akibat perubahan yang dipicunya terhadap pereaksi. Katalis menyediakan suatu jalur pilihan dengan energi aktivasi yang lebih rendah. Katalis mengurangi energi yang dibutuhkan untuk berlangsungnya reaksi.

 Jenis

Katalis dapat dibedakan ke dalam dua golongan utama: katalis homogen dan katalis heterogen. Katalis heterogen adalah katalis yang ada dalam fase berbeda dengan pereaksi dalam reaksi yang dikatalisinya, sedangkan katalis homogen berada dalam fase yang sama. Satu contoh sederhana untuk katalisis heterogen yaitu bahwa katalis menyediakan suatu permukaan di mana pereaksi-pereaksi (atau substrat) untuk sementara terjerap. Ikatan dalam substrat-substrat menjadi lemah sedemikian sehingga memadai terbentuknya produk baru. katan atara produk dan katalis lebih lemah, sehingga akhirnya terlepas.

Katalis homogen umumnya bereaksi dengan satu atau lebih pereaksi untuk membentuk suatu perantara kimia yang selanjutnya bereaksi membentuk produk akhir reaksi, dalam suatu proses yang memulihkan katalisnya. Berikut ini merupakan skema umum reaksi katalitik, di mana C melambangkan katalisnya:

A + C → AC -------------- (1)

B + AC → AB + C  ------ (2)

Meskipun katalis (C) termakan oleh reaksi 1, tetapi selanjutnya dihasilkan kembali oleh reaksi 2, sehingga untuk reaksi keseluruhannya menjadi:

A + B + C → AB + C

katalis tidak termakan ataupun tercipta. Enzim adalah biokatalis. Penggunaan istilah "katalis" dalam konteks budaya yang lebih luas, secara bisa dianalogikan dengan konteks ini.

Beberapa katalis ternama yang pernah dikembangkan di antaranya katalis Ziegler-Natta yang digunakan untuk produksi massal polietilen dan polipropilen. Reaksi katalitik yang paling dikenal ialah proses Haber untuk sintesis amoniak, yang menggunakan besi biasa sebagai katalis. Konverter katalitik—yang dapat menghancurkan produk samping knalpot yang paling bandel—dibuat dari platinadan rodium.

Fenomena alami

Hidrolisis lemak atau minyak

Enzim lipase menjadi katalis bagi trigliserida yang menyebabkan hidrolisis pada lemak atau minyak. Hidrolisis lemak atau minyak terjadi akibat adanya bakteri di udara yang mengandung enzim lipase. Pada suhu kamar dan udara lembab, hidrolisis lemak atau minyak menimbulkan bau tengik dan cita rasa yang tidak enak apabila dibiarkan pada udara lembab pada suhu kamar.

Kegunaan

1. Esterifikasi dan interesterifikasi. Reaksi esterifikasi memerlukan katalis asam atau katalis basa untuk mempercepat reaksi antara gliserol dengan asam lemak untuk menghasilkan monogliserida, digliserida, dan air. Katalis diberikan pada suhu pemanasan antara 210 oC hingga 230 oC. Rasio antara gliserol dan asam lemak dalam reaksi akan menentukan komposisi monogliserida. Sedangkan komposisi digliserida ditentukan oleh reaksi interesterifikasi yang melibatkan gliserol, lemak atau minyak dan katalis basa seperti kalsium hidroksida. Reaksi interesterifikasi hanya membutuhkan gliserol dalam jumlah yang lebih sedikit dibandingkan dengan reaksi interesterifikasi dengan asam lemak.
2. Pembuatan sel bahan bakar. Katalis digunakan untuk mempercepat reaksi pada sistem elektroda yang membentuk sel bahan bakar. Setiap sel elektroda merupakan sel elektrokimia yang secara berkelanjutan mengubah energi kimia dalam bahan bakar dan oksidan menjadi air dan menghasilkan energi listrik. Proses pembuatan sel bahan bakar melibatkan sistem elektroda-elektrolit yang mengalami reaksi elektrokimia. Elektrolit digunakan untuk menghantarkan muatan listrik dari elektroda negatif (anoda) ke elektroda positif (katoda) sehingga menghasilkan arus listrik dan energi panas. Katalis yang digunakan di dalam elektroda ialah lapisan platina.
3. Reaksi Alkilasi Friedel-Crafts. Reaksi alkilasi Friedel-Crafts menggunakan prinsip substitusi elektrofilik aromatik. Reaksi kimia dihasilkan melalui alkilasi benzena dengan alkil halida menggunakan katalis asam Lewis yang kuat. Jenis katalis yang umum digunakan ialah aluminium klorida atau besi klorida.
4. Fermentasi. Manusia telah menggunakan enzim sebagai katalis fermentasi makanan sejak zaman prasejarah. Enzim khamir telah lama digunakan untuk melakukan fermentasi gula buah menjadi alkohol. Enzim pada bakteri Streptococcus thermophilus, Lactobacillus bulgaricus dan Lactobacillus acidophilus digunakan untuk membuat yoghurt. Enzim juga digunakan sebagai katalis dalam pembuatan bir dari biji-bijian, pembuatan adonan roti dengan khamir dan fermentasi air kelapa menjadi cuka. Keunggulan penggunaan enzim sebagai katalis ialah sifatnya yang tidak berubah meski telah mengalami reaksi kimia. Selain itu, enzim melakukan percepatan reaksi kimia dengan tetap mempertahankan kedudukan normal dari kesetimbangan kimia.
5. Sintesis tabung nano karbon. Katalis logam digunakan untuk melakukan sintesis pada tabung nano karbon yang dapat terkendali. Tabung nano karbon digunakan untuk membuat peralatan dengan sifat nano-elektronik. Proses nukleasi dan perumbuhan tabung nano karbon memerlukan bantuan katalis logam.

Referensi

• Direktorat Pendidikan Menengah Kejuruan (2004). Laju Reaksi (PDF). Direktorat Pendidikan Menengah Kejuruan Direktoran Jenderal Pendidikan Dasar dan Menengah Departemen Pendidikan Nasional. hlm. 11.
• Kenneth A. Connors Chemical Kinetics, the study of reaction rates in solution, 1990, VCH Publishers ISBN 0471720208
• Laidler K.J. Chemical Kinetics (3rd ed., Harper & Row 1987), hlm. 305 ISBN 0-06-043862-2
• Petrucci R.H., Harwood W.S. and Herring F.G. General Chemistry (8th ed., Prentice-Hall 2002), p.585-6 ISBN 0-13-014329-4
• Purba, E. dan Khairunisa, A. C. (2012). "Kajian Awal Laju Reaksi Fotosintesis untuk Penyerapan Gas CO2 Menggunakan Mikroalga Tetraselmis Chuii". Rekayasa Proses. 6 (1): 8.
• Suarsa, I. W. (2017). Teori Tumbukan Pada Laju Reaksi Kimia (PDF). Denpasar: Jurusan Kimia Fakultas Matematika dan Ilmu Pengetahuan Alam Universitas Udaya. hlm. 1.
• Whitten K.W., Galley K.D. and Davis R.E. General Chemistry (4th edition, Saunders 1992), hlm.638-9 ISBN 0-03-072373-6.

Page 4

Redoks adalah istilah yang menjelaskan berubahnya bilangan oksidasi (keadaan oksidasi) atom-atom dalam sebuah reaksi kimia. Hal ini dapat berupa proses redoks yang sederhana seperti oksidasi karbon yang menghasilkan karbon dioksida, atau reduksi karbon oleh hidrogen menghasilkan metana (CH4), ataupun ia dapat berupa proses yang kompleks seperti oksidasi gula pada tubuh manusia melalui rentetan transfer elektron yang rumit. 

Istilah redoks berasal dari dua konsep, yaitu reduksi dan oksidasi, dapat dijelaskan dengan mudah sebagai berikut:

• Oksidasi menjelaskan pelepasan elektron oleh sebuah molekul, atom, atau ion
• Reduksi menjelaskan penambahan elektron oleh sebuah molekul, atom, atau ion.

Walaupun cukup tepat untuk digunakan dalam berbagai tujuan, penjelasan di atas tidaklah persis benar. Oksidasi dan reduksi tepatnya merujuk pada perubahan bilangan oksidasi karena transfer elektron yang sebenarnya tidak akan selalu terjadi, sehingga:

• Oksidasi didefinisikan sebagai peningkatan bilangan oksidasi
• Reduksi didefinisikan sebagai penurunan bilangan oksidasi.

Dalam praktiknya, transfer elektron akan selalu mengubah bilangan oksidasi, namun terdapat banyak reaksi yang diklasifikasikan sebagai "redoks" walaupun tidak ada transfer elektron dalam reaksi tersebut (misalnya yang melibatkan ikatan kovalen). Reaksi non-redoks yang tidak melibatkan perubahan muatan formal (formal charge) dikenal sebagai reaksi metatesis.

Pengertian konsep reaksi reduksi-oksidasi telah mengalami tiga tahap perkembangan sebagai berikut:

1. Konsep Reaksi Reduksi-Oksidasi Berdasarkan Pengikatan dan Pelepasan Oksigen
2. Konsep Reaksi Reduksi-Oksidasi Berdasarkan Pengikatan dan Pelepasan Elektron
3. Konsep Reaksi Reduksi-Oksidasi Berdasarkan Pertambahan dan Penurunan Bilangan Oksidasi

Redoks Berdasarkan Pengikatan dan Pelepasan Oksigen

• Reduksi adalah reaksi pelepasan oksigen dari suatu senyawa. Reduktor adalah zat yang menarik/mengikat oksigen pada reaksi reduksi atau zat yang mengalami reaksi oksidasi.
• Oksidasi adalah reaksi pengikatan (penggabungan) oksigen oleh suatu zat. Oksidator adalah sumber oksigen pada reaksi oksidasi atau zat yang mengalami reduksi.

Contoh: Reaksi Fe2O3 + 3C → 2Fe + 3CO ditulis sebagai berikut.

Penjelasan: Fe2O3 melepaskan/memberikan oksigen kepada C dan membentuk Fe, sedangkan C mengikat/menangkap oksigen dari Fe2O3 dan membentuk CO. Dengan demikian, Fe2O3 mengalami reduksi atau sebagai oksidator, sedangkan C mengalami oksidasi atau sebagai reduktor.

Redoks Berdasarkan Pengikatan dan Pelepasan Elektron

Selain oksigen, elektron yang terkandung pada senyawa maupun unsur dapat menimbulkan reaksi redoks. Berikut penjelasannya.

• Reduksi adalah reaksi pengikatan elektron. Reduktor adalah zat yang melepaskan electron atau zat yang mengalami oksidasi.
• Oksidasi adalah reaksi pelepasan elektron. Oksidator adalah Zat yang mengikat electron atau zat yang mengalami reduksi.

Contoh: reaksi: H2 + F2 → 2HF.  Reaksi tersebut dapat ditulis sbb:

Penjelasan: Untuk membentuk senyawa hidrogen fluorida, molekul H2 melepaskan 2 elektron menjadi 2H+ : H2 → 2H+ + 2e-, sedangkan molekul F2 menangkap/mengikat 2 elektron menjadi 2F- : F2 + 2e- → 2F- . Dengan demikian: H2 mengalami oksidasi atau sebagai reduktor, sedangkan F2 mengalami reduksi atau sebagai oksidator.

Redoks Berdasarkan Pertambahan dan Penurunan Bilangan Oksidasi

Konsep reaksi redoks yang melibatkan perpindahan elektron ini hanya bisa terjadi pada senyawa ionik aja, sedangkan senyawa kovalen tidak. Oleh karena itu, muncul konsep redoks yang ketiga, yaitu berdasarkan perubahan bilangan oksidasi (biloks). Berdasarkan konsep perubahan bilangan oksidasi:

• Reduksi adalah reaksi yang mengalami penurunan bilangan oksidasi. Reduktor adalah zat yang mereduksi zat lain dalam reaksi redoks atau zat yang mengalami oksidasi.
• Oksidasi adalah reaksi yang mengalami kenaikan bilangan oksidasi. Oksidator adalah zat yang mengoksidasi zat lain dalam reaksi redoks atau zat yang mengalami reaksi reduksi.

Contoh: Reaksi Fe2O3 + 3C → 2Fe + 3CO ditulis sebagai berikut.

Bilangan oksidasi adalah muatan positif dan negatif pada suatu atom. Unsur yang biloksnya positif, biasanya merupakan atom-atom unsur logam, seperti Na, Fe, Mg, Ca, dan unsur logam lainnya. Sementara itu, unsur yang biloksnya negatif, biasanya atom-atom unsur nonlogam, seperti O, Cl, F, dan unsur nonlogam lainnya.

Terdapat delapan aturan dalam menentukan bilangan oksidasi suatu atom, antara lain adalah sebagai berikut.

1. Bilangan oksidasi unsur bebas dalam bentuk atom dan molekul adalah 0. Contoh:

• • Unsur bebas berbentuk atom: C, Ca, Cu, Na, Fe, Al, Ne = 0
  • Unsur bebas berbentuk molekul: H2, O2, Cl2, P4, S8 = 0

1. Bilangan oksidasi ion monoatom (1 atom) dan poliatom (lebih dari 1 atom) sesuai dengan jenis muatan ionnya. Contoh:

• • Bilangan oksidasi ion monoatom Na+, Mg2+, dan Al3+ berturut-turut adalah +1, +2, dan +3.
  • Bilangan oksidasi ion poliatom NH4+, SO42-, dan PO43- berturut-turut adalah +1, -2, dan -3.

1. Bilangan oksidasi unsur pada golongan logam IA, IIA, dan IIIA sesuai dengan golongannya.

• • IA = H, Li, Na, K, Rb, Cs, Fr = +1. Contoh: Bilangan oksidasi Na dalam senyawa NaCl adalah +1.
  • IIA = Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra = +2. Contoh: Bilangan oksidasi Mg dalam senyawa MgSO2 adalah +2.
  • IIIA = B, Al, Ga, In, Tl = +3. Contoh: Bilangan oksidasi Al dalam senyawa Al2O3 adalah +3.

1. Bilangan oksidasi unsur golongan transisi (golongan B) lebih dari satu. Contoh:

• • Bilangan oksidasi Cu = +1 dan +2.
  • Bilangan oksidasi Au = +1 dan +3.
  • Bilangan oksidasi Sn = +3 dan +4.

1. Jumlah bilangan oksidasi unsur-unsur yang membentuk ion = jumlah muatannya. Contoh: NH4+ = +1
2. Jumlah bilangan oksidasi unsur-unsur yang membentuk senyawa = 0. Contoh: H2O = 0 ( H = +2, ) = -2, jadi 2-2 = 0)
3. Bilangan oksidasi hidrogen (H) bila berikatan dengan logam = -1. Bila H berikatan dengan non-logam = +1. Contoh: Biloks H dalam AlH3 = -1.
4. Bilangan oksidasi oksigen (O) dalam senyawa peroksida = -1. Bilangan oksidasi O dalam senyawa non-peroksida = -2. Contoh: Biloks O dalam BaO2 = -1.

Contoh Soal-1

Perhatikan reaksi berikut ini:

Penjelasan:

• Persamaan reaksi ruas kiri: Fe merupakan unsur golongan transisi (golongan B) yang memiliki biloks lebih dari satu, disini bilok Fe = +3; unsur O dalam senyawa Fe2O3 (bukan non-peroksida) maka biloks O = -2; C adalah unsur bebas maka biloks C = 0.
• Persamaan reaksi ruas kanan: Fe merupakan unsur bebas maka biloks Fe = 0; C dalam CO merupakan unsur yang berbentuk ion bermuatan +2 maka biloks C = +2; O terikat dalam CO yang bukan senyawa non-peroksida maka biloks O = -2.

• Dari bilangan biloks dalam reaksi (dari kiri ke kanan) terlihat bahwa Fe mengalami penurunan biloks dari +3 menjadi 0, O tidak mengalami perubahan biloks, dan C mengalami peningkatan biloks dari 0 menjadi +2. Dengan demikian:

1. 1. Fe mengalami reduksi atau sebagai oksidator yang mengoksidasi C menjadi CO.
   2. C mengalami oksidasi atau sebagai reduktor yang mereduksi Fe2O3 menjadi Fe.
   3. O tidak mengalami mengalami reaksi redoks karena biloks-nya tetap (tidak berubah).
   4. Jumlah total biloks unsur-unsur yang membentuk senyawa Fe2O3 adalah: (2 x biloks Fe) + (3 x biloks O) = (2 x 3) + (3 x (-2) = 6 – 6 = 0.
   5. Jumlah total biloks unsur-unsur yang membentuk CO adalah: (1 x biloks C) + (1 x biloks O) = 2 + (-2) = 0.

Contoh Soal-2

Reaksi: Mg(s) + 2HCl ------> MgCl2(aq) + H2(g), digambarkan sebagai berikut:

Penjelasan:

• Reaksi ruas kiri: Mg merupakan unsur bebas, jadi biloks Mg = 0. Kemudian, biloks H pada senyawa 2HCl bernilai +1 karena unsur H berikatan dengan unsur lain dan H merupakan golongan IA. Selanjutnya, karena H = +1, berarti Cl = -1 agar total biloks 2HCl = 0.
• Reaksi ruas kanan: biloks Mg pada senyawa MgCl adalah +2 karena Mg berikatan dan merupakan unsur golongan IIA. Karena Cl memiliki indeks 2, maka biloks Cl = -1, agar total biloks MgCl2 = 0. Kemudian, karena H2 merupakan unsur bebas, maka biloksnya bernilai 0.
• Dengan demikian (dari kiri ke kanan):

1. 1. Unsur Mg mengalami kenaikan biloks dari 0 menjadi +2, sehingga mengalami reaksi oksidasi atau sebagai reduktor yang mereduksi HCl menjadi H2.
   2. Unsur H mengalami penurunan biloks dari +1 menjadi 0, sehingga mengalami reaksi reduksi atau sebagai oksidator yang mengoksidasi Mg menjadi MgCl2.

Menyeimbangkan reaksi redoks

Untuk menuliskan keseluruhan reaksi elektrokimia sebuah proses redoks, diperlukan penyeimbangan komponen-komponen dalam reaksi setengah. Untuk reaksi dalam larutan, hal ini umumnya melibatkan penambahan ion H+, ion OH-, H2O, dan elektron untuk menutupi perubahan oksidasi.

Media asam

Pada media asam, ion H+ dan air ditambahkan pada reaksi setengah untuk menyeimbangkan keseluruhan reaksi. Sebagai contoh, ketika mangan(II) bereaksi dengan natrium bismutat:

Reaksi ini diseimbangkan dengan mengatur reaksi sedemikian rupa sehingga dua setengah reaksi tersebut melibatkan jumlah elektron yang sama (yakni mengalikan reaksi oksidasi dengan jumlah elektron pada langkah reduksi, demikian juga sebaliknya).

Reaksi diseimbangkan:

14H+ (aq) + 2Mn2+ (aq) + 5NaBiO3 (s) → 7H2O (l) + 2MnO4– (aq) + 5Bi3+ (aq) + 5Na+ (aq)

Hal yang sama juga berlaku untuk sel bahan bakar propana di bawah kondisi asam:

Dengan menyeimbangkan jumlah elektron yang terlibat:

Persamaan diseimbangkan:

C3H8 + 5O2 → 3CO2 + 4H2O

Media basa

Pada media basa, ion OH- dan air ditambahkan ke reaksi setengah untuk menyeimbangkan keseluruhan reaksi. Sebagai contoh, reaksi antara kalium permanganat dan natrium sulfit:

Dengan menyeimbangkan jumlah elektron pada kedua reaksi setengah di atas:

Persamaan diseimbangkan:

2KMnO4 + 3Na2SO3 + H2O → 2MnO2 + 3Na2SO4 + 2KOH

Reaksi redoks dalam industri

Kita dapat melihat penggunaan reaksi redoks dalam ekstraksi logam dimana dengan menggunakan zat pereduksi yang sesuai, oksidasi logam dapat dikurangi menjadi besi di tanur tinggi dengan menggunakan karbon sebagai zat pereduksi.

Fe2O3 + 3C → 2Fe + 3CO

Oksidasi juga digunakan dalam proses produksi produk-produk pembersih dan pengoksidasi amonia untuk menghasilkan asam nitrat, yang digunakan di sebagian besar pupuk.

Reaksi redoks merupakan dasar pembuatan sel elektrokimia atau baterai yang banyak digunakan dalam kehidupan sehari-hari untuk menjalankan sejumlah gadget dan peralatan kecil dan besar. Misalnya, aki digunakan untuk memasok semua kebutuhan listrik dari mobil, truk, bus, kereta api, pesawat terbang, dan lain-lain. Demikian pula, energi listrik yang dibutuhkan dalam kapsul ruang diperoleh dengan reaksi hidrogen dan oksigen pada sel bahan bakar yang menggunakan oksigen dan elektroda hydrogen.

Reaksi redoks dalam biologi

Banyak proses biologi yang melibatkan reaksi redoks. Reaksi ini berlangsung secara simultan karena sel, sebagai tempat berlangsungnya reaksi-reaksi biokimia, harus melangsungkan semua fungsi hidup. Agen biokimia yang mendorong terjadinya oksidasi terhadap substansi berguna dikenal dalam ilmu pangan dan kesehatan sebagai oksidan. Zat yang mencegah aktivitas oksidan disebut antioksidan.

Pernapasan sel, contohnya, adalah oksidasi glukosa (C6H12O6) menjadi CO2 dan reduksi oksigen menjadi air. Persamaan ringkas dari pernapasan sel adalah:

C6H12O6 + 6O2 → 6 CO2 + 6H2O

Proses pernapasan sel juga sangat bergantung pada reduksi NAD+ menjadi NADH dan reaksi baliknya (oksidasi NADH menjadu NAD+). Fotosintesis secara esensial merupakan kebalikan dari reaksi redoks pada pernapasan sel:

6CO2 + 6H2O + light energy → C6H12O6 + 6O2

Energi biologi sering disimpan dan dilepaskan dengan menggunakan reaksi redoks. Fotosintesis melibatkan reduksi karbon dioksida menjadi gula dan oksidasi air menjadi oksigen. Reaksi baliknya, pernapasan, mengoksidasi gula, menghasilkan karbon dioksida dan air. Sebagai langkah antara, senyawa karbon yang direduksi digunakan untuk mereduksi nikotinamida adenina dinukleotida (NAD+), yang kemudian berkontribusi dalam pembentukan gradien proton, yang akan mendorong sintesis adenosina trifosfat (ATP) dan dijaga oleh reduksi oksigen. Pada sel-sel hewan, mitokondria menjalankan fungsi yang sama. Lihat pula Potensial membran.

Istilah keadaan redoks juga sering digunakan untuk menjelaskan keseimbangan antara NAD+/NADH dengan NADP+/NADPH dalam sistem biologi seperti pada sel dan organ. Keadaan redoksi direfleksikan pada keseimbangan beberapa set metabolit (misalnya laktat dan piruvat, beta-hidroksibutirat dan asetoasetat) yang antarubahannya sangat bergantung pada rasio ini. Keadaan redoks yang tidak normal akan berakibat buruk, seperti hipoksia, guncangan (shock), dan sepsis.

Siklus redoks

Berbagai macam senyawa aromatik direduksi oleh enzim untuk membentuk senyawa radikal bebas. Secara umum, penderma elektronnya adalah berbagai jenis flavoenzim dan koenzim-koenzimnya. Seketika terbentuk, radikal-radikal bebas anion ini akan mereduksi oskigen menjadi superoksida. Reaksi bersihnya adalah oksidasi koenzim flavoenzim dan reduksi oksigen menjadi superoksida. Tingkah laku katalitik ini dijelaskan sebagai siklus redoks.

Contoh molekul-molekul yang menginduksi siklus redoks adalah herbisida parakuat, dan viologen dan kuinon lainnya seperti menadion.

Referensi

Page 5

Baterai merupakan sumber energi listrik yang kita gunakan pada beragam peralatan, seperti radio, lampu senter, kalkulator, dan telepon genggam. Baterai dapat menghasilkan arus listrik karena memiliki dua elektrode yang terdiri atas logam Zn sebagai anode dan batang karbon sebagai katode. Apabila kedua elektrode tersebut dihubungkan, maka akan menghasilkan arus listrik karena terjadi perpindahan muatan. Reaksi yang terjadi antara kedua elektrode tersebut merupakan reaksi redoks.

Selain baterai, penerapan reaksi redoks banyak digunakan di dalam kehidupan sehari-hari, contoh pemanfaatan lainnya adalah pada penyepuhan logam. Proses penyepuhan logam, seperti pelapisan kromium pada mesin kendaraan bermotor sehingga terlihat mengkilap, menggunakan sel elektrolisis.

Dalam reaksi redoks terjadi transfer elektron dari reduktor ke oksidator. Pengetahuan adanya transfer elektron memberikan manfaat dalam upaya mengembangkan sumber energi listrik alternatif sebab aliran listrik tiada lain adalah aliran elektron. Bidang ilmu yang mempelajari energi listrik dalam reaksi kimia disebut elektrokimia. Perangkat atau instrumen untuk membangun energi listrik dari reaksi kimia dinamakan sel elektrokimia.

A. Sel Volta

Luigi Galvani (1780) dan Alessandro Volta (1800) telah menemukan terbentuknya arus listrik dari reaksi kimia. Reaksi kimia yang terjadi merupakan reaksi redoks (reduksi dan oksidasi) dan alat ini disebut sel volta.

Reaksi spontan antara sepotong seng yang dicelupkan ke dalam larutan yang berisi Cu2+. Saat reaksi berlangsung, warna biru Cu2+(aq) memudar, dan logam tembaga mengendap pada seng. Pada saat yang sama, seng mulai larut. Perubahan reaksi ini ditunjukkan oleh animasi reaksi redoks berikut ini.

Ketika logam seng (zink) dicelupkan dalam larutan tembaga(II) sulfat maka permukaan logam seng akan segera ditutupi dengan lapisan tembaga (Cu) dan sedikit demi sedikit logam seng akan larut. Pada kasus ini telah terjadi reaksi redoks, yaitu reaksi reduksi pada ion tembaga(II) dan reaksi oksidasi pada zink. Reaksi tersebut dituliskan seperti berikut:

• Oksidasi : Zn(s) Zn2+(aq) + 2e-
• Reduksi : Cu2+(aq) + 2e- Cu(s)

Elektron berpindah dari logam Zn ke ion Cu2+. Ion-ion Cu2+ menyelimuti logam Zn, menyerap elektron kemudian mengendap. Adapun logam Zn setelah melepas elektron akan larut dan berubah menjadi Zn2+. Pada reaksi ini tidak timbul arus listrik, karena perpindahan elektron terjadi secara langsung yaitu dari logam Zn ke logam Cu. Kedua logam di atas (Zn dan Cu) harus dipisahkan dengan jembatan garam untuk menghasilkan arus listrik. Rangkaian inilah yang dinamakan sel Volta. Perhatikan Gambar 1.

Logam seng dicelupkan dalam larutan yang mengandung ion Zn2+ yaitu larutan seng sulfat (ZnSO4) dan logam tembaga dicelupkan dalam larutan yang mengandung ion Cu2+ yaitu tembaga(II) sulfat. Masing-masing logam dihubungkan dengan voltmeter. Untuk menetralkan muatan pada larutan maka dibuatlah tabung penghubung antara larutan. Tabung ini berisi larutan garam misalnya NaCl atau KNO3 dalam agar-agar. Tabung penghubung ini disebut jembatan garam.

Logam seng yang dicelupkan dalam larutan zink sulfat akan mengalami oksidasi dengan melepaskan dua elektron membentuk ion Zn2+. Elektron yang dilepaskan mengalir melalui kawat penghantar menuju logam Cu dan ditangkap oleh ion Cu2+ sehingga ion Cu2+ mengalami reduksi membentuk logam Cu. Terjadinya aliran elektron dari logam Zn ke logam Cu ditunjukkan dengan penyimpangan jarum voltmeter. Larutan dalam jembatan garam berfungsi menetralkan kelebihan ion positif (ion Zn2+) dalam larutan ZnSO4 dengan menetralkan kelebihan ion negatif (ion SO42-) dalam larutan.

Elektrode di mana reaksi oksidasi terjadi disebut anode. Adapun elektrode di mana reaksi reduksi terjadi disebut katode. Reaksi yang terjadi pada sel Volta dapat dituliskan seperti berikut. 

Anode      : Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e-

Katode     : Cu2+(aq) + 2e-  → Cu(s)

--------------------------------------------------------------------------- +

Reaksi Sel: Zn(s) + Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu(s)

Susunan sel Volta dinyatakan dengan notasi singkat yang disebut diagram sel. Diagram sel pada sel Volta di atas dapat dituliskan sebagai berikut:

Zn(s) | Zn2+(aq) || Cu2+(aq) | Cu(s)

Notasi tersebut menyatakan bahwa pada anode terjadi reaksi oksidasi logam Zn menjadi ion Zn2+. Adapun di katode terjadi reaksi reduksi ion Cu2+ menjadi logam Cu. Dua garis sejajar (||) menyatakan jembatan garam pada sel Volta dan garis tunggal sejajar (|) menyatakan batas antarfase.

Gambar 1. Rangkaian Sel Volta	Gambar 2. Tabel Potensial Reduksi Standar pada 25℃ dan Konsentrasi ion 1 M

1. Potensial Sel

Potensial sel volta dapat ditentukan melalui percobaan dengan menggunakan voltmeter atau potensiometer. Perbedaan potensial antara kedua sel yang terdapat di dalam sel volta disebut potensial elektrode. Untuk mengukur potensial suatu elektrode digunakan elektrode lain sebagai pembanding atau standar. Elektrode hidrogen digunakan sebagai elektrode standar karena harga potensialnya = 0,00 Volt. Potensial elektrode yang dibandingkan dengan elektrode hidrogen yang diukur pada suhu 25o;C dan tekanan 1 atm disebut potensial elektrode standar. Potensial elektrode hidrogen merupakan energi potensial zat tereduksi dikurangi energi potensial zat teroksidasi.

Potensial sel (Eo; sel) merupakan beda potensial yang terjadi pada kedua elektrode. Potensial dapat ditentukan dengan cara mengukur potensial listrik yang timbul dari penggabungan dua reaksi setengah sel menggunakan voltmeter atau potensiometer. Potensial sel juga dapat ditentukan dengan cara menghitung selisih potensial elektrode yang digunakan. Secara matematis dapat dituliskan seperti berikut.

Eo;sel = Eo;katode - Eo;anode

2. Deret Volta

Katode merupakan elektrode yang mempunyai harga Eo; lebih besar, sedangkan anode merupakan elektrode yang mempunyai harga Eo; lebih kecil.

Unsur-unsur yang disusun berdasarkan urutan potensial elektroda standar membentuk deret yang dikenal sebagai deret Volta atau deret elektrokimia atau deret aktivitas logam. Pada deret Volta, logam-logam dari kiri ke kanan makin mudah mengalami reaksi reduksi atau logam-logam dari kanan ke kiri makin mudah mengalami reaksi oksidasi. Logam-logam yang berada di sebelah kiri atom H memiliki harga Eo; negatif. Adapun logam-logam di sebelah kanan atom H memiliki harga Eo; positif.

3. Contoh Sel Volta

Sel kering banyak digunakan pada alat-alat elektronika, misal lampu senter. Sel kering ditemukan oleh Leclanche, sehingga sering disebut sel Leclanche. Pada sel Leclanche, reaksi oksidasi terjadi pada logam seng dan reaksi reduksi terjadi pada karbon yang inert. Elektrolitnya adalah pasta yang basah terdiri dari MnO2, ZnCl2, NHCl dan karbon hitam. Disebut sel kering karena dalam sel tidak terdapat cairan yang bebas.

3.1. Sel Leclanche atau Sel Kering

Reaksi yang terjadi pada sel Leclanche dapat ditulis seperti berikut:

Anode       : Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e-

Katode      : 2MnO2(s) + 2NH4+(aq) + 2e- → Mn2O3(s) + 2NH3(aq) + H2O(l)

---------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------- +

Reaksi Sel:  Zn(s) + 2MnO2(s) + 2NH4+(aq) → Zn2+(aq) + Mn2O3(s) + 2NH3(aq) + H2O(l)

Ion Zn2+ dapat bereaksi dengan NH3 membentuk ion kompleks [Zn(NH3)4]2+. Potensial tiap sel Leclanche adalah 1,5 volt. Sel Leclanche tidak dapat diisi ulang, sehingga disebut sel primer. Contoh sel kering antara lain baterai yang biasanya digunakan dalam senter dan baterai berbentuk kancing yang digunakan dalam arloji dan kalkulator. Sel Leclanche sekarang bisa diganti oleh baterai alkalin. Baterai ini terdiri dari anode seng, katode mangan dioksida, dan elektrolit kalium hidroksida. Reaksi yang terjadi pada sel Leclanche dapat ditulis seperti berikut:

Anode       : Zn(s)+ 2OH-(aq) → Zn(OH)2(s) + 2e-

Katode      : 2MnO2(s)+ 2H2O(l)+ 2e-  → 2MnO(OH)(s) + 2OH-(aq)

------------------------------------------------------------------------------------------------------------ +

Reaksi Sel:  Zn(s)+ 2MnO2(s)+ 2H2O(l) → Zn(OH)2(s) + 2MnO(OH)(s)

 Potensial dari baterai alkalin adalah 1,5 volt. Kelebihan baterai alkalin dibanding sel Leclance adalah lebih tahan lama.

3.2. Baterai Perak Oksida

Reaksi yang terjadi pada baterai perak oksida seperti berikut:

Katode      : Ag2O(s) + H2O(l) + 2e- → 2Ag(s) + 2OH-(aq)

Anode       : Zn(s) + 2OH-(aq) → Zn(OH)2(s) + 2e

---------------------------------------------------------------------------------------------- +

Reaksi Sel:  Ag2O(s) + Zn(s) + H2O(l) → 2Ag(s) + Zn(OH)2(s)

3.3. Baterai Merkurium(II) Oksida

Baterai ini menggunakan kalium hidroksida sebagai elektrolit dengan voltasenya sekitar 1,4 volt. Anodenya adalah logam seng dan katodenya biasanya digunakan oksida yang mudah direduksi atau suatu elektrode inert yang bersentuhan dengan oksida.

3.4. Aki

Aki merupakan sel Volta yang banyak digunakan dalam kendaraan bermotor. Selain itu aki juga dapat diisi ulang kembali. Aki disusun dari lempeng timbal (Pb) dan timbal oksida (PbO2) yang dicelupkan dalam larutan asam sulfat (H2SO4). Apabila aki memberikan arus maka lempeng timbal bertindak sebagai anode dan lempeng timbal dioksida (PbO2) sebagai katode. Adapun reaksi yang terjadi sebagai berikut:

Anode       : Pb(s) + SO42-(aq) → PbSO4(s) + 2e-

Katode      : PbO2(s) + 4H+(aq) + SO42-(aq) + 2e- → PbSO4(s) + 2H2O(l)

--------------------------------------------------------------------------------------------------------------------- +

Reaksi Sel: Pb(s) + PbO2(s) + 4H+(aq) + 2SO42-(aq) → 2PbSO4(s) + 2H2O(l)

Pada kedua elektrode terbentuk timbal sulfat (PbSO4). Hal ini dikarenakan timbal sulfat terendapkan pada elektrode di mana garam ini terbentuk, bukannya terlarut ke dalam larutan. Apabila keping tertutup oleh PbSO4 dan elektrolitnya telah diencerkan oleh air yang dihasilkan, maka sel akan menjadi kosong. Untuk mengisi kembali, maka elektron harus dialirkan dalam arah yang berlawanan menggunakan sumber listrik dari luar. Timbal sulfat dan air diubah kembali menjadi timbal, timbal dioksida dan asam sulfat dengan reaksi seperti berikut:

 2PbSO4(s) + 2H2O(l) → Pb(s) + PbO2(s) +2H2SO4(l)

Gambar 5. Kompenen Baterai Perak Oksida	Gambar 6. Kompenen Sel Aki

Rangkuman

1. Pada sel Volta atau sel Galvani terjadi reaksi redoks spontan menghasilkan energi listrik. Dalam sel terjadi perubahan energi kimia menjadi energi listrik. Anode adalah elektrode tempat terjadinya reaksi oksidasi. Katode adalah elektrode tempat terjadinya reaksi reduksi. Arah gerak arus listrik adalah dari anode menuju katode.
2. Pada sel Volta terdapat jembatan garam yang berfungsi menyetimbangkan ion-ion dalam larutan.
3. Susunan sel Volta dinyatakan dengan notasi singkat yang disebut diagram sel. Dua garis sejajar (||) menyatakan jembatan garam dan garis tunggal sejajar (|) menyatakan batas antarfase.
4. Potensial elektrode merupakan ukuran besarnya kecenderungan suatu unsur untuk melepas/menyerap elektron. Potensial yang dihasilkan oleh suatu elektrode yang dihubungkan dengan elektrode disebut potensial elektrode standar.

5. Potensial sel juga dapat ditentukan dengan cara menghitung selisih potensial elektrode yang digunakan. Secara matematis dapat dituliskan seperti berikut:

   • E;sel = E;katode – E;anode

6. Unsur-unsur yang disusun berdasarkan urutan potensial elektroda standar membentuk deret yang dikenal sebagai deret Volta atau deret elektrokimia atau deret aktivitas logam. Pada deret Volta, dari kiri ke kanan makin mudah mengalami reaksi reduksi atau dari kanan ke kiri makin mudah mengalami reaksi oksidasi.
7. Beberapa sel Volta dalam kehidupan sehari-hari antara lain: sel aki, sel kering, baterai perak oksida, dan baterai merkurium (II) oksida.

B. Sel Elektrolisis

Penggunaan aki merupakan reaksi sel Volta, sebaliknya proses pengisian aki merupakan reaksi sel elektrolisis. Dalam sel elektrolisis dapat dihasilkan suatu reaksi kimia dari aliran elektron dalam bentuk arus listrik. Reaksi kimia yang terjadi pada sel elektrolisis adalah reaksi redoks tidak spontan.

Rangkaian sel elektrolisis pertama kali dirancang oleh seorang ilmuwan Inggris, Michael Faraday. Pada rancangan dasar sel elektrolisis katode merupakan kutub negatif, sebaliknya anode merupakan kutub positif. Sel elektrolisis memerlukan energi dari luar agar terjadi reaksi kimia (reaksi tidak spontan), sebaliknya sel Volta tidak memerlukan energi dari luar. Pemberian tanda positif dan negatif elektrode pada sel elektrolisis berdasarkan pada potensial listrik dari luar sistem, sedangkan pada sel Volta berdasarkan nilai potensial reduksi standar kedua elektrode.

Reaksi pada Sel Elektrolisis

Reaksi yang terjadi pada sel elektrolisis tergantung dari bentuk elektrolit dan elektrode yang digunakan. Jadi, reaksi dalam sel elektrolisis dapat dibedakan menjadi tiga, yaitu:

1. Sel elektrolisis dengan elektrolit lelehan. Dalam bentuk lelehan/leburan, ion-ion dalam suatu elektrolit dapat bergerak bebas. Ion negatif (anion) akan bergerak menuju anode, melepaskan elektron, dan mengalami reaksi oksidasi. Ion positif (kation) akan bergerak menuju katode, menerima elektron, dan mengalami reaksi reduksi. Pada umumnya, sel elektrolisis dengan lelehan elektrolit menggunakan elektrode inert (tidak reaktif), yaitu platina (Pt), karbon/grafit (C), dan emas (Au). Elektrode inert tidak terlibat dalam proses redoks (reaksi).

1. Sel elektrolisis dengan larutan elektrolit dengan elektrode tidak reaktif (inert). Pada sel elektrolisis dengan larutan elektrolit (air sebagai pelarut), reaksi yang terjadi pada katode dan anode berdasarkan kompetisi nilai potensial elektrode/reduksi standar spesies (kation, anion, molekul) yang terlibat dalam reaksi redoks. Elektrode platina (Pt), karbon (C), dan emas (Au) adalah elektrode inert yang tidak terlibat dalam reaksi redoks. Reaksi yang terjadi pada elektrolisis larutan dengan elektrode inert tergantung pada potensial elektrode/reduksi standar spesies yang terlibat dalam redoks.

1. Sel elektrolisis dengan larutan elektrolit dengan elektrode reaktif. Elektrode yang digunakan adalah elektrode logam. Logam-logam reaktif (golongan transisi) mudah melepaskan elektron dan mengalami oksidasi, sehingga penggunaan logam reaktif (selain Pt, C, dan Au) sebagai elektrode hanya mempengaruhi reaksi oksidasi yang terjadi pada anode. Reaksi pada katode dan anode untuk sel elektrolisis dengan elektrolit larutan dan elektrode reaktif tergantung pada kompetisi potensial elektrode standar dari anion, kation, dan molekul yang terlihat dalam reaksi redoks.

Berdasarkan jenis reaksi dalam sel elektrolisis di atas, diperoleh kesimpulan tentang reaksi-reaksi yang terjadi pada katode dan anode dalam sel elektrolisis dengan larutan elektrolit adalah sebagai berikut.

Reaksi pada Katode

Pada katode terjadi reaksi reduksi. Semakin besar nilai potensial elektrode standar (Eo), maka semakin mudah logam tersebut mengalami reaksi reduksi. Larutan elektrolit dengan kation logam transisi (Zn, Ni, Pb, Cu, Ag, Sn), maka kation logam transisi tersebut yang akan tereduksi karena kation logam transisi memiliki Eo yang lebih besar daripada air. Kation-kation logam ini akan tereduksi sebagai berikut:

Lx+ (aq) + xe- → L (s)

Untuk larutan elektrolit dengan kation logam utama, Al, atau Mn, kation-kation ini lebih sukar tereduksi daripada air. Jadi, pada katode terjadi reaksi reduksi H2O sebagai berikut:

2H2O (l) + 2e- → H2 (g) + 2OH- (aq)

Reaksi di Anode

Pada sel elektrolisis dengan elektrode inert (Pt, C, dan Au), maka reaksi yang akan terjadi pada anode adalah spesies yang memiliki potensial oksidasi lebih positif (lebih rendah mengalami oksidasi). Larutan elektrolit yang terdiri atas anion yang tidak mengandung oksigen (Cl-, Br-, F-, I-) dan memiliki potensial oksidasi yang lebih positif daripada air, maka pada anode akan terjadi oksidasi anion-anion ini, misalnya:

2Br-(aq) + Br2(aq) + 2e-

Demikian juga, apabila pada larutan elektrolit yang digunakan mengandung ion OH-, maka ion OH- akan teroksidasi sebagai berikut:

4OH-(aq) → 2H2O(l) + O2(g) + 4e-.

Pada larutan elektrolit yang terdiri atas anion yang mengandung oksigen, misalnya NO3-, SO42- maka reaksi yang terjadi pada anode adalah oksidasi H2O. Hal ini terjadi karena potensial oksidasi H2O lebih positif daripada potensial oksidasi anion yang mengandung oksigen. Reaksi oksidasi H2O sebagai berikut:

2H2O(l) → 4H+(aq) + O2(g) + 4e-.

Reaksi yang terjadi pada anode dalam sel elektrolisis yang menggunakan logam-logam reaktif (golongan transisi) sebagai elektrode adalah oksidasi logam elektrode tersebut. Logam-logam reaktif memiliki potensial oksidasi yang lebih positif daripada air. Reaksi yang terjadi pada anode dengan elektrode reaktif sebagai berikut:

L(s) → Lx+(aq) + xe-

Aplikasi Elektrolisis

Prinsip elektrolisis banyak diterapkan dalam pelapisan logam dengan logam yang lebih baik (electroplating), juga dalam pengolahan dan pemurnian logam.

1. Penyepuhan (electroplating)

Penyepuhan (electroplating) adalah suatu metode elektrolisis untuk melapisi permukaan logam oleh logam lain yang lebih stabil terhadap cuaca atau untuk menambah keindahannya. Contohnya, besi dilapisi nikel agar tahan karat, tembaga dilapisi perak atau emas agar lebih bernilai.

Logam besi banyak dipakai untuk berbagai aplikasi, tetapi tidak tahan terhadap cuaca sehingga mudah berkarat. Agar besi tahan terhadap karat maka permukaan besi sering dilapisi oleh logam yang lebih stabil, seperti seng, nikel, atau perak. Dalam praktiknya, besi dicelupkan ke dalam sel berisi larutan logam yang akan dilapiskan. Agar logam mengendap pada besi maka besi dijadikan sebagai katode.

2. Pemurnian Logam (electrorefining)

Prinsip elektrolisis banyak diterapkan pada pengolahan dan pemurnian logam. Contoh, logam aluminium diolah dan dimurnikan secara elektrolisis dari mineral bauksit. Logam tembaga diolah melalui pemanggangan tembaga(II) sulfida, kemudian dimurnikan secara elektrolisis.

Logam tembaga yang akan dimurnikan ditempatkan sebagai anode dan logam tembaga murni ditempatkan sebagai katode, keduanya dicelupkan dalam larutan CuSO4, seperti ditunjukkan pada Gambar 8. Selama elektrolisis terjadi reaksi sebagai berikut:

• • Anode (+): Cu(s) → Cu2+(aq) + 2e-
  • Katode (-): Cu2+(aq) + 2e- → Cu(s)

Logam-logam pengotor yang kurang reaktif, seperti emas, perak, dan platina membentuk endapan lumpur di dasar sel anode. Adanya logam-logam yang lebih reaktif, seperti Zn2+, dan Ni2+ tetap berada dalam larutan sebagai ion-ionnya.

Gambar 7. Penyepuhan Besi Dengan Logam Nikel	Gambar 8. Gambar Pemurnian Tembaga Menggunakan Elektrolisis

Rangkuman

1. Elektrolisis adalah penguraian zat elektrolit dengan menggunakan arus listrik searah.
2. Pada sel elektrolisis, sebagai katode adalah elektrode yang dihubungkan dengan kutub negatif sedangkan anode dihubungkan dengan kutub positif sumber arus.
3. Pada katode terjadi reaksi reduksi dan pada anode terjadi reaksi oksidasi.
4. Terdapat 2 jenis elektrode yang harus diketahui berkaitan dengan reaksi di katode dan anode, yaitu:

• • Elektrode inert (Au, Pt, C): yaitu elektrode yang tidak ikut bereaksi.
  • Elektrode tidak inert (selain Au, Pt, C) yang akan teroksidasi pada anode.

1. Reaksi-reaksi di katode dan anode

• • Reaksi di katode. Reaksi di katode bergantung pada jenis kation (ion positif)

• • Reaksi di anode. Reaksi di anode bergantung pada jenis anode dan anion

Dengan L = unsur logam selain logam aktif

Referensi

• Harnanto, Ari dan Ruminten. 2009. Kimia 3 : Untuk SMA/MA Kelas XII. Jakarta: Pusat Perbukuan, Departemen Pendidikan Nasional
• Johari, J.M.C & Rachmawati. 2008. Kimia SMA dan MA untuk Kelas XII. Jakarta: Erlangga
• Lustiyati, Elisabeth Deta. 2009. Aktif Belajar Kimia untuk SMA dan MA Kelas XII. Jakarta: Pusat Perbukuan, Departemen Pendidikan Nasional
• Purba, Michael. 2006. Kimia 3 Untuk SMA Kelas XII. Jakarta: Erlangga
• Rahayu, Iman. 2009. Praktis Belajar Kimia untuk Kelas XII Sekolah Menengah Atas/Madrasah Aliyah. Jakarta: Pusat Perbukuan, Departemen Pendidikan Nasional
• Subiyanto, Suwardi, et al. 2009. Panduan Pembelajaran Kimia XII Untuk SMA & MA. Jakarta: Pusat Perbukuan, Departemen Pendidikan Nasional
• Sukmanawati, Wening. 2009. Kimia 3 : Untuk SMA dan MA Kelas XII. Jakarta: Pusat Perbukuan, Departemen Pendidikan Nasional
• Sunarya, Yayan. 2009. Mudah dan Aktif Belajar Kimia untuk Kelas XII Sekolah Menengah Atas/Madrasah Aliyah. Jakarta: Pusat Perbukuan, Departemen Pendidikan Nasional
• Utami, Budi, et al. 2009. Kimia 3 : Untuk SMA/MA Kelas XII Program Ilmu Alam. Jakarta: Pusat Perbukuan, Departemen Pendidikan Nasional

Sumber:

Sel Elektrokimia (kemdikbud.go.id). https://sumberbelajar.belajar.kemdikbud.go.id/sumberbelajar/tampil/Sel-Elektrokimia-2015/konten16.html

Page 6

Pada dasarnya penghitungan ppm ini bertujuan untuk menghitung kadar kandungan yang terlarut dalam air, selain pada dosis pupuk tanaman, penghitungan konsentrasi juga digunakan dalam pencemaran logam berat pada air. Satuan konsentrasi ppm (parts per million, "bagian per sejuta") adalah satuan yang dipakai sebagai satuan nirdimensi yang berasal dari pecahan yang sangat kecil, misalnya konsentrasi larutan atau kelimpahan partikel yang sangat kecil. Misalnya larutan dengan konsentrasi 21 ppm berarti: "Setiap 1.000.000 bagian larutan hanya ada 21 bagian zat terlarut (jika dinyatakan dalam pecahan, konsentrasi ini adalah 21/1000000 atau 0.000021)". 

Rumus Konsentrasi Larutan PPM

1 ppm = 1 mg/kg atau 1 ppm = 1 mL/L, sehingga diperoleh bentuk rumus sebagai berikut:

ppm = (massa zat terlarut (mg)) ÷ (volume larutan (L))

Massa zat terlarut (mg) = ppm × volume larutan (L)

Volume larutan = (massa zat terlarut (mg)) ÷ ppm

Contoh Soal-1

Hitunglah besar ppm 60 gram NPK yang dilarutkan dalam 50 liter air.

Penyelesaian:

Diketahui: NPK = 60 gram = 60 x 1000 = 60.000 mg; Volume larutan = 50 L. Konsentrasi NPK = …. ppm?

ppm NPK = (massa NPK (mg)) ÷ (volume larutan (L))

ppm NPK = (60.000 mg) ÷ (50 L)

ppm NPK = 1200 mg/L

ppm NPK = 1200 ppm

Contoh Soal-2

Diketahui konsentrasi urea sebagai pupuk hidroponik adalah sebesar 1200 ppm pada air sebanyak 25 liter. Hitunglah berapa gram urea yang dilarutkan!

Penyelesaian:

Diketahui: konsentrasi urea = 1200 ppm; volume larutan = 25 liter. Massa Urea = … gram?

Massa Urea terlarut = ppm × volume larutan

Massa Urea terlarut = 1200 × 25

Massa Urea terlarut = 30.000 mg

Massa Urea terlarut = 30 gram

Contoh Soal-3

Hitunglah banyak air pelarut jika dilarutkan 25 gram NPK konsentrasi 500 ppm!

Penyelesaian:

Diketahui: massa NPK terlarut = 25 gram = 25 x 1000 = 25.000 mg, konsentrasi larutan NPK = 500 ppm. Volume air pelarut = … liter?

Volume air pelarut = (massa zat terlarut (mg))/ppm

Volume air pelarut = 25.000 ÷ 500

Volume air pelarut = 50 L

Konversi ppm ke persen (%)

Part per million (ppm atau disebut juga bpj (bagian per juta), tapi kita lebih terbiasa dengan sebutan ppm daripada bpj. Satuan ppm  adalah mg/kg atau mg/L.

• 1000 ppm = 1 gram/Liter = 1000 mg/L = 1 mg/mL
• 1 ppm = 1 mg/L = 1 mg/kg = (1 mg /1000000 mg) x 100% = 1/10000 = 0,0001%

Dengan demikian, dirumuskan sebagai berikut:

Persen = (ppm) ÷ 10000

ppm = persen (%) × 10000

Contoh Soal

Persen NPK = (1200 : 10000)%

Persen NPK = 0,12%

ppm NPK = (0,10 x 10000)

ppm NPK = 1000 ppm

Soal Latihan

BAINGAO memiliki tanaman selada yang dibudidayakan secara hidroponik. Tanaman tersebut telah berumur 4 MST. Nutrisi hidroponik yang digunakan adalah pupuk AB-Mix. Sesuai umur tanaman tersebut, kadar atau konsentrasi nutrisi yang direkomendasikan adalah 1200 ppm. Jumlah kebutuhan larutan nutrisi tersebut sebanyak 50 liter.

Pertanyaan

1. Berapa gram pupuk AB-Mix yang harus dilarutkan untuk mendapatkan larutan nutrisi AB-Mix 1200 ppm?
2. Berapa persen kadar larutan nutrisi AB-Mix tersebut?
3. Tuliskan langkah-langkah menyediakan larutan nutrisi AB-Mix tersebut.

Page 7

Silahkan Masuk atau Login menggunakan Akun Pengguna untuk akses penuh. Jika belum memiliki akun, silahkan Klik Tombol Ini untuk mendaftar.  KEMBALI >>>>

Pengertian Korosi

Korosi adalah kerusakan atau degradasi logam akibat reaksi redoks antara suatu logam dengan berbagai zat di lingkungannya yang menghasilkan senyawa-senyawa yang tidak dikehendaki. Dalam bahasa sehari-hari, korosi disebut perkaratan. Contoh korosi yang paling lazim adalah perkaratan besi.

Pada peristiwa korosi, logam mengalami oksidasi, sedangkan oksigen (udara) mengalami reduksi. Karat logam umumnya adalah berupa oksida atau karbonat. Rumus kimia karat besi adalah Fe2O3.nH2O, suatu zat padat yang berwarna coklat-merah.

Korosi dapat juga diartikan sebagai serangan yang merusak logam karena logam bereaksi secara kimiaatau elektrokimia dengan lingkungan. Ada definisi lain yang mengatakan bahwa korosi adalah kebalikan dari proses ekstraksi logam dari bijih mineralnya. Contohnya, bijih mineral logam besi di alam bebas ada dalam bentuk senyawa besi oksida atau besi sulfida, setelah diekstraksi dan diolah, akan dihasilkan besi yang digunakan untuk pembuatan baja atau baja paduan.

Selama pemakaian, baja tersebut akan bereaksi dengan lingkungan yang menyebabkan korosi (kembali menjadi senyawa besi oksida). Kecepatan korosi sangat tergantung pada banyak faktor, seperti ada atau tidaknya lapisan oksida, karena lapisan oksida dapat menghalangi beda potensial terhadap elektroda lainnya yang akan sangat berbeda bila masih bersih dari oksida.

Proses Terjadinya Korosi

Korosi atau pengkaratan merupakan fenomena kimia pada bahan- bahan logam yang pada dasarnya merupakan reaksi logam menjadi ion pada permukaan logam yang kontak langsung dengan lingkungan berair dan oksigen. Contoh yang paling umum, yaitu kerusakan logam besi dengan terbentuknya karat oksida. Dengan demikian, korosi menimbulkan banyak kerugian.

Korosi logam melibatkan proses anodik, yaitu oksidasi logam menjadi ion dengan melepaskan elektron ke dalam (permukaan) logam dan proses katodik yang mengkonsumsi electron tersebut dengan laju yang sama: proses katodik biasanya merupakan reduksi ion hidrogen atau oksigen dari lingkungan sekitarnya. Untuk contoh korosi logam besi dalam udara lembab, misalnya proses reaksinya dapat dinyatakan sebagai berikut:

Ion Fe2+ tersebut kemudian mengalami oksidasi lebih lanjut dengan reaksi:

4Fe+ (aq) + O2 (g) + (4+2n)H2O (l) → 2Fe2O3.nH2O + 8H+ (aq)

Berdasarkan nilai potensial reaksinya, besi merupakan logam yang mudah mengalami korosi. Logam logam lain yang mempunyai nilai potensial elektrode lebih besar dari 0,4 V akan sulit mengalami korosi, sebab dengan potensial tersebut akan menghasilkan Eo reaksi < 0 (negatif) ketika kontak dengan oksigen di udara. Logam logam perak, platina, dan emas mempunyai potensial elektrode lebih besar dari 0,4 V sehingga sulit mengalami korosi.

Hidrat besi (III) oksida inilah yang dikenal sebagai karat besi. Sirkuit listrik dipacu oleh migrasi elektron dan ion, itulah sebabnya korosi cepat terjadi dalam air garam.

Jika proses korosi terjadi dalam lingkungan basa, maka reaksi katodik yang terjadi, yaitu :

O2 (g) + 2H2O (l)+ 4e → 4OH- (aq)

Oksidasi lanjut ion Fe2+ tidak berlangsung karena lambatnya gerak ion ini sehingga sulit berhubungan dengan oksigen udara luar, tambahan pula ion ini segera ditangkap oleh garam kompleks hexasianoferat (II) membentuk senyawa kompleks stabil biru. Lingkungan basa tersedia karena kompleks kalium heksasianoferat (III).

Korosi besi realatif cepat terjadi dan berlangsung terus, sebab lapisan senyawa besi (III) oksida yang terjadi bersifat porous sehingga mudah ditembus oleh udara maupun air. Tetapi meskipun alumunium mempunyai potensial reduksi jauh lebih negatif ketimbang besi, namun proses korosi lanjut menjadi terhambat karena hasil oksidasi Al2O3, yang melapisinya tidak bersifat porous sehingga melindungi logam yang dilapisi dari kontak dengan udara luar.

Faktor penyebab korosi

1. Air dan kelembaban udara

Dilihat dari reaksi yang terjadi pada proses korosi, air merupakan salah satu faktor penting untuk berlangsungnya korosi. Udara lembab yang banyak mengandung uap air akan mempercepat berlangsungnya proses korosi.

2. Elektrolit

Elektrolit (asam atau garam) merupakan media yang baik untuk terjadinya transfer muatan. Hal ini mengakibatkan elektron lebih mudah untuk diikat oleh oksigen di udara. Air hujan banyak mengandung asam, sedangkan air laut banyak mengandung garam. Oleh karena itu air hujan dan air laut merupakan penyebab korosi yang utama.

Permukaan logam yang tidak rata

Permukaan logam yang tidak rata memudahkan terjadinya kutub-kutub muatan, yang akhirnya akan berperan sebagai anode dan katode. Permukaan logam yang licin dan bersih akan menyebabkan korosi sulit terjadi, sebab kutub-kutub yang akan bertindak sebagai anode dan katode sulit terbentuk.

3. Terbentuknya sel elektrokimia

Jika dua logam yang berbeda potensial bersinggungan pada lingkungan berair atau lembab, dapat terbentuk sel elektrokimia secara langsung. Logam yang potensialnya lebih rendah akan segera melepaskan elektron ketika bersentuhan dengan logam yang potensialnya lebih tinggi, serta akan mengalami oksidasi oleh oksigen dari udara. Hal tersebut mengakibatkan korosi lebih cepat terjadi pada logam yang potensialnya rendah, sedangkan logam yang potensialnya tinggi justru lebih awet. Sebagai contoh, paku keling yang terbuat dari tembaga untuk menyambung besi akan menyebabkan besi di sekitar paku keling tersebut berkarat lebih cepat.

4. Jenis-jenis bakteri yang berkembang

Fenomena korosi yang terjadi dapat disebabkan adanya keberadaan dari bakteri. Jenis-jenis bakteri yang berkembang yaitu:

1. 1. Bakteri reduksi sulfat. Bakteri ini merupakan bakteri jenis anaerob membutuhkan lingkungan bebas oksigen atau lingkungan reduksi, bakteri ini bersirkulasi di dalam air aerasi termasuk larutan klorin dan oksidiser lainnya, hingga mencapai kondisi ideal untuk mendukung metabolisme. Bakteri ini tumbuh pada oksigen rendah. Bakteri ini tumbuh pada daerah-daerah kanal, pelabuhan, daerah air tenang tergantung pada lingkungannya. Bakteri ini mereduksi sulfat menjadi sulfit, biasanya terlihat dari meningkatnya kadar H2S atau Besi sulfida.Tidak adanya sulfat, beberapa turunan dapat berfungsi sebagai fermenter menggunakan campuran organik seperti pyruvnate untuk memproduksi asetat, hidrogen dan CO2, banyak bakteri jenis ini berisi enzim hidrogenase yang mengkonsumsi hidrogen.
   2. Bakteri oksidasi sulfur-sulfida. Bakteri jenis ini merupakan bakteri aerob yang mendapatkan energi dari oksidasi sulfit atau sulfur. Bebarapa tipe bakteri aerob dapat teroksidasi sulfur menjadi asam sulfurik dan nilai pH menjadi 1. bakteriThiobaccilus umumnya ditemukan di deposit mineral dan menyebabkan drainase tambang menjadi asam.
   3. Bakteri besi mangan oksida. Bakteri memperoleh energi dari osidasi Fe2+ Fe3+ dimana deposit berhubungan dengan bakteri korosi. Bakteri ini hampir selalu ditemukan di Tubercle (gundukan Hemispherikal berlainan) di atas lubang pit pada permukaan baja. Umumnya oksidaser besi ditemukan di lingkungan dengan filamen yang panjang.

Pencegahan Korosi

Prinsip Pencegahan

1. Mencegah kontak dengan oksigen dan/atau air. Korosi besi memerlukan oksigen dan air. Bila salah satu tidak ada, maka peristiwa korosi tidak dapat terjadi. Korosi dapat dicegah dengan melapisi besi dengan cat, oli, logam lain yang tahan korosi (logam yang lebih aktif seperti seg dan krom). Penggunaan logam lain yang kurang aktif (timah dan tembaga) sebagai pelapis pada kaleng bertujuan agar kaleng cepat hancur di tanah. Timah atau tembaga bersifat mampercepat proses korosi.

1. Perlindungan katoda (pengorbanan anoda). Besi yang dilapisi atau dihubugkan dengan logam lain yang lebih aktif akan membentuk sel elektrokimia dengan besi sebagai katoda. Di sini, besi berfungsi hanya sebagai tempat terjadinya reduksi oksigen. Logam lain berperan sebagai anoda, dan mengalami reaksi oksidasi. Dalam hal ini besi, sebagai katoda, terlindungi oleh logam lain (sebagai anoda, dikorbankan). Besi akan aman terlindungi selama logam pelindungnya masih ada / belum habis. Untuk perlindungan katoda pada sistem jaringan pipa bawah tanah lazim digunakan logam magnesium, Mg. Logam ini secara berkala harus dikontrol dan diganti.

Cara pencegahan korosi

Karat juga bisa terjadi apabila ada dua logam berbeda potensial yang saling bersentuhan dalam lingkungan lembab (berair) karena akan terbentuk sel elektrokimia. Logam yang memiliki potensial rendah akan melepaskan elektron ketika menyentuh logam yang memiliki potensial tinggi dan akan dioksidasi oleh oksigen (udara). Hal ini membuat karat lebih sering terjadi pada logam dengan potensial rendah. Ada beberapa cara mencegah korosi yang dapat dlakukan yaitu:

1. Pengecatan. Pengecatan berfungsi untuk melindungi besi agar tidak bersentuhan dengan air dan udara. Beberapa jenis cat yang mengandung timbal dan seng akan lebih baik dalam melindungi besi. Pastikan proses pengecatan dilakukan dengan sempurna, jangan sampai ada bagian yang tidak tertutup oleh cat. Hal ini karena besi yang terlapisi cat juga akan terkorosi jika bagian yang tidak terlapisi cat mulai terkorosi.

1. Melapisi logam dengan Krom (Chromium Plating). Krom (Cr) memberi lapisan pelindung pada logam melalui proses elektrolisis sehingga logam yang dikrom akan terlihat berkilap. Krom masih dapat dapat memberikan perlindungan meskipun pada suatu lapisan krom tersebut ada yang rusak. Krom biasa digunakan untuk kendaraan bermotor, misalnya saja bumper atau pelek mobil.

1. Membuat Paduan Logam (Stainless Steel). Paduan pada logam yang sering dipakai ialah stainless steel. Campuran dari 74% besi (Fe), 18% nikel (Ni), dan 8% krom (Cr). Contohnya pada peralatan dapur atau makan yang terbuat dari stainless steel.

Page 8

Silahkan Masuk atau Login menggunakan Akun Pengguna untuk akses penuh. Jika belum memiliki akun, silahkan Klik Tombol Ini untuk mendaftar.  KEMBALI >>>>

Pendahuluan

Hukum dasar kimia adalah hukum yang digunakan untuk mendasari hitungan kimia dan hubungan kuantitatif dari reaktan dan produk dalam persamaan kimia. Aspek kuantitatif dapat diperoleh dari pengukuran massa, volume, konsentrasi yang terkait dengan jumlah partikel atom, ion, molekul atau rumus kimia yang terkait dalam persamaan reaksi kimia.

Pada perhitungan kimia secara stoikiometri memerlukan hukum-hukum dasar yang relevan. Ada beberapa hukum dasar yang penting diantaranya adalah:

• Hukum Kekekalan Massa
• Hukum Perbandingan Tetap
• Hukum Perbandingan Berganda
• Hukum Perbandingan Volume
• Hukum Hipotesis Avogadro

Hukum Kekekalan Massa (Hukum Lavoisier)

Dalam penelitian itu Lavoisier lantas menemukan bahwa ada peran dari gas oksigen dalam reaksi pembakaran. Massa oksigen pada saat proses pembakaran ternyata sama dengan massa oksigen yang terbentuk setelah merkuri oksida dipanaskan.

Bunyi dari Hukum Lavoisier adalah: "Massa total zat sebelum reaksi sama dengan massa total setelah zat reaksi."

Hal tersebut lantas disebut sebagai hukum kekekalan massa karena di dalam reaksi kimia tidak mengubah massa.

Contoh Soal-1

5 gram Oksigen direaksikan dengan 5 gram logam Magnesium sehingga membentuk senyawa Magnesium oksida. Dari reaksi tersebut berapa massa magnesium oksida yang dihasilkan?

Penyelesaian:

Mg   +   O2    →   MgO2

Massa zat sebelum reaksi =  massa zat sesudah reaksi

Massa Mg + Massa O2  =  Massa MgO2

5 gram Mg + 5 gram O2 = 10 gram MgO2

Jadi massa Magnesium oksida yang dihasilkan adalah sebanyak 10 gram

Contoh Soal-2

Sebuah oksigen memiliki massa 6 gram kemudian direaksikan dengan logam magnesium sehingga membentuk 8 gram senyawa oksida. Berapakah massa magnesium yang bereaksi?

Penyelesaian:

Mg   +   O2    →   MgO2

Massa zat sebelum reaksi =  massa zat sesudah reaksi

Massa Mg + Massa O2  =  Massa MgO2

Massa Mg + 6 gram O2  =  8 gram MgO2

Massa Mg = 8 gram MgO2 - 6 gram O2

Massa Mg = 2 gram

Jadi massa logam Magnesium yang bereaksi sebanyak  2 gram

Hukum Perbandingan Tetap (Hukum Proust)

Salah satu contoh eksperimennya adalah reaksi unsur hidrogen dengan oksigen membentuk senyawa air dan kemudian hasilnya menunjukkan perbandingan massa hidrogen dengan oksigen beraksi tetap, yakni 1:8.

Contoh Soal-1

Massa karbon (C) dan oksigen (O) memiliki perbandingan 3:8. Jika karbon yang bereaksi 1,5 gram, berapa massa oksigen bereaksi dan massa karbondioksida yang terbentuk?

Penyelesaian:

Perbandingan Massa:

Massa Oksigen = 8/3 × 1,5 gram = 4 gram

Massa Karbon dioksida = 11/3 × 1,5 = 5,5 gram.

Jadi massa oksigen bereaksi adalah 4 gram dan massa Karbondioksida terbentuk adalah 5,5 gram. 

Contoh Soal-2

Perbandingan massa besi dan belerang dalam senyawa besi sulfida adalah 7:4 berapakah massa besi dan massa belerang yang dibutuhkan untuk membentuk senyawa besi sulfida dengan 21 gram besi tanpa sisa reaksi?

Penyelesaian:

Perbandingan Massa:

Massa Belerang = 4/11 × 21

Massa Belerang = 7,64 gram

Massa Besi = 7/11 × 21

Massa Besi = 13,36 gram

Jadi massa belerang untuk membentuk 21 gram besi sulfida adalah 7,64 gram, dan massa besi adalah sebanyak 13,36 gram.

Contoh Soal-3

Jika direaksikan besi sebanyak 60 gram dan belerang 24 gram berapakah massa besi(II) sulfida yang dihasilkan ?

Penyelesaian:

Perbandingan Massa:

Untuk bereaksi dengan 24 gram belerang membutuhkan besi sebanyak:

Massa besi = 7/4 × 24

Massa besi = 42 gram

Dengan demikian besi sulfida yang dihasilkan sebanyak:

Massa besi sulfida = 11/4 × 24

Massa besi sulfida = 66 gram.

ATAU

Massa besi sulfida = 24 gram + 42 gram

Massa besi sulfida = 66 gram

Sisa besi yang tidak bereaksi adalah sebanyak:

Sisa besi = 60 gram – 42 gram

Sisa besi = 18 gram

Jadi besi sulfida yang dihasilkan adalah 66 gram dengan sisa besi sebanyak 18 gram.

Hukum Perbandingan Berganda (Hukum Dalton)

Hasilnya ditemukanlah Hukum Perbandingan Ganda yang berbunyi: "Jika ada dua unsur bisa membentuk lebih dari satu senyawa dengan salah satu massa unsur dibuat tetap, maka perbandingan massa yang lain dalam senyawa itu merupakan bilangan bulat sederhana". Contohnya adalah belerang dan oksigen yang dapat membentuk dua senyawa.

Contoh Soal

Unsur fosfor dan oksigen yang direaksikan membentuk dua jenis senyawa. Dalam 55 gram senyawa I terdapat 31 gram fosfor dan 71 gram senyawa II mengandung 40 gram oksigen. Apakah senyawa tersebut termasuk ke dalam hukum Dalton?

Penyelesaian:

Massa oksigen pada senyawa I = 55 - 31 = 24

Massa fosfor pada senyawa II = 71 - 40 = 31

Perbandingan massa fosfor pada senyawa I dan II adalah

= 31 : 31 → dibagi dengan 31 = 1 : 1

Perbandingan oksigen pada senyawa I dan II adalah

= 24 : 40 → dibagi dengan 8 = 3 : 5

Dari hasil tersebut perbandingan oksigen dan fosfor pada senyawa I dan II yaitu 1:1 dan 3:5 merupakan bilangan bulat dan sederhana.

Hukum Perbandingan Volume (Hukum Gay-Lussac)

Percobaan sederhana yang dilakukan menghasilkan perbandingan volume hidrogen : oksigen : uap air adalah 2 : 1 : 2. Nampak bahwa perbandingan volume sesuai dengan perbandingan koefisien unsur atau senyawa pada persamaan reaksi setara, yaitu persamaan reaksi dengan jumlah atom di sebelah kiri sama dengan di sebelah kanan.

Reaksi pembentukan air:  2H2 + O2 → 2H2O

Perbandingan Volume:     2     :   1   :   2

Bunyi hukum perbandingan  ialah sebagai berikut: "Jika diukur pada Suhu dan Tekanan yang sama, maka Volume gas yang bereaksi dan gas hasil reaksi berbanding sebagai bilangan bulat dan sederhana."

Contoh Soal

2 Liter gas hidrogen bereaksi dengan 2 liter gas klorin sehingga menghasilkan 4 gas hidrogen klorida. Apabila gas hidrogen yang direaksikan sebesar 10 liter, berapakah gas hidrogen klorida yang dihasilkan?

Penyelesaian:

Jika gas hydrogen yang direaksikan adalah 10 liter maka gas hydrogen klorida yang dihasilkan:

= 2 × 10 = 20 liter ( 2 = nilai perbandingan Hidrogen Klorida)

Jadi hidrogen klorida yang dihasilkan dari reaksi 10 liter gas hydrogen adalah sebanyak 20 liter.

Hukum Hipotesis Avogadro

Hipotesis dari Avogadro itu lantas mengatakan: "Pada suhu dan tekanan yang sama, perbandingan gas yang bervolume sama memiliki jumlah molekul yang sama juga".

Rumus matematis dari hukum Avogadro sebagai berikut:

(V1 ÷ N1) = (V2 ÷ N2)

Dimana: N = jumlah molekul gas tertentu, V = volume ruang gas

Contoh Soal

Sebuah tabung 5 liter berisi 2×1022 molekul gas karbon dioksida. Pada suhu dan tekanan yang sama, berapakah jumlah molekul gas nitrogen dalam tabung bervolume 4 Liter?

Penyelesaian:

Diketahui: N1 = 2×1022, V1 = 5 liter, V2 = 4 liter. N2 = …?

(V1 ÷ N1) = (V2 ÷ N2)    → N2 = (N1 × V2) ÷ V1

N2 = (2×1022 x 4) ÷ 5

N2 = (8×1022) ÷ 4

N2 = 1,6×1022

Jadi jumlah gas nitrogen dalam tabung bervolume 4 liter adalah 1,6×1022

Page 9

Silahkan Masuk atau Login menggunakan Akun Pengguna untuk akses penuh. Jika belum memiliki akun, silahkan Klik Tombol Ini untuk mendaftar.  KEMBALI >>>>

Konsep Mol

Di dalam mempelajari ilmu kimia perlu diketahui suatu kuantitas yang berkaitan dengan jumlah atom, molekul, ion, atau elektron dalam suatu cuplikan zat. Menurut satuan Sistem Internasional (SI), satuan dasar dari kuantitas ini disebut mol.

Tetapan Avogadro = 6,02 × 1023 partikel

Jumlah besaran elementer tersebut disebut sebagai tetapan Avogadro dan dilambangkan dengan R. Besarnya tetapan Avogadro ditentukan secara eksperimen, dan harga tetapan Avogadro sebesar:

Hubungan Mol dengan Jumlah Partikel

"Satu mol zat apapun akan memiliki jumlah partikel yang sama, yaitu sebesar 6,02×1023 partikel."

Misalnya:

• 1 mol air mengandung 6,02 × 1023 molekul H2O
• 1 mol gas oksigen mengandung 6,02 × 1023 molekul O2
• 1 mol natrium mengandung 6,02 × 1023 atom Na
• ​2 mol natrium mengandung 2 × 6,02 × 1023 atom Na

Hubungan mol (n) dengan Jumlah Partikel 

Jumlah mol (n) = (Jumlah Partikel) ÷ (Tetapan Avogadro)

Jumlah mol (n) = (Jumlah Partikel) ÷ (6,02 × 1023)

Jumlah Partikel = (Jumlah Mol) × (6,02 × 1023)

Hubungan mol dengan massa suatu zat

"Satu mol zat apapun menunjukkan jumlah partikel yang sama, tetapi kalau diukur massanya maka 1 mol zat yang berbeda umumnya memiliki massa yang berbeda"

Misalnya:

• 1 mol karbon massanya 12 gram
• 1 mol air massanya 18 gram
• 1 mol gas oksigen massanya 32 gram

Massa untuk membentuk 1 mol suatu zat disebut dengan massa molar dan memiliki satuan gram/mol. Hubungan antara mol dengan massa suatu zat ditunjukkan persamaan:

• Jumlah mol (n) = (massa zat) ÷ (massa molar)

Ternyata angka dari massa molar sama dengan angka yang terdapat pada Ar (jika partikelnya atom) atau Mr (jika partikelnya molekul, walaupun secara pengertian dan satuan antara massa molar dengan Ar atau Mr sangat berbeda. Di mana Ar pengertiannya adalah massa 1 atom sedangkan Mr adalah massa 1 molekul dengan satuan sma (satuan massa atom).

• Ar C = 12 sma; massa molar karbon = 12 g/mol
• Mr H2O = 18 sma; massa molar air = 18 g/mol

Sehingga persamaan untuk menentukan mol dapat juga ditulis:

Jumlah mol (mol) = (massa zat) ÷ (Ar atau Mr)

Massa zat (gram) = (jumlah mol) × (Ar atau Mr)

Ar atau Mr = (massa zat ÷ (jumlah mol)

Hubungan Mol dengan Volume Gas

Pada suhu dan tekanan tertentu akan selalu berlaku bahwa semakin besar volume suatu gas maka jumlah partikel dalam gas tersebut juga akan semakin banyak yang artinya jumlah mol gas akan semakin besar. Hubungan volume gas dengan mol secara umum ditunjukkan oleh suatu persamaan yang biasa dikenal sebagai persamaan gas ideal.

"Volume gas sangat dipengaruhi oleh tekanan (P) dan temperatur (T). Pada keadaan STP (Standard Temperature Pressure), yaitu pada suhu 0 °C dan tekanan 1 atmosfer, maka volume satu mol gas sembarang adalah 22,4 liter"

Misalnya: Volume gas dari 4,4 gram dari CO2 dalam keadaan STP adalah 2,24 liter, karena 4,4 gram CO2 berarti berjumlah 0,1 mol sehingga volumenya 0,1 x 22,4 = 2,24 liter.

Persamaan Gas Ideal adalah sebagai berikut:

P.V = n.R.T →  n = (P.V) ÷ (R.T)

     T = (P.V) ÷ (n.T)

     P = (n.R.T) ÷ V

P.V = n.R.T →  V = (n.R.T) ÷ P

Dimana: P = tekanan gas (atm); V = volume gas (L); T = temperature (K); R = tetapan gas (0,082 atm.L/mol.K).

Selain itu ada beberapa kondisi khusus mengenai hubungan antara volume gas dengan mol (n) yaitu: pada kondisi standar (T = 0°C dan P= 1 atm) atau sering disebut sebagai STP (Standard Temperature and Pressure):

n = (P.V) ÷ (R.T)

n = (P.V) ÷ (R.T)

n = (1 atm × V) ÷ (0,082 atm.L/mol.K × 272 K)

Dengan demikian, dalam keadaan STP:

n = V ÷ 22,4

V = n × 22,4

Dimana: V = volume keadaan STP, n = jumlah mol zat

Pada kondisi suhu dan tekanan yang sama, maka digunakan persamaan

(nA ÷ nB) = (VA ÷ VB) → nA = (nB × VA) ÷ VB

(nA ÷ nB) = (VA ÷ VB) → nB = (nA × VB) ÷ VA

(nA ÷ nB) = (VA ÷ VB) → VA = (nA × VB) ÷ nB

(nA ÷ nB) = (VA ÷ VB) → VB = (nB × VA) ÷ nA

Dimana: n = jumlah mol; V = volume

Contoh Soal-1

Hitunglah jumlah mol dan jumlah partikel yang terdapat dalam 2 gram KOH (Mr. KOH = 56) ?

Penyelesaian:

Jumlah mol = (gram) ÷ (Mr) = 2 ÷ 56 = 0,036 mol KOH

Jumlah partikel = mol × bilangan Avogadro

Jumlah partikel = 0,036 × 6,02 x 1023

Jumlah partikel = 0,22 × 1023 butir partikel molekul KOH atau

Jumlah partikel = 22 × 1021 butir partikel molekul KOH

Contoh Soal-2

Tentukan volume gas-gas berikut pada keadaan STP:

• 4,4 gram gas CO2 ! (Mr CO2 = 44)
• 1,505 × 1024 molekul gas N2 ! (Mr N2 = 28)

Penyelesaian:

4,4 gram gas CO2 = (4,4 gram ÷ 44)×1 mol x 22,4 L/mol

4,4 gram gas CO2 = 0,1 mol x 22,4 L/mol

4,4 gram gas CO2 = 2,24 L

Jadi volume 4,4 garam gas CO2 dalam keadaan STP adalah 2,24 L 

1,505 × 1024 molekul N2 =  × 1 mol × 22,4

1,505 × 1024 molekul N2 = 2,5 mol × 22,4 L/mol

1,505 × 1024 molekul N2 = 56 L

Jadi volume 1,505 × 1024 molekul gas N2 dalam keadaan STP adalah 56 L 

Contoh Soal-3

Berapakah massa (gram) dari 6,12 mol Ca (Kalsium)?

Penyelesaian:

Untuk mengetahui massa dari 6,12 mol Ca, harus dicari dahulu Ar Ca yang ada ditabel berkala unsur. Dari tabel diperoleh Ar Ca = 40,08 ≈ 40 , sehingga:

Gram Ca = mol Ca × Ar Ca

Gram Ca = 6,12 × 40 = 245 gram Ca

Gram Ca = 245 gram Ca

Jadi massa dari 6,12 mol Ca adalah 245 gram.

Soal Latihan

1. Apa yang dimaksud dengan 1 mol unsur dan 1 mol senyawa?
2. Tentukan volume gas NH3 bermassa 3,4 gr pada keadaan STP (Mr NH3 = 17)?
3. Berapakah massa (gram) dari 6,12 mol CH3COOH (Asam cuka)?

Kunci Jawaban

Penyelesaian Soal-1

Satu mol unsur merupakan jumlah atom yang terdapat dalam suatu zat yang berjumlah 6,02 x 1023 butir atom atau merupakan berat gram unsur itu yang sama dengan massa atom relatifnya (Ar).

Satu mol senyawa merupakan jumlah molekul yang terdapat dalam suatu zat yang berjumlah 6,02 x 1023 butir molekul atau merupakan berat gram senyawa itu itu yang sama dengan massa molekul relatifnya (Mr). 

Penyelesaian Soal-2

Volume gas NH3 bermassa 3,4 gram adalah:

3,4 gram gas NH3 = (3,4 gram ÷ 17) × 1mol × 22,4 L/mol

3,4 gram gas NH3 = 0,2 mol × 1 mol × 22,4 L/mol

3,4 gram gas NH3 = 0,2 mol × 22,4 L/mol

3,4 gram gas NH3 = 4,48 L

Penyelesaian Soal-3

Massa dari 6,12 mol CH3COOH adalah:

Dari skala unsur diketahui: Ar C = 12 , Ar H = 1 , Ar O = 16, sehingga:

Mr CH3COOH = 2.Ar C + 4.Ar H + 2.Ar O

Mr CH3COOH = (2 × 12) + (4 × 1) + (2 × 16)

Mr CH3COOH = 24 + 4 + 32

Mr CH3COOH = 60

Massa CH3COOH = mol CH3COOH × Mr CH3COOH

Massa CH3COOH = 6,12 × 60

Massa CH3COOH = 367,2 gram.

Page 10

Silahkan Masuk atau Login menggunakan Akun Pengguna untuk akses penuh. Jika belum memiliki akun, silahkan Klik Tombol Ini untuk mendaftar.  KEMBALI >>>>

Reaksi kimia adalah suatu proses dimana zat-zat baru yaitu hasil reaksi, terbentuk dari beberapa zat aslinya, yang disebut pereaksi. Biasanya, suatu reaksi kimia disertai oleh kejadian-kejadian fisis, seperti perubahan warna, pembentukan endapan, atau timbulnya gas. Pada jaman sekarang, analisis kimia kadang-kadang menggunakan peralatan canggih. Hal ini diperlukan untuk membuktikan rekasi benar-benar telah terjadi.

Lambang-lambang yang menyatakan suatu reaksi kimia disebut persamaan kimia. Rumus-rumus pereaksi diletakkan disebelah kiri dan hasil reaksi diletakkan di sebelah kanan. Antara dua sisi itu digabungkan oleh tanda kesamaan (=) atau tanda panah (→). Dalam penulisan persamaan reaksi biasanya diperlukan tiga langkah, walaupun langkah pertama sering tidak ditulis.

1. Nama-nama pereaksi dan hasil reaksi ditulis, hasilnya disebut sebuah persamaan reaksi zat hasil. Contoh: Nitrogen oksida + oksigen  nitrogen dioksida

1. Sebagai pengganti nama-nama zat diperlukan rumus-rumus kimia, hasilnya disebut persamaan kerangka. Contoh: NO + O2 → NO2

1. Persamaan kerangka kemudian disetimbangkan yang menghasilkan persamaan kimia. Contoh: 2 NO + O2 → 2NO2

1. Dalam persamaan diatas, terdapat tiga atom O disebelah kiri dan dua atom O disebelah kanan. Keadaan ini diperbaiki dengan menyediakan 2 molekul NO disebelah kiri dan 2 molekul NO2 di sebelah kanan. Dapat dikatakan “Jumlah atom daru tiap jenis zat tidak berubah dalam reaksi kimia; atom tidak dapat dibentuk atau dihancurkan di dalam suatu reaksi“.

Dalam melakukan penyeimbangan, hanya koefisien yang dapat berubah, tidak pernah berubah rumus kimianya. Jadi salah bila menulis NO + O2 → NO3 didalam menyeimbangkan persamaan di atas. Nitrogen dioksida hanya mempunyai rumus NO2. Angka-angka koefisien reaksi digunakan dalam persamaan reaksi untuk menunjukkan keseimbangan jumlah unsur-unsur bahan sebelum reaksi dan sesudah reaksi terjadi.

Contoh:

Mg + ½ O2 → MgO

P4 + 5 O2 → 2 P2O5

Koefisien Reaksi Kimia

Untuk persamaan reaksi yang sederhana, artinya melibatkan hanya sedikit bahan/zat/senyawa, maka penyelesaian koefisien reaksi akan mudah. Metode yang dipakai untuk reaksi yang sederhana dapat berupa penyeimbangan jumlah unsur yang terdapat pada sisi kiri tanda panah dan sebelah kanan tanda panah.

Contoh:

a CH4 + b O2 → c CO2 + d H2O

CH4 + 2 O2 →  CO2 + 2 H2O

Penyeimbangan jumlah unsur dapat langsung dilakukan dengan menentukan a = 1. Kemudian menjumlahkan jumlah unsur disebelah kiri, seperti 1 C, 4 H dan 2 O untuk unsur sebelah kiri, maka jumlah unsur sebelah kanan tanda panah harus berjumlah sama dengan kiri. Unsur sebelah kanan 1 C, 2 H dan 3 O. Langkah pertama diseimbangkan jumlah H pada H2O dengan koefisien d = 2. Kemudian langkah dua diseimbangkan jumlah O dengan mengambil b = 2.

Berlainan dengan reaksi yang terdiri dari banyak senyawa, maka penyelesaian koefisien reaksi yang melibatkan banyak senyawa dapat digunakan bantuan rumus a-b-c.

Contoh:

a K2Cr2O7 + b H2SO4 + c C2H6O →  d K2SO4 + e Cr2(SO4)3 + f H2O + g C2H4O2

Dicari berdasarkan unsur-unsur yang ada:

K: 2a = 2d  -------------------------------------------------------------------(1)

Cr: 2a = 2e -------------------------------------------------------------------(2)

O: 7a + 4b + c = 4d + 12e + f + 2g -------------------------------------(3)

H: 2b + 6c = 2f + 4g --------------------------------------------------------(4)

S: b = d + 3e -----------------------------------------------------------------(5)

C: 2c = 2g ---------------------------------------------------------------------(6)

Disini ada 6 persamaan untuk 7 bilangan yang tidak diketahui maka persamaan ini akan dapat diselesaikan dengan baik. Ambil pemisalan salah satu variabel (bilangan) yang tidak diketahui dengan angka berapa saja. Angka yang paling sederhana adalahangka 1.

Walaupun pengambilan bilangan yang tidak diketahui boleh sembarang tentunya kita akan mengambil atau menentukan bilangan tak diketahui tersebut yang akan mempermudah perhitungan kita.

Ambil a = 1 , maka d = 1, e = 1 dan b = 4.

Sederhanakan persamaan (3): 7+ 16 + c = 4 + 12 + f + 2g

7 + c = f + 2g ------------------------------------------------------------------(7)

Sederhanakan persamaan (4):

8 + 6 c = 2 f + 4 g -------------------------------------------------------------(8)

Hilangkan f dari persamaan (7) dan (8):

7 + c    = f + 2g

4 + 3c  = f + 2g  -

3 - 2c   = 0

Diperoleh c = 1 ½, maka g = 1 ½ juga (dari persamaan 6).

Untuk mencari harga f cari dari salah satu persamaan yang mengandung f.

Ambil persamaan (7): 7 + 1 ½ = f + 3  →  f = 5 ½

Koefisien reaksi ditemukan semua, beberapa diantaranya mengandung pecahan, maka sedapat mungkin pecahan dihilangkan. Maka persamaan reaksi yang diperoleh adalah:

2K2Cr2O7 + 8H2SO4 + 3C2H6O →  2K2SO4 + 2Cr2(SO4)3 + 11H2O + 3C2H4O2

Hubungan molekul dari Persamaan

Perbandingan jumlah molekul-molekul yang bereaksi danyang dihasilkan dari reaksi itu ditunjukkan dengan koefisien pada rumus yang menandai molekul itu. Umpamanya, pembakaran amonia dengan oksigen digambarkan dengan persamaan kimia yang seimbang sebagai berikut:

4NH3 + 3O2 →  2N2 + 6H2O

Dengan koefisien aljabar 4, 3, 2, dan 6 yang menunjukkan bahwa 4 molekul NH3 dengan 3 molekul O2 membentuk 2 molekul N2 dan 6 molekul H2O. Persamaan keseimbangan itu tidaklah berarti bahwa jika 4 molekul NH3 dengan 3 molekul O2 reaksi yang digambarkan itu akan berlangsung sampai selesai. Beberapa reaksi antara bahan-bahan kimia boleh dikatakan terjadi pada saat pencampuran, beberapa reaksi lain baru terjadi setelah beberapa waktu, dan ada pula reaksi yang hanya berlangsung sebagian walaupun sampai waktu tak terhingga.

Penafsiran umum tentang persamaan yang seimbang yang berbagai jenis itu ialah sebagai berikut: Jika jumlah molekul NH3 dan O2 yang dicampur sangat besar, maka akan terbentuk sejumlah tertentu molekul N2 dan H2O. Tetapi ini tidak berarti bahwa NH3 atau O2 harus habis terpakai; namun apabila reaksi terjadi, maka selalu dalam perbandingan molekul seperti ditentukan dalam persamaan itu.

Hubungan massa dari Persamaan

Oleh karena 1 mola zat mengandung NA molekul (sejumlah bilangan Avogadro), perbandingan jumlah mol yang terlibat dalam reaksi sama dengan perbandingan jumlah molekul. Dengan bobot molekul NH3 = 17, O2 =32, N2 = 28 dan H2O = 18, maka persamaan pembakaran di atas menjadi:

Dari persamaan di atas menunjukkan bahwa:

4 mol NH3 berarti memiliki massa 4×17 = 68 gram. NH3 yang bereaksi dengan 3 mol O2 yang memiliki massa 3×32 gram O2 dan menghasilkan produk reaksi berupa 2 mol N2 yang memiliki massa 2×28 gram dan 6 mol H2O yang memiliki massa 6×18 gram.

Secara umum persamaan itu menunjukkan bahwa massa NH3, O2, N2 dan H2O yang terpakai atau terbentuk dalam reaksi itu dinyatakan dengan satuan massa apapun juga ialah perbandingan 68 : 96 : 56 : 108 atau 17 : 24 : 14 : 27.

Contoh Soal-1

Hitung jumlah gamping (lime), CaO yang dapat dibuat dengan memanaskan 200 kg batu kapur yang mempunyai kemurnian 95 % CaCO3 murni.

Penyelesaian:

Kuantitas CaCO3 murni dalam 200 kg batu kapur ialah 0,95 x 200 kg = 190 kg CaCO3, bobot rumus atau Mr dari CaCO3 dan CaO ialah 100 dan 56,1.

Persamaan keseimbangan untuk reaksi itu adalah:

Metode pertama:

100 gr CaCO3 memberikan 56,1 gr CaO

1 gr CaCO3 memberikan 56,1/100 gr CaO = 0,561 gr CaO

1 kg CaCO3 memberikan 0,561 kg CaO

190 kg CaCO3 memberikan 190 x 0,561 kg CaO = 107 kg CaO

Metode mol:

Mol CaCO3 = (gram ÷ Mr)

Mol CaCO3 = (190×103) ÷ 100

Mol CaCO3 = 1,9×103 mol CaCO3

Dari kesetaraan persamaan reaksi:

n(CaO) = n(CaCO3)

n(CaO) = 1,9×103 mol CaO

Gram CaO = mol CaO × Mr CaO

Gram CaO = 1,9×103 mol CaO x 56,1

Gram CaO = 107×103 gram CaO atau

Gram CaO = 107 kg

Contoh Soal-1

Berapa kilogram H2SO4 murni bisa didapatkan dari 1 kg pirit besi (FeS2) murni menurut reaksi berantai sebagai berikut:

• 4FeS2 + 11O2 → 2Fe2O3 + 8SO2
• 2SO2 + O2 → 2SO3
• SO3 + H2O → H2SO4

Penyelesaian:

Pertama-tama perlu dicatat bahwa tidak ada hasil samping yang hilang, ataupun kehilangan belerang, sehingga kita hanya perlu menyeimbangkan persamaan itu sesuai jumlah atom pada setiap barisnya. Setiap atom belerang menghasilkan satu molekul H2SO4 mengandung 1 atom S. Jadi:

sehingga 4 mol FeS2 menghasilkan 8 mol H2SO4.

Untuk setiap 1 kg pirit besi murni (FeS2) dapat menhasilkan H2SO4 sesuai perhitungan mol sebagai berikut:

Mol FeS2 = (gram) ÷ (Mr)

Mol FeS2 = (1000 gram FeS2) ÷ (120)

Mol FeS2 = 8,33 mol FeS2

Dari kesetaraan persamaan reaksi:

8 mol H2SO4 ~ 4 mol FeS2

mol H2SO4 = 2×8,33 mol FeS2

mol H2SO4 = 16,66 mol H2SO4

Gram H2SO4 = mol H2SO4 × Mr H2SO4

Gram H2SO4 = 16,66 mol × 98

Gram H2SO4 = 1,63 × 103 gram H2SO4 atau 1,63 kg

Page 11

Silahkan Masuk atau Login menggunakan Akun Pengguna untuk akses penuh. Jika belum memiliki akun, silahkan Klik Tombol Ini untuk mendaftar.  KEMBALI >>>>

Rumus Empiris

Rumus empiris menunjukkan perbandingan jumlah atom unsur-unsur yang terdapat dalam satu senyawa, dimana perbandingan itu dinyatakan dalam bilangan bulat yang terkecil. Bilangan bulat ini bisa didapatkan dari analisis terhadap senyawa itu, yaitu dengan mengkonversikan hasil analisis menjadi kuantitas masing-masing unsur yang terdapat dalam suatu bobot tertentu senyawa itu, yang dinyatakan dalam mol atom-atom itu.

Perhatikan suatu senyawa yang analisisnya 17,09% magnesium, 37,93% aluminium, dan 44,98% oksigen. Dalam hal ini persentase menyatakan persen bobot, yaitu banyaknya gram unsur itu per 100 gram senyawa. Skema sistematika pengolahan dapat diberikan dalam Tabel 1.

Tabel 1. Cara Perhitungan Penentuan Rumus Empiris

Bilangan dalam kolom (4) menunjukkan banyaknya mol atom unsur komponen didalam jumlah tertentu senyawa itu, 100 gram, yang digunakan sebagai dasar. Setiap perangkat bilangan yang didapat dengan mengalikan atau membagi setiap bilangan didalam kolom (4) dengan faktor yang sama akan mempunyai perbandingan yang sama dengan angka-angka dalam kolom (4).

Perangkat angka dalam kolom (5) merupakan perangkat yang demikian, yang didapat dengan membagi setiap nilai n (E) dalam (4) dengan angka yang paling rendah dalam kolom (4), yakni 0,703.  Kolom (5) menunjukkan bahwa jumlah relatif mol atom, dan karena itu banyaknya atom-atom Mg, Al, dan O itu sendiri didalam senyawa itu adalah 1: 2 : 4. Oleh karena itu rumus empirisnya ialah (MgAl2O4)n.

Rumus senyawa

Rumus senyawa merupakan rumus kimia yang menunjukkan jumlah atom unsur-unsur yang membentuk ikatan dalam satu senyawa dam memiliki massa molekul relatif yang pasti. Rumus senyawa bukan lagi dalam bentuk perbandingan, tetapi sudah merupakan bentuk final dari suatu rumus pada suatu senyawa. Massa molekul relatif juga sudah diketahui karena jumlah atomnya sudah pasti.

Bila satu senyawa dengan senyawa yang lain memiliki rumus empiris yang sama, belum tentu memiliki rumus senyawa yang sama. Sebagai contoh rumus empiris (CH2)n dapat berarti rumus senyawanya adalah CH2 atau C2H4 atau C3H6 dan seterusnya.

Komposisi Kimia

Adanya suatu rumus untuk setiap senyawa menunjukkan adanya hubungan tetap yang terdapat antara bobot setiap dua unsur didalam senyawa itu, atau antara bobot setiap unsur manapun juga dengan bobot senyawa itu secara keseluruhan. Hubungan ini dapat dengan mudah terlihat dengan menuliskan rumus itu dalam bentuk vertikal, sebagaimana terlihat pada Tabel 2 untuk senyawa Al2O3.

Tabel 2. Cara Perhitungan Penentuan Komposisi Kimia Suatu Senyawa

Jumlah bilangan-bilangan dalam kolom (4) untuk unsur-unsur itu sama dengan bobot rumus (Mr). Sedangkan angka-angka dalam kolom (5) menunjukkan kadar fraksi berbagai unsur itu didalam senyawa tersebut. Angka-angka dalam kolom (5) menunjukkan kadar fraksi berbagai unsur itu didalam senyawa tersebut. Angka-angka itu sebetulnya tak berdimensi dan mempunyai nilai sama, dan tidak bergantung pada unit massa yang digunakan. Jadi, 1 gram Al2O3 mengandung 0,529 (52,9 %) gram Al dan 0,471 (47,1 %) gram O.  Jadi, jumlah seluruh bagian-bagian fraksi untuk setiap senyawa mestinya 1 atau 100%.

Persentase aluminium didalam Al2O3 ialah banyaknya bobot Al didalam 100 bobot Al2O3. Hal ini berarti bahwa persentase dinyatakan dengan suatu bilangan yang besarnya 100 kali fraksi. Jadi, persentase aluminium dengan oksigen masing-masing adalah 52,9% dan 47,1%. Jumlah bagian-bagian yang membentuk persentase dalam suatu senyawa mestilah 100,0 %.

Contoh Soal Penurunan Rumus Empiris

Analisis suatu senyawa memberikan komposisi persentse sebagai berikut: K = 26,57%, Cr = 35,36%, O = 38,07%. Turunkan rumus empiris senyawa tersebut.

Penyelesaian:

Dengan tabel biasa yang diterapkan pada 100 gr senyawa.

Dari tabel diatas dapat disimpulkan rumus empiris senyawa adalah (K2Cr2O7)n.

Contoh Soal Penentuan Komposisi Kimia Senyawa

Diketahui rumus senyawa K2CO3, tentukan komposisi persentase masing-masing unsur penyusun kalium karbonat tersebut.

Penyelesaian

Sebuah massa melekul K2CO3 mengandung:

Komposisi unsur penyusunnya sebagai berikut:

Page 12

Gambar 3. Perbandingan Antara Bentuk Atom, Molekul, Senyawa, dan Campuran

Karakteristik dari unsur, senyawa, dan campuran adalah sebagai berikut:

Unsur

Unsur adalah zat tunggal yang tidak dapat diuraikan menjadi zat-zat yang lebih sederhana dengan reaksi kimia, contohnya: besi, emas, tembaga , alumunium, oksigen, belerang. Unsur dapat dikelompokkan menjadi:

1. Unsur logam,  seperti: besi, alumunium, emas, tembaga, seng, platina, perak.
2. Unsur non logam: oksigen, hydrogen, belerang, karbon, fospor, nitrogen.

Sifat-sifat unsur logam dan sifat-sifat unsur non logam, adalah sebagai berikut:

Beberapa unsur yang kita kenal sehari-hari, ada yang berada dalam keadaan bebas (monoatomik) dan berada dalam bentuk yang terikat dengan unsur lain/bentuk senyawa (poliatomik). Contoh unsur monoatomik: karbon , emas, besi dan lain-lain. Contoh unsur poliatomik: belerang, fosfor, hydrogen dan lain-lain.

Senyawa

Gambar 4. Klasifikasi Materi

Contoh penguraian senyawa menjadi zat-zat lain (dengan cara kimia ):

• • • • Senyawa Air adalah zat cair jernih tidak berasa, tidak berwarna dan tidak dapat terbakar.
      • Unsur penyusunnya: Gas hydrogen yang sangat mudah terbakar dan gas oksigen yang diperlukan dalam proses pembakaran.Gambar 4. Klasifikasi Materi

• Senyawa Gula tebu merupakan zat padat putih dan rasanya manis
• Unsur penyusun: karbon, gas hydrogen dan gas oksigen. Karbon (arang) adalah zat padat yang berwarna hitam, gas hydrogen mudah terbakar, sedangkan gas oksigen diperlukan untuk pembakar

• Senyawa Natrium klorida (NaCl) merupakan zat padat berwarna putih dan rasanya asin.
• Unsur penyusun: Natrium dan klorin. Natrium merupakan logam yang reaktif sedangkan gas klorin merupakan unsur non logam yang sangat reaktif dan berbau. 

Campuran

Pengertian Campuran

Di alam kebanyakan materi dalam bentuk campuran. Air di sungai, air sumur, paduan logam, tanah, asap , udara, air gula kabut dll.

Campuran adalah suatu bahan yang terdiri atas dua atau lebih zat yang berlainan bergabung menjadi satu yang masih mempunyai sifat zat asalnya dengan tidak mempunyai komposisi yang tetap. Campuran dapat dibedakan menjadi campuran heterogen dan campuran homogen (campuran sejati )

Campuran Homogen

Campuran homogen adalah campuran yang tidak bisa dibedakan antara zat-zat yang bercampur di dalamnya. Seluruh bagian yang bercampur mempunyai sifat yang sama. Contohnya:

• Udara merupakan campuran bermacam-macam gas seperti nitrogen, oksigen, dan lain-lain dan masing-masing gas tidak bisa dibedakan.
• Paduan logam merupakan campuran dari beberapa jenis logam, masing –masing logam tidak bisa dibedakan.

Suatu campuran homogen yang dengan mikroskop pun tidak bisa dibedakan partikel-partikel penyusunnya disebut larutan.

Campuran Heterogen

Campuran heterogen adalah campuran yang mengandung zat-zat yang tidak dapat bercampur satu dengan yang lain secara sempurna. Masih dapat dikenali sifat-sifat partikel dari zat asal yang bercampur tersebut, seperti bentuk dan warnanya. Contohnya:

• Batu-batu yang ada di alam (batu kapur, batu pualam)
• Air Lumpur
• Air dengan minyak

Tabel 6. Karakteristik dari unsur, senyawa, dan campuran

Karakteristik	Unsur	Senyawa	Campuran
Jenis atom penyusun	Satu	Lebih dari satu	Lebih dari satu
Komposisi penyusun	Tetap	Tetap	Dapat berubah
Sifat	Sama dengan komponen penyusun	Berbeda dari komponen penyusun	Mempertahankan sifat komponen penyusun
Pemisahan atau penggabungan komponen	Tidak dapat dipisahkan	Perubahan kimia	Perubahan fisika

Dari uraian di atas kita dapat mengelompokkan campuran heterogen dan campuran homogen dengan melihat ciri-cirinya, sebagai berikut:

Tabel 7. Ciri-ciri Campuran Homogen dan Campuran Heterogen

Campuran Heterogen	Campuran Homogen
1. Bidang batas antar komponen penyusun kelihatan jelas	1.  Tidak terdapat bidang batas antar komponen penyusun
2. Komposisi komponen penyusun di setiap bagian campuran tidak sama	2.  Komposisi komponen penyusun di setiap bagian campuran sama
3.  Komponen padat dan komponen cair akan segera memisah sendiri	3.  Komponen padat dan komponen cair tidak akan memisah

Tabel 8. Perbedaan Campuran dan Senyawa 

Page 13

Larutan asam dan basa akan memberikan warna tertentu jika direaksikan dengan indikator. Indikator merupakan suatu senyawa kompleks yang bisa atau dapat bereaksi dengan senyawa asam basa.  Jadi, pengertian indikator asam-basa adalah cara untuk mengetahui apakah jenis suatu larutan tersebut asam, basa atau netral menggunakan indikator baik indikator alami maupun buatan. 

Dengan Melalui indikator, kita akan dapat mengetahui suatu zat bersifat asam atau pun basa. Indikator tersebut juga dapat digunakan untuk dapat mengetahui tingkat kekuatan pada suatu asam atau basa.

Beberapa dari indikator terbuat dari bahan alami, namun begitu ada juga beberapa indikator yang dibuat dengan secara sintesis pada laboratorium.

Jenis – Jenis Indikator Asam Basa

Dibawah ini merupakan macam jenis indikator yang paling banyak digunakan antara lain ialah sebagai berikut :

1. Kertas Lakmus

Indikator yang sering tersedia didalam sebuah laboratorium adalah kertas lakmus, disebakan karena jenis indikator ini lebih praktis serta juga karena harganya yang relatif murah. kertas lakmus ini terdapat dua jenis , yaitu lakmus merah serta lakmus biru.

Senyawa asam basa tersebut dapat diindentifikasi dengan menggunakan kertas lakmus dengan cara mengamatinya pada perubahan warna dikertas lakmus pada saat bereaksi dengan larutan. Pada larutan asam, kertas lakmus itu selalu berwarna merah, sedangkan pada larutan basa, kertas lakmus tersebut selalu berwarna biru.

Sehingga, larutan asam tersebut akan mengubah warna kertas lakmus biru menjadi merah dan larutan basa akan tersebut mengubah warna lakmus merah menjadi biru. Pada larutan yang netral (garam), warna kertas lakmus ini tidak menunjukkan suatu perubahan (merah tetap merah serta biru tetap biru).

Warna kertas lakmus dalam larutan yang bersifat asam, basa, dan netral ditunjukkan pada Tabel di bawah ini!

Indikator	Larutan asam	Larutan basa	Larutan netral
Lakmus merah	Merah	Biru	Merah
Lakmus biru	Merah	Biru	Biru

2. Indikator Alami

Beberapa merupakan jenis tanaman dan dapat dijadikan ialahsebagai indikator alami, contohnya kol ungu, kulit manggis, bunga sepatu, bunga bougenvile, pacar air, serta juga kunyit.

Ekstrak tanaman	Asam	Basa	Netral
Air Jeruk	Air Sabun	Kapur	Air Garam
Kol Ungu	Merah muda	Biru Muda	Hijau muda	Biru tua
Kembang Sepatu	Merah	Kuning	Hijau tua	Nila
kembang Telang	Ungu muda	Biru Pudar	Hijau tua	Biru muda
Kulit Manggis	Orange	Merah Bata	Coklat	Kuning
Pacar	Merah muda	Krem	Kuning	Jingga
Bougenville	Merah muda	Nila	Kuning	Merah muda
Kunyit	Kuning	Krem/merah	Orange	Kuning muda
Kubis merah	Merah muda	Hijau	-
Bunga mawar	Merah muda	Hijau	-
Bayam merah	Merah muda	Kuning	-
Geranium	Jingga tua/orange	Kuning	-

Syarat untuk dapat atau tidaknya suatu tanaman itu untuk dijadikan ialah sebagai indikator alami ialah terjadinya perubahan warna jika ekstraknya diteteskan pada larutan asam maupun basa. Jika ekstrak kubis ungu diteteskan dalam larutan asam, basa, dan netral akan menghasilkan warna-warna seperti pada Tabel di bawah ini.

Warna Indikator Kubis Ungu	Sifat Larutan
Merah tua	Asam kuat
Merah	Asam medium
Merah keunguan	Asam lemah
Ungu	Netral
Biru kehijauan	Basa lemah
Hijau	Basa medium
Kuning	Basa kuat

3. Larutan Indikator

Larutan indikator tersebut merupakan salah satu dari jenis indikator yang dapat digunakan dalam mengetahui sifat asam basa sebuah senyawa. Untuk dapat mendeteksi sifat asam basa suatu zat, pada umumnya digunakan indikator didalam sebuah bentuk larutan, sebab dengan larutan indikator, sifat pembawaan asam maupun basa itu menjadi lebih mudah untuk dideteksi. Indikator yang sering digunakan pada laboratorium ialah:

1. Larutan Indikator Fenolftalein (PP)
2. Metil Merah (mm),
3. Metil Jingga (mo), dan juga
4. Bromtimol Blue (BTB).

Berikut ini merupakan beberapa indikator pH lainnya yang juga sering digunakan didalam sebuah laboratorium. Indikator-indikator dibawah ini menunjukkan adanya perubahan warna larutan pada rentang nilai pH tertentu.

Warna indikator tersebut dalam larutan asam, basa, dan netral ditunjukkan pada Tabel di bawah ini.

Indikator	Larutan asam	Larutan basa	Larutan netral
Phenolphtalin (PP)	Tidak berwarna	Merah muda	Tidak berwarna
Metil Merah (MM)	Merah	Kuning	Kuning
Metil Jingga (MJ)	Merah	Kuning	Kuning
Bromtimol Blue (BT)	Kuning	Biru	Biru

4. pH meter

pH meter tersebut bisa digunakan ialah sebagai alat pengukur pH pada suatu larutan dengan cepat dan kiga akurat. pH meter ini memiliki elektroda yang dapat dicelupkan ke dalam sebuah larutan asam basa yang akan diukur nilai pH-nya. Nilai pH tersebut dapat dengan mudah dilihat secara langsung dengan melalui angka yang tertera pada layar digital alat pH meter itu sendiri.

Ilustrasi pH meter saat bekerja (Sumber: genchem.rutgers.edu)

Gambar pH meter (Sumber: www.indiamart.com)

5. Indikator Universal

Salah satu dari indikator yang memiliki atau mempunyai tingkat kepercayaan baik merupakan indikator universal. Indikator universal ini merupakan indikator yang tediri dari bebagai macam indikator dengan warna yang juga berbeda untuk tiap-tiap nilai pH antara 1 – 14. Indikator universal tersebut ada yang berupa sebuah  larutan dan juga ada yang berbentuk kertas. Paket indikator universal tersebut selalu dilengkapi dengan adanya warna standar untuk pH 1 – 14.

Cara menggunakan indikator universal ini ialah dengan mencelupkan kertas indikator universal pada suatu larutan yang akan diteliti/diselidiki nilai pH-nya atau meneteskan indikator universal pada larutan yang deteksi. Selanjutnya, tinggal amati perubahan warna yang terjadi serta bandingkan perubahan warna tersebut dengan warna yang standar.

Page 14

Ditayangkan: 22 Agustus 2021 Diperbarui: 16 Agustus 2022

More in Artikel Tugas Akhir