Reaksi yang terjadi dimana satu zat mengalami dua reaksi yaitu reaksi reduksi dan oksidasi disebut dengan reaksi?

Quipperian! Sedang belajar Kimia tentang Reaksi Redoks dan sering menemui kendala? Pasti kalian sedang mengalami salah pengertian.

Kenapa? Karena, Reaksi redoks bisa dikatakan reaksi yang melibatkan oksidasi dan reduksi. Sebenarnya redoks itu reduksi dan oksidasi atau oksidasi dan reduksi? Agar tidak salah paham, redoks adalah oksidasi dan reduksi.

Nah, jangan sampai tertukar pengertian ya! Dampaknya kalian akan sering salah pada step berikutnya.

Jadi, yuk belajar lebih lengkap tentang Reaksi Redoks.

Pengertian Reaksi Redoks

Redoks adalah istilah yang menjelaskan perubahan bilangan oksidasi dalam sebuah reaksi kimia.

Nah, lebih lanjut, hal ini dapat berupa reaksi redoks sederhana seperti oksidasi karbon yang menghasilkan karbon dioksida (CO2), atau reduksi karbon oleh hidrogen sehingga menghasilkan metana (CH4), ataupun dapat berupa proses kompleks seperti oksidasi gula pada tubuh manusia melalui transfer elektron.

Jenis atau Pengertian Oksidasi dan Reduksi

Dalam redoks ada istilah oksidasi dan reduksi. Apa pengertian dari kedua istilah tersebut?

1. Oksidasi menjelaskan pelepasan elektron dari sebuah molekul, atom, atau ion.
2. Reduksi menjelaskan penambahan elektron dari sebuah molekul, atom, atau ion.
   

Nah, itu adalah pengertian paling sederhana. Berikut di bawah pengertian yang lebih lanjut:

1. Oksidasi adalah peningkatan bilangan oksidasi.
2. Reduksi adalah penurunan bilangan oksidasi.

Pengertian Oksidator dan Reduktor

Oksidator adalah senyawa yang memiliki kemampuan untuk mengoksidasi senyawa lain atau biasa dikenal senyawa menerima elektron. Oksidator adalah senyawa yang memiliki unsur dengan bilangan oksidasi tinggi seperti. H2O2, MnO4–, CrO3, Cr2O72-, OsO4, atau senyawa yang sangat elektronegatif.

Redutor adalah senyawa yang memiliki kemampuan mereduksi senyawa lain atau biasa dikenal senyawa mendonorkan elektron. Senyawa yang berupa reduktor bisa pada unsur logam seperti Li, Na, Mg, Fe, Zn, dan Al. Jenis reduktor lainnya yaitu reagen transfer hibrida, misalnya NaBH4 da LiAH4.

SBMPTN Kimia Susah Ditaklukkan? Siap-Siap Jadi Masternya!

Contoh Reaksi Redoks

Salah satu contoh dari reaksi redoks adalah reaksi antara hidrogen dan fluorin.
H2 + F2 → 2HF

Maka, kita dapat menulis keseluruhan reaksi menjadi dua setengah reaksi.

Reaksi oksidasi:
H2 → 2H+ + 2e–

Reaksi reduksi:
F2 + 2e– → 2F–

Mari kita analisa masing-masing setengah reaksi. Pada unsur hidrogen, hidrogen teroksidasi dari bilangan oksidasi 0 menjadi +1, sedangkan fluorin tereduksi dari bilangan oksidasi 0 menjadi -1.

Ketika reaksi tersebut digabungkan maka akan menjadi:

Dan ion-ion bergabung membentuk hidrogen fluorida.
H2 + F2 → 2H+ + 2F– → 2HF

Reaksi Pergantian

Redoks terjadi pada reaksi pergantian tunggal atau bisa disebut reaksi substitusi. Komponen redoks dalam reaksi ini adalah pada perubahan keadaan oksidasi (muatan) pada atom-atom tertentu, bukan pada pergantian atom senyawanya.

Sebagai contoh pada larutan besi dan tembaga(II) sulfat.
Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu

Persamaan ion dari reaksi tersebut.
Fe + Cu2+ → Fe2+ + Cu

Maka terlihat bahwa besi tereduksi:
Fe → Fe2+ + 2e–

Dan tembaga juga tereduksi:
Cu2+ + 2e– → Cu

Reaksi Redoks dalam Bidang Industri dan Biologi

Nah Quipperian! Reaksi redoks bisa ditemukan dalam bidang industri. Letaknya pada pereduksi bijih logam untuk menghasilkan logam. Oksidasi digunakan dalam industri seperti produksi produk pembersih.

Berbeda dengan Biologi, reaksi ini biasanya berlangsung secara simultan, karena sel sebagai tempat berlangsungnya reaksi biokimia, melangsungkan semua fungsi hidup. Biokimia mendorong terjadinya oksidasi terhadap substansi berguna dikenal dalam ilmu pangan dan kesehatan sebagai oksidan zat untuk mencegah aktivitas oksidan disebut antioksidan.

Pada pemaparan sel juga terjadi, contohnya pada glukosa (C6H12O6) menjadi CO2 dan reduksi oksigen menjadi air. Berikut persamaan reaksinya.
C6H12O6 + 6 O2 → 6CO2 + 6 H2o

Proses pernapasan sel sangat bergantung pada reduksi NaD+ menjadi NADH dan reaksi balik juga (oksidasi NADH menjadi NAD+).

Fotosintesis secara esensial merupakan kebalikan dari reaksi redoks pada pernapasan sel seperti reaksi berikut.

6 CO2 + 6 H2O + sinar matahari → C6H12O6 + 6 O2

Yuk, Pelajari 5 Contoh Soal Pelajaran Kimia SMA Kelas 12 Materi Makromolekul dan Pembahasannya Ini!

Sudah cukup mengerti, kan? Semoga berguna ya untuk modal kalian belajar Kimia!

Penulis: Sritopia

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 2

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 3

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 4

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 5

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 6

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 7

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 8

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 9

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

	Sama dengan komponen penyusun	Berbeda dari komponen penyusun	Mempertahankan sifat komponen penyusun
Pemisahan atau penggabungan komponen

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 10

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.

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

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.

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 11