Universitas Indonesia

DAFTAR ISI

Cover………………………………………………………………………………………………1

Daftar Isi…………………………………………………………………………………………2

1.1. Definisi Larutan………………………………………………………………………...31.2. Reaksi Pengendapan ………………………………………………………….........31.3. Reaksi Asam Basa……………………………………………………………………..61.4. Reaksi Redoks…………….……………………………………………………………91.5. Konsentrasi Larutan…………………………………………………………………11

Daftar Pustaka………………………………………………………………………………14

Reaksi Dalam Larutan Berair Page 2

REAKSI DALAM LARUTAN BERAIR

1.1. Definisi Larutan

Larutan adalah campuran homogen yang terdiri dari dua atau lebih zat. Zat yang jumlahnya lebih sedikit di dalam larutan disebut (zat) terlarut atau solut, sedangkan zat yang jumlahnya lebih banyak daripada zat-zat lain dalam larutan disebut pelarut atau solven. Komposisi zat terlarut dan pelarut dalam larutan dinyatakan dalam konsentrasi larutan, sedangkan proses pencampuran zat terlarut dan pelarut membentuk larutan disebut pelarutan atau solvasi.

Contoh larutan yang umum dijumpai adalah padatan yang dilarutkan dalam cairan, seperti garam atau gula dilarutkan dalam air. Gas juga dapat pula dilarutkan dalam cairan, misalnya karbon dioksida atau oksigen dalam air. Selain itu, cairan dapat pula larut dalam cairan lain, sementara gas larut dalam gas lain. Terdapat pula larutan padat, misalnya aloi (campuran logam) dan mineral tertentu.

1.2. Reaksi Pengendapan

Reaksi pengendapan (precipitation reaction) ialah reaksi dimana terdapat suatu produk hasil reaksi yang berupa padatan. Endapan (precipitate) adalah padatan tak terlarut yang terpisah dari larutan. Endapan mungkin berupa Kristal atau koloid dan dapat dikeluarkan dari larutan dengan penyaringan atau pemusingan (centrifuge).

1.2.1. Kelarutan

Suatu hasil campuran dapat mengendap ataupun tidak bergantung dari kelarutan dari zat terlarut. Kelarutan adalah jumlah maksimum zat terlarut yang akan larut dalam sejumlah tertentu pelarut pada suhu tertentu. Kelarutan suatu zat tergantung pada suhu, volume pelarut, dan ukuran zat terlarut. Misalnya, hanya 4,74 g kalium iodat, KIO3 yang larut dalam 100 g air pada 00C. Bila kita tambahkan lebih dari 4,74 g KIO3 ke dalam air pada temperatur tersebut, terdapat kelebihan jumlah KIO3 yang tidak larut. Maka dapat kita katakan bahwa kelarutan KIO3 dalam air pada 00C adalah 4,74 g per 100 g air.

Reaksi Dalam Larutan Berair Page 3

Dalam konteks kualitatif, para ahli kimia membagi zat-zat sebagai dapat larut, sedikit larut, dan tidak larut. Zat dikatakan larut, jika sebagian besar zat tersebut melarut bila ditambahkan air. Semua senyawa ionik merupakan elekrolit kuat, namun daya larutnya berbeda-beda.

Ciri khas kelarutan dari senyawa-senyawa ionik dalam Air pada suhu 25 0C :1. Semua senyawa logam alkali (golongan 1 A) dapat larut.

2. Semua senyawa ammonium (NH4+) dapat larut.

3. Semua senyawa yang mengandung nitrat (NO3-), klorat (ClO3

-), dan perklorat (ClO4

-) dapat larut.

4. Sebagian besar hidroksida (OH-) dapat larut. Pengecualian pada hidroksida logam alkali dan barium hidroksida [Ba(OH)2]. Kalsium hidroksida[Ca(OH)2] sedikit larut.

5. Sebagian besar senyawa yang mengandung klorida (Cl-), bromine (Br-), dan Iodin (I-) dapat larut, kecuali pada senyawa yang mengandung Ag+, Hg2+, dan Pb 2+.

6. Semua karbonat (CO32-), fosfat (PO43

3-), dan sulfida (S2-) tidak dapat larut. Pengecualiannya adalah senyawa-senyawa dari ion logam alkali dan ion ammonium.

7. Sebagian besar sulfat (SO42-) dapat larut. Kalsium sulfat (CaSO4) dan

perak sulfat (AgSO4) sedikit larut. Barium sulfat (BaSO4), Merkuri (II) sulfat (HgSO4) dan timbale (II) sulfat (PbSO4) tidak dapat larut.

Reaksi Dalam Larutan Berair Page 4

KOH(aq) + HCl(aq) KCl(aq) + H2O(l)

2NH3(aq) + H2SO4(aq) (NH4)2SO4(aq)

HNO3(aq) + NaOH(aq) NaNO3(aq) + H2O(aq)

MgCl2(aq) + 2NaOH(aq) Mg(OH)2(s) + 2NaCl(aq)

CaCO3(s) + NaOH(aq) Ca(OH)2(aq) + CO2(aq) + H2O(l)

KOH(aq) + HCl(aq) KCl(aq) + H2O(l)

KI(aq) + AgNO3(aq) AgI(s) + KNO3(aq)

K3PO4(aq) + 3Ca(NO3)2(aq) Ca3(PO4)2(s) + KNO3(aq)

Ba(NO3)(aq) + Na2SO4(aq) BaSO4(s) + 2NaNO3(aq)

CaCO3(s) + 2KCl(aq) CaCl2(aq) + K2CO3(aq)

2Al(s) + 3H2SO4(aq) Al2(SO4)3(aq) + 3H2(g)

Ciri-ciri diatas merupakan ciri sejumlah senyawa yang dikelompokkan sebagai dapat larut dan sukar larut, namun perlu diketahui bahwa senyawa sukar larut sekalipun dapat larut dalam jumlah tertentu.

1.2.2. Persamaan Molekul dan Ionik

Persamaan diatas merupakan persamaan molekul (molecular equation) karena senyawanya ditulis seolah-olah semua spesi berada sebagai molekul atau keseluruhan unit. Reaksi ini berguna untuk memberikan informasi mengenai identitas pereaksi, dalam hal ini adalah Pb(NO3)2 (aq) dan 2NaI(aq). dalam persamaan dituliskan (aq) yang mengindikasikan bahwa zat tersebut merupakan zat dengan fase larutan.

Reaksi Dalam Larutan Berair Page 5

Pb(NO3)2 (aq) + 2NaI(aq) PbI2(s) + 2NaNO3(aq)

Namun dalam kenyataannya Pb(NO3)2 (aq), NaI(aq), dan NaNO3(aq) merupakan senyawa ionic yang bersifat elektrolit kuat. Sehingga dalam larutan, zat tersebut akan terpecah kembali menjadi ion-ion (kation dan anion) pembentuknya. Sehingga untuk terlihat ebih realistis, maka reaksi yang terjadi dituliskan sebagai berikut :

Persamaan diatas menunjukan spesi-spesi yang terlarut dalam bentuk ion-ion bebasnya. Persamaan ini disebut dengan persamaan ionik. (ionic equation). Ion-ion yang tidak terlibat dalam reaksi keseluruhan atau tidak mengalami perubahan selama reaksi disebut dengan ion pendamping (spectator ions). Karena mengalami perubahan selama reaksi maka ion pendamping dapat diabaikan. Sehingga kita dapat menuliskannya dalam persamaan ionic total (net ionic equation) yang hanya menunjukkan spesi-spesi yang benar-benar berperan dalam reaksi :

Berikut ini adalah beberapa tahap untuk merangkum cara penulisan persamaan ionic dan persamaan ionik total :

a) Tuliskan persamaan molekul untuk reaksi yang sudah disetarakan.b) Tulis ulang persamaan dengan menunjukkan ion yang terdisosiasi yang

terbentuk dalam larutan. Asumsikan bahwa semua elektrolit kuat, sehingga saat dilarutkan anion dan kation terpisah sempurna.

c) Identifikasi dan abaikan ion-ion pendamping yang tidak mengalami perubahan dalam reaksi untuk memperoleh reaksi total.

1.3. Reaksi Asam BasaAsam dan Basa merupakan dua golongan zat kimia yang sangat penting dalam kehidupan sehari-hari. Berkaitan dengan sifat asam Basa, larutan dikelompokkan dalam tiga golongan, yaitu bersifat asam, bersifat basa, dan bersifat netral

1.3.1. Teori asam basa Arrhenius.Asam ialah senyawa yang dalam larutannya dapat menghasilkan ion H+.Basa ialah senyawa yang dalam larutannya dapat menghasilkan ion OH-.Contoh:

Reaksi Dalam Larutan Berair Page 6

Pb2+(aq) + NO3- (aq) + 2Na+(aq) + 2I- (aq) PbI2(s) + 2Na+(aq) + 2NO3

-(aq)

Pb2+(aq) + NO3-(aq) + 2Na+(aq) + 2I- (aq) PbI2(s) + 2Na+(aq) + 2NO3

-(aq)

Pb2+(aq) + 2I- (aq) PbI2(s)

1) HCl(aq)      H+(aq) + Cl-(aq)2) NaOH(aq)   Na+(aq) + OH-(aq)

1.3.2. Teori asam basa Bronsted – Lowry .

Asam adalah donor proton (ion hidrogen).Basa adalah akseptor proton (ion hidrogen).

Teori Bronsted-Lowry tidak berlawanan dengan teori Arrhenius – Teori Bronsted-Lowry merupakan perluasan teori Arrhenius. Ion hidroksida tetap berlaku sebagai basa karena ion hidroksida menerima ion hidrogen dari asam dan membentuk air.

Asam menghasilkan ion hidrogen dalam larutan karena asam bereaksi dengan molekul air melalui pemberian sebuah proton pada molekul air.Ketika gas hidrogen klorida dilarutkan dalam air untuk menghasilkan asam hidroklorida, molekul hidrogen klorida memberikan sebuah proton (sebuah ion hidrogen) ke molekul air. Ikatan koordinasi (kovalen dativ) terbentuk antara satu pasangan mandiri pada oksigen dan hidrogen dari HCl.

Menghasilkan ion hidroksonium, H3O+.Ketika asam yang terdapat dalam larutan bereaksi dengan basa, yang berfungsi sebagai asam sebenarnya adalah ion hidroksonium. Sebagai contoh, proton ditransferkan dari ion hidroksonium ke ion hidroksida untuk mendapatkan air.

Tampilan elektron terluar, tetapi mengabaikan elektron pada bagian yang

lebih dalam:

Adalah sesuatu hal yang penting untuk mengatakan bahwa meskipun anda berbicara tentang ion hidrogen dalam suatu larutan, H+

(aq), sebenarnya anda sedang membicarakan ion hidroksonium.

Pasangan konjugasi

Ketika hidrogen klorida dilarutkan dalam air, hampir 100% hidrogen klorida bereaksi dengan air menghasilkan ion hidroksonium dan ion klorida. Hidrogen klorida adalah asam kuat, dan kita cenderung menuliskannya dalam reaksi satu arah:

Reaksi Dalam Larutan Berair Page 7

Pada faktanya, reaksi antara HCl dan air adalah reversibel, tetapi hanya sampai pada tingkatan yang sangat kecil. Supaya menjadi bentuk yang lebih umum, asam dituliskan dengan HA, dan reaksi berlangsung reversibel.

Perhatikan reaksi ke arah depan:

HA adalah asam karena HA mendonasikan sebuah proton (ion hidrogen) ke air.

Air adalah basa karena air menerima sebuah proton dari HA.

Akan tetapi ada juga reaksi kebalikan antara ion hidroksonium dan ion A-:

H3O+ adalah asam karena H3O+ mendonasikan sebuah proton (ion hidrogen) ke ion A-.

Ion A- adalah basa karena A- menerima sebuah proton dari H3O+.

Reaksi reversibel mengandung dua asam dan dua basa. Kita dapat menganggapnya berpasangan, yang disebut pasangan konjugasi.

Ketika asam, HA, kehilangan sebuah proton asam tersebut membentuk sebuah basa A-. Ketika sebuah basa, A-, menerima kembali sebuah proton, basa tersebut kembali berubah bentuk menjadi asam, HA. Keduanya adalah pasangan konjugasi.

Contoh yang kedua mengenai pasangan konjugasi

Berikut ini adalah reaksi antara amonia dan air yang telah kita lihat sebelumnya:

Hal pertama yang harus diperhatikan adalah forward reaction terlebih dahulu. Amonia adalah basa karena amonia menerima ion hidrogen dari air. Ion amonium adalah asam konjugasinya – ion amonium dapat melepaskan kembali ion hidrogen tersebut untuk membentuk kembali amonia.

Air berlaku sebagai asam, dan basa konjugasinya adalah ion hidroksida. Ion hidroksida dapat menerima ion hidrogen untuk membentuk air kembali.

Reaksi Dalam Larutan Berair Page 8

Perhatikanlah hal ini pada tinjauan yang lain, ion amonium adalah asam, dan amonia adalah basa konjugasinya. Ion hidroksida adalah basa dan air adalah asam konjugasinya.

Zat amfoter

Salah satu dari dua contoh di atas, air berperilaku sebagai basa, tetapi di lain pihak air berperilaku sebagai asam.

Suatu zat yang dapat berperilaku baik sebagai asam atau sebagai basa digambarkan sebagai amfoter.

1.3.3. Teori asam basa Lewis.

Asam adalah akseptor pasangan elektron. Basa adalah donor pasangan elektron.

BF3 berperilaku sebagai asam Lewis melalui penerimaan pasangan elektron mandiri milik nitrogen dan NH3 berperilaku sebagai basa Lewis karena member donor PEB pada BF3.

1.4. Reaksi Redoks

Redoks (singkatan dari reaksi reduksi/oksidasi) adalah istilah yang menjelaskan berubahnya bilangan oksidasi (keadaan oksidasi) atom-atom dalam sebuah reaksi kimia.

Hal ini dapat berupa proses redoks yang sederhana seperti oksidasi karbon yang menghasilkan karbon dioksida, atau reduksi karbon oleh hidrogen menghasilkan

Reaksi Dalam Larutan Berair Page 9

metana(CH4), ataupun ia dapat berupa proses yang kompleks seperti oksidasi gula pada tubuh manusia melalui rentetan transfer elektron yang rumit.

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

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

ion.

Walaupun cukup tepat untuk digunakan dalam berbagai tujuan, penjelasan di atas tidaklah persis benar. Oksidasi dan reduksi tepatnya merujuk pada perubahan bilangan oksidasi karena transfer elektron yang sebenarnya tidak akan selalu terjadi. Sehingga oksidasi lebih baik didefinisikan sebagai peningkatan bilangan oksidasi, dan reduksi sebagai penurunan bilangan oksidasi. Dalam prakteknya, transfer elektron akan selalu mengubah bilangan oksidasi, namun terdapat banyak reaksi yang diklasifikasikan sebagai "redoks" walaupun tidak ada transfer elektron dalam reaksi tersebut (misalnya yang melibatkan ikatan kovalen).

1.4.1. Bilangan Oksidasi

1) Atom dalam unsur atau molekul bebas mempunyai biloks sama dengan nol.

2) Atom O mempunyai biloks = -2, kecuali:a. Dalam senyawa OF2, biloks O = +2b. Dalam peroksida H2O2 dan Na2O2, biloks O = -1c. Dalam superoksida KO2, biloks O = -1/2

3) Atom H umumnya memiliki biloks = +1, kecuali dalam senyawa hidrida NaH dan BaH2, biloks H = -1

4) Atom F dalam senyawanya selalu memiliki biloks = -1 5) Atom logam alkali (IA) dan alkali tanah (IIA) mempunyai biloks dalam

senyawanya masing-masing +1 dan +26) Atom halogen dlam senyawa biner (KI, MgBr2 dan NaCl) mempunyai

biloks =-17) Atom-atom unsur logam dalam senyawanya mempunyai biloks sama

dengan valensinya. Contohnya, Fe dalam FeCl3 = +3 dan AgNO3 = +18) Jumlah biloks seluruh atom dalam molekul netral sama dengan nol 9) Jumlah biloks seluruh atom dalam ion sama dengan muatannya.

Contohnya, jumlah biloks Cr dan O dalam CrO42- adalah -2

1.4.2. Oksidasi Reaksi antara suatu zat dengan oksigen Peristiwa pelepasan elektron Peristiwa kenaikkan bilangan oksidasi

S(g) + O2(g) à SO2(g) H2S(g) à 2H+

(aq) + S(s) + 2e-

1.4.3. Reduksi

Reaksi suatu zat dengan hydrogen

Reaksi Dalam Larutan Berair Page 10

Perisiwa pengikatan elektron Peristiwa penurunan bilangan oksidasi

C2H4O(aq) + H2(g) à C2H6O(aq) Cu2+

(aq) + 2e- à Cu(s)

Reaksi Dalam Larutan Berair Page 11

1.4.4. Oksidator

Zat yg menjalankan reaksi oksidasi Dengan cara mengikat e- Oksidator akan tereduksi

Beberapa oksidator dan perubahannya:

Nama Oksidator Perubahan

Ion hidrogen (H+) 2H+(aq) + 2e- à H2(g)

Ion logam (Lx+) Lx+ + xe- à L

Batu Kawi (MnO2) MnO2(s) + 4H+(aq) + 2e- à Mn2+

(aq) + H2O(l)

1.4.5. Reduktor

Zat yg menjalankan reaksi reduksi Dengan cara memberikan e- Reduktor akan teroksidasi

Beberapa reduktor dan perubahannya:

Nama Reduktor Perubahannya

Ion halida X- (Cl-, Br-, I-) 2X-(aq) à X2(g) + 2e-

Atom logam (L) L à Lx+ + xe-

Hidrogen sulfida (H2S) H2S(g) à S(s) + 2H+(aq) + 2e-

1.5. Konsentrasi Larutan

Konsentrasi larutan adalah jumlah zat terlarut yang terdapat didalam sejumlah tertentu pelarut atau larutan. Konsentrasi larutan pada umumnya dapat dinyatakan dalam satuan Molaritas (Molarity)(M) atau konsentrasi molar, yaitu jumlah mol suatu zat terlarut dalam 1 liter pelarut.

Reaksi Dalam Larutan Berair Page 12

Molaritas dapat dinyatakan dengan :

M=Molaritas=mol zat terlautliter larutan

…………(1)

Konsentrasi merupakan sifat intensif suatu zat karena jumlahnya tidak bergantung pada berapa banyak larutan yang ada.

Contoh soal :Berapakah molaritas 9.8 gram H2SO4 (Mr= 98) dalam 250 ml larutan ?

Molaritas= grmr

×1000v (ml)

,maka…

M H 2SO 4= 9.8 gr98 gr /mol

×1000250ml

M H 2SO 4=0.4M

1.5.1. Pembuatan Larutan jika diketahui molaritasnya.

Prosedur untuk menyiapkan larutan yang molaritasnya adalah sebagi berikut :a. Timbang secara akurat zat terlarut, lalu masukkan kedalam labu

volumetrik dengan bantuan corong.b. Tambahkan air kedalam labu, lalu goyang perlahan untuk melarutkan

padatan.c. Setelah padatan larut, tambahkan kembali air hingga mencapai tepat

batas volume.d. Dengan mengetahui volume larutan serta berat zat terlarut, kita dapat

menghitung molaritas dengan menggunakan persamaan 1.

1.5.2. Pengenceran Larutan.

Pengenceran (dilution) ialah prosedur untuk menyiapkan larutan yang kurang pekat dari larutan yang lebih pekat. Prinsip yang dipergunakan ialah jumlah mol zat terlarut selalu tetap. Jadi, didalam larutan yang pekat maupun yang kurang pekat akan ditemukan jumlah mol zat terlarut yang sama. Sehingga :

Reaksi Dalam Larutan Berair Page 13

Jumlahmol sebelum pengenceran=Jumlahmol setelah pengenceran………… (2)

Seperti yang kita ketahui bahwa ,

n= jumlah gramterlarutmr

dan M= nVolume Pelarut

n=M×V

Maka, persamaan 2 berubah menjadi :

nawal=n akhirMawal ×Vawal=Makhir×Vakhir

Dengan Mawal adalah konsentrasi awal dan Makhir adalah konsentrasi akhir dalam molaritas dan Vawal dan Vakhir merupakan Volume awal dan Volume akhir dalam stuan yang sama.

Contoh soal : Dilaboratorum siswa akan membuat suatu larutan asam sulfat (H2SO4) 0,12 M sebanyak 1 Liter dari larutan asam sulfat 6 M. Berapa banyak larutan asam sulfat 6 M yang dibutuhkan dan berapa air yang harus ditambahkan ?

Volume H2SO4 awal :

nawal=n akhir

Mawal ×Vawal=Makhir×Vakhir

6M ×Va=0.12M ×1 L

Va=0.12M×1L6M

=0.02 L

Jumlah air yang harus ditambah :

V akhir=V awal+V airV air=V akhir−V awal

Vair=1L−0.02 LV air=0.08 L

Jadi untuk mengencerkan 6M H2SO4 0.02 L menjadi 0.12 M, maka kita harus menambahkan air sebanyak 0.08 L.

Reaksi Dalam Larutan Berair Page 14

Daftar Pustaka

1. Chang, Raymond (2004). General Chemistry : The Essenstial Concepts. Ed. ke-3. Jakarta:

Penerbit Erlangga. (Hal 90-99)

2. McMurry, John and Fay, Robert C. (2001). Chemistry. 3rd ed. New Jersey: Prentice Hall. (Hal

3. http://www.chem-is-try.org/materi_kimia/kimia_dasar/asam_dan_basa/jenis-jenis-larutan/

4. http://kambing.ui.ac.id/bebas/v12/sponsor/Sponsor-Pendamping/Praweda/ Kimia/0192%20Kim%202-3a.htm

Reaksi Dalam Larutan Berair Page 15