Bab I

Pendahuluan

A. Latar Belakang

Reaksi kimia adalah suatu proses alam yang selalu menghasilkan perubahan senyawa kimia. Senyawa ataupun senyawa-senyawa awal yang terlibat dalam reaksi disebut reaktan. Reaksi kimia biasanya dikarakterisasikan dengan perubahan kimiawi, dan akan menghasilkan satu atau lebih produk yang biasanya memiliki ciri-ciri yang berbeda dari reaktan.

Air adalah senyawa yang penting bagi semua bentuk kehidupan. Air sering disebut sebagai pelarut universal, karena air melarutkan banyak zat kimia. Air berada dalam kesetimbangan dinamis antara fase cair dan padat di bawah tekanan dan temperature standar.

Berbagai reaksi kimia dalam larutan air antara lain adalah reaksi metatesis, dan reaksi redoks.

Reaksi metatesis adalah reaksi pertukaran ion dari dua buah elektrolit pembentuk garam. Reaksi ini juga disebut sebagai reaksi perpindahan rangkap menyangkut suatu larutan dan pertukaran dari kation dan anionnya.

Reaksi redoks (reduksi-oksidasi) adalah istilah yang menjelaskan berubahnya bilangan oksidasi atom-atom dalam sebuah reaksi kimia. Reaksi redoks dalam larutan air sangat penting dalam penerapan lingkungan air alamia dan air buangan.

Stoikiometri (stoi-kee-ah-met-tree) merupakan bidang dalam ilmu kimia yang menyangkut hubungan kuantitatif antara zat-zat yang terlibat dalam reaksi kimia, baik sebagai pereaksi maupun sebagai  hasil reaksi. Stoikiometri juga menyangkut perbandingan atom antar ymbol-unsur dalam suatu rumus kimia, misalnya perbandingan atom H dan atom O dalam molekul H2O. Prinsip stoikiometri dapat digunakan pada zat-zat berupa ion dan reaksi dalam larutan.

1

B. TujuanAdapun tujuan dari penulisan makalah ini antara lain:

1. Mengetahui jenis-jenis reaksi kimia dalam larutan air2. Mengetahui dan memahami jenis-jenis reaksi metatesis3. Mengetahui dan memahami reaksi redoks dalam larutan air4. Memahami penerapan prinsip stoikiometri pada reaksi kimia dalam larutan

air

2

Bab II

Pembahasan

A. Reaksi Metatesis

Reaksi metatesis adalah reaksi pertukaran ion dari dua buah elektrolit pembentuk garam. Reaksi ini juga disebut sebagai reaksi perpindahan rangkap menyangkut suatu larutan dan pertukaran dari kation dan anionnya. Contohnya adalah reaksi antara perak nitrat dan natrium klorida. Untuk ini, dapat kita tulis persamaan molekuler, ion, dan hasil akhir persamaan ionnya

Persamaan molekuler

Ag(NO)3(aq) + NaCl(aq) → AgCl(s) + NaNO3(aq)

Persamaan ion

Ag+(aq) + NO3-(aq) + Na+(aq) + Cl-(aq) → AgCl(s) + Na+(aq) + NO3

-(aq)

Hasil akhir persamaan ion

Ag+(aq) + Cl-(aq) → AgCl(s)

Terbentuk endapan AgCl. Pembentukan endapan adalah salah satu dari tiga gaya pendukung dalam reaksi metatesis. Hasil akhir persamaan ion juga didapat apabila salah satu hasil reaksi adalah suatu elektrolit lemah atau gas.

Reaksi Pengendapan

Prinsipnya, apabila kita mengetahui kelarutan dari semua senyawa yang akan terbentuk antara kation-kation dan anion-anion, berdasarkan pembentukan endapan dapat diperkirakan terjadi atau tidaknya reaksi kimia.

Memperkirakan reaksi metatesis berdasarkan kelarutan zat tidak semudah yang diperkirakan. Ini disebabkan tidak ada perbedaan yang jelas antara senyawa yang larut dan tidak larut. Memang betul, zat semacam natrium klorida mudah larut dalam air dan zat seperti perak klorida tidak larut. Namun, antara kedua zat ini ada senyawa-senyawa seperti PbCl2 dan AgCl2H3O2 yang kelarutannya berada di antaranya. Oleh sebab itu, kedua zat tersebut dikatakan sebagai zat yang sebagian larut atau sedikit larut.

Terbentuk atau tidaknya endapan suatu garam apabila larutan-larutan reaktan dicampurkan tergantung dari konsentrasi-konsentrasi ion-ion yang membentuk garam

3

tersebut. Apabila konsentrasi dari ion adalah 0,01 M atau lebih besar, maka garam yang hanya sedikit larut pun akan mengendap sehingga hasil reaksi akan kelihatan. Jadi, reaksi dapat kita perhatikan apabila konsentrasi dari larutan reaktannya cukup tinggi.

Aturan Kelarutan

Garam-garam yang larut 1. Semua garam dari logam alkali larut2. Semua garam dari ion ammonium (NH4

+) larut3. Semua garam dari anion berikut ini larut: ion nitrat (NO3

-), ion klorat (ClO3-), ion

perklorat (ClO4-), dan ion asetat (C2H3O2

-).

Garam-garam yang umumnya larut dengan beberapa pengecualian

4. Semua klorida, bromida, dan ionida larut kecuali dari Ag+, Pb2+, dan Hg22+.

(Perhatikan bahwa air raksa dengan bilangan oksidasi +1 berada sebagai ion di atom Hg2

2+)5. Semua sulfat (SO4

2-) larut kecuali dari Ca2+, Sr2+, Ba2+, dan Pb2+.

Garam-garam yang umumnya tidak larut dengan beberapa pengecualian

6. Semua oksida logam tidak larut, kecuali oksida logam alkali Ca2+, Sr2+, dan Ba2+. Ingat bahwa oksida loga, adalah anhidrida basa yang apabila bereaksi dengan air akan memberikan ion hidroksida.

O2- + H2O → 2OH-

Oleh sebab itu, oksida logam yang larut apabila bereaksi dengan air, dalam larutan akan menghasilkan hidroksidanya. Misalnya,

CaO(s) + H2O → Ca2+(aq) + 2OH-(aq)

7. Semua hidroksida tidak larut, kecuali hidroksida dari logam alkali, Ca2+, Sr2+, dan Ba2+.

8. Semua karbonat (CO32-), fosfat (PO4

3-), sulfide (S2-),dan sulfit (SO32-) tidak larut,

kecuali dari ion NH4+ dan logam alkali (Tentu saja kekecualian ini sudah diketahui

karena telah diketahui bahwa semua garam ammonium dan garam logam alkali adalah larut).

4

Reaksi menghasilkan elektrolit lemah

Dalam tiap larutan elektrolit lemah, hanya sebagian kecil dari zat terlarutnya akan terdisosiasi (terionisasi). Larutan tersebut lebih banyak berada dalam molekul daripada bentuk ion. Misalnya, dalam larutan asam asetat 1 M hanya kira-kira 0,42% dari asam berbentuk sebagai ion H+ dan ion C2H3O2

-, berarti 99,58% berada dalam bentuk molekul HC2H3O2 dalam larutan. Seperti Anda ketahui, hal ini disebabkan oleh kecenderungan molekul HC2H3O2 bereaksi dengan air, untuk membentuk ion sangat sedikit, padahal kecenderungan dari ion-ionnya untuk saling bereaksi membentuk molekul sangat kuat. Akibatnya, laju reaksi kebalikan berada dalam kesetimbangan

HC2H3O2(aq) ↔ H+(aq) + C2H3O2-(aq)

hanya dapat setara apabila lebih banyak C2H3O2 yang berbentuk molekul.

Apabila kita mencampur ion H+ dan ion C2H3O2- dalam jumlah yang banyak dalam

suatu larutan, akan terjadi keadaan yang tidak stabil. Tidak ada sama sekali molekul HC2H3O2 sehingga ion-ionnya akan bergabung membentuk molekul dengan laju yang lebih tinggi daripada terbentuknya ion-ion. Oleh karena itu, dalam waktu singkat hampir semua ion akan hilang diganti oleh molekul asam.Gaya pendorong reaksi ini—penyebab terjadinya reaksi—adalah penurunan jumlah ion yang terjadi apabila dua macam reaktan yang terdisosiasi sempurna (elektrolit kuat) akan membentuk hasil yang hanya terdisosiasi sebagian.Salah satu macam reaksi penting yang terjadi dalam larutan ini yang membentuk suatu elektrolit lemah adalah reaksi netralisasi asam-basa. Reaksi ini seperti Anda ketahui melibatkan pembentukan air, suatu elektrolit yang sangat lemah. Dalam larutan HCl dan NaOH yang dicampur, hasil persamaan ion untuk netralisasinya adalah

H+(aq) + OH-(aq) → H2O

Air merupakan elektrolit yang lemah sekali sehingga pembentukannya dapat menyebabkan oksida-oksida yang tidak larut menjadi larut dalam asam dan asam lemah untuk bereaksi dengan basa.

Reaksi yang menghasilkan gas

Dalam beberapa hal, molekul zat yang terbentuk dalam suatu reaksi metatesis dapat berupa zat yang tidak larut dalam air, gas, atau zat yang mengurai dan akan menguap sebagai gas. Misalnya, apabila HCl ditambahkan pada larutan Na2S, salah satu hasilnya adalah elektrolit lemah H2S. Akan tetapi, H2S adalah suatu gas yang kelarutannya

5

dalam air kecil sehingga gas ini akan menguap keluar dari campuran reaksi. Persamaan reaksi molekulernya adalah

2HCl(aq) + Na2S(aq) → H2S(g) +2NaCl(aq)

Hasil persamaan ionnya adalah

2H+(aq) + S2-(aq) → H2S(g)

Contoh lain adalah reaksi antara HCl dan Na2CO3 yang akan menghasilkan elektrolit lemah H2CO3. Asam karbonat pada konsentrasi tinggi tidak stabil dan mudah terurai menjadi CO2 dan H2O. Karbon dioksida tidak begitu larut dalam air, akan menguap sebagai gas.

Daftar gas-gas yang dikeluarkan pada reaksi metatesis

Diantara gas-gas tersebut yang perlu diperhatikan adalah ammonia. Kelarutan ammonia dalam air sangatlah besar sehingga apabila yang terbentuk hanya sedikit, sangatlah sedikit sekali yang meninggalkan larutan. Namun, keberadaannya mudah sekali diketahui karena baunya yang menyengat akan tercium walaupun hanya sedikit yang menguap.

B. Reaksi Redoks dalam Larutan

6

Gas Reaksi yang khas pada pembentukannyaCO2 Na2CO3 + 2HCl → H2CO3 + 2NaCl

H2CO3 → H2O + CO2(g)Hasil akhir: CO3

2- + 2H+ → CO2(g) + H2OSO2 Na2SO3 + 2HCl → H2SO3 + 2NaCl

H2SO3 → H2O + SO2(g)Hasil akhir: SO3

2- + 2H+ → H2O + SO2(g)NH3 NH4Cl + NaOH → NH3(g) + H2O + NaCl

Hasil akhir: NH4+ + OH- → NH3(g) + H2O

H2S Na2S + 2HCl → H2S(g) + 2NaClHasil akhir: S2- + 2H+ → H2S(g)

NONO2

NaNO2 + HCl → HNO2 + NaCl2HNO2 → H2O + NO2(g) + NO(g)Hasil akhir: 2NO2

- + 2H+ → H2O + NO2(g) + NO(g)

Metode ion-elektron

Metode ion-elektron didasarkan pada prinsip pemisahan dan penyatuan. Persamaannya dibagi menjadi dua bagian yang lebih sederhana yang dinamakan reaksi setengah dan diseimbangkan secara terpisah kemudian disatukan kembali untuk mendapatkan hasil akhir reaksi kesetimbangan ionnya.

Reaksi yang menghasilkan ion H+ atao OH-

Pada banyak reaksi redoks dalam larutan air, ion H+ atau ion OH- akan dipakai atau dihasilkan. Reaksi-reaksi ini melibatkan air sebagai Reaktan atau hasil reaksi. Ion-ion H+ dan OH- bukan saja berperan sebagai Reaktan atau hasil reaksi dalam berbagai reaksi, tetapi keberadaannya atau ketidakadaannya dapat mempengaruhi hasil reaksi yang terjadi. Apabila kita mengerjakan suatu reaksi redoks, kita harus mengetahui keasaman dan kebasaan larutannya.

Apabila kita menggunakan metode ion-elektron untuk membuat setimbang persamaan, tidak perlu diketahui apakah ion H+ atau OH- berlaku sebagai Reaktan atau hasil reaksi, atau air akan dipakai atau dihasilkan oleh reaksi. Anda hanya perlu mengetahui apakah reaksi terjadi dalam suasana asam atau basa. Dari hasil kesetimbangan persamaan akan diketahui ion-ion mana yang akan terlibat.

Reaksi yang terjadi dalam larutan suasana asam

Dalam larutan yang suasananya asam, dua macam zat utama adalah H2O dan H+. Zat-zat ini dapat digunakan pada cara ion-elektron untuk menolong membuat setimbang atom-atom hydrogen dan oksigen pada reaksi setengah. Pendekatan umumnya sama seperti yang dilakukan pada saat membuat setimbang persamaan antara reaksi Sn2+, Hg2+, dan Cl-. Reaksinya sangat berurutan dan dapat dipecah menjadi beberapa langkah:

Langkah-langkah pada metode ion-elektron untuk larutan dalam suasana asam1. Bagi kerangka persamaan dalam dua reaksi setengah.2. Setimbangkan atom-atom yang ada, selain oksigen dan hydrogen.3. Setimbangkan oksigen dalam reaksi setengah ini dengan menambahkan

molekul air pada sisi yang memerlukan atom oksigen. Tambahkan satu molekul H2O tiap satu oksigen yang diperlukan.

7

4. Setimbangkan atom hydrogen pada tiap reaksi setengah dengan menambahkan ion H+ pada sisi yang memerlukan hydrogen. Tambahkan satu atom H+ untuk tiap hydrogen yang diperlukan.

5. Setimbangkan muatan pada tiap reaksi setengah dengan menambahkan electron pada sisi yang sesuai.

6. Kalikan tiap reaksi setengah dengan factor yang sesuai agar jumlah ymboly yang diterima sama dengan yang diberikan.

7. Jumlah kedua reaksi setengah.8. Hilangkan semua yang sama pada kedua persamaan reaksi.

Contoh:

Cl- + MnO4- → Cl2 + Mn2+ (larutan asam)

Langkah 1. Bagi persamaan dalam dua reaksi setengah

Cl- → Cl2

MnO4- → Mn2+

Langkah 2. Setimbangkan atom-atom selain H dan O Pada reaksi setengah pertama diletakan koefisien 2 di depan atom Cl-. Pada reaksi kedua hal itu tidak perlu.

2Cl- → Cl2

MnO4- → Mn2+

Langkah 3. Setimbangkan oksigen dengan menambahkan H2O pada sisi yang memerlukan O. Pada reaksi setengah kedua ada 4 oksigen di kiri, sedangkan di kanan tidak ada. Oleh karena itu, ditambahkan 4H2O pada reaksi kanan, maka oksigen akan setimbang.

2Cl- → Cl2

MnO4- →Mn2+ + 4H2O

Langkah 4. Setimbangkan hydrogen dengan menambahkan ion H+ pada sisi yang memerlukan hydrogen. Sisi kanan dari reaksi setengah kedua mempunyai jumlah hydrogen 8,sedangkan sisi kiri tidak ada. Oleh sebab itu, ditambahkan 8H+

di sisi kiri reaksi (Jangan lupa menuliskan tanda + pada ion hydrogen).

2Cl- → Cl2

8H+ + MnO4- → Mn2+

+ 4H2O

Sekarang semua atom telah seimbang

8

Langkah 5. Setimbangkan muatan dengan menambahkan electron. Pada reaksi pertama, reaksi sebelah kanan harus ditambah 2e-. Pada reaksi setengah kedua harus ditambah 5e- ( Sebelum ditambah electron, muatan akhir sisi kiri adalah 7+ dan sisi kanan 2+. Agar sama harus ditambah 5e- di sebelah kiri).

2Cl- → Cl2 + 2e-

5e- + 8H+ + MnO4- → Mn2+ + 4H2O

Langkah 6. Buat electron yang diterima sama dengan yang diberikan. Ini dapat dilakukan dengan mengalikan seluruh reaksi setengah pertama dengan 5 dan setengah reaksi kedua dengan 2. Jadi, ada 10e-

yang diterima dan diberikan.

5(2Cl- → Cl2 + 2e-)2(5e- + 8H+ + MnO4

- → Mn2+ + 4H2O)

Langkah 7. Jumlahkan kedua reaksi setengah. Apabila kita melakukan ini, electron akan hilang karena jumlah yang diterima sudah kita samakan dengan yang diberikan.

5(2Cl- → Cl2 2e-)2(5e- + 8H+ + MnO4

- → Mn2+ + 4H2O) 10Cl- + 16H+ + 2MnO4

- → 5Cl2 + 2Mn2+ + 8H2O

Langkah 8. Hilangkan segala sesuatu yang sama di kedua pihak. Dalam hal ini tidak ada yang harus dihilangkan sehingga sudah selesai dan persamaan reaksi yang sudah setimbang adalah

10Cl- + 16H+ + 2MnO4- → 5Cl2 + 2Mn2+ + 8H2O

Reaksi redoks dalam larutan suasana basa

Dalam suasana basa yang berperan adalah H2O dan OH-, maka zat-zat ini harus dipakai untuk membuat persamaan setimbang. Cara yang paling sederhana adalah pertama-tama membuat setimbang reaksi seperti pada suasana asam, kemudian lakukan cara-cara seperti berikut ini.Misalkan membuat setimbang reaksi setengah berikut ini dalam suasana basa.

Pb → PbO

Mula-mula setimbangkan seolah-olah terjadi pada suasana asam

H2O + Pb → PbO + 2H+ + 2e-

Untuk mengubah ke suasana basa, ikuti langkah berikut:

9

Langkah 1. Untuk tiap ion H+ yang harus dihilangkan dari persamaan, tambahkan ion OH- pada kedua sisi persamaan. Dalam contoh ini, kita harus menghilangkan 2H+, maka ditambahkan 2OH- pada tiap sisi. Jadi:

H2O + Pb + 2OH- → PbO + 2H+ + 2OH- + 2e-

Langkah 2. Gabungkan H+ dan OH- menjadi H2O. di sebelah ymboly 2H+ dan 2OH-

yang akan menjadi 2H2O.

H2O + Pb + 2OH- → PbO + 2H2O + 2e-

Langkah 3. Hilangkan H2O yang ada pada kedua belah sisi. Dapat dihilangkan satu molekul H2O pada tiap sisi. Jadi, reaksi setengah yang setimbang dalam suasana basa adalah:

Pb + 2OH- → PbO + H2O +2e-

Beberapa zat oksidator yang biasa dipakai

Tiga oksidator yang umum dipakai di laboratorium adalah ion permanganat (MnO4-),

ion kromat (CrO42-), dan ion dikromat (Cr2O7

2-).

Ion permanganate, berwarna ungu. Umumnya ion permanganate terdapat sebagai garam KmnO4 yang berwarna hitam keunguan. Bila berfungsi sebagai oksidator, maka unsure mangan yang mempunyai bilangan oksidasi +7 akan direduksi. Namun, dalam keadaan oksidasi, Mn pada hasil reaksi tergantung dari keasaman larutan. Apabila reduksi terjadi pada larutan dengan suasana asam kuat, ion mangan akan direduksi menjadi ion Mn2+ yang hampir tidak berwarna, menurut reaksi setengah

8H+(aq) + MnO4-(aq) + 5e-→ Mn2+(aq) + 4H2O

Apabila reaktan atau hasil reaksi pada reaksi redoks mempunyai warna yang muda atau sama sekali tidak berwarna, maka warna dari KmnO4 akan memberikan perubahan warna yang jelas sekali.

Apabila ion permanganate direduksi dalam suasana netral atau basa lemah, hasil reaksi umumnya berupa mangan dioksida (MnO2). Reaksi setengah untuk reduksi ini adalah

2H2O + MnO4-(aq) + 3e- → MnO2(s) + 4OH-(aq)

Ion kromat dan ion dikromat, mengandung krom dengan bilangan oksidasi +6 yang dapat saling diubah dengan menyesuaikan keasaman dari larutan. Apabila suatu larutan

10

mengandung ion kromat yang berwarna kuning dibuat asam, maka ion CrO42- akan

diubah menjadi Cr2O72- yang berwarna merah orange.

2CrO42-(aq) + 2H+(aq) → Cr2O7

2-(aq) + H2O

ion kromat ion dikromat

Sebaliknya, apabila larutan yang mengandung ion dikromat dibuar basa, maka ion Cr2O7

2- akan diubah menjadi CrO42-.

Cr2O72-(aq) + 2OH-(aq) → 2CrO4

2-(aq) + H2O

Oleh karena reaksi tersebut, ketika digunakan dalam suasana asam, oksidator yang aktif adalah Cr2O7

2-. Namun apabila suasananya basa, maka oksidatornya adalah CrO4

2-.

Apabila ion-ion ini bekerja sebagai oksidator, maka krom akan direduksi sehingga bilangan oksidasinya menjadi +3. Akan tetapi, rumus dari hasil ini tergantung suasana asam dan basa larutan tersebut.

Suasana asam, krom akan direduksi menjadi ion Cr3+

6e- + 14H+(aq) + Cr2O72-(aq) → 2Cr3+(aq) + 7H2O

Suasana basa lemah, krom akan direduksi menjadi Cr(OH)3 yang tidak larut.

3e- + 4H2O + CrO42-(aq) → Cr(OH)3(s) + 5OH-(aq)

Suasana basa kuat, krom akan direduksi menjadi ion CrO2- (ion kromit).

3e- + 2H2O + CrO42-(aq) → CrO2

-(aq) + 4OH-(aq)

Beberapa zat reduktor yang biasa dipakaiUmumnya, apabila suatu reaksi redoks dilakukan pada larutan. Reduktor yang dipilih adalah yang larut dalam air, sehingga dapat bereaksi dengan oksidator dalam lingkungan yang homogen. Reduktor yang umum dipakai antara lain adalah ion sulfit (SO3

2-), ion bisulfit (HSO3-), dan ion tiosulfat (S2O3

2-).

Sulfit dan bisulfit, garam-garam yang mengandung ion-ion ini, biasanya dipakai sebagai reduktor yang sesuai. Anionnya didapat dari netralisasi asam sulfit (H2SO3) sebagian atau seluruhnya.

11

Apabila ion-ion sulfit atau bisulfit dioksidasi hasilnya adalah ion sulfat. Apabila suasananya basa, maka reaktannya menjadi SO3

2-, baik zat asalnya mengandung ion sulfit ataupun bisulfit. Hal ini disebabkan karena ion bisulfit sendiri sedikit asam sehingga dengan adanya basa akan dinetralisasi menjadi SO3

2-. Sebaliknya, apabila larutan suasananya asam, maka bentuk reaktannya adalah HSO3

- dan H2SO3. Proton dipaksakan diterima oleh ion SO3

2- dan jumlah H+ yang masuk tergantung dari keasaman campuran.

Oksidasi ion bisulfit dalam larutan suasana asam mengikuti reaksi setengah berikut:

HSO3-(aq) + H2O → SO4

2-(aq) + 3H+(aq) +2e-

Oksidasi dari ion sulfit dalam suasana basa mengikuti reaksi setengah berikut:

SO32-(aq) + 2OH-(aq) → SO4

2-(aq) + H2O + 2e-

Ion tiosulfat, apabila direaksikan dengan suatu oksidator kuat, maka S2O32- akan

teroksidasi menjadi ion sulfat. Misalnya, apabila gas klor dialirkan pada larutan Na2S2O3 maka akan terjadi reaksi:

4Cl2(aq) + S2O32-(aq) + 5H2O → 8Cl-(aq) + 2SO4

2-(aq) + 10H+(aq)

Reaksi ini menyebabkan S2O32- mengikat gas Cl2 yang mungkin akan terlepas ke udara.

Reaksi penting lain dari tiosulfat adalah dengan iodium (I2), yang merupakan oksidator yang lebih lemah dibandingkan Cl2. Hasil oksidasi dari S2O3

2- adalah S4O62- (ion

tetrationat).I2(aq) + 2S2O3

2-(aq) → 2I-(aq) + S4O6-(aq)

C. Stoikiometri dari Reaksi Ion

Stoikiometri (stoi-kee-ah-met-tree) merupakan bidang dalam ilmu kimia yang menyangkut hubungan kuantitatif antara zat-zat yang terlibat dalam reaksi kimia, baik sebagai pereaksi maupun sebagai  hasil reaksi. Stoikiometri juga menyangkut

12

perbandingan atom antar unsur-unsur dalam suatu rumus kimia, misalnya perbandingan atom H dan atom O dalam molekul H2O.  Kata stoikiometri berasal dari bahasa Yunani yaitu stoicheon yang artinya unsur dan metron yang berarti mengukur. Seorang ahli Kimia Perancis, Jeremias Benjamin Richter (1762-1807) adalah orang yang pertama kali meletakkan prinsip-prinsip dasar stoikiometri. Menurutnya stoikiometri adalah ilmu tentang pengukuran perbandingan kuantitatif atau pengukuran perbandingan antar unsur kimia yang satu dengan yang lain.

Untuk menyelesaikan soal-soal perhitungan kimia digunakan asas-asas stoikiometri yaitu antara lain persamaan kimia dan konsep mol.

Saat ini akan dibahas prinsip stoikiometri yang digunakan pada zat-zat berupa ion dan reaksi dalam larutan.

Konsentrasi

Untuk bekerja secara kualitatif dengan zat terlarut dalam suatu larutan, harus diketahui konsentrasi dari zat terlarutnya.

Konsentrasi dalam persentase berat

Salah satu cara untuk menyatakan konsentrasi adalah persentase komposisi massa, dan ditunjukan dengan menulis simbol b/b atau %(w/w). Contohnya: asam sulfat pekat terdiri dari 96% H2SO4 yang ditulis H2SO4 96% b/b. Pernyataan konsentrasi dengan cara ini memberikan komposisi larutan dalam seratus bagian massa. Dengan kata lain, kita dapat mengetahui berapa gram zat terlarut dalam 100 gram larutan.

Contoh:

Soal: bagaimana cara membuat larutan NaCl 5,00% b/b dalam air?

Penyelesaian: Satuan konsentrasi menyatakan bahwa harus ada 5,00 g NaCl dalam 100 g larutan. Untuk membuat larutan, ditambahkan 9,0 g air pada 5,00 g NaCl. Oleh karena massa jenis air mendekati 1,00 g/mL, maka dapat dipakai 95,0 mL air.Konsentrasi dalam satu bagian per juta

Satuan satu bagian per juta (part per million, ppm) dalam volume atau massa dipakai untuk menyatakan konsentrasi yang kecil. Misalnya, kadar volume karbon monoksida pada kabut yang tebal mencapai 40 ppm atau volume nitrogen oksida kira-kira 0,2ppm.

13

Contoh:

Soal: Suatu sampel udara sebanyak 500 L dengan B.J. 1,20 g/L ternyata mengandung 2,40x10-3 g SO2 sebagai pencemar. Berapa konsentrasi O2 dalam udara? Dinyatakan dalam persen massa dan ppm masa.

Penyelesaian: untuk menghitung besaran dengan kedua acara diatas, diperlukan jumlah massa seluruh sampel, yang dapat dihitung dari volume dan massa jenisnya.

Massa udara = 500 L x 1,20 g1,00 L

= 600 g udara

Persentase massa dihitung sebagai berikut:

% massa = massa SO ₂

massa udarax 100 %

= 2,40 x 10⁻ ³

600 gx100 %

= 4,00 x 10-4 %

Konsentrasi dalam ppm dihitung sebagai berikut:

Massa ppm = massa SO ₂

massa udarax106 ppm

= 2,40 x 10⁻ ³

600 gx 106 ppm

= 4,00 ppm

Konsentrasi dalam mol per liter

Molaritas dinyatakan sebagai jumlah mol suatu zat terlarut dalam larutan dibagi dengan volume larutan yang ditentukan dalam liter.

Molaritas (M) = mol zat terlarut

liter larutan

Larutan yang mengandung 1,00 mol NaCl dalam 1,00 L larutan mempunyai molaritas 1,00 mol NaCl/(L larutan) atau 1,00 M dan disebut 1,00 molar larutan.

Apabila kita bekerja dengan senyawa ion dan reaksinya dalam larutan, salah satu macam perhitungan yang harus dapat dikerjakan secara rutin adalah menentukan molaritas dari ion tertentu dalam suatu larutan elektrolit kuat.

14

contoh:

Soal: berapa konsentrasi ion aluminium dan ion sulfat dari larutan Al2(SO4)3 0,24 M?

Penyelesaian: tiap satuan rumus Al2(SO4)3 akan terdisosiasi menjadi dua ion Al3+ dan tiga ion SO4

2-. Oleh karena itu, jumlah mol ion Al3+ dua kali jumlah mol Al2(SO4)3. Secara serupa, ion SO4

2- tiga kali dari jumlah mol Al2(SO4)3 yang diberikan. Ini berarti:

Konsentrasi Al3+ = 2 x (0,240 M) = 0,480 M

Konsentrasi SO42- = 3 x (0,240 M) = 0,720 M

Pemakaian hasil akhir persamaan ion untuk menyelesaikan soal stoikiometri

Soal: perhatikan hasil akhir persamaan ion untuk reaksi ion klorida dengan ion permanganate dalam suatu suasana asam.

2MnO4-(aq) + 10Cl-(aq) + 16H+(aq) → 2Mn2+(aq) + 5HCl2(g) + 8H2O

Berapa mL larutan CaCl2 0,350 M yang diperlukan agar terbentuk gas Cl2 sebanyak 1,25 g?

Penyelesaian: mula-mula kita hitung terlebih dahulu mol gas Cl2. Dari tabel massa atom diketahui massa rumus (BM) dari Cl2 = 70,9. Oleh karena itu,

1,25 g Cl2 x ( 1 mol Cl₂70,9 g Cl₂ )=1,76 x10−2mol Cl₂

Dari koefisien persamaan jelas bahwa pembentukan jumlah Cl2 memerlukan oksidasi Cl- sebanyak 2(1,76 x 10-2) = 3,52 x 10-2 mol Cl-

Sekarang harus dihitung berapa mL larutan CaCl2 yang diperlukan. Cara yang termudah untuk mengerjakan ini adalah mula-mula kita hitung konsentrasi ion klorida (Cl-) dalam larutan CaCl2 menghasilkan dua ion Cl-, maka konsentrasi ion klorida akan dua kali lebih banyak daripada garam.

Konsentrasi Cl- = 2 x (0,350 M) = 0,700 M Cl-

Ingat bahwa molaritas memberikan factor konversi yang dapat digunakan dalam dua cara. Dalam kasus ini dapat kita tulis:

0,700 molCl⁻1000 mLlarutan

atau1000 mLlarutan0,700 mol Cl ⁻

15

Untuk mendapatkan hasilnya kita pakai cara kedua

3,52 x 10-2 mol Cl- x ( 1000 mLlarutan0,700 mol Cl⁻ ) = 50,3 mL larutan

Jadi, volume CaCl2 yang diperlukan adalah 50,3 mL

Reaktan pembatas untuk reaksi-reaksi ion

Reaktan pembatas adalah pereaksi ynag benar-benar habis digunakan selama reaksi kimia. Sedangkan pereaksi berlebih adalah reaktan yg tidak sepenuhnya habis digunakan selama reaksi kimia, dengan kata lain ada beberapa dari reaktan yang tersisa setalah reaksi.

Kita dapat memperkirakan jumlah maksimal produk yang akan dihasilkan berdasarkan perbandingan stoikiometri zat-zat dalam reaksi dan pereaksi pembatasnya.

Contoh:

Soal: misalkan 20,0 mL larutan Al2(SO4)3 0,150 M ditambahkan pada 30,0 mL larutan BaCl2 0,200 M dan menghasilkan endapan BaSO4.

Ba+(aq) + SO42-(aq) → BaSO4(s)

a. Berapa gram BaSO4 akan terbentuk dari reaksi ini?b. Berapa konsentrasi dari ion-ion yang tinggal dalam campuran sesudah reaksi

sempurna terjadi?

Penyelesaian: jumlah mol aluminium sulfat dalam larutan adalah:

20,0 mL larutan x ( 0,150 mol Al₂ (SO ₄ )₃1000 mLlarutan ) = 3,00 x 10-3 mol Al2(SO4)3.

Sedangkan jumlah mol barium klorida dalam larutan adalah

30,0 mL larutan x ( 0,200 mol BaCl ₂1000 mLlarutan ) = 6,00 x 10-3 mol BaCl2.

Jadi, berdasarkan rumus dari garam-garamnya, kita mempunyai:

Al3+ 6,00 x 10-3 molSO4

2- 9,00 x 10-3 molBa2+ 6,00 x 10-3 molCl- 1,20 x 10-2 mol

16

a. Reaksi ini menggunakan Ba2+ dan SO42- yang bereaksi berbanding 1:1. Dengan

memeriksa jumlah mol dari masing-masing reaktan, terlihat bahwa ada lebih banyak ion sulfat daripada yang diperlukan untuk bereaksi dengan ion barium. Hali ini berarti ion Ba2+ adalah reaktan pembatsnya. Dan berdasarkan hal ini dapat dihitung jumlah hasil reaksinya:

6,00 x 10-3 mol Ba2+ x ( 1mol BaSO ₄1 mol Ba ²⁺ )x ( 233 , 4 g BaSO₄

1 mol BaSO ₄ ) = 1,4 g BaSO4

b. Untuk menghitung konsentrasi ion pada larutan akhir, harus diperhitungkan bahwa masing-masing larutan akan saling mengencerkan ketika dicampur.Oleh sebab itu, kita memerlukan volume akhir. Konsentrasi ion-ion penonton, Al3+ dan Cl- adalah:

6,00 x10−3 mol Al ³⁺0,0500 L larutan

=0,120 M Al3+

1,20 x10⁻ ²0,0500 Llarutan

=0,240 M Cl-

Pada larutan akhir terdapat juga sisa-sisa ion sulfat yang tidak dapat bereaksi dengan ion-ion Ba2+. Jumlah mol dari ion sulfat ini pada larutan akhir sama dengan jumlah mol mula-mula dikurangi jumlah mol yang bereaksi:

Jumlah mol ion SO42- yang tersisa = (9,00 x 10-3 mol) – (6,00 x 10-3 mol)

= 3,00 x 10-3 mol SO42-

Oleh karena itu, konsentrasi ion sulfat

3,00 x 10−3 mol SO₄²⁻0,0500 L larutan

=0,0600 M SO₄²⁻

Oleh karena ion Ba2+ merupakan reaksi pembatas, berarti terpakai semuanya, maka konsentrasinya adalah nol.

Bab III

Penutup

17

A. KesimpulanBerdasarkan pembahasan makalah ini, maka dapat disimpulkan:1. Reaksi kimia adalah suatu proses alam yang selalu menghasilkan perubahan

senyawa kimia.2. Air sering disebut sebagai pelarut universal, karena air melarutkan banyak zat

kimia.3. Berbagai reaksi kimia dalam larutan air antara lain adalah reaksi metatesis, dan

reaksi redoks.4. Reaksi metatesis adalah reaksi pertukaran ion dari dua buah elektrolit

pembentuk garam. Reaksi ini juga disebut sebagai reaksi perpindahan rangkap menyangkut suatu larutan dan pertukaran dari kation dan anionnya. Contohnya adalah reaksi antara perak nitrat dan natrium klorida. Untuk ini, dapat kita tulis persamaan molekuler, ion, dan hasil akhir persamaan ionnya

5. Metode ion-elektron didasarkan pada prinsip pemisahan dan penyatuan. 6. Pada banyak reaksi redoks dalam larutan air, ion H+ atau ion OH- akan dipakai

atau dihasilkan. Reaksi-reaksi ini melibatkan air sebagai Reaktan atau hasil reaksi.

7. Dalam larutan yang suasananya asam, dua macam zat utama adalah H2O dan H+. Dalam suasana basa yang berperan adalah H2O dan OH-, maka zat-zat ini harus dipakai untuk membuat persamaan setimbang.

8. Tiga oksidator yang umum dipakai di laboratorium adalah ion permanganat (MnO4

-), ion kromat (CrO42-), dan ion dikromat (Cr2O7

2-).9. Kata stoikiometri berasal dari bahasa Yunani yaitu stoicheon yang artinya

unsur dan metron yang berarti mengukur. Seorang ahli Kimia Perancis, Jeremias Benjamin Richter (1762-1807) adalah orang yang pertama kali meletakkan prinsip-prinsip dasar stoikiometri. Menurutnya stoikiometri adalah ilmu tentang pengukuran perbandingan kuantitatif atau pengukuran perbandingan antar unsur kimia yang satu dengan yang lain. Untuk menyelesaikan soal-soal perhitungan kimia digunakan asas-asas stoikiometri yaitu antara lain persamaan kimia dan konsep mol.

B. SaranPenulis menyarankan:Materi mengeai reaksi kimia dalam larutan air perlu dipelajari dan dipahami lebih dalam, karena sangat penting dalam kehidupan sehari-hari maupun aplikasi dalam bidang ilmu yang lain.

DAFTAR PUSTAKA

18

Brandy, James E.. Kimia Universitas Asas & Struktur Jilid Satu. Binarupa Aksara: Tangerang, Indonesia.

Kusumawati, Sri. Stoikiometri. http://kimia.upi.edu/kimia-old/ht/Sri/main/global1a.htm

Admin. Reaksi kimia. http://id.wikipedia.org/wiki/Reaksi_kimia

Admin. Air. http://id.wikipedia.org/wiki/air

Admin. 2013. Reaksi reduksi-oksidasi. http://www.ilmukimia.org/2013/01/reaksi-reduksi-oksidasi-redoks.html?m=1

19