sahabat kimia:): KIMIADASARUNJA'17

REVIEW KIMIA DASAR

PERTEMUAN 13

LUSI SULISTIANI

RRA1C217001

DOSEN PENGAMPU :

Dr. YUSNELTI M.Si

PROGRAM STUDI PENDIDIKAN MATEMATIKA

JURUSAN PENDIDIKAN MATEMATIKA DAN IPA

FAKULTAS KEGURUAN DAN ILMU PENDIDIKAN

UNIVERSITAS JAMBI

2017

BAB I

PENDAHULUAN

1.1 Latar Belakang

Di dalam kehidupan kita bahwa terdapat beberapa hal yang berkaitan langsung dengan kita yang ada hubungannya dengan kimia. Seperti batu batrai, disk player, stavol, dll. Beberapa benda yang telah disebutkan di atas merupakan hasil olah dari suatu reaksi kimia.

Oleh karena itu, perlu adanya suatu pengamatan dan pencarian informasi baik secara langsung melihat benda itu maupun mempelajari teori-teorinya untuk memperdalam hazanah ilmu pengetahuan kita. Sehingga diharapkan kita tidak mudah heran dengan suatu reaksi yang tidak pernah kita bayangkan akan seperti yang kita lihat.

Reaksi kimia adalah suatu proses reaksi antar senyawa kimia yang melibatkan perubahan struktur dan melekul. Dalam suatu reaksi terjadi proses ikatan dimana senyawa pereaksi beraksi menghasilkan senyawa baru (produk). Ciri-ciri reaksi kimia yaitu : terbentuknya endapan, terbentunya gas, terjadi perubahan warna, terjadi perubahan suhu/temperature

1.2 Tujuan

Tujuan penulisan makalah ini adalah sebagai berikut:

1. Dapat mengetahui reaksi kimia dan susunan berkala

2. Dapat mengetahui reaksi dari logam sebagai zat pereduksi (reduktor)

3. Dapat mengetahui tentang kecenderungan berkala dalam reaktivitas logam-logam

4. Dapat mengetahui reaksi dari non logam sebagai oksidator

5. Dapat mengetahui molekul oksigen sebagai oksidator

6. Dapat mengetahui reaksi kimia dari ion hidrogen (asam dan basa Bronsted-Lowry)

7. Dapat mengetahui kekuatan asam-basa : kecenderungan berkala

8. Dapat mengetahui asan dan basa Lewis : ion kompleks logam

BAB II

PEMBAHASAN

REAKSI KIMIA DAN SUSUNAN BERKALA

Reaksi Dari Logam Sebagai Zat Pereduksi

Telah dipelajari bahwa logam adalah unsur dengan energi ionisasi dan elektronegativitas yang rendah. Logam sangat mudah kehilangan elektron dan sangat sukar untuk mendapatkannya kembali. Akibatnya bila bereaksi dengan unsur nonlogam akan berbentuk ion positif (kation) dan dalam proses ini ia akan teroksidasi. Logam dalam berekasi berperan sebagai zat pereduksi. Sebagai contoh adalah reaksi logam natrium dengan klor membentuk natrium klorida.

2Na(s) + Cl₂(g) à 2NaCI(s)

Klor akan mengoksidasi natrium sehingga terbentuk ion Na⁺, dan dalam proses ini dikatakan bahwa natrium mereduksi klor menjadi Cl^- (anion); klor menjadi oksidator dan natrium reduktornya.

Kemampuan logam sebagai zat pereduksi tak terbatas pada reaksinya dengan unsur-unsur nonlogam. Banyak zat-zat lain dapat mengoksidasi logam sehingga logam juga berperan sebagai reduktor. Dengan mempelajari reaksi-reaksi ini, kita dapat mengurut logam-logam berdasarkan daya reduksinya.

Reaksi logam dengan asam

Salah satu cara_. khas dari logam bertindak sebagai zat pereduksi adalah reaksinya dengan asam. Contohnya adalah reaksi dari seng dengan asam klorida atau asam. sulfat

Zn(s) + 2HCI(aq) à ZnC1₂(aq) + H₂(g)

Zn(s) + H₂SO₄(aq) à ZnSO₄(aq) + H₂(g) H₂(g)

Hasil akhir dari kedua persamaan ion adalah sama yaitu

Zn(s) + 2H⁺(aq) à Zn²⁺(aq) + H2(g)

Pada reaksi ini, zat yang dioksidasi adalah seng sedangkan yang direduksi adalah ion hidrogen. Maka seng adalah reduktor dan ion hidrogen oksidator. (Ingat bahwa dalam larutan H⁺ terikat H₂O, sehingga yang bereaksi adalah ion hidronium, H₃0⁺). Untuk mudahnya, kita singkat H₃0⁺ sebagai H⁺ karena ion hidrogen merupakan "komponen aktif dalam ion hidronium.

Dalam larutan air HCI dan H₂SO₄ _, satu-satunya zat pengoksidasi adalah H⁺, dalam keadaan biasa baik Cl^- atau SO₄ ^2- tak akan direduksi. Asam semacam HCI dan H₂SO₄, dimana oksidator yang efektif hanya H⁺, dinamakan asam bukan pengoksidasi. (Kedengarannya sangat aneh, sebab asam ini akan mengoksidasi logam, tetapi istilah ini dipakai untuk membedakan dengan zat-zat lain yang anion dari asamnya merupakan oksidator juga).

Logam-logam lain yang juga bereaksi dengan asam yang tak mengoksidasi adalah besi, magnesium dam aluminium. Pada tiap reaksi akan dihasilkan hidrogen dan ion logamnya dalam larutan.

Fe(s) + 2H⁺(aq) à 4 Fe²⁺(aq) + H₂ (g)

Mg(s) + 2H⁺(aq) à Mg²⁺ (aq) + H₂(g)

2Al(s) + 6H⁺(aq) à 2Al³⁺ (aq) + 3H₂(g)

Reaksi umum dari logam dengan asam yang tak mengoksidasi

logam + H⁺ à ion logam + H₂ (g)

Seperti dikatakan pada paragraf sebelumnya, tak semua logam dapat dioksidasi oleh ion hidrogen. Dua logam umum termasuk ini adalah ternbaga dan perak. Bila salah satu logam ini diletakkan dalam larutan HCI, tak akan terjadi reaksi. Ini membuktikan bahwa beberapa logam seperti tembaga dan perak akan lebih sukar dioksidasi daripada logam lain, sehingga ion H⁺ tak dapat mengoksidasinya. Dibutuhkan oksidator yang lebih kuat daripada H⁺ untuk mengoksidasi logam-logam tersebut.

Asam yang dapat melarutkan tembaga dan perak adalah asam nitrat, HNO3. Asam ini adalah salah satu contoh dari asam pengoksidasi, selain ion H⁺ , larutan asam ini juga mengandung ion nitrat, suatu oksidator yang lebih hebat dari pada ion H⁺. Reaksi yang hebat antara tembaga dan HNO₃ pekat diperlihatkan dengan menghasilkan gas merah coklat yang keluar adalah nitrogen dioksida, NO₂, yang terbentuk pada reaksi

Cu(s) + 2NO₃^- (aq) + 4H⁺(aq) à Cu²⁺(aq) + 2NO₂ (g) + 2H₂0

Pada reaksi ini ion, 2NO₃^- direduksi menjadi NO_2. Gas H₂ tak terbentuk sebab H⁺ tak direduksi, ion hidrogennya bergabung dengan H₂0 yang juga dihasilkan reaksi ini. Bila NO₃^-bekerja sebagai oksidator, hasilnya tergantung pada suatu tingkat dari berapa kepekatan dari asamnya. Misalnya dengan tembaga terjadi reaksi-reaksi berikut

Dengan HNO₃ encer

3Cu(s) + 2 NO₃^- (aq) + 8H⁺(aq) à 3Cu²⁺(aq) + 2NO(g) + 4 H₂0

Dengan HNO₃ pekat

Cu(s) + 2 NO₃^- aq) + 8H⁺(aq) à Cu²⁺(aq) + 2NO₂(g) + 2 H₂0

Reaksi yang sama akan terjadi dengan perak. Sekali lagi, tak tergantung dari konsentrasi HNO₃, H₂ tetap tak terbentuk pada reaksinya. Sebagai gantinya ion nitrat akan direduksi menjadi gas NO atau NO_2.

Telah dikatakan bahwa asam sulfat adalah salah satu contoh dari asam yang tak mengoksidasi dan memang demikianlah bila asam sulfat berada sebagai larutan encer dalam air. Tetapi bila larutan asamnya pekat dan panas maka dapat bekerja sebagai oksidator. Misalnya asam sulfat pekat dan panas akan bereaksi dengan tembaga sebagai berikut:

Cu + 2H₂SO₄ + kalor à CuSO₄ + S0₂ + 2 H₂0

Hasil akhir persamaan ionnya

Cu(s) + 4H⁺(aq) + SO4^2-(aq) à Cu²⁺ + S0₂(g) + 2H20

Perhatikan bahwa dalam hal ini ion sulfat, SO4^2-yang akan direduksi menjadi S0₂ bukan H⁺.

Kecenderungan logam untuk bereaksi dengan asam-asam memberikan suatu cara kasar untuk membagi logam-logam berdasarkan kemampuannya untuk bekerja sebagai reduktor. Logam-logam seperti seng, besi, magnesium dan aluminium yang dapat bereaksi dengan ion H+, lebih mudah dioksidasi sehingga merupakan reduktor yang lebih baik daripada seng dan perak, yang tak bereaksi dengan asam-asam bukan pengoksidasi. Tetapi bagaimana cara membedakan antara logam-logam Zn, Fe, Mg dan Al dan bagaimana bila dibandingkan dengan Cu dan Ag dalam hal kemampuannya sebagai zat pereduksi?

Deret aktivitas logam

Reaksi dari suatu asam dengan logam merupakan sifat dari reaksi kimia dari golongan yang lebih luas dimana suatu unsur akan menggantikan unsur lainnya dari suatu senyawa. Ada yang menyebutnya sebagai reaksi pergantian tunggal. Contoh lain dari reaksi semacam ini adalah perubahan yang terjadi bila sebatang logam seng dimasukkan ke dalam

Reaksi antara seng dan ion tembaga.): Batang seng dengan gelas kimia yang mengandung larutan tembaga sulfat.: Ketika seng dimasukkan ke dalam larutan tembaga sulfat, ion-ion tembaga direduksi menjadi logam Cu sedangkan sengnya larut.: Sesudah beberapa waktu kelihatan seng akan dilapisi oleh tembaga yang berwarna merah coklat. Perhatikan bahwa warna biru dari larutan CuSO4 akan berkurang.

larutan yang mengandung tembaga sulfat, sesudah beberapa waktu terlihat pada batang seng ada pelekatan dari seng yang berwarna merah coklat, sedangkan warna biru dari tembaga akan memucat. Bila larutannya dianalisis, ternyata akan mengandung seng. Hasil akhir reaksi ion yang terjadi

Zn(s) + Cu²⁺(aq) à Cu(s) + Zn²⁺(aq)

Terlihat bahwa reaksinya sama dengan reaksi antara seng dan ion hidrogen

Zn(s) + 2H⁺(aq) à H₂(g) +,Zn 2+(aq)

Reaksi seperti seng dengan ion tembaga ini memungkinkan kita untuk membuat muatan logam-logam berdasarkan daya oksidasinya. Misalnya baru saja kita lihat bahwa seng dapat mereduksi ion tembaga dalam larutan. Tetapi bila kita memasukkan batang tembaga ke dalam larutan yang mengandung ion Zn ^+2, tak terjadi reaksi apa-apa.

Cu(s) + Zn²⁺(aq) Tak ada reaksi

Jadi, seng dapat menggantikan tembaga dari senyawanya, tetapi tembaga tak dapat menggantikan seng dari senyawanya.

Walaupun logam seng akan menggantikan tembaga dari larutan yang mengandung ion Cu^+2, tetapi logam tembaga tak akan menggantikan ionZn⁺² dari larutannya. Terlihat di sini bahwa lempeng tembaga tak mengalami perubahan sesudah dimasukkan ke dalam larutan seng sulfat

Dengan perkataan lain, seng secara sukarela akan memberikan elektronnya kepada ion tembaga, tetapi tembaga tak mau memberikan elektronnya kepada ionseng. Berarti seng lebih mudah dioksidasi dari pada tembaga. (Juga telah dibuktikan dengan pengarah ion H⁺ pada logam seng dan tem- baga)

Dengan membandingkan kemampuan logam-logam untuk meng gantikan logam lain dari senyawanya, kita dapat membuat deretan logam berdasarkan penurunan daya teroksidasinya. Misalnya: reaksi _-reaksi percobaan berikut ini -

Fe(s) + Pb²⁺(aq) à Fe²⁺(aq) + Pb(s)

Mg(s) + Fe²⁺(aq) à Mg²⁺(aq) + Fe(s)

Pb(s) + Cu²⁺(aq) à Pb²⁺(aq) + Cu(s)

Dari reaksi-reaksi diatas dapat disimpulkan bahwa (1) Besi lebih mudah dioksidasi daripada timah hitam (Pb).(2) Magnesium lebih mudah dioksidasi daripada besi berarti magnesium juga lebih mudah dioksodasi daripada timah hitam.(3) Timah hitam lebih mudah dioksidasi daripada tembaga. Sehingga deret penurunan kemudahan dioksidasi adalah:

Mg > Fe > Pb > Cu

Daftar deret logam-logam yang dibuat berdasarkan cara ini disebut deret keatifan.

Logam-logam yang berada di atas yang paling mudah dioksidasi; sedangkan yang di bawah paling sukar dioksidasi. Perhatikan bahwa logam-logam alkali dan alkali tanah berada di atas, berarti mudah dioksidasi. Dan logam-logam mulia berada di bawah, jadi sukar dioksidasi.

Deret keaktivan juga dapat,dipakai sebagai pembanding untuk kemudahan dari ion-ion logam untuk direduksi. Bila suatu logam sukar dioksidasi, maka kationnya mudah direduksi. Misalnya logam emas sangat sukar dioksidasi tetapi ionnya Au⁺³ sangat mudah direduksi.

Salah satu kegunaan dari deret keaktivan ini ialah kita dapat menggunakan untuk menentukan hasil reaksi penggantian tunggal. Tiap logam dalam daftar ini dapat menggantikan logam di bawahnya dari persenyawaannya. Misalnya, magnesium berada di atas besi dalam deret ini. Artinya magnesium akan mudah dioksidasi sedangkan besinya akan direduksi. Jika logam magnesium ditempatkan dalam larutan senyawa besi, magnesium itu akan dioksidasi dan ion besi akan direduksi. Setelah reaksi selesai, larutannya akan mengandung senyawa besi.

Deret keaktifan juga dapat digunakan untuk meramalkan reaksi kimia. Misalnya apa yang terjadi bila sepotong timbal (Pb) dimasukkan ke dalam larutan alumunium sulfat. Dalam deret keaktifan, ternyata timbal berada di bawah alumunium, berarti logam timbal tidak dapat mereduksi logam alumunium, sehingga reaksi berikut tidak akan terjadi.

Pb (s) + Al³⁺ à Tak terjadi

Lain halnya bila sepotong logam krom dimasukkan ke dalam larutan perak nitrat. Logam krom dalam deret keaktifan berada di atas logam perak sehingga logam krom dapat mereduksi logam ion perak sesuai reaksi berikut:

Cr (s) + Ag⁺ (s) à Cr³⁺ (s) + Ag (s)

Perlu diketahui bahwa hydrogen juga berada dalam deret kektifan logam, dimana letaknya merupakan batas dari logam-logam yang dapat dioksidasi oleh ion hydrogen. Setiap logam yang letaknya di atas hidroogen dapat mereduksi ion H⁺ untuk membentuk H₂, sehingga semua logam diatas hydrogen dapat bereaksi dengan asam yang tak menhoksidasi seperti HCl.

Kecenderungan Berkala Dalam Reaktifitas Logam-logam

Bila kita menggunakan istilah reaktivitas dalam menggambarkan sifatsifat dari logam-logam; berarti mudah atau sukarpya logam tersebut melepaskan elektron untuk menjadi kation. Suatu logam yang reaktif adalah logam yang mudah melepaskan elektronnya berarti mudah dioksidasi.

Deret aktivitas yang dibicarakan sebelum ini membuat peringkat logam berdasarkan reaktivitasnya. Walaupun deret ini berguna untuk menjawab soal-soal seperti dua contoh soal sebelumnya, tetapi sering hanya berguna untuk mengetahui keragaman reaktifitas logam-logam dalam susunan berkala---untuk mengetahui penempatan lokasi dari logam-logam yang reaktif dan yang tidak reaktif. Kecenderungan berkala semacam ini digambarkan pada susunan berkala unsur-unsur.

Dalam tabel susunan berkala unsur-unsur, terlihat bahwa kecenderungan dalam reaktivitas secara kasar akan sejajar dengan keragaman dalam energi ionisasi, hal ini tak mengherankan karena, ketika bereaksi, logam akan kehilangan elektronnya. Tetapi kesejajaran hanyalah perkiraan, karma energi ionisasi berlaku bagi atom gas-gas yang terisolasi yang membentuk ion gas-gas yang juga terisolasi. Pada reaksi kimia, logamlogarn biasanya bereaksi sebagai zat padat dan menghasilkan ion dalam larutan sehingga energi ionisasi hanya termasuk salah sate faktor saja.

Perhatikan bahwa unsur-unsur yang paling reaktif berada pada golongan IA dan IIA. Unsur-unsur golongan IA dan IIA pada deret aktivitas terletak di atas. Juga perhatikan bahwa logam-logam yang paling kurang reaktif tempatnya berdekatan dalam periode 6 di sebelah kanan dari pusat tabel susunan berkala dalam daerah logam transisi.

Kegunaan dari logam untuk dioksidasi adalah suatu sifat yang sangat penting. Banyak kegunaan dalam praktek dari unsur-unsur tergantung dari mudah atau sukamya sifat oksidasi ini. Hal ini disebabkan karena oksidasi udara pada logam-logam yang dinamakan korosif akan menghasilkan zat yang tak mempunyai lagi sifat-sifat logam. Korosif atau karatan akan menghilangkan sifat-sifat yang diinginkan dari logam. Oleh karena itu, logam-logam yang sangat reaktif seperti yang terletak pada golongan IA dalam praktek tak digunakan, lagi pula tak ada yang perlu diletakkan pada udara terbuka.

Logam yang kemudahan untuk dioksidasinya sedang-sedang saja seperti besi misalnya karena sifat-sifat fisiknya sangat diinginkan dapat dipakai. Tetapi bila akan terjadi keadaan yang membuat karatan, logam tersebut harus dilindungi. Jumlah biaya yang besar setiap tahun dikeluarkan untuk melapisi baja yang dibuat jembatan agar tidak berkarat.

Untuk logam-logam yang dapat mereduksi ion H⁺ menjadi H₂ (yaitu yang dapat bereaksi dengan asam-asam yang tak mengoksidasi), ada kesejajaran yang menarik antara kemudahannya untuk dioksidasi dan kehebatan reaksinya dengan ion-ion hidrogen umumnya, makin mudah logam teroksidasi, lebih cepat H₂ akan dikeluarkan (suhu dan konsentrasi dibuat konstan). Reaksi umumnya sama; logam akan kehilangan elektron menjadi kation, sedangkan ion H⁺ akan direduksi menjadi H2. Misalnya

M(s) + 2H⁺(aq) à M²⁺(aq) + H₂(9)

dimana M adalah logam seperti Fe, Zn atau Mg. Walaupun hasil reaksi nya sama, tapi kecepatan reaksinya berbeda. Perbedaan ini disebabkan karena magensium lebih mudah dioksidasi daripada seng dan seng sendiri lebih mudah dioksidasi dari pada besi. Kesejajaran ini hanya prakiraan, jadi kita tidak dapat benar-benar menggunakannya untuk menggantikan deret aktivitas dalam memperingkatkan logam menurut mudahnya mereka teroksidasi.

Dari semua logam, golongan IA adalah yang paling mudah dioksidasi. Sehingga berbahaya bila kita meletakkan logam-logam alkali seperti natrium dan kalium dalam asam klorida karena akan terjadi reaksi ledakan yang hebat. Logam-logam ini karena energi ionisasinya sangat rendah, maka mudah sekali dioksidasi oleh suatu sumber proton sehingga logamlogam ini, akan bereaksi secara hebat dengan air dan menghasilkan gas hidrogen. Untuk natrium reaksinya adalah:

2Na(s) + 2H₂0 (l) à 2Na⁺(aq) + 20H^-(aq) + H2(g).

REAKSI DARI LOGAM SEBAGAI ZAT PEREDUKSI (REDUKTOR)

Suatu zat pereduksi (disebut juga reduktor) adalah unsur atau senyawa yang kehilangan (atau "mendonasikan") elektron kepada spesies kimia lainnya dalam suatu reaksi kimia redoks. Karena zat pereduksi kehilangan elektron, maka dikatana ia mengalami oksidasi.

Jika suatu zat adalah donor elektron (reduktor), pihak lain haruslah bertindak selaku penerima elektron (oksidator). Suatu reduktor dioksidasi karena ia kehilangan elektron dalam reaksi redoks. Reduktor biasanya berada pada salah satu tingkat oksidasi terendahnya dan dikenal sebagai donor elektron. Contoh yang termasuk reduktor adalah logam tanah, asam format, dan senyawa-senyawa sulfit

Dalam kimia organik, reduksi secara lebih spesifik merujuk kepada penambahan hidrogen pada suatu molekul, meskipun definisi yang disebut sebelumnya masih berlaku. Misalnya, benzena direduksi menjadi sikloheksana dengan adanya katalis platina:

Dalam kimia organik, reduktor yang baik adalah pereaksi yang dapat menghasilkan H₂.

Secara historis, reduksi merujuk pada penghilangan oksigen dari senyawa, oleh sebab itu dinamakan 'reduksi'. Pengertian modern mendonorkan elektron adalah generalisasi ide ini, sebagai pengakuan bahwa komponen lain dapat memainkan peran yang mirip dengan peran kimia oksigen.

Contoh:

KECENDERUNGAN BERKALA DALAM REAKTIVITAS LOGAM-LOGAM

Reaksi antara seng dan ion tembaga.): Batang seng dengangelas kimia yang mengandung larutan tembaga sulfat.: Ketika seng dimasukkan ke dalam larutan tembaga sulfat, ion-ion tembaga direduksi menjadi logam Cu sedangkan sengnya larut.: Sesudah beberapa waktu kelihatan seng akan dilapisi oleh tembaga yang berwarna merah coklat.Perhatikan bahwa warna biru dari larutan CuSO4 akan berkurang.

Zn(s) + Cu²⁺(aq) à Cu(s) + Zn²⁺(aq)

Terlihat bahwa reaksinya sama dengan reaksi antara seng dan ion hidrogen

Zn(s) + 2H⁺(aq) à H₂(g) +,Zn 2+(aq)

Cu(s) + Zn²⁺(aq) Tak ada reaksi

Jadi, seng dapat menggantikan tembaga dari senyawanya, tetapi tembaga tak dapat menggantikan seng dari senyawanya.

Walaupun logam seng akan menggantikan tembaga dari larutanyang mengandung ion Cu^+2, tetapi logam tembaga tak akan menggantikan ionZn⁺² dari larutannya. Terlihat di sini bahwa lempeng tembaga tak mengalami perubahan sesudah dimasukkan ke dalam larutan seng sulfat

Fe(s) + Pb²⁺(aq) à Fe²⁺(aq) + Pb(s)\

Mg(s) + Fe²⁺(aq) à Mg²⁺(aq) + Fe(s)

Pb(s) + Cu²⁺(aq) à Pb²⁺(aq) + Cu(s)

Mg > Fe > Pb > Cu

REAKSI DARI NON LOGAM SEBAGAI OKSIDATOR

Senyawa-senyawa yang memiliki kemampuan untuk mengoksidasi senyawa lain dikatakan sebagai oksidatif dan dikenal sebagai oksidator

Asam oksalat dioksidasi menjadi karbon dioksida dalam reaksi ini dan ion permanganat bilangan oksidasinya berkurang menjadi ion Mn²⁺.
Reaksi Oksidasi : H₂C₂O₄ → CO₂(biloks C bertambah dari +3 menjadi +4)
Reaksi reduksi : MnO₄^– → Mn^{2 +}(biloks Mn berkurang dari +7 menjadi +2)

Ion permanganat menjadikan molekul asam oksalat melepaskan elektron dengan demikian ion permanganat dapat mengoksidasi asam oksalat. Dengan demikian, tindakan-tindakan ion MnO₄^– sebagai zat pengoksidasi dalam reaksi ini. Asam oksalat, di sisi lain, adalah reduktor dalam reaksi ini. Dengan memberikan elektron, menyebabkan biloks Mn berkurang dari MnO₄^– ke Mn²⁺.

Atom, ion, dan molekul yang memiliki afinitas elektron sangat besar untuk cenderung bersifat sebagai oksidator yang baik. Misalnya unsur Fluor, adalah zat pengoksidasi yang kuat . F₂ adalah suatu zat pengoksidasi yang baik untuk logam, kuarsa, asbes, dan bahkan air bila dimasukkan fluor dapat memberi ledakank atau bersifat eksplosive. Oksidator yang kuat lainnya termasuk O₂, O₃, dan Cl₂, yang merupakan bentuk unsur – unsur yang paling elektronegatif masing-masing kedua (oksigen) dan ketiga (klorin).

Zat lain yang berfungsi sebagai zat pengoksidasi yang baik adalah salah senyawa dengan bilangan oksidasi yang besar, seperti ion permanganat (MnO₄^–), ion kromat (CrO₄^2-), dan ion dikromat (Cr₂O₇^2-), serta asam nitrat (HNO₃), perklorat asam (HClO₄), dan asam sulfat (H₂SO₄). Senyawa ini merupakan oksidator kuat karena unsur – unsurnya menjadi lebih elektronegatif yang dapat mengoksidasi atom lainnya yang menyebabkan bertambah bilangan oksidasinya.

MOLEKUL OKSIGEN SEBAGAI OKSIDATOR

jika dalam reaksi bilangan oksidasi atom meningkat maka atom tersebut mengalami oksidasi. Sebaliknya, jika bilangan oksidasinya turun maka atom tersebut mengalami reduksi.

Untuk mengetahui suatu reaksi tergolong reaksi redoks atau bukan menurut konsep perubahan bilangan oksidasi maka perlu diketahui biloks dari setiap atom, baik dalam pereaksi maupun hasil reaksi.

Berdasarkan diagram tersebut dapat disimpulkan bahwa:

Atom S mengalami kenaikan biloks dari +4 menjadi +6, peristiwa ini disebut oksidasi; atom O mengalami penurunan biloks dari 0 menjadi –2, peristiwa ini disebut reduksi. Dengan demikian, reaksi tersebut adalah reaksi redoks.

Oleh karena molekul O2 menyebabkan molekul SO2 teroksidasi maka molekul O2 adalah oksidator. Molekul O2 sendiri mengalami reduksi akibat molekul SO2 sehingga SO2 disebut reduktor.

REAKSI KIMIA DARI ION HIDROGEN (ASAM DAN BASA BRONSTED-LOWRY)

Teori ini menggunakan konsep memberi dan menerima ion hidrogen. Teori Bronsted-Lowry berusaha mengatasi keterbatasan teori Arrhenius dengan mendefinisikan asam sebagai penyumbang (donor) proton (ion H⁺) dan basa sebagai penerima (akseptor) proton (ion H⁺). Basa menerima ion H⁺dengan melengkapi satu pasang elektron bebas untuk membentuk ikatan kovalen koordinasi (datif)

Pada reaksi antara NH₃dengan HCl, spesi HCl bertindak sebagai pemberi proton, atau sebagai asam. Sedangkan amonia sebagai penerima proton atau sebagai basa. Amonia memiliki pasangan elektron bebas yang tidak berikatan yang dapat digunakan untuk membentuk ikatan kovalen koordinasi (datif).

Menurut teori asam-basa Arrhenius, reaksi asam-basa merupakan reaksi netralisasi. Namun, menurut teori asam-basa Bronsted-Lowry, reaksi asam-basa merupakan reaksi kompetisi untuk menangkap proton. Sebagai contoh, berikut adalah reaksi amonia dengan air :

HN_3)g)+ H₂O_(l) → NH₄OH_(aq)<—> NH₄⁺_(aq)+ OH^–_(aq)

Amonia merupakan basa (menangkap proton), sedangkan air merupakan asam (memberikan proton) pada reaksi maju (dari kiri ke kanan). Tetapi, pada reaksi balik (dari kanan ke kiri), ion amonium (NH₄⁺) adalah asam, dan ion hidroksida (OH^–) adalah basa. Jika keasaman air lebih kuat dari ion amonium, maka konsentrasi ion amonium dan ion hidroksida relatif besar pada saat kesetimbangan. Namun, sebaliknya, jika ion amonium lebih asam dibandingkan air, maka jumlah amonia menjadi jauh lebih banyak dibandingkan ion amonium pada saat kesetimbangan.

Bronsted-Lowry mengatakan bahwa jika suatu asam bereaksi dengan suatu basa, pasangan asam-basa konyugasi dapat terbentuk. Pasangan asam-basa konyugasi dibedakan oleh satu buah ion H⁺. Pada contoh di atas, NH₃adalah suatu basa, dan NH₄⁺ adalah asam konyugasinya. Di sisi lain, H₂O adalah suatu asam, dan ion OH^–adalah basa konyugasinya. Pada reaksi di atas, ion OH^– merupakan basa kuat, dan amonia merupakan basa lemah. Akibatnya, kesetimbangan cenderung bergeser ke kiri. Dengan demikian, pada kesetimbangan tidak terdapat banyak ion hidroksida.

Sebagai contoh gas hidrogen klorida (HCl) di larutkan dalam air, maka molekul hidrogen klorida akan memberikan sebuah proton (ion H⁺) ke molekul air. Ikatan kovalen koordinasi terbentuk antara satu pasangan mandiri pada oksigen dengan hidrogen dari HCl dan menghasilkan ion hidroksonium, H₃O⁺.

H₂ + HCl → H₃O + Cl

H₃ O⁺_(aq) + OH^–_(aq) → 2H₂O_(ℓ)

Pada reaksi asam basa Bronsted – Lowry, terdapat 2 pasangan asam basa. Pasangan pertama merupakan pasangan antara asam dengan basa konjugasi (yang menyerap proton), dalam hal ini di tandai dengan asam – 1 dan basa – 1.

Pasangan kedua adalah pasangan antara basa dengan asam konjugasi (yang memberi proton), dalam hal ini di tandai dengan basa -2 dan asam – 2. Rumusan kimia pasangan asam basa konjugasi hanya berbeda satu proton (H⁺).

KEKUATAN ASAM-BASA : KECENDERUNGAN BERKALA

Kekuatan asam dipengaruhi oleh banyaknya ion – ion H+ yang dihasilkan oleh senyawa asam dalam larutannya. Berdasarkan banyak sedikitnya ion H⁺yang dihasilkan.

*Asam kuat adalah zat dimana reaksi kesetimbangan disosiasinya mengarah jauh ke arah kanan, akibatnya pada keadaan setimbang hampir seluruh asam HA terdisosiasi menjadi H₃O⁺ dan A^-.

*Sedangkan asam lemah kebalikan dengan asam kuat yaitu reaksi kesetimbangan disosiasinya mengarah jauh ke arah kiri, jadi sangat sedikit sekali HA yang akan terdisosiasi menjadi H₃O⁺ dan A^-.

Untuk menentukan besarnya kekuatan asam yang satu dengan yang lainnya maka kita bisa mengukur harga Ka-nya (Konstanta disosiasi asam) yang dihitung dengan menggunakan rumus sebagai berikut:

HA + H₂O <-> H₃O⁺ + A^-

Ka = [H₃O⁺][A^-] / [HA][H₂O]

Rumus diatas dapat disederhanakan menjadi:

Ka = [H+][A-] / [HA]

*Basa kuat jika dilarutkan dalam air akan mengalami ionisasi sempurna. Sebagai contoh basa kuat antara lain:

KOH -->K ⁺ + OH ^-

Ba(OH) ₂-->Ba ²⁺ + 2OH ^-

*Basa lemah hanya terionisasi sebagian jika dilarutkan dalam air.

Sebagai contoh basa lemah antara lain:
NH ₄ OH⇄NH ₄⁺ + OH ^-
Al(OH) ₃⇄Al ³⁺ + 3OH ^-

Kekuatan asam dan basa dapat dinyatakan oleh tetapan kesetimbangan / tetapan ionisasi asam (Ka) dan tetapan ionisasi basa (Kb), dimana penulisan dalam persamaan reaksi digunakan 2 anak panah dengan arah bolak – balik

Cth : CH₃COOH_(aq)⇋ CH₃COO^-_(aq) + H⁺_(aq)

H₃PO_4(aq)⇋ 3H⁺_(aq) + PO₄^3-_(aq)

Deskripsi :

HA_(aq)⇋ H⁺_(aq) + A^-_(aq)

Awal : Ma - -

Reaksi : α x Ma α x Ma α x Ma

Setimbang : Ma – (α x Ma) α x Ma α x Ma

ASAM DAN BASA LEWIS : ION KOMPLEKS LOGAM

Lalu didalam Teori Asam Basa menurut Lewis ini bahwa Asam merupakan suatu Senyawa Kimia (Zat) yang bisa menerima Pasangan Elektron dari Senyawa (Zat) lain atau bisa dikatakan Akseptor pasangan Elektron, sedangkan Basa Menurut Teori Asam Basa Lewis ialah suatu Senyawa Kimia (Zat) yang bisa memberikan pasangan Elektron kepada Senyawa yang lain atau bisa dikatakan sebagai Donor pasangan Elektron.

Teori Asam Basa Gilbert Newton Lewis ini merupakan sebuah Teori Asam Basa yang mengembangkan Teori Asam dan Basa Menurut Bronsted Lowry karena teori ini mempunyai keterbatasan dan kelemahan seperti saat menjelaskan reaksi – reaksi yang melibatkan senyawa tanpa proton (H+). Gilbert Newton Lewis berpendapat bahwa masalah Teori Asam-Basa harus diselesaikan dengan landasan Teori Struktur Atom, bukan hanya berdasarkan hasil percobaan (Penelitian) saja.

Contoh Teori Asam Basa Lewis Yang Ada

Contoh Teori Asam dan Basa Menurut Lewis pada Gambar diatas telah menunjukan bahwa Ion H+ (Proton) ialah Asam Lewis karena mampu menerima Pasangan Elektron, sedang NH3 merupakan Basa Lewis. Lalu pada reaksi antara BF3 dengan NH3 pada Gambar diatas yang merupakan Asam Lewis ialah BF3 karena bisa menerima sepasang Elektron dan teruntuk NH3 ialah Basa Lewis.

Untuk Kesimpulkan dari Perbedaan Teori Asam Basa Lewis dengan Bronsted Lowry adalah Teori Asam dan Basa Menurut Gilbert Newton Lewis lebih luas dan lengkap jika sepanjang yang dibahas didalamnya ialah Senyawa tanpa Proton, namun jika Reaksi Asam Basa yang melibatkan reaksi di Larutan dalam Air maka Teori Bronsted Lowrylah yang lebih mudah digunakan.

Ion kompleks terdiri atas ion logam pusat dikelilingi anion-anion atau molekul-molekul membentuk ikatan koordinasi. Ion logam pusat disebut ion pusat atau atom pusat. Anion atau molekul yang mengelilingi ion pusat disebut ligan. Banyaknya ikatan koordinasi antara ion pusat dan ligan disebut bilangan koordinasi. Ion pusat merupakan ion unsur transisi, dapat menerima pasangan elektron bebas dari ligan. Pasangan elektron bebas dari ligan menempati orbital-orbital kosong dalam subkulit 3d, 4s, 4p dan 4d pada ion pusat.

DAFTAR PUSTAKA

http://teorikuliah.blogspot.co.id/2009/08/reaksi-kimia-dan-susunan-berkala.html

https://id.wikipedia.org/wiki/Teori_asam-basa_Br%C3%B8nsted%E2%80%93Lowry

https://id.wikipedia.org/wiki/Redoks

http://agnestrieesa.blogspot.co.id/2012/11/materi-kimia-reaksi-redoks.html

https://andykimia03.wordpress.com/tag/teori-bronsted-lowry/

http://usaha321.net/teori-asam-dan-basa-brosted-lowry.html

http://nixonselly.blogspot.co.id/2011/02/kekuatan-asam-basa-dan-ph-larutan-asam.html