MAKALAH KIMDAS PERTEMUAN KE-7

MAKALAH KIMIA DASAR

PERTEMUAN KETUJUH

NAMA : LUFITA

NIM : A1C217021

DOSEN PENGAMPU : Dr. YUSNELTI, M.Si

PRODI PENDIDIKAN MATEMATIKA

JURUSAN MATEMATIKA DAN IPA

FAKULTAS KEGURUAN DAN ILMU PENDIDIKAN

UNIVERSITAS JAMBI

2017

DAFTAR ISI

DAFTAR ISI......................................................................................................................1

KATA PENGANTAR.........................................................................................................2

BAB 1 PENDAHULUAN

1.1 Latar Belakang.............................................................................................................3

1.2 Tujuan...........................................................................................................................3

BAB 2 PEMBAHASAN

A.    Reaksi Redoks dalam Larutan : Membuat setimbang...............................................4-5

B.     Persamaan Reaksi dengan Ion elektron.....................................................................6-8

C.     Stoikiometri dari Reaksi Ion.......................................................................................8

D.    Analisis Kimia dan Titrasi.......................................................................................9-10

E.     Berat Ekivalen dan Normalitas...................................................................................11

BAB 3 PENUTUP

3.1 Kesimpulan.................................................................................................................12

3.2 Saran............................................................................................................................13

DAFTAR PUSTAKA........................................................................................................14

KATA PENGANTAR

Dengan menyebut nama Allah SWT yang Maha Pengasih lagi Maha Panyayang, Saya panjatkan puja dan puji syukur atas kehadirat-Nya, yang telah melimpahkan rahmat, hidayah, dan inayah-Nya kepada kami, sehingga saya dapat menyelesaikan makalah ini.

            Makalah ilmiah ini telah saya susun dengan maksimal dan mendapatkan bantuan dari berbagai pihak sehingga dapat memperlancar pembuatan makalah ini. Untuk itu saya menyampaikan banyak terima kasih kepada semua pihak yang telah berkontribusi dalam pembuatan makalah ini.
    
            Terlepas dari semua itu, saya menyadari sepenuhnya bahwa masih ada kekurangan baik dari segi susunan kalimat maupun tata bahasanya. Oleh karena itu dengan tangan terbuka saya menerima segala saran dan kritik dari pembaca agar kami dapat memperbaiki makalah ilmiah ini.
    
            Akhir kata kami berharap semoga makalah ini dapat memberikan manfaat maupun inpirasi terhadap pembaca.

     Jambi,  November 2017

BAB 1

PENDAHULUAN

1.1 Latar Belakang

Elektrokimia adalah ilmu yang mempelajari aspek elektronik dan reaksi kimia. Elemen yang digunakan dalam reaksi elektrokimia di karakterisasikan dengan banyaknya elektron yang dimiliki. Dengan kata lain adalah cabang ilmu kimia yang berhubungan dengan arus listrik dan potensi. Proses-proses elektrokimia merupakan reaksi redoks (reduksi-oksidasi) dimana energi yang dihasilkan dari reaksi spontan dikonversin menjadi energi listrik atau energi listrik yang digunakan untuk mendorong suatu reaksi nonspontan untuk terjadi. Penyelesaian persamaan reaksiredoks yang melibatkan ion-ion dalam larutan dilakukan dengan metode ion elektron atau metode setengah reaksi. Penyetaraan melaluimetode ini dilakukan dengan menyetarakan setengah reaksi reduksi dan setengah reaksi oksidasi secara terpisah terlebih dahulu, kemudian baru di jumlahkan.

Reaksi kimia biasanya berlangsung antara dua campuran zat bukannya antara dua zat murni. Satu bentuk yang paling lazim dari campuran adalah larutan. Di alam sebagian besar reaksi berlangsung dalam larutan air. Sebagai contoh cairan tubuh baik tumbuhan maupun hewan merupakan larutan dari berbagai jenis zat. Dalamk tanah pun reaksi pada umunya berlangsung dalam lapisan tipis larutan yang diadopsi pada padatan. Perhitungan kimia untuk reaksi yang berhubungan dalam larutan disebut juga stoikiometri.

1.2 Tujuan

·         Mengetahui reaksi redoks dalam larutan : membuat setimbang

·         Mengetahui persamaan reaksi dengan ion elektron

·         Mengetahui stoikiometri dari reaksi ion

·         Menganalisis kimia dan titrasi

·         Mengetahui berat ekuivalen dan normalitas

BAB 2

PEMBAHASAN

A. Reaksi Redoks dalam Larutan

1. Penyetaraan reaksi redoks

a). Metode bilangan oksidasi

Langkah-langkah penyetaraan reaksi :

1.      Menentukan unsur yang mengalami oksidasi dan reduksi berdasarkan perubahan bilangan oksidasi tiap unsur

2.      Menyetarakan jumlah unsur yang mengalami redoks dengan menambahkan koefisien yang sesuai

3.      Menentukan besarnya kenaikan atau penurunan bilangan oksidasi dari unsur-unsur yang mengalami perubahan bilangan oksidasi

4.      Meneyetarakan perubahan bilangan oksidasi tersebut dengan memberikan koefisien yang sesuai

5.      Menyetarakan jumlah atom H dan O serta unsur-unsur yang lain

Contoh soal

b). Metode setengah reaksi (Ion elektron)

Langkah-langkah penyetaraan reaksi:

1.      Menuliskan zat-zat yang mengalami reaksi redoks saja

2.      Memisahkan reaksi menjadi 2, setengah reaksi reduksi dan setengah reaksi oksidasi

3.      Menyetarakan atom-atom yang mengalami redoks, kecuali atom hydrogen (H) dan oksigen (O)

4.      Menyetarakan atom oksigen (O) dengan menambahkan molekul H2O ke ruas yang kekurangan oksigen

5.      Menyetarakan atom Hidrogen (H) dengan menambahkan ion H+ ke ruas yang kekurangan atom H

6.      Menyetarakan muatan dengan menambahkan elektron ke ruas yang memiliki muatan lebih positif

7.      Menyamakan jumlah elektron pada kedua persamaan setengah reaksi reduksi dan oksidasi

8.      Menyatukan kedua persamaan setengah reaksi menjadi reaksi redoks yang utuh

9.      Mengembalikan ke bentuk reaksi awal

Contoh soal

B. Persamaan Reaksi dengan Ion Elektron

            Penyelesaian persamaan reaksi redoks yang melibatkan ion-ion dalam larutan dilakukan dengan metode ion elektron atau metode setengah reaksi. Penyetaraan melalui metode ini dilakukan dengan menyetarakan setengah reaksi reduksi dan setengah reaksi oksidasi secara terpisah lebih dahulu, kemudian baru dijumlahkan. Prinsip penyetaraan reaksi redoks dengan metode setengah reaksi adalah menyetarakan jumlah elektron pada kedua setengah reaksi. Semua reaksi yang disetarakan dengan metode ini dianggap berlangsung dalam suasana asam, meskipun sebenarnya berlangsung dalam suasana basa. Jika reaksi berlangsung dalam suasana basa, maka akan disesuaikan pada akhir penyetaraan dengan menambahkan ion OH^– sebanyak ion H⁺ yang ada. Ion H⁺dan OH^– yang berada pada ruas yang sama kemudian dikonversi menjadi molekul H₂O.

Berikut langkah-langkah penyetaraan reaksi redoks dengan metode setengah reaksi.

1.      Pecah reaksi menjadi setengah reaksi reduksi dan setengah reaksi oksidasi. Kumpulkan spesi yang mempunyai kesamaan atom (selain atom H dan O).

2.      Setarakan jumlah atom selain H dan O dengan menambahkan koefisien tertentu.

3.      Setarakan jumlah atom O dengan menambahkan molekul H₂O pada ruas yang kekurangan O.

4.      Setarakan jumlah atom H dengan menambahkan ion H⁺ apapun suasana reaksinya.

5.      Setarakan jumlah muatan dengan menambahkan elektron.

6.      Samakan jumlah elektron yang dilepas dan yang diikat kemudian jumlahkan. Spesi yang sama pada ruas yang berbeda dikurangkan, selisihnya ditulis pada ruas dengan koefisien spesi yang lebih besar.

7.      Jika reaksi berlangsung dalam suasana asam, maka reaksi sudah setara.
Jika reaksi berlangsung dalam suasana basa, tambahkan ion OH^– pada kedua ruas sesuai dengan jumlah ion H⁺ yang ada.

8.      Ion H⁺ dan OH^– yang berada pada ruas yang sama dikonversi menjadi molekul H₂O.

Contoh:
Setarakan reaksi reaksi redoks yang berlangsung dalam suasana basa berikut.
Bi₂O₃ + ClO^– → BiO₃^– + Cl^–

·         Pecah reaksi menjadi 2 setengah reaksi

Perhatikan atom-atom yang ada dalam reaksi. Selain atom H dan O, terdapat pula atom Bi dan Cl. Kumpulkan spesi-spesi pada setengah reaksi berdasarkan kesamaan atomnya (abaikan atom H dan O).

Bi₂O₃ dan BiO₃^– dituliskan pada salah satu setengah reaksi, karena keduanya memiliki atom Bi. Sedangkan ClO^– dan Cl^– dituliskan pada setengah reaksi lainnya, karena sama-sama memiliki atom Cl.

Bi₂O₃ → BiO₃^–
ClO^– → Cl^–

·         Setarakan jumlah atom selain H dan O.

1.      Setengah reaksi pertama
Pada ruas kiri terdapat 2 atom Bi dan pada ruas kiri 1 atom Bi. Berikan koefisien 2 pada spesi di ruas kanan, yaitu BiO₃^–.

2.      Setengah reaksi kedua
Jumlah atom Cl di ruas kiri dan kanan sudah sama, sehingga tidak perlu ditambahkan koefisien.

Bi₂O₃ → 2BiO₃^–
ClO^– → Cl^–

·         Setarakan jumlah atom O.

1.      Setengah reaksi pertama
Ada 3 atom O di ruas kiri dan 6 atom O di ruas kanan. Untuk menyetarakannya, tambahkan 3 molekul H₂O pada ruas kiri.

2.      Setengah reaksi kedua
Ada 1 atom O di ruas kiri dan 0 atom O di ruas kanan. Tambahkan 1 molekul H₂O pada ruas kanan untuk menyamakan jumlah atom O.

Bi₂O₃ + 3H₂O → 2BiO₃^–
ClO^– → Cl^– + H₂O

·         Setarakan jumlah atom H

Atom H disetarakan dengan menambah sejumlah ion H⁺, meskipun reaksi berlangsung dalam suasana basa.

1.      Setengah reaksi pertama
Ada 6 atom H (3 x 2) di ruas kiri dan 0 atom H di ruas kanan. Agar setara, kita perlu menambahkan 6 ion H⁺ pada ruas kanan

2.      Setengah reaksi kedua
Ada 0 atom H di ruas kiri dan 2 atom H di ruas kanan (1 x 2). Setarakan dengan menambah 2 ion H⁺ pada ruas kiri.

Bi₂O₃ + 3H₂O → 2BiO₃^– + 6H⁺
ClO^– + 2H⁺ → Cl^– + H₂O

·         Setarakan jumlah muatan

1.      Setengah reaksi pertama
Muatan pada ruas kiri adalah 0 sedangkan muatan pada ruas kanan +4. Tambahkan ruas kanan dengan 4e^– agar jumlah muatannya sama.

2.      Setengah reaksi kedua
Muatan pada ruas kiri adalah +1 dan ruas kanan -1. Setarakan dengan menambah 2e^– pada ruas kiri.

Bi₂O₃ + 3H₂O → 2BiO₃^– + 6H⁺ + 4e^–
ClO^– + 2H⁺ + 2e^– → Cl^– + H₂O

·         Jumlah elektron yang dilepas dan yang diikat harus sama

Pada setengah reaksi pertama dilepas 4e, sedangkan pada setengah reaksi kedua diikat 2e. Agar jumlah elektronnya sama, reaksi kedua dikalikan dengan angka 2.

|x1| Bi₂O₃ + 3H₂O → 2BiO₃^– + 6H⁺ + 4e^–
|x2| 2ClO^– + 4H⁺ + 4e^– → 2Cl^– + 2H₂O

·         Jumlahkan kedua setengah reaksi.

Reaktan pada reaksi pertama dijumlahkan dengan reaktan reaksi kedua (ruas kiri). Begitu pula dengan produk (ruas kanan).

Ternyata ada spesi yang sama pada ruas kiri dan kanan, yaitu H⁺ dan H₂O.

Ada 4H⁺ di ruas kiri dan 6H⁺ di ruas kanan. Selisihnya sebanyak 2H⁺ kita tuliskan pada ruas dengan koefisien H⁺ yang lebih besar, yaitu ruas kanan.

Pada ruas kiri terdapat 3H₂O dan pada ruas kanan 2H₂O. Selisihnya 1H₂O kita tuliskan pada ruas kiri, karena koefisien H₂O-nya lebih besar.

Bi₂O₃ + 2ClO^– + H₂O → 2BiO₃^– + 2Cl^– + 2H⁺

·         Perhatikan suasana reaksi

Seandainya reaksi ini berlangsung dalam suasana asam, penyetaraan sudah selesai. Akan tetapi, suasana reaksi ini adalah basa. Sehingga kita perlu menambahkan sejumlah ion OH^– sesuai dengan ion H⁺ yang ada.

Ion H⁺ pada reaksi di atas ada 2, sehingga kedua ruas kita tambahkan dengan 2OH^–.

Bi₂O₃ + 2ClO^– + H₂O + 2OH^– → 2BiO₃^– + 2Cl^– + 2H⁺ + 2OH^–

Konversi ion H⁺ dan OH^– menjadi H₂O
Perhatikan ruas kanan reaksi di atas. 2 ion H⁺ bereaksi dengan 2 ion OH^–membentuk 2H₂O. Pada ruas kiri, cuma ada ion OH^–, jadi tidak perlu kita utak-atik.

Bi₂O₃ + 2ClO^– + H₂O + 2OH^– → 2BiO₃^– + 2Cl^– + 2H₂O

·         Eliminasi spesi yang sama

Pada kedua ruas terdapat molekul H₂O, sehingga perlu dieliminasi salah satunya.
Ada 1H₂O di ruas kiri dan 2H₂O di ruas kanan. Jika kita kurangkan hasilnya adalah 1H₂O. Selisih ini kita tuliskan pada ruas dengan koefisien H₂O lebih besar, yaitu ruas kanan.

Bi₂O₃ + 2ClO^– + 2OH^– → 2BiO₃^– + 2Cl^– + H₂O.

C. Stoikiometri dari Reaksi Ion

Stoikiometri adalah cabang kimia yang berhubungan dengan hubungan kuantitatif yang ada antara reaktan dan produk dalam reaksi kimia. Reaktan adalah zat yang berpartisipasi dalam reaksi kimia, dan produk adalah zat yang diperoleh sebagai hasil dari reaksi kimia. Stoikiometri bergantung pada kenyataan bahwa unsur-unsur berperilaku dengan cara yang dapat diprediksi, dan materi yang tidak dapat diciptakan atau dihancurkan.

Karena itu, ketika unsur digabungkan menghasilkan reaksi kimia, sesuatu yang dikenal dan spesifik yang akan terjadi dan hasil reaksi dapat diprediksi berdasarkan unsur-unsur dan jumlah yang terlibat.

Stoikiometri adalah matematika di balik ilmu kimia. Perhitungan stoikiometri dapat menemukan bagaimana unsur-unsur dan komponen yang diencerkan dalam larutan yang konsentrasinya diketahui, bereaksi dalam kondisi eksperimental. Kata “Stoikiometri” berasal dari kata stoicheion Yunani, yang berarti “unsur” dan metron yang berarti “ukuran”.

Reaksi kimia sering dituliskan dalam bentu persamaan dengan menggunakan simbol unsur. Reaktan adalah zat yang berada di sebelah kiri, dan produk ialah zat yang berada di sebelah kanan, kemudian keduanya dipisahkan oleh tanda panah (bisa satu / dua panah bolak balik). Contohnya:

2Na(s)+HCl(aq)→2NaCl(aq)+H2(g)

Persamaan reaksi kimia itu seperti resep pada reaksi, sehingga menunjukkan semua yang berhubungan dengan reaksi yang terjadi, baik itu ion, unsur, senyawa, reaktan ataupun produk. Jika diperhatikan lagi jumlah atom H pada reaktan belum sama demgan jumlah atom H pada produk. Maka rekasi ini perlu disetarakan. Penyetaraan reaksi kimia harus memenuhi beberapa hukum kimia tentang materi.

·         Hukum Kekekalan Massa

Massa produk sama dengan massa rekatan

·         Hukum Perbandingan Tetap

Senyawa kimia terdiri dari unsur-unsur kimia dengan perbandingan massa unsur yang tetap sama

·         Hukum Perbandingan Berganda

Jika suatu unsur bereaksi dengan unsur lainnya, maka perbandingan berat unsur tersebut merupakan bilangan bulat dan sederhana.

Jadi dari persamaan:

2Na(s)+2HCl(aq)→2NaCl(aq)+H2(g)

Kita dapat mengetahui bahwa 2 mol HCl bereaksi dengan 2 mol Na membentuk 2 mol NaCl dan 1 mol H2. Dengan penyetaraan reaksi ini maka sapat di ketahui kuantitas dari setiap zat yang terlibat dalam reaksi. Oleh karena itulah penyetaraan reaksi ini sangat penting dalam menyelesaikan stoikiometri.

D. Analisis Kimia dan Titrasi

Titrasi merupakan cara analisis tentang pengukuran jumlah larutan yang di butuhkan untuk bereaksi secara tepat dengan zat yang terdapat dalam larutan lain. Larutan yang sudah diketahui konsentrasinya dinamakam larutan standar. Analisis yang berkaitan dengan volume larutan pereakasi disebut analisis volumetri. Titrasi asam basa adalah suatu cara menentukan konsentrasi larutan asam jika konsentrasi larutan basa diketahui atau menentukan konsentrasi larutan  basa jika larutan asam diketahui.

·         Titik ekuivalen dan titik akhir titrasi

Titik ekuivalen adalh kondisi pada saat perbandingan jumlah mol asam dan jumlah mol basa sama dengan perbandingan koefisien asam dan koefisien basa menurut persamaan reaksi artinya pada saat titik ekuivalen tercapai maka larutan asam tepat bereaksi dengan larutan basa. Titik akhir titrasi adalah suatu kondisi pada saat indikator menunjukkan perubahan warna.

1.      Titrasi Asam kuat  dengan Basa kuat

Sebagai contoh, 40 mL larutan HCl 0,1 M ditetesi dengan larutan NaOH 0,1 M sedikit demi sedikit. Berikut kurva titrasi yang menggambarkan perubahan pH selama titrasi tersebut.

Kurva titrasi asam basa: HCl dengan NaOH.

Dari kurva tersebut dapat disimpulkan:

·         Mula-mula pH larutan naik sedikit demi sedikit

·         Perubahan pH drastis terjadi sekitar titik ekivalen

·         pH titik ekivalen = 7 (netral)

·         Indikator yang dapat digunakan: metil merah, bromtimol biru, atau fenolftalein. Namun, yang lebih sering digunakan adalah fenolftalein karena perubahan warna fenolftalein yang lebih mudah diamati.

2.     Titrasi asam lemah dengan basa kuat

Sebagai contoh, 40 mL larutan CH₃COOH 0,1 M ditetesi dengan larutan NaOH 0,1 M sedikit demi sedikit. Berikut kurva titrasi berwarna biru yang menggambarkan perubahan pH selama titrasi tersebut dibandingkan dengan kurva titrasi HCl dengan NaOH yang berwarna merah.

Kurva titrasi CH3COOH dengan NaOH dan titrasi HCl dengan NaOH

Dari kurva tersebut dapat disimpulkan:

·         Titik ekivalen berada di atas pH 7, yaitu antara 8 – 9

·         Lonjakan perubahan pH pada sekitar titik ekivalen lebih kecil, hanya sekitar 3 satuan, yaitu dari pH ±7 hingga pH ±10

·         Indikator yang digunakan: fenolftalein. Metil merah tidak dapat digunakan karena perubahan warnanya terjadi jauh sebelum tercapai titik ekivalen.

3.     Titrasi basa lemah dengan asam kuat

Sebagai contoh, 40 mL larutan NH₃ 0,1 M ditetesi dengan larutan HCl 0,1 M sedikit demi sedikit. Berikut ditampilkan kurva titrasi yang menggambarkan perubahan pH selama titrasi tersebut.

Kurva titrasi NH3 dengan HCl

Dari kurva tersebut dapat disimpulkan:

·         Titik ekivalen berada di bawah pH 7, yaitu antara 5 – 6

·         Lonjakan perubahan pH pada sekitar titik ekivalen hanya sedikit, sekitar 3 satuan, yaitu dari pH ±7 hingga pH ±4

·         Indikator yang digunakan: metil merah. Fenolftalein tidak dapat digunakan karena perubahan warnanya terjadi jauh sebelum tercapai titik ekivalen.

E. Berat Ekuivalen dan Normalitas

Normalitas (N) adalah banyaknya gram ekivalen zat yang terlarut dalam 1000 mL larutan. Berat ekivalen (BE) dapat ditentukan berdasarkan jenis reaksi sebagai berikut :

BE = massa molekul relatif (Mr) / banyaknya atom H yang dilepas atau diterima

·         Reaksi asam basa (netralisasi)

·         Reaksi pengendapan

·         Reaksi pembentukan senyawa kompleks

·         Reaksi oksidasi reduksi

Dalam reaksi netralisasi, setiap senyawa akan melepaskan atau menerima atom hidrogen. Berat ekivalen suatu senyawa dalam reaksi pengendapan dan pengomplekan ditentukan oleh valensi dari senyawa tersebut.

                                                                                          

                                                                                          

BAB 3

PENUTUP

3.1 Kesimpulan          

Ilmu yang mempelajari dan menghitung hubungan kuantitatif dari reaktan dan produk dalam reaksi kimia (persamaan kimia) disebut dengan stoikiometri. Stoikiometri didasarkan pada hukum-hukum dasar kimia, yaitu hukum kekekalan massa, hukum perbandingan tetap, dan hukum perbandingan berganda. Titrasi merupakan suatu metoda untuk menentukan kadar suatu zat dengan menggunakan zat lain yang sudah diketahui konsentrasinya. Titrasi biasanya dibedakan berdasarkan jenis reaksi yang terlibat di dalam proses titrasi, sebagai contoh bila melibatan reaksi asam basa maka disebut sebagai titrasi asam basa, titrasi redox untuk titrasi yang melibatkan reaksi reduksi oksidasi, titrasi kompleksometri untuk titrasi yang melibatan pembentukan reaksi kompleks dan lain sebagainya. Normalitas (N) adalah banyaknya gram ekivalen zat yang terlarut dalam 1000 mL larutan. Berat ekivalen (BE) dapat ditentukan berdasarkan jenis reaksi.

3.2 Saran

Disarankan dalam menyetarakan reaksi redoks harus mengikuti langkah-langkahnya dengan teliti agar hasil yang di dapatkan akurat.

DAFTAR PUSTAKA

https://dessykimiapasca.wordpress.com/kimia-xii/reaksi-redoks/penyetaraan-reaksi-redoks/

http://djepok.blogspot.co.id/2010/05/metode-ion-elektron-setengah-reaksi.html

http://www.kimiamath.com/cara-menyetarakan-reaksi-redoks-dengan-metode-setengah-reaksi/

http://usaha321.net/pengertian-stoikiometri-dan-jenis-stoikiometri.html

http://www.studiobelajar.com/titrasi-asam-basa/

Silberberg, Martin S. & Amateis, Patricia. 2015. Chemistry: The Molecular Nature of Matter and Change (7th edition). New York: McGraw-Hill Education