REVIEW KIMIA DASAR PERTEMUAN KE-13

REVIEW KIMIA DASAR

PERTEMUAN KE-1 3

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

BAB 1

PENDAHULUAN

1.1 Latar Belakang

Reaksi kimia adalah suatu proses alam yang selalu menghasilkan antara perubahan senyawa kimia. Senyawa ataupun senyawa-senyawa awal yang terlibat dalam reaksi disebut sebagai reaktan. Reaksi kimia biasanya dikarakterisasikan dengan perubahan kimiawi, dan akan menghasilkan satu atau lebih produk yang biasanya memiliki ciri-ciri yang berbeda dari reaktan. Secara klasik, reaksi kimia melibatkan perubahan yang melibatkan pergerakan elektron dalam pembentukan dan pemutusan ikatan kimia, walaupun pada dasarnya konsep umum reaksi kimia juga dapat diterapkan pada transformasi partikel-partikel elementerseperti pada reaksi nuklir.

Reaksi-reaksi kimia yang berbeda digunakan bersama dalam sintesis kimia untuk menghasilkan produk senyawa yang diinginkan. Dalam biokimia, sederet reaksi kimia yang dikatalisis oleh enzim membentuk lintasan metabolisme, di mana sintesis dan dekomposisi yang biasanya tidak mungkin terjadi di dalam sel dilakukan.

1.2 Tujuan

·         Mengetahui reaksi kimia dan susunan berkala

·         Mengetahui reaksi dari logam sebagai zat pereduksi (reduktor)

·         Mengetahui kecenderungan berkala dalam reaktivitas logam-logam

·         Mengetahui reaksi dari non logam sebagai oksidator

·         Mengetahui molekul oksigen sebagai oksidator

·         Mengetahui reaksi kimia dari ion hidrogen (asam dan basa Bronsted-Lowry)

·         Mengetahui kekuatan asam basa : kecenderungan berkala

·         Mengetahui asam dan basa Lewis : ion kompleks logam

BAB 2

PEMBAHASAN

2.1 REAKSI KIMIA DAN SUSUNAN BERKALA

Reaksi kimia adalah peristiwa perubahan kimia dimana zat-zat yang bereaksi (reaktan) berubah menjadi zat-zat hasil reaksi (produk). Pada reaksi kimia, selalu dihasilkan zat baru dengan komposisi dan sifat-sifat yang baru, sehingga sifat yang dimiliki reaktan berbeda dengan sifat yang dimiliki produk. Reaksi kimia dituliskan dengan persamaan reaksi kimia.
Pereaksi (reaktan) - hasil reaksi (produk)
Persamaan reaksi menunjukkan dua hal, yaitu:
a.    Kualitatif: persamaan reaksi menunjukkan rumus kimia peraksi dan hasil reaksi, serta keadaan zat-zat yang beraksi.
b.    Kuantitatif: persamaan reaksi menunjukkan hubungan antara pereaksi dan hasil reaksi yang terdapat dalam jumlah dan jenis atom yang setara.
Koefisien reaksi adalah angka yang menyatakan perbandingan jumlah atom atau molekul yang terlibat dalam reaksi kimia.
Menurut hukum kekekalan massa oleh Lavoisier, “massa zat sebelum dan sesudah reaksi adalah sama”. Atom-atom penyusun zat hanya disusun ulang tetapi tidak hilang.

Cara Menyetarakan Reaksi Kimia
1)    Tulislah reaksi dengan kata-kata dan letakkan pereaksi di sisi kiri dan hasil reaksi di kanan
2)    Tulislah persamaan reaksi dengan menggunakan rumus dan lambang
3)    Setarakan atom dalam persamaan
4)    Tambahkan koefisien yang dapat menyetarakan reaksi tersebut, penyetaraan tidak boleh mengubah rumus yang sudah benar.

Ciri-Ciri Reaksi Kimia
1.    Perubahan warna, merupakan salah satu petunjuk telah terbentuknya zat baru.
2.    Perubahan suhu. Reaksi kimia umumnya disertai dengan pelepasan atau penyerapan energi. Bentuk energi yang menyertai reaksi kimia dapat berupa kalor, cahaya, atau listrik. Reaksi yang melepaskan kalor disebut reaksi eksoterm, sedangkan yang menyerap kalor disebut reaksi endoterm.
3.    Pembentukan endapan. Ketika mereaksikan dua larutan dalam tabung reaksi, kadang-kadang terbentuk suatu senyawa yang tidak larut, berbentuk padatan dan terpisah dari larutannya. Padatan ini disebut dengan endapan (presipitat).
4.    Pembentukan gas. Salah satu petunjuk bahwa telah terjadi reaksi kimia adalah dengan dihasilkannya produk yang berwujud gas. Adanya gas yang terbentuk ditunjukkan dengan adanya gelembung-gelembung dalam larutan yang direaksikan. Adanya gas juga dapat diketahui dari adanya bau yang khas, seperti gas asam sulfida dan amoniak.

2.2 REAKSI DARI LOGAM SEBAGAI ZAT PEREDUKSI (REDUKTOR)

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.{\displaystyle 2Li_{(s)}+H_{2(g)}\longrightarrow 2LiH_{(s)}}

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 H2SO 4 , 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 NO2. 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 NO2. 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) + SO42-(aq) à Cu2+ + S02(g) + 2H20

Perhatikan bahwa dalam hal ini ion sulfat, SO42-yang akan direduksi menjadi S02bukan 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.

2.3 KECENDRUNGAN BERKALA DALAM REAKTIVITAS 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).

2.4 REAKSI DARI NONLOGAM 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– →  Mn2 +  (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+.

Asam sulfat (H2SO4) merupakan contoh zat pengoksidasi

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).

2.5 MOLEKUL OKSIGEN SEBGAGAI OKSIDATOR

Dalam system periodic,oksigen terletak pada golongan IVA.Oksigen dengan 8 elektron merupakan unsur terbanyak di bumi.Makhluk hidup memerlukan oksigen untuk mempertahankan kelangsungan hidupnya,termasuk bakteri anaerob yang tidak dapat menggunakan oksigen secara langsung.

1. Oksigen di alam
Unsur oksigen di alam dalam keadaan bebas dan dalam bentuk senyaw. Dalam keadaan bebas,oksigen berwujud gas yang merupakan senyawa kovalen diatomic (O2)dengan ikatan rangkap dua di dalamnya.Unsur oksigen mudah bereaksi dengan semua unsur,kecuali dengan beberapa gas mulia.
2. Sifat sifat oksigen
Sifat-sifat fisik
Gas oksigen adalah gas yang tidak berbau,tidak berwarna,tidak berasa dan mendidih pada suhu -1830C dan membeku pada suhu -2190C.
Sifat-sifat kimiaÐ
Atom oksigen dengan konfigurasi electron (He)2s22p4 memerlukan 2 elektron untuk mencapai konfigurasi electron gas mulia..Oleh karena itu,bilangan oksidasi oksigen dalam senyawa ion dan senyawa kovalen bervalensi 2,kecuali pada senyawa peroksida=1.
Oksigen adalah oksidator yang dapat mengoksidasi logam dan nonlogam menjadi oksidanya.Oksida logam merupakan senyawa ionic dan oksida nonlogam merupakan senyawa kovalen.
Pembuatan oksigen dalam industry dengan cara sulingan bertingkat udara cair dan elektrolisis air.Sedangkan dalam laboratorium gas oksigen dapat dibuat dengan cara memanaskan oksida-oksida logam atau garam KClO3 dan KNO3.
3. Kegunaan oksigen
a) Oksigen digunakan untuk pernafasan semua makhluk hidup
b) Gas oksigen digunakan dalam proses pembakara. Campuran gas oksigen dengan gas asetilin dapat menghasilkan panas yang sangat tinggi,sehingga digunakan untuk pengelasan dan memotong logam.
c) Dalam industry kimia,oksigen digunakan untuk membuat sejumlah senyawa kimia dan sebagai oksidator.
d) Gas oksigen cair digunakan sebagai bahan bakar pesawat ruang angkasa.
4. Senyawa-senyawa oksigen yang penting
a) Air (H2O)
Air merupakan senyawa oksigen yang terpenting dalam kehidupan manusia..Air adalah zat cair jernih berwarna kebiru-biruan. Air adalah pelarut yang baik bagi banyak zat,sehingga tak terdapat air yang murni.
Air sangat besar peranannya dalam industry. Jika air terlalu banyak mengandung garam-garam Ca,Mg,Fe terlarut dikatakan air sadah.
Oksigen banyak memberikan keuntungan bagi manusia,tetapi di sisi lain juga memberikan kerugian. Secara umum Zat yang bergabung dengan oksigen disebut mengalami oksidasi. Reaksi oksidasi dapat menyebabkan kerusakan mutu pada makanan.
Proses oksidasi menyebabkan kerusakan mutu pada makanan berupa timbulnya aroma yang tidak disukai,berubahnya warna makanan,rusaknya sebagian gizi termasuk vitamin,dan terbentuknya senyawa-senyawa baru produk oksidasi yang dapat membahayakan kesehatan.

Kata oksidasi berarti bergabungnya suatu zat dengan oksigen

Suatu proses menambah valensi positif atau mengurangi valensi negatif pada elemen atau ion. Suatu proses yang menyebabkan berkurangnya electron pada atom atau ion.

Jadi, oksidasi ternyata berbeda dengan oksigenasi yang hanya berarti suatu proses menambahkan oksigen. Oksidasi sering dikaitkan dengan adanya oksigen di udara yang mengenai bahan makanan.
Reaksi oksidasi lemak tidak jenuh pada bahan makanan oleh oksigen di udara menimbulkan bau yang tidak sedap.
Oksigen di atmosfer terdiri dari 2 macam yaitu:
1) Oksigen triplet yang bersifat radikal
Mullikan pada tahun 1928 menyebutkan bahwa sifat paramagnetic oksigen disebabkan perputaran parallel dari kedua electron luar dari sebuah molekul oksigen. Sepasang electron oksigen inilah yang disebut oksigen triplet.
Oksigen inilah yang diyakini berperan dalam kerusakan oksidasi lemak tidak jenuh.
2) Oksigen singlet
Herzberg tahun 1934 dengan spektroskopi menemukan oksigen dengan tingkatan energy yang lebih tinggi yang dikenal dengan oksigen singlet.
Oksigen ini keberadaannya tergantung pada adanya sensitizer dan cahaya serta oksigen triplet. Oksigen singlet dihasilkan dari oksigen triplet dengan melibatkan sensitizer dan energy cahaya.
Berdasarkan penelitian,oksigen singlet lebih reaktif dibandingkan dengan oksigen triplet. Sementara reaksi oksidasi melalui 3 tahap yaitu inisiasi,propagasi dan terminasi.

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

Pada tahun 1923, Johannes N. Bronsted di Denmark dan Thomas M. Lowry secara terpisahkan mengemukakan konsep asam dan basa yang berbeda dengan Arrhenius. Menurut Browsted – Lowry, asam merupakan spesi yang memberikan proton, sedangkan basa adalah spesi yang menerima proton pada suatu reaksi perpidahan proton.

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.

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

Ketika asam yang terdapat dalam larutan bereaksi dengan basa, yang berfungsi sebagai asam adalah ion hidroksonium. Sebagai contoh, proton di transferkan dari ion hidroksonium ke ion hidroksida untuk mendapatkan air.

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+).

Contoh Tabel Asam basa Bronsted – Lowry

Asam-1	+	Basa-2	D	Basa-1	+	Asam-2
HCI	+	NH3	D	CI–	+	NH4+
H2O	+	CO3	D	OH–	+	HCO3–
CH3COOH	+	H2O	D	CH3COO	+	H3O+
HNO2	+	CH3COOH	D	NO2–	+	CH3COOH2+

Salah satu keunggulan dari teori asam basa Bronsted – Lowry adalah bisa menjelaskan mengenai sifat asama basa pada reaksi yang reversibel. Contoh jenis reaksi ini adalah reaksi disosiasi asam lemah CH3COOH

CH3COOH(aq) + H2O(ℓ) → H2O+(aq) + CH3COOH–(aq)

Sekarang perhatikan reaksi yang hanya berjalan kekanan !

CH3COOH(aq) + H2O(ℓ) → H3O+(aq) + CH3COOH–(aq)

CH3COOH adalah asam basa, sebab spesi ini mendonorkan proton ke H2

H2O adalah basa sebab spesi ini menerima proton dari CH3COOH.

Sedangkan untuk reaksi kebalikannya :

H3O+(aq) + CH3COOH–(aq) → CH3COOH(aq) + H2O(ℓ)

H3O+ adalah asam, sebab spesi ini mendonorkan proton ke CH3COOH–.

CH3COOH– adalah basa, sebab spesi ini menerima proton dari H3O+.

Reaksi reversibel dari asam lemah diatas memiliki 2 asam dan 2 basa yang saling yang kita sebut sebagai pasangan asam-basa konjungsi Bronsted – Lowry.

Artinya CH3COOH adalah asam konjugasi dari CH3COOH– atau CH3COOH adalah basa konjugasi dari CH3COOH. Keduanya berpasangan sehingga dinamakan asam-basa konjugasi Bronsted-Lowry.

Tori asam basa Bronsted – Lowry juga memiliki kelemahan, yaitu tidak dapat menjelaskan reaksi asam basa yang tidak melibatkan transfer proton (H+), contohnya pada reaksi berikut.

Fe2+(aq) + 6H2O(ℓ) → Fe(H2O)62+(aq)

AgCI(s) + NH3(aq) → Ag(NH3)CI(aq)

2.7 KEKUATAN ASAM-BASA : KECENDERUNGAN BERKALA

Masih ingatkah kalian apa yang dimaksud dengan larutan elektrolit? Larutan elektrolit dapat menghantarkan listrik karena terionisasi dalam air. Berdasarkan atas kemampuannya mengion, larutan elektrolit dibedakan menjadi elektrolit kuat dan elektrolit lemah. Elektrolit kuat terionisasi sempurna dalam air (α=1), sedangkan elektrolit lemah hanya terionisasi sebagian dalam air (0<α<1). Lantas, bagaimana hal ini dikaitkan dengan kekuatan asam dan basa? Larutan asam dan basa juga merupakan larutan elektrolit. Sama halnya dengan elektrolit kuat, asam kuat akan terionisasi sempurna dalam air, sedangkan asam lemah hanya terionisasi sebagian dalam air. Sebagai contoh, HCl merupakan asam kuat karena terionisasi sempurna dalam air dengan melepas ion-ion H+ dan Cl- :

HCl(aq) à H+(aq) + Cl-(aq)

Sedangkan HF merupakan asam lemah karena dalam air hanya terionisasi sebagian menjadi ion-ion H+ dan F- :

HF(aq) H+(aq) + F-(aq)

Larutan HCl yang merupakan asam kuat akan terionisasi sempurna dalam air. Seperti yang diilustrasikan pada flash, hampir semua molekul HCl yang terdapat dalam larutan terionisasi menjadi H+ dan Cl-, sehingga dapat dikatakan memiliki tetapan ionisasi (α) mendekati 1. Sedangkan larutan HF yang merupakan asam lemah hanya terionisasi sebagian dalam air. Hanya sedikit molekul HF dalam larutan yang terionisasi menjadi H+ dan F-. Jika asam kuat seperti HCl mempunyai tetapan ionisasi (α) mendekati 1, lantas bagaimana dengan asam lemah seperti HF?
Asam lemah HF memiliki tetapan kesetimbangan:

Karena,

Jika jumlah zat mula-mula dimisalkan M molar, maka jumlah zat yang mengion adalah Mα, sehingga:

Dengan menganggap (1-α) = 1, maka persamaan diatas menjadi:

Maka, hubungan antara tetapan asam (Ka) dengan derajat ionisasi larutan (α) dapat dituliskan menjadi:

Sama halnya dengan asam, basa kuat terionisasi sempurna dalam air dan basa lemah terionisasi hanya sebagian dalam air. Sebagai contoh, NaOH merupakan basa kuat karena terionisasi sempurna dalam air menjadi ion Na+dan OH- :

NaOH(aq) à Na+(aq) + OH-(aq)

Sedangkan NH4OH merupakan basa lemah karena hanya sebagian terurai dalam air menjadi ion NH4+ dan OH- :

NH4OH(aq) NH4+(aq) + OH-(aq)

Sama halnya dengan asam kuat, maka basa kuat seperti NaOH juga memiliki tetapan ionisasi (α) mendekati 1. Sedangkan untuk basa lemah seperti NH4OH yang memiliki tetapan kesetimbangan:

Maka hubungan antara tetapan basa (Kb) dengan α dapat dituliskan menjadi:

Berikut contoh senyawa basa kuat dan basa lemah lainnya, yaitu:

2.8 ASAM DAN BASA LEWIS : ION KOMPLEKS LOGAM

Senyawa Koordinasi adalah senyawa yang terbentuk dari ion sederhana (kation maupun anion) serta ion kompleks. Unsur transisi periode keempat dapat membentuk berbagai jenis ion kompleks. Ion kompleks terdiri dari kation logam transisi dan ligan. Ligan adalah molekul atau ion yang terikat pada kation logam transisi. Interaksi antara kation logam transisi dengan ligan merupakan reaksi asam-basa Lewis.

Menurut Lewis, ligan merupakan basa Lewis yang berperan sebagai spesi pendonor (donator) elektron. Sementara itu, kation logam transisi merupakan asam Lewis yang berperan sebagai spesi penerima (akseptor) elektron. Dengan demikian, terjadi ikatan kovalen koordinasi (datif) antara ligan dengan kation logam transisi pada proses pembentukan ion kompleks. Kation logam transisi kekurangan elektron, sedangkan ligan memiliki sekurangnya sepasang elektron bebas (PEB). Beberapa contoh molekul yang dapat berperan sebagai ligan adalah H2O, NH3, CO, dan ion Cl–.

Bilangan koordinasi adalah jumlah ligan yang terikat pada kation logam transisi. Sebagai contoh, bilangan koordinasi Ag+ pada ion [Ag(NH3)2]+ adalah dua, bilangan koordinasi Cu2+ pada ion [Cu(NH3)4]2+ adalah empat, dan bilangan koordinasi Fe3+ pada ion [Fe(CN)6]3- adalah enam. Bilangan koordinasi yang sering dijumpai adalah 4 dan 6.

Berdasarkan jumlah atom donor  yang memiliki pasangan elektron bebas (PEB) pada ligan, ligan dapat dibedakan menjadi monodentat, bidentat, dan polidentat. H2O dan NH3 merupakan ligan monodentat (mendonorkan satu pasang elektron). Sedangkan Etilendiamin (H2N-CH2-CH2-NH2, sering disebut dengan istilah en) merupakan contoh ligan bidentat (mendonorkan dua pasang elektron). Ligan bidentat dan polidentat sering disebut sebagai agen chelat (mampu mencengkram kation logam transisi dengan kuat).

Muatan ion kompleks adalah penjumlahan dari muatan kation logam transisi dengan ligan yang mengelilinginya. Sebagai contoh, pada ion [PtCl6]2-, bilangan oksidasi masing-masing ligan (ion Cl–) adalah -1. Dengan demikian, bilangan oksidasi Pt (kation logam transisi) adalah +4. Contoh lain, pada ion [Cu(NH3)4]2+, bilangan oksidasi masing-masing ligan (molekul NH3) adalah 0 (nol). Dengan demikian, bilangan oksidasi Cu (kation logam transisi) adalah +2.

Berikut ini adalah beberapa aturan yang berlaku dalam penamaan suatu ion kompleks maupun senyawa kompleks :

1. Penamaan kation mendahului anion; sama seperti penamaan senyawa ionik pada umumnya.

2. Dalam ion kompleks, nama ligan disusun menurut urutan abjad, kemudian dilanjutkan dengan nama kation logam transisi.

3. Nama ligan yang sering terlibat dalam pembentukan ion kompleks dapat dilihat pada Tabel Nama Ligan.

4. Ketika beberapa ligan sejenis terdapat dalam ion kompleks, digunakan awalan di-, tri-, tetra-, penta-, heksa-, dan sebagainya.

5. Bilangan oksidasi kation logam transisi dinyatakan dalam bilangan Romawi.

6. Ketika ion kompleks bermuatan negatif, nama kation logam transisi diberi akhiran –at. Nama kation logam transisi pada ion kompleks bermuatan negatif.

Daftar pustaka

http://www.chemistricks.com/2016/05/ringkasan-materi-kimia-tentang.html

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

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

http://usaha321.net/pengertian-zat-pengoksidasi-oksidator-dan-contoh-oksidator.html

http://kimialingkunganina.blogspot.co.id/2011/04/oksigen-dan-proses-oksidasi.html

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

http://devyntha-purwandari.blogspot.co.id/2012/04/kekuatan-asam-basa.html

https://andykimia03.wordpress.com/tag/asam-basa-lewis/