Herliana (A1C217036) review kimia dasar pertemuan 13

REVIEW KIMIA DASAR

Pertemuan 13

         

NAMA                          : HERLIANA

NIM                             : A1C217036

DOSEN PENGAMPU               : Dr.YUSNELTI,M.Si.

PROGRAM STUDI PENDIDIKAN MATEMATIKA JURUSAN PENDIDIKAN MATEMATIKA DAN ILMU PENGETAHUAN ALAM FAKULTAS KEGURUAN DAN ILMU PENDIDIKAN UNIVERSITAS JAMBI

2017

BAB I

PENDAHULUAN

 Latar belakang
Reaksi oksidasi-reduksi banyak berperan dalam kehidupan sehari-hari. Mulai dari pembakaran bahan bakar minyak bumi sampai dengan kerja cairan pemutih yang digunakan dalam rumah tangga. Selain itu, unsur logam dan nonlogam diperoleh dari bijihnya dari proses oksidasi atau reduksi.
Dari sejarahnya, istilah oksidasi diterapkan untuk proses-proses di mana oksigen diambil oleh suatu zat. Maka reduksi dianggap sebagai proses di mana oksigen diambil dari dalam suatu zat. Kemudian penangkapan hidrogen juga disebut reduksi, sehingga kehilangan hidrogen disebut oksidasi. Sekali lagi reaksi-reaksi lain di mana baik oksigen maupun hidrogen tidak ambil bagian belum dapat dikelompokkan sebagai oksidasi atau reduksi, sebelum definisi oksidasi reduksi yang paling umum, yang didasarkan pada pelepasan dan pengambilan elektron, disusun orang.
 Tujuan pendidikan
Tujuan penulisan makalah ini adalah sebagai berikut :
1. Untuk mengetahui reaksi kimia dan susunan berkala
2. Untuk mengetahui reaksi dari logam sebagai zat pereduksi
3. Untuk mengetahui kecenderungan berkala dalam reaktivitas logam-logam
4. Untuk mengetahui reaksi dari non logam sebagai oksidator
5. Untuk mengetahui molekul oksigen sebagai oksidator
6. Untuk mengetahui reaksi kimia dari ion hidrogen (asam dabn basa brponsted lowry)
7. Untuk mengetahui kekuatan asam-basa : kecenderungan berkala
8. Asam dan basa lewis : ion kompleks logam

BAB II

PEMBAHASAN

 Reaksi kimia dan susunan berkala
     Setelah belajar mengenai bentuk atom dan cara atom saling tarik menarik dengan adanya ikatan kimia, kita akan melihat kereaktivan zat kimia untuk mempelajari bahwa sifat-sifat kimia dari zat ada hubung¬annya dengan struktur elektron dan ikatannya. Salah satu tujuan utama adalah menghubungkan sifat-sifat kimia dan reaksi dari unsur dengan tempatnya dalam Susunan Berkala. Dengan cara ini, kenyataan dari zat kimia akan lebih mudah diingat dan susunan berkala akan menjadi petunjuk bagi kita dalam mengikuti arah kereak¬tivan kimia.
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 dire¬duksi 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 meru¬pakan oksidator juga).
   Logam-logam lain yang juga bereaksi dengan asam yang tak meng¬oksidasi 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 oksi¬dator 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 S02 bukan H+.
Kecenderungan logam untuk bereaksi dengan asam-asam memberi¬kan suatu cara kasar untuk membagi logam-logam berdasarkan kemam¬puannya 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 be¬berapa waktu terlihat pada batang seng ada pelekatan dari seng yang berwarna merah coklat, sedangkan warna biru dari tembaga akan me¬mucat. Bila larutannya dianalisis, ternyata akan mengandung seng. Ha¬sil akhir reaksi ion yang terjadi
Zn(s) + Cu2+(aq) à Cu(s) + Zn2+(aq)
Terlihat bahwa reaksinya sama dengan reaksi antara seng dan ion hidro¬gen
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 tem¬baga 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. Daftar yang lebih lengkap diberikan pada tabel berikut:
Logam
Penurunan daya untuk dioksidasi à
Li à Li+ + e-
Kenaikan daya ion-ion logam untuk dioksidasi à

Lithium
Li à Li+ + e-

Cesium
Ca à Ce+ + e-

Rubidium
Rb à Rb+ + e-

Potasium
K à K+ + e-

Barium
Ba à Ba++ + 2e-

Strontium
Sr à Sr++ + 2e-

Calsium
Ca à Ca++ + 2e

Sodium
Na à Na+ + e

Magnesium
Mg à Mg++ + 2e

Zinc
Zn à Zn++ + 2e

Chromium
Cr à Cr+++ + 3e

Iron
Fe à Fe++ + 2e

Cadmium
Cd à Cd++ + 2e

Cobalt
Co à Co++ + 2e

Nickel
Ni à Ni++ + 2e

Tin
Sn à Sn++ + 2e

Lead
Pb à Pb++ + 2e

Hydrogen
H2 à 2H+ + 2e

Copper
Cu à Cu+ + 2e

Silver
Ag à Ag++ + 2e

Mercury
Hg à Hg++ + 2e

Platinum
Pt à Pt++ + 2e

Gold
Au à Au+++ + 3e

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 meng¬gunakan untuk menentukan hasil reaksi penggantian tunggal. Tiap logam dalam daftar ini dapat menggantikan logam di bawahnya dari persenya¬waannya. 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.

 Reaksi dari logam sebagai zat pereduksi (reduktor)
Telah dipelajari bahwa logam adalah unsur dengan energi ionisasi dan elektronegativitas yang rendah. Logam sangat mudah kehilangan elek¬tron 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 reaksi¬nya dengan unsur-unsur nonlogam. Banyak zat-zat lain dapat mengok¬sidasi logam sehingga logam juga berperan sebagai reduktor. Dengan mempelajari reaksi-reaksi ini, kita dapat mengurut logam-logam ber¬dasarkan daya reduksinya.

 Kecenderungan berkala dalam reaktivitas logam-logam
Bila kita menggunakan istilah reaktivitas dalam menggambarkan sifat¬sifat dari logam-logam; berarti mudah atau sukarpya logam tersebut me¬lepaskan 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-lo-gam yang reaktif dan yang tidak reaktif. Kecenderungan berkala sema¬cam 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, logam¬logarn 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 go¬longan IA dan IIA. Unsur-unsur go¬longan 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 meng¬hasilkan 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 ber¬karat.

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 konsen¬trasi 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 dioksi¬dasi 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 mempe¬ringkatkan logam menurut mudahnya mereka teroksidasi.

Dari semua logam, golongan IA adalah yang paling mudah dioksidasi. Sehingga berbahaya bila kita meletakkan logam-logam alkali seperti na¬trium 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 logam-logam 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 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– →  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+.

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 (CrO42-), dan ion dikromat (Cr2O72-), 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 NH3 dengan 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 :
HN3)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, NH3 adalah 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
Dalam mempelajari asam-basa maka kita tidak luput dihadapkan pada seberapa kuat suatu asam dan basa. Apakah suatu zat bersifat sebagai asam kuat, asam lemah atau basa kuat, lalu bagaimanakah kita dapat menentukan kekuatan asam atau kekuatan basa suatu zat? Ini pertanyaan yang perlu diketahui

Yang menjadi penentu kekuatan asam atau basa adalah adalah posisi kesetimbangan reaksi disosiasi asam atau basa dalam air. Tingkat ionisasi atau disosiasinya yaitu jumlah ion H+ dan ion OH- yang dilepaskan oleh spesi asam dan basa
 Sebagai contoh suatau HA dalam air akan mengalami reaksi disosiasi sebagai berikut:
HA + H2O <-> H3O+ + A-

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]
Yang perlu diperhatikan bahwa H+ di atas mewakili H3O+. Ka adalah tetapan kesetimbangan asam oleh karena itu nilainya sangat dipengaruhi oleh temperatur. Semakin kecil nilai Ka mengindikasikan bahwa asam tersebut adalah asam lemah begitu juga sebaliknya.

Lalu mengapa dibuku-buku pelajaran kimia hanya asam lemah saja yang memiliki nilai Ka sedangakan asam kuat tidak memiliki nilai Ka?
Sebenarnya asam kuat juga memiliki nilai Ka, akan tetapi nilai Ka asam kuat sangat sulit diukur secara tepat disebabkan kita tidak bisa menghitung secara pasti konsentrasi HA pada kondisi setimbang. Ingat bahwa asam kuat kesetimbangannya jauh ke arah kanan sehingga besarnya konsentrasi HA yang tidak terdisosiasi sukar untuk ditentukan.

Bagaimana dengan basa?
Untuk basa hal yang sama seperti diatas dapat diterapkan, misalnya suatu basa BOH akan terdisosiasi dalam air sebagai berikut:
BOH <-> B+ + OH-
Dan tetapan disosiasi basanya adalah sebagai berikut:
Kb = [B+][OH-] / [BOH]

Berbeda dengan asam tetapan disosiasi basa dilambangan dengan Kb (huruf a dan b pada lambang tetapan disosiasi asam dan basa menyatakan a untuk acid yaitu asam dan b untuk base atau basa).
Sekali lagi Ka dan Kb adalah tetapan kesetimbangan khusus yang menunjukan reaksi disosiasi asam dan basa dalam larutan air. Seperti halnya harga tetapan kesetimbangan yang lain maka nilai Ka dan Kb sangat dipengaruhi oleh temperatur.

Tabel Kekuatan Asam

Asam Kuat Asam Lemah
HCl CH3COOH
H2SO4 H2CO3
HNO3 H2S
HBr HCN
HI HCOOH
HClO4


Tabel Kekuatan Basa

Basa Kuat Basa Lemah
NaOH NH4OH
KOH
Ba(OH)2
Sr(OH)2
Ca(OH)2
Mg(OH)2
Semua basa dari golongan IA dan IIA,kecuali Be(OH)2


Dalam penulisan reaksi ionisasi asam / basa kuat digunakan satu anak panah yang menunjukkan ke satu arah yang menyatakan bahwa seluruh senyawa asam dan basa kuat terionisasi
Cth :
HCl(aq) → H+(aq) + Cl-(aq) NaOH(aq) → Na+(aq) + OH-(aq)
H2SO4(aq) → 2H+(aq) + SO42-(aq) Ca(OH)2(aq) → Ca2+(aq) + 2OH-(aq)
Konsentrasi ion H+ dan OH- dapat dihitung :
[H+] = a x Ma dan  [OH-] = b x Mb

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)
H3PO4(aq) ⇋ 3H+(aq) + PO43-(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
Bunyi Teori Asam Basa Lewis
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 adalah senyawa ionik, di mana kation dari logam transisi berikatan dengan dua atau lebih anion atau molekul netral. Dalam ion kompleks, kation logam unsur transisi dinamakan atom pusat, dan anion atau molekul netral terikat pada atom pusat dinamakan ligan (Latin: ligare, artinya mengikat).

Menurut teori asam-basa Lewis, ion logam transisi menyediakan orbital d yang kosong sehingga berperan sebagai asam Lewis (akseptor pasangan elektron bebas) dan ion atau molekul netral yang memiliki pasangan elektron bebas untuk didonorkan berperan sebagai basa Lewis.
Contoh ion kompleks adalah [Fe(H2O)6]3+.
Atom Fe bermuatan 3+ dengan konfigurasi elektron [Ar] 3d5 4s0. Oleh karena atom Fe dapat mengikat enam molekul H2O (netral), atom Fe harus menyediakan enam buah orbital kosong. Hal ini dicapai melalui hibridisasi d2sp3. Proses hibridisasinya adalah sebagai berikut.

Konfigurasi atom Fe :

Konfigurasi dari ion Fe3+ :

Oleh karena memerlukan enam orbital kosong, hibridisasi yang terjadi adalah d2sp3, yakni 2 orbital dari 3d, 1 orbital dari 4s, dan 3 orbital dari 4p. Keenam orbital d2sp3 selanjutnya dihuni oleh pasangan elektron bebas dari atom O dalam molekul H2O.
Molekul atau ion yang bertindak sebagai ligan, yang terikat pada atom pusat, sekurang-kurangnya harus memiliki satu pasang elektron valensi yang tidak digunakan, misalnya Cl–, CN–, H2O, dan NH3, seperti ditunjukkan pada struktur Lewis Gambar 1.

Gambar 1. (a) Ligan H2O dan (b) NH3.
Pada pembentukan ion kompleks, ligan dikatakan mengkoordinasi logam sebagai atom pusat. Ikatan yang terbentuk antara atom pusat dan ligan adalah ikatan kovalen koordinasi. Penulisan rumus kimia untuk ikatan koordinasi dalam senyawa kompleks digunakan tanda kurung siku. Jadi, dalam rumus [Cu(NH3)4]SO4 terdiri atas kation [Cu(NH3)4]2+ dan anion SO42–, dengan kation merupakan ion kompleks. Senyawa yang terbentuk dari ion kompleks dinamakan senya a kompleks atau koordinasi.
Ion kompleks memiliki sifat berbeda dengan atom pusat atau ligan pembentuknya. Misalnya, pada ion kompleks Fe(SCN)2+, ion SCN– tidak berwarna dan ion Fe3+ berwarna cokelat. Ketika kedua spesi itu bereaksi membentuk ion kompleks, [Fe(SCN)6]3– warnanya menjadi merah darah.

Pembentukan kompleks juga dapat mengubah sifat-sifat ion logam, seperti sifat reduksi atau sifat oksidasi. Contohnya, Ag+ dapat direduksi oleh air dengan potensial reduksi standar:

Ag+(aq) + e– → Ag(s)         Eo = +0,799 V

Namun ion [Ag(CN)2]– tidak dapat direduksi oleh air sebab ion Ag+ sudah dikoordinasi oleh ion CN– menjadi stabil dalam bilangan oksidasi +1.

[Ag(CN)2]–(aq) + e– → Ag(s)          Eo = –0,31 V

Konstanta Pembentukan
Penggantian molekul air dari {[Cu(H2O)6]2+} oleh amonia terjadi dalam langkah-langkah berurutan. Pertama, menghilangkan molekul air terikat Cu2+ . Secara sederhana, bisa ditulis reaksi kesetimbangannya sebagai berikut:

Cu2+(aq)+NH3(aq)[Cu(NH3)]2+(aq)+NH3(aq)[Cu(NH3)2]2+(aq)+NH3(aq)[Cu(NH3)3]2+(aq)+NH3(aq)⇌[Cu(NH3)]2+(aq)K1⇌[Cu(NH3)2]2+(aq)K2⇌[Cu(NH3)3]2+(aq)K3⇌[Cu(NH3)4]2+(aq)K4(17.3.1)

Jumlah  total dari reaksi bertahap merupakan persamaan keseluruhan untuk pembentukan ion kompleks: Ion Cu2+  terhidrasi berisi enam ligan H2O, tetapi ion kompleks yang dihasilkan hanya  mengandung empat ligan NH3,   bukan enam.

Cu2+(aq)+4NH3(aq)⇌[Cu(NH3)4]2+(aq)
, bukan enam.
Konstanta kesetimbangan untuk pembentukan ion kompleks dari ion terhidrasi disebut konstanta pembentukan  (Kf). Kesetimbangan konstan untuk Kf memiliki bentuk umum yang sama seperti  konstanta kesetimbangan lainnya. Dalam hal ini,  adalah sebagai berikut:

Kf=[[Cu(NH3)4]2+][Cu2+][NH3]4=2.1×1013=K1K2K3K

Air, cairan murni, tidak muncul secara eksplisit dalam  konstanta kesetimbangan, dan Cu2+(aq)   ion terhidrasi direpresentasikan sebagai Cu2+ untuk kesederhanaan. Adapun keseimbangan apapun, semakin besar nilai konstanta kesetimbangan (dalam hal ini, Kf), menjadi lebih stabil. Dengan  Kf = 2.1 × 1013, ion kompleks [Cu(NH3)4(H2O)2]2+  sangat stabil. Konstanta pembentukan untuk beberapa ion kompleks umum tercantum pada Tabel berikut:

BABIII

PENUTUP

        KESIMPULAN    

1. Logam sangat mudah kehilangan elek¬tron 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.
2. Bila kita menggunakan istilah reaktivitas dalam menggambarkan sifat¬sifat dari logam-logam; berarti mudah atau sukarpya logam tersebut me¬lepaskan elektron untuk menjadi kation. Suatu logam yang reaktif adalah logam yang mudah melepaskan elektronnya berarti mudah dioksidasi.
3. 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+.
4. 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.
5. 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+.
6. 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
7. 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.
8. Ion kompleks adalah senyawa ionik, di mana kation dari logam transisi berikatan dengan dua atau lebih anion atau molekul netral. Dalam ion kompleks, kation logam unsur transisi dinamakan atom pusat, dan anion atau molekul netral terikat pada atom pusat dinamakan ligan (Latin: ligare, artinya mengikat).




DAFTAR PUSTAKA

http://teorikuliah.blogspot.co.id/2009/08/reaksi-kimia-dan-susunan-berkala.html
http://rumusrumus.com/teori-asam-basa-lewis/
https://anggiwilianandini.wordpress.com/kimia-kelas-xi/larutan-asam-basa/ph-larutan-asam-basa/kekuatan-asam-basa/
https://www.slideshare.net/rifkiristiovan/kekuatan-asam-basa-dan-ph-larutan-kimia-kelas-xi