4.6 Analisis Gravimetri

Analisis gravimetri adalah teknik analitik berdasarkan pengukuran massa. Salah satu jenis eksperimen analisis gravimetri melibatkan pembentukan, isolasi, dan penentuan massa endapan. Secara umum, prosedur ini diterapkan pada senyawa ionik. Pertama, zat sampel dengan komposisi yang tidak diketahui dilarutkan dalam air dan dibiarkan bereaksi dengan zat lain membentuk endapan. Kemudian endapan disaring, dikeringkan, dan ditimbang. Mengetahui massa dan rumus kimia dari endapan yang terbentuk, kita dapat menghitung massa komponen kimia tertentu (yaitu, anion atau kation) dari sampel awal. Akhirnya, dari massa komponen dan massa sampel awal, kita dapat menentukan persentase komposisi berdasarkan massa komponen dalam senyawa awal.

Reaksi yang sering dipelajari dalam analisis gravimetri, karena reaktan dapat diperoleh dalam bentuk murni, adalah

AgNO₃(aq) + NaCl(aq) → NaNO₃(aq) + AgCl(s)

Persamaan ion bersihnya adalah

Ag⁺(aq) + Cl⁻(aq) → AgCl(s)

Endapannya adalah perak klorida (lihat Tabel 4.2). Sebagai contoh, katakanlah kita ingin menentukan secara eksperimen persentase berdasarkan massa Cl dalam NaCl. Pertama, kita akan menimbang sampel NaCl secara akurat dan melarutkannya dalam air. Selanjutnya, kita akan menambahkan larutan AgNO₃ yang cukup ke dalam larutan NaCl untuk menyebabkan pengendapan semua ion Cl⁻ yang ada dalam larutan sebagai AgCl. Dalam prosedur ini, NaCl adalah reagen pembatas dan AgNO₃ adalah reagen berlebih. Endapan AgCl dipisahkan dari larutan dengan filtrasi, dikeringkan, dan ditimbang. Dari massa AgCl yang diukur, kita dapat menghitung massa Cl menggunakan persentase berdasarkan massa Cl dalam AgCl. Karena jumlah Cl yang sama ini ada dalam sampel NaCl awal, kita dapat menghitung persentase berdasarkan massa Cl dalam NaCl. Gambar 4.20 menunjukkan bagaimana prosedur ini dilakukan.

Gambar 4.20 Langkah dasar untuk analisis gravimetri. (a) Suatu larutan yang mengandung jumlah NaCl yang diketahui dalam suatu gelas kimia. (b) Presipitasi AgCl pada penambahan larutan AgNO₃ dari silinder pengukur. Dalam reaksi ini, AgNO₃ adalah reagen berlebih dan NaCl adalah reagen pembatas. (c) Larutan yang mengandung endapan AgCl disaring melalui wadah cakram sintered preweighed, yang memungkinkan cairan (tetapi bukan endapan) lewat. Cawan kemudian dikeluarkan dari peralatan, dikeringkan dalam oven, dan ditimbang lagi. Perbedaan antara massa akhir dan massa wadah kosong memberikan massa endapan AgCl.

Analisis gravimetri adalah teknik yang sangat akurat, karena massa sampel dapat diukur secara akurat. Namun, prosedur ini hanya berlaku untuk reaksi yang selesai, atau memiliki persen hasil (yield) hampir 100 persen. Jadi, jika AgCl sedikit larut dan bukannya tidak larut, tidak mungkin untuk mengendapkan semua ion Cl⁻ dari larutan NaCl dan perhitungan selanjutnya akan salah.

Contoh 4.9 menunjukkan perhitungan yang terlibat dalam percobaan gravimetri.

Contoh 4.9

Sampel 0,5662 g senyawa ionik mengandung ion klorida dan ion logam yang tidak diketahui dilarutkan dalam air dan ditambahkan dengan AgNO₃ berlebih. Jika terbentuk endapan 1,0882 g AgCl, berapa persen massa Cl dalam senyawa awal?

Strategi

Kita diminta untuk menghitung persentase berdasarkan massa Cl dalam sampel yang tidak diketahui, yaitu

Satu-satunya sumber ion Cl⁻ adalah senyawa awal. Ion klorida ini akhirnya berakhir dalam endapan AgCl. Bisakah kita menghitung massa ion Cl⁻ jika kita mengetahui persentase berdasarkan massa Cl dalam AgCl?

Penyelesaian

Massa molar Cl dan AgCl masing-masing adalah 35,45 g dan 143,4 g. Oleh karena itu, persentase berdasarkan massa Cl dalam AgCl diberikan oleh

% Cl = 24,72%

Selanjutnya, kita menghitung massa Cl dalam 1,0882 g AgCl. Untuk melakukannya, kita mengonversi 24,72% menjadi 0,2472 dan menuliskan

massa Cl = 0,2472 x 1,0882 g = 0,2690 g

Karena senyawa awal juga mengandung jumlah ion Cl⁻ ini, persentase massa Cl dalam senyawa tersebut adalah

= 47,51 % 

Latihan

Sampel 0,3220 g senyawa ionik yang mengandung ion bromida (Br₂) dilarutkan dalam air dan ditambahkan dengan AgNO₃ berlebih. Jika massa endapan AgBr yang terbentuk adalah 0,6964 g, berapa persen massa Br dalam senyawa awal?

Perhatikan bahwa analisis gravimetri tidak menetapkan seluruh identitas yang tidak diketahui. Jadi, dalam Contoh 4.9 kita masih tidak mengetahui kation itu. Namun, mengetahui persen dari massa Cl sangat membantu kita untuk mempersempit kemungkinan. Karena tidak ada dua senyawa yang mengandung anion yang sama (atau kation) memiliki komposisi persen yang sama berdasarkan massa, perbandingan persen dengan massa yang diperoleh dari analisis gravimetri dengan yang dihitung dari serangkaian senyawa yang diketahui akan mengungkapkan identitas yang tidak diketahui.

4.5 Konsentrasi Larutan

Untuk mempelajari stoikiometri larutan, kita harus tahu berapa banyak reaktan yang ada dalam larutan dan juga bagaimana mengontrol jumlah reaktan yang digunakan untuk menghasilkan reaksi dalam larutan berair.

Konsentrasi larutan adalah jumlah zat terlarut yang ada dalam jumlah pelarut tertentu, atau jumlah larutan tertentu. (Untuk diskusi ini, kita akan menganggap zat terlarut adalah cairan atau padatan dan pelarut adalah air) Konsentrasi larutan dapat dinyatakan dalam berbagai cara, seperti yang akan kita lihat di Bab 12. Di sini kita akan membahas satu satuan yang paling umum digunakan dalam kimia, yaitu molaritas (M), atau konsentrasi molar, yang merupakan jumlah mol zat terlarut per liter larutan. Molaritas didefinisikan sebagai

Persamaan (4.1) juga dapat dinyatakan secara aljabar

di mana n menunjukkan jumlah mol zat terlarut dan V adalah volume larutan dalam liter.

Larutan 1,46 molar glukosa (C₆H₁₂O₆), ditulis sebagai 1,46 M C₆H₁₂O₆, mengandung 1,46 mol zat terlarut (C₆H₁₂O₆) dalam 1 L larutan. Tentu saja, kita tidak selalu bekerja dengan volume larutan 1 L. Dengan demikian, larutan 500 mL yang mengandung 0,730 mol C₆H₁₂O₆ juga memiliki konsentrasi 1,46 M:

Perhatikan bahwa konsentrasi, seperti kepadatan, adalah sifat yang intensif, sehingga nilainya tidak tergantung pada berapa banyak larutan yang ada.

Penting untuk diingat bahwa molaritas hanya mengacu pada jumlah zat terlarut yang semula terlarut dalam air dan tidak memperhitungkan proses selanjutnya, seperti pemisahan garam atau ionisasi asam. Perhatikan apa yang terjadi ketika sampel kalium klorida (KCl) dilarutkan dalam air yang cukup untuk membuat larutan 1 M:

Karena KCl adalah elektrolit yang kuat, KCl mengalami disosiasi sempurna dalam larutan. Dengan demikian, larutan 1 M KCl mengandung 1 mol ion K⁺ dan 1 mol ion Cl⁻, dan tidak ada molekul KCl yang tetap eksis. Konsentrasi ion dapat dinyatakan sebagai [K⁺] = 1 M dan [Cl⁻] = 1 M, di mana tanda kurung siku [ ] menunjukkan bahwa konsentrasi dinyatakan dalam molaritas. Demikian pula, dalam larutan 1 M barium nitrat [Ba(NO₃)₂]

kami memiliki [Ba²⁺] = 1 M dan [NO₃⁻] = 2 M dan tidak ada molekul Ba(NO₃)₂ sama sekali.

Prosedur untuk menyiapkan larutan molaritas yang diketahui adalah sebagai berikut. Pertama, zat terlarut secara akurat ditimbang dan dipindahkan ke labu volumetrik melalui corong (Gambar 4.18). Selanjutnya, air ditambahkan ke labu, yang diaduk dengan hati-hati untuk melarutkan padatan. Setelah semua padatan larut, lebih banyak air ditambahkan perlahan sampai tingkat larutan tepat ke tanda tera volume. Mengetahui volume larutan dalam labu dan jumlah senyawa (jumlah mol) yang dilarutkan, kita dapat menghitung molaritas larutan menggunakan Persamaan (4.1). Perhatikan bahwa prosedur ini tidak perlu mengetahui jumlah air yang ditambahkan, selama volume larutan akhir diketahui.

Gambar 4.18 Mempersiapkan larutan molaritas yang diketahui. (a) Sejumlah zat terlarut padat yang diketahui dipindahkan ke dalam labu volumetrik; Kemudian air ditambahkan melalui corong. (b) Padatan perlahan dilarutkan dengan lembut memutar labu dengan cara digoyang. (c) Setelah padatan benar-benar larut, lebih banyak air ditambahkan sampai tanda tera volume. Mengetahui volume larutan dan jumlah zat terlarut di dalamnya, kita dapat menghitung molaritas larutan yang disiapkan.

Contoh 4.6 dan 4.7 mengilustrasikan aplikasi Persamaan (4.1) dan (4.2).

Contoh 4.6

Berapa gram kalium dikromat (K₂Cr₂O₇) yang diperlukan untuk membuat larutan 250 mL yang konsentrasinya adalah 2,16 M?

Strategi 

Berapa banyak mol K₂Cr₂O₇ yang terdapat dalam 1L (atau 1000 mL) 2,16 M larutan K₂Cr₂O₇? larutan 250 mL? Bagaimana kita mengonversi mol menjadi gram?

Penyelesaian

Langkah pertama adalah menentukan jumlah mol K₂Cr₂O₇ dalam 250 mL atau 0,250 L larutan 2,16 M K₂Cr₂O₇. Menyusun ulang Persamaan (4.1) memberi

mol zat terlarut = molaritas x Liter larutan

sehingga

Massa molar K₂Cr₂O₇ adalah 294,2 g, jadi kita menulis

Periksa

Sebagai perkiraan pembulatan, massa harus diberikan oleh [molaritas (mol/L) x volume (L) x massa molar (g/mol)] atau [2 mol/L x 0,25 L x 300g/mol] = 150 g. Jadi jawabannya masuk akal.

Latihan

Berapa volume (dalam mililiter) larutan NaOH 0,315 M yang mengandung 6,22 g NaOH?

Pengenceran Larutan

Larutan konsentrasi pekat sering disimpan di ruang stok laboratorium untuk digunakan sesuai kebutuhan. Kita sering mengencerkan larutan "stok" ini sebelum bekerja dengannya. Pengenceran adalah prosedur untuk menyiapkan larutan yang kurang pekat dari larutan yang lebih pekat.

Misalkan kita ingin menyiapkan 1 L larutan 0,400 M KMnO₄ dari larutan 1,00 M KMnO₄. Untuk keperluan ini, kita membutuhkan 0,400 mol KMnO₄. Karena ada 1,00 mol KMnO₄ dalam 1L dari larutan 1,00 M KMnO₄, ada 0,400 mol KMnO₄ dalam 0,400 L dari larutan yang sama:

Oleh karena itu, kita harus menarik 400 mL dari larutan 1,00 M KMnO₄ dan mengencerkannya menjadi 1000 mL dengan menambahkan air (dalam labu volumetrik 1L). Metode ini memberi kita 1 L larutan yang diinginkan dari 0,400 M KMnO₄.

Dalam melakukan proses pengenceran, penting untuk diingat bahwa menambahkan lebih banyak pelarut ke sejumlah larutan stok mengubah (mengurangi) konsentrasi larutan tanpa mengubah jumlah mol zat terlarut yang ada dalam larutan (Gambar 4.19). Dengan kata lain,

mol zat terlarut sebelum pengenceran = mol zat terlarut setelah pengenceran

Molaritas didefinisikan sebagai mol zat terlarut dalam satu liter larutan, sehingga jumlah mol zat terlarut diberikan oleh [lihat Persamaan (4.2)]

Karena semua zat terlarut berasal dari larutan stok asal, kita dapat menyimpulkan bahwa n tetap sama; karena itu,

M₁V₁ = M₂V₂

awal         akhir

di mana M₁ dan M₂ adalah konsentrasi awal dan akhir dari larutan dalam molaritas dan V₁ dan V₂ adalah volume awal dan akhir dari larutan, masing-masing. Tentu saja, satuan V₁ dan V₂ harus sama (mL atau L) agar kalkulasi bekerja. Untuk memeriksa kewajaran hasil, kita pastikan bahwa M₁ > M₂ dan V₂ > V₁.

Kita menerapkan Persamaan (4.3) dalam Contoh 4.8.

Contoh 4.8

Jelaskan bagaimana kita akan menyiapkan 5,00 x 10² mL larutan 1,75 M H₂SO₄, dimulai dengan larutan stok H₂SO₄ 8,61 M!

Strategi

Karena konsentrasi larutan akhir kurang dari yang awal, ini adalah proses pengenceran. Ingatlah bahwa dalam pengenceran, konsentrasi larutan menurun tetapi jumlah mol zat terlarut tetap sama.

Penyelesaian

Kita mempersiapkan perhitungan dengan mentabulasi data:

M₁ = 8,61 M         M₂ = 1,75 M

V₁ = ?                    V₂ = 5,00 x 10² mL

Jadi, kita harus mengencerkan 102 mL larutan 8,61M H₂SO₄ dengan air yang cukup untuk menghasilkan volume akhir 5,00 x 10² mL dalam labu volumetrik 500 mL untuk memperoleh konsentrasi larutan yang diinginkan.

Periksa

Volume awal kurang dari volume akhir, jadi jawabannya masuk akal.

Latihan

Bagaimana kita menyiapkan 2,00 x 10² mL larutan 0,866 M NaOH, dimulai dengan larutan stok 5,07 M?

Ulasan Konsep

Berapa konsentrasi akhir larutan NaCl 0,6 M jika volumenya dua kali lipat dan jumlah mol zat terlarut tiga kali lipat?

Sekarang kita telah membahas konsentrasi dan pengenceran larutan, kita dapat memeriksa aspek kuantitatif dari reaksi dalam larutan berair, atau stoikiometri larutan. Bagian 4.6–4.8 fokus pada dua teknik untuk mempelajari stoikiometri larutan: analisis dan titrasi gravimetri. Teknik-teknik ini adalah alat penting dari analisis kuantitatif, yang merupakan penentuan jumlah atau konsentrasi suatu zat dalam sampel.

4.4 Reaksi Oksidasi-Reduksi

Reaksi asam-basa dapat dicirikan sebagai proses transfer proton, sedangkan golongan reaksi yang disebut oksidasi-reduksi, atau reaksi redoks, reaksi ini dianggap sebagai reaksi transfer-elektron. Reaksi reduksi oksidasi sangat banyak menjadi bagian dari dunia di sekitar kita. Mulai dari pembakaran bahan bakar fosil hingga aksi pemutih rumah tangga. Selain itu, sebagian besar unsur logam dan nonlogam diperoleh dari bijihnya dengan proses oksidasi atau reduksi.

Banyak reaksi redoks terjadi di dalam air, tetapi tidak semua reaksi redoks terjadi dalam larutan berair. Kita memulai diskusi dengan reaksi dua unsur yang bergabung membentuk senyawa. Perhatikan pembentukan senyawa magnesium oksida (MgO) dari magnesium dan oksigen (Gambar 4.9):

2Mg(s) + O₂(g) → 2MgO(s)

Gambar 4.9 Magnesium dibakar dengan oksigen membentuk magnesium oksida

Magnesium oksida (MgO) adalah senyawa ionik yang tersusun dari ion Mg²⁺ dan O²⁻. Dalam reaksi ini, dua atom Mg melepaskan atau mentransfer empat elektron kepada dua atom O (dalam O₂). Untuk memudahkan, kita dapat menganggap proses ini sebagai dua langkah terpisah, pertama melibatkan lepasnya empat elektron dari dua atom Mg dan selanjutnya adalah penerimaan empat elektron oleh molekul O₂:

2Mg → 2Mg²⁺ + 4e⁻

O₂ + 4e⁻ → 2O²⁻

Masing-masing langkah ini disebut setengah reaksi, yang secara eksplisit menunjukkan elektron yang terlibat dalam reaksi redoks. Jumlah dari setengah reaksi memberikan reaksi keseluruhan:

2Mg + O₂ + 4e⁻ →  2Mg²⁺ + 2O²⁻ + 4e⁻

atau, jika kita menghilangkan elektron yang muncul di kedua sisi persamaan,

2Mg + O₂ →  2Mg²⁺ + 2O²⁻

Akhirnya, ion Mg²⁺ dan O²⁻ bergabung membentuk MgO:

2Mg²⁺ + 2O²⁻ →  2MgO.

Istilah reaksi oksidasi mengacu pada setengah reaksi yang melibatkan lepasnya elektron. Kimiawan awalnya menggunakan "oksidasi" untuk menunjukkan kombinasi unsur dengan oksigen. Namun, sekarang memiliki makna yang lebih luas yang mencakup reaksi yang tidak melibatkan oksigen. Reaksi reduksi adalah setengah reaksi yang melibatkan penambahan elektron. Dalam pembentukan magnesium oksida, magnesium dioksidasi. Magnesium dikatakan bertindak sebagai agen pereduksi (reduktor) karena menyumbangkan elektron ke oksigen dan menyebabkan oksigen direduksi. Oksigen direduksi dan bertindak sebagai agen pengoksidasi (oksidator) karena oksigen menerima elektron dari magnesium, menyebabkan magnesium teroksidasi. Perhatikan bahwa tingkat oksidasi dalam reaksi redoks harus sama dengan tingkat reduksi; yaitu, jumlah elektron yang dilepas oleh zat pereduksi harus sama dengan jumlah elektron yang diterima oleh zat pengoksidasi.

Terjadinya transfer elektron lebih jelas dalam beberapa reaksi redoks daripada yang lain. Ketika seng logam ditambahkan ke dalam larutan yang mengandung tembaga (II) sulfat (CuSO₄), seng mereduksi Cu²⁺ dengan menyumbangkan dua elektron ke dalamnya:

Zn(s) + CuSO₄(aq) → ZnSO₄(aq) + Cu(s)

Dalam prosesnya, larutannya kehilangan warna biru yang menjadi ciri keberadaan ion Cu²⁺ terhidrasi (Gambar 4.10):

Zn(s) + Cu²⁺(aq) → Zn²⁺(aq) + Cu(s)

Setengah reaksi oksidasi dan reduksinya adalah

Zn → Zn²⁺ + 2e⁻

Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu

Demikian pula, logam tembaga mereduksi ion perak dalam larutan perak nitrat (AgNO₃):

Cu(s) + 2AgNO₃(aq) → Cu(NO₃)₂(aq) + 2Ag(s)

atau

Cu(s) + 2Ag⁺(aq) → Cu²⁺(aq) + 2Ag(s)

Bilangan Oksidasi (Biloks)

Definisi reduksi dan oksidasi dalam hal melepas dan menerima elektron berlaku untuk pembentukan senyawa ionik seperti MgO dan reduksi ion Cu²⁺ oleh Zn. Namun, definisi ini tidak secara akurat mengkarakterisasi pembentukan hidrogen klorida (HCl) dan belerang dioksida (SO₂):

H₂(g) + Cl₂(g) → 2HCl(g)

S(s) + O₂(g) → SO₂(g)

Karena HCl dan SO₂ bukan senyawa ionik tetapi molekul, tidak ada elektron yang benar-benar ditransfer dalam pembentukan senyawa ini, seperti pada MgO. Namun demikian, para ahli kimia menemukan bahwa reaksi ini adalah reaksi redoks karena pengukuran secara eksperimen menunjukkan bahwa terdapat transfer sebagian elektron (dari H ke Cl dalam HCl dan dari S ke O dalam SO₂).

Untuk melacak elektron dalam reaksi redoks, penting untuk menetapkan bilangan oksidasi untuk reaktan dan produk. Bilangan oksidasi atom, juga disebut keadaan oksidasi, menandakan jumlah muatan yang dimiliki atom dalam molekul (atau senyawa ionik) jika elektron ditransfer sepenuhnya. Sebagai contoh, kita dapat menulis ulang persamaan sebelumnya untuk pembentukan HCl dan SO₂ sebagai berikut:

Angka-angka di atas simbol unsur adalah bilangan oksidasi. Dalam kedua reaksi yang ditunjukkan, tidak ada muatan pada atom dalam molekul reaktan. Jadi, bilangan oksidasi molekul adalah nol. Untuk molekul produk, bagaimanapun, diasumsikan bahwa transfer elektron lengkap telah terjadi dan atom telah melepas atau menerima elektron. Bilangan oksidasi mencerminkan jumlah elektron yang "ditransfer".

Gambar 4.10 Reaksi perpindahan logam dalam larutan. (a) Gelas pertama: Sebuah seng ditempatkan dalam larutan CuSO₄ biru. Segera ion Cu²⁺ direduksi menjadi logam Cu dalam bentuk lapisan gelap. Gelas kedua: Pada waktunya, sebagian besar ion Cu²⁺ direduksi dan larutan menjadi tidak berwarna. (b) Gelas pertama: Sepotong kawat Cu ditempatkan dalam larutan AgNO₃ yang tidak berwarna. Ion Ag⁺ direduksi menjadi logam Ag. Gelas kedua: Seiring berjalannya waktu, sebagian besar ion Ag⁺ direduksi dan larutan memperoleh warna biru yang khas karena adanya ion Cu²⁺ terhidrasi.

Bilangan oksidasi memungkinkan kita untuk mengidentifikasi unsur yang teroksidasi dan direduksi secara cepat. Unsur-unsur yang menunjukkan peningkatan bilangan oksidasi — hidrogen dan belerang dalam contoh-contoh sebelumnya — dioksidasi. Klorin dan oksigen direduksi, sehingga bilangan oksidasi menunjukkan penurunan dari nilai awalnya. Perhatikan bahwa jumlah bilangan oksidasi H dan Cl dalam HCl (+1 dan -1) adalah nol. Demikian juga, jika kita menambahkan muatan pada S (+4) dan dua atom O [2 x (2-)], totalnya adalah nol. Alasannya adalah bahwa molekul HCl dan SO₂ netral, sehingga muatan harus dihilangkan.

Kita menggunakan aturan berikut untuk menetapkan bilangan oksidasi:

1. Dalam unsur bebas (yaitu, dalam keadaan tidak terkombinasi), setiap atom memiliki bilangan oksidasi nol. Jadi, setiap atom dalam H₂, Br₂, Na, Be, K, O₂, dan P₄ memiliki bilangan oksidasi yang sama: yaitu nol.
2. Untuk ion yang hanya terdiri dari satu atom (yaitu, ion monatomik), bilangan oksidasi sama dengan muatan pada ion. Jadi, ion Li⁺ memiliki bilangan oksidasi +1; Ion Ba²⁺, +2; Ion Fe³⁺, +3; Ion I⁻, -1; Ion O²⁻, -2; dan seterusnya. Semua logam alkali memiliki bilangan oksidasi +1 dan semua logam alkali tanah memiliki bilangan oksidasi +2 dalam senyawanya. Aluminium memiliki bilangan oksidasi +3 dalam semua senyawanya.
3. Bilangan oksidasi oksigen dalam sebagian besar senyawa (misalnya, MgO dan H₂O) adalah -2, tetapi dalam hidrogen peroksida (H₂O₂) dan ion peroksida (O₂²⁻), adalah -1.
4. Bilangan oksidasi hidrogen adalah +1, kecuali ketika terikat pada logam dalam senyawa biner. Dalam kasus ini (misalnya, LiH, NaH, CaH₂), bilangan oksidasinya adalah -1.
5. Fluorin memiliki bilangan oksidasi -1 dalam semua senyawanya. Halogen lain (Cl, Br, dan I) memiliki bilangan oksidasi negatif ketika mereka muncul sebagai ion halida dalam senyawanya. Ketika dikombinasikan dengan oksigen — misalnya dalam asam okso dan anion okso (lihat Bagian 2.7) —halida memiliki bilangan oksidasi positif.
6. Dalam molekul netral, jumlah bilangan oksidasi semua atom harus nol. Dalam ion poliatomik, jumlah bilangan oksidasi semua unsur dalam ion harus sama dengan muatan bersih ion. Misalnya, dalam ion amonium (NH₄⁺) bilangan oksidasi N adalah -3 dan H adalah +1. Jadi jumlah bilangan oksidasi adalah -3 + 4 (+1) = +1, yang sama dengan muatan bersih dari ion.
7. Bilangan oksidasi tidak harus bilangan bulat. Misalnya, bilangan oksidasi O dalam ion superoksida, O₂⁻, adalah -½.

Kita menerapkan aturan sebelumnya untuk menetapkan bilangan oksidasi dalam Contoh 4.4.

Contoh 4.4

Tetapkan bilangan oksidasi untuk semua unsur dalam senyawa dan ion berikut ini: (a) Li₂O, (b) HNO₃, (c) Cr₂O₇²⁻.

Strategi 

Secara umum, kita mengikuti aturan yang baru saja dicatat untuk menetapkan bilangan oksidasi. Ingat bahwa semua logam alkali memiliki bilangan oksidasi +1, dan dalam banyak kasus hidrogen memiliki bilangan oksidasi +1 dan oksigen memiliki bilangan oksidasi -2 dalam senyawanya.

Penyelesaian 

(a) Berdasarkan aturan 2 kita melihat bahwa litium memiliki bilangan oksidasi +1 (Li⁺) dan bilangan oksidasi oksigen adalah -2 (O²⁻).

(b) Ini adalah rumus untuk asam nitrat, yang menghasilkan ion H⁺ dan ion NO₃⁻ dalam larutan. Dari aturan 4 kita melihat bahwa H memiliki bilangan oksidasi +1. Dengan demikian gugus lain (ion nitrat) harus memiliki bilangan oksidasi bersih -1. Oksigen memiliki bilangan oksidasi -2, dan jika kita menggunakan x untuk mewakili bilangan oksidasi nitrogen, maka ion nitrat dapat ditulis sebagai

[N⁽ˣ⁾O₃⁽²⁻⁾]⁻

sehingga  

x + 3(-2) = -1

atau

x = +5

(c) Dari aturan 6 kita melihat bahwa jumlah bilangan oksidasi dalam ion dikromat Cr₂O₇²⁻ harus -2. Kita tahu bahwa bilangan oksidasi O adalah -2, jadi yang tersisa hanyalah menentukan bilangan oksidasi Cr, yang kita misalkan disebut y. Ion dikromat dapat ditulis sebagai

sehingga

2(y) + 7(-2) = -2

atau

y = +6

Periksa 

Dalam setiap kasus, apakah jumlah bilangan oksidasi semua atom sama dengan muatan bersih pada spesi?

Latihan

Tetapkan bilangan oksidasi untuk semua unsur dalam senyawa dan ion berikut ini: (a) PF₃, (b) MnO₄⁻.

Gambar 4.11 menunjukkan bilangan oksidasi yang diketahui dari unsur-unsur yang dikenal, diatur sesuai dengan posisinya di tabel periodik. Kita dapat meringkas isi gambar ini sebagai berikut:

• Unsur logam hanya memiliki bilangan oksidasi positif, sedangkan unsur bukan logam dapat memiliki bilangan oksidasi positif atau negatif.
• Bilangan oksidasi tertinggi yang dimiliki unsur dalam Golongan 1A-7A adalah nomor golongannya. Sebagai contoh, halogen berada di Golongan 7A, jadi bilangan oksidasi tertinggi yang mungkin adalah +7.
• Logam transisi (Golongan 1B, 3B-8B) biasanya memiliki beberapa kemungkinan bilangan oksidasi.

Gambar 4.11 Bilangan oksidasi unsur dalam senyawanya. Bilangan oksidasi yang lebih umum berwarna merah.

Jenis-jenis Reaksi Redoks

Di antara reaksi reduksi oksidasi yang paling umum adalah reaksi pembentukan (kombinasi), penguraian (dekomposisi), pembakaran, dan perpindahan (substitusi). Satu jenis yang juga terlibat disebut reaksi disproporsionasi, yang juga akan dibahas dalam bagian ini.

Reaksi Pembentukan (Kombinasi) 

Reaksi pembentukan adalah reaksi di mana dua atau lebih zat bergabung membentuk produk tunggal. Gambar 4.12 menunjukkan beberapa reaksi kombinasi. Sebagai contoh,

Gambar 4.12 Beberapa reaksi redoks kombinasi sederhana. (a) Belerang terbakar di udara membentuk belerang dioksida. (b) Pembakaran natrium dalam klorin membentuk natrium klorida. (c) Aluminium bereaksi dengan bromin membentuk aluminium bromida.

Reaksi Penguraian (dekomposisi)

Reaksi penguraian adalah kebalikan dari reaksi pembentukan (kombinasi). Secara khusus, reaksi dekomposisi adalah penguraian senyawa menjadi dua atau lebih komponen (Gambar 4.13). Sebagai contoh,

Gambar 4.13 (a) Pada pemanasan, merkuri (II) oksida (HgO) terurai membentuk merkuri dan oksigen. (b) Pemanasan kalium klorat (KClO₃) menghasilkan oksigen, yang mendukung pembakaran bilah kayu.

Reaksi pembakaran

Reaksi pembakaran adalah reaksi di mana suatu zat bereaksi dengan oksigen, biasanya dengan melepaskan panas dan cahaya menghasilkan api. Reaksi antara magnesium dan sulfur dengan oksigen yang dijelaskan sebelumnya adalah reaksi pembakaran. Contoh lain adalah pembakaran propana (C₃H₈), komponen gas alam yang digunakan untuk pemanasan dan memasak rumah tangga:

C₃H₈(g) + 5O₂(g) → 3CO₂(g) + 4H₂O(l)

Pengaturan bilangan oksidasi atom C dalam senyawa organik lebih banyak terlibat. Di sini, kita hanya fokus pada bilangan oksidasi atom O, yang berubah dari 0 menjadi -2.

Reaksi Perpindahan (substitusi)

Dalam reaksi substitusi (perpindahan), ion (atau atom) dalam suatu senyawa digantikan oleh ion (atau atom) unsur lain: Sebagian besar reaksi perpindahan masuk ke dalam salah satu dari tiga subkategori: perpindahan hidrogen, perpindahan logam, atau perpindahan halogen.

1. Perpindahan Hidrogen. 

Semua logam alkali dan beberapa logam alkali tanah (Ca, Sr, dan Ba), yang merupakan unsur logam paling reaktif, akan menggantikan hidrogen dari air dingin (Gambar 4.14):

Gambar 4.14 Reaksi (a) natrium (Na) dan (b) kalsium (Ca) dengan air dingin. Perhatikan bahwa reaksinya lebih kuat dengan Na daripada dengan Ca.

Banyak logam, termasuk yang tidak bereaksi dengan air, mampu menggantikan hidrogen dari asam. Misalnya, seng (Zn) dan magnesium (Mg) tidak bereaksi dengan air dingin tetapi bereaksi dengan asam klorida, sebagai berikut:

Gambar 4.15 menunjukkan reaksi antara asam klorida (HCl) dan besi (Fe), seng (Zn), dan magnesium (Mg). Reaksi-reaksi ini digunakan untuk menyiapkan gas hidrogen di laboratorium.

Gambar 4.15 Reaksi (a) besi (Fe), (b) seng (Zn), dan (c) magnesium (Mg) dengan asam hidroklorida membentuk gas hidrogen dan logam klorida (FeCl₂ ZnCl₂, MgCl₂). Reaktivitas logam-logam ini tercermin dalam laju pembentukan gas hidrogen, yang paling lambat untuk logam yang paling tidak reaktif, Fe, dan tercepat untuk logam yang paling reaktif, Mg.

2. Perpindahan Logam.

Suatu logam dalam suatu senyawa dapat digantikan oleh logam lain dalam keadaan unsur. Kita telah melihat contoh-contoh seng menggantikan ion tembaga dan tembaga menggantikan ion perak. Membalikkan peran logam tidak akan menghasilkan reaksi. Dengan demikian, logam tembaga tidak akan menggantikan ion seng dari seng sulfat, dan logam perak tidak akan menggantikan ion tembaga dari tembaga nitrat.

Cara mudah untuk memprediksi apakah reaksi substitusi logam atau hidrogen akan benar-benar terjadi adalah dengan merujuk pada seri aktivitas (kadang-kadang disebut seri elektrokimia), ditunjukkan pada Gambar 4.16. Pada dasarnya, seri aktivitas adalah ringkasan yang mudah dari hasil dari banyak kemungkinan reaksi perpindahan yang serupa dengan yang telah dibahas. Menurut seri ini, setiap logam di atas hidrogen akan memindahkannya dari air atau dari asam, tetapi logam di bawah hidrogen tidak akan bereaksi dengan air atau asam. Faktanya, setiap logam yang terdaftar dalam seri aktivitas akan bereaksi dengan logam apa saja (dalam senyawa) di bawahnya. Misalnya, Zn berada di atas Cu, sehingga logam seng akan menggantikan ion tembaga dari tembaga sulfat.

Gambar 4.16 Seri aktivitas untuk logam. Logam-logam tersebut diatur sesuai dengan kemampuannya untuk menggantikan hidrogen dari asam atau air. Li (litium) adalah logam yang paling reaktif, dan Au (emas) adalah yang paling tidak reaktif.

Reaksi substitusi logam menemukan banyak aplikasi dalam proses metalurgi, yang tujuannya adalah untuk memisahkan logam murni dari bijihnya. Sebagai contoh, vanadium diperoleh dengan memperlakukan vanadium (V) oksida dengan logam kalsium :

V₂O₅(s) + 5Ca(l) → 2V(l) + 5CaO(s)

Demikian pula, titanium diperoleh dari titanium (IV) klorida sesuai dengan reaksi

TiCl₄(g) + 2Mg(l) → Ti(s) + 2MgCl₂(l)

Dalam setiap kasus, logam yang bertindak sebagai zat pereduksi terletak di atas logam yang direduksi (yaitu, Ca di atas V dan Mg di atas Ti) dalam seri aktivitas. Kita akan melihat lebih banyak contoh dari jenis reaksi ini di Bab 19.

3. Substitusi Halogen.

Seri aktivitas lainnya yang merangkum perilaku halogen dalam reaksi perpindahan halogen:

F₂ > Cl₂ > Br₂ > I₂

Kekuatan unsur-unsur ini sebagai zat pengoksidasi berkurang jika kita mengurutkan Golongan 7A dari florin ke iodin, sehingga molekul florin dapat menggantikan ion klorida, bromida, dan iodida dalam larutan. Faktanya, molekul fluor sangat reaktif sehingga juga menyerang air; dengan demikian reaksi ini tidak dapat dilakukan dalam larutan berair. Di sisi lain, molekul klorin dapat menggantikan ion bromida dan iodida dalam larutan berair. Persamaan substitusi adalah

Persamaan ionik adalah

Molekul bromin, pada gilirannya, dapat menggantikan ion iodida dalam larutan:

Membalikkan peran halogen tidak menghasilkan reaksi. Dengan demikian, brom tidak dapat menggantikan ion klorida, dan yodium tidak dapat menggantikan ion bromida dan klorida.

Reaksi perpindahan halogen memiliki aplikasi industri langsung. Halogen sebagai suatu gugus adalah yang paling reaktif dari unsur-unsur bukan logam. Semua halogen adalah agen pengoksidasi kuat. Akibatnya, halogen ditemukan di alam dalam keadaan gabungan (dengan logam) sebagai halida dan tidak pernah sebagai unsur bebas. Dari keempat unsur ini, klorin sejauh ini merupakan bahan kimia industri yang paling penting. Pada tahun 2008 jumlah klorin yang diproduksi di Amerika Serikat adalah sekitar 25 miliar pound, menjadikan klorin sebagai bahan kimia industri peringkat kesepuluh. Produksi tahunan bromin hanya seperseratus dari klorin, sementara jumlah florin dan iodin yang dihasilkan bahkan lebih sedikit.

Memulihkan halogen dari halida mereka membutuhkan proses oksidasi, yang diwakili oleh

2X⁻ → X₂ + 2e⁻

di mana X menunjukkan unsur halogen. Air laut dan air asin alami (misalnya, air bawah tanah yang bersentuhan dengan endapan garam) adalah sumber yang kaya akan ion Cl₂, Br₂, dan I₂. Mineral seperti florit (CaF₂) dan kriolit (Na₃AlF₆) digunakan untuk membuat florin. Karena florin adalah zat pengoksidasi terkuat yang diketahui, tidak ada cara untuk mengubah ion F⁻ menjadi F₂ dengan cara kimia. Satu-satunya cara untuk melakukan oksidasi adalah dengan cara elektrolitik, yang rinciannya akan dibahas pada Bab 19. Secara industri, klorin, seperti florin, diproduksi secara elektrolitik.

Bromin dibuat secara industri dengan mengoksidasi ion Br₂ dengan klor, yang merupakan agen pengoksidasi yang cukup kuat untuk mengoksidasi ion Br₂ tetapi bukan air:

2Br⁻(aq) → Br₂(l) + 2e⁻

Salah satu sumber terkaya ion Br₂ adalah Laut Mati — sekitar 4000 bagian per juta (ppm) berdasarkan massa semua zat terlarut di Laut Mati adalah Br. Setelah oksidasi ion Br₂, brom dihilangkan dari larutan dengan meniupkan udara ke atas larutan, dan campuran udara-bromin kemudian didinginkan untuk memadatkan bromin (Gambar 4.17).

Yodium juga dibuat dari air laut dan air garam alami oleh oksidasi ion I₂ dengan klorin. Karena ion Br₂ dan I₂ selalu ada di sumber yang sama, keduanya teroksidasi oleh klorin. Namun, relatif mudah untuk memisahkan Br₂ dari I₂ karena yodium adalah padatan yang sedikit larut dalam air. Prosedur peniupan udara akan menghilangkan sebagian besar bromin yang terbentuk tetapi tidak akan memengaruhi kehadiran yodium.

Gambar 4.17 Pembuatan industri brom (cairan merah berasap) dengan mengoksidasi larutan berair yang mengandung ion Br₂ dengan gas klor.

Reaksi disproporsionasi

Jenis reaksi redoks yang khusus adalah reaksi disproporsionasi. Dalam reaksi disproporsionasi, suatu unsur dalam satu keadaan oksidasi secara bersamaan dioksidasi dan direduksi. Satu reaktan dalam reaksi disproporsionasi selalu mengandung unsur yang dapat memiliki setidaknya tiga keadaan oksidasi. Unsur itu sendiri dalam keadaan oksidasi menengah; yaitu, tingkat oksidasi yang lebih tinggi dan lebih rendah ada untuk unsur tersebut dalam produk. Dekomposisi hidrogen peroksida adalah contoh dari reaksi disproporsionasi:

Di sini bilangan oksidasi oksigen dalam reaktan (-1) meningkat menjadi nol pada O₂ dan menurun menjadi -2 pada H₂O. Contoh lain adalah reaksi antara molekul klorin dan larutan NaOH:

Reaksi ini menjelaskan pembentukan zat pemutih rumah tangga, karena ion hipoklorit (ClO₂) yang mengoksidasi zat pembawa warna dalam noda, mengubahnya menjadi senyawa tidak berwarna.

Akhirnya, menarik untuk membandingkan reaksi redoks dan reaksi asam-basa. Keduanya analog dengan reaksi asam-basa yang melibatkan transfer proton sedangkan reaksi redoks melibatkan transfer elektron. Namun, sementara reaksi asam basa cukup mudah dikenali (karena selalu melibatkan asam dan basa), tidak ada prosedur sederhana untuk mengidentifikasi proses redoks. Satu-satunya cara yang pasti adalah membandingkan bilangan oksidasi dari semua unsur dalam reaktan dan produk. Setiap perubahan dalam bilangan oksidasi menjamin bahwa reaksi tersebut bersifat redoks.

Klasifikasi berbagai jenis reaksi redoks diilustrasikan dalam Contoh 4.5.

Contoh 4.5

Klasifikasikan reaksi redoks berikut dan tunjukkan perubahan dalam bilangan oksidasi unsur:

(a) 2N₂O(g) → 2N₂(g) + O₂(g)
(b) 6Li(s) + N₂(g) → 2Li₃N(s)
(c) Ni(s) + Pb(NO₃)₂(aq) → Pb(s) + Ni(NO₃)₂(aq)

(d) 2NO₂(g) + H₂O(l) → HNO₂(aq) + HNO₃(aq)

Strategi 

Tinjau definisi reaksi pembentukan, reaksi penguraian, reaksi pembakaran, reaksi perpindahan, dan reaksi disproporsionasi.

Penyelesaian

(a) Ini adalah reaksi penguraian karena satu reaktan diubah menjadi dua produk yang berbeda. Bilangan oksidasi N berubah dari +1 menjadi 0, sedangkan O berubah dari -2 menjadi 0.

(b) Ini adalah reaksi pembentukan (dua reaktan membentuk produk tunggal). Bilangan oksidasi Li berubah dari 0 menjadi +1 sedangkan N berubah dari 0 menjadi -3.

(c) Ini adalah reaksi perpindahan logam. Logam Ni menggantikan (mereduksi) ion Pb²⁺. Bilangan oksidasi Ni meningkat dari 0 menjadi +2 sedangkan Pb menurun dari +2 menjadi 0.

(d) Bilangan oksidasi N adalah +4 dalam NO₂ dan +3 dalam HNO₂ dan +5 dalam HNO₃. Karena bilangan oksidasi dari unsur yang sama meningkat dan menurun, ini adalah reaksi disproporsionasi.

Latihan

Identifikasi reaksi redoks berikut berdasarkan jenisnya:

(a) Fe + H₂SO₄ → FeSO₄ + H₂

(b) S + 3F₂ → SF₆

(c) 2CuCl → Cu + CuCl₂

(d) 2Ag + PtCl₂ → 2AgCl + Pt

Ulasan Konsep

Manakah dari reaksi pembentukan berikut ini yang bukan reaksi redoks?

(a) 2Mg(s) + O₂(g) → 2MgO(s)

(b) H₂(g) + F₂(g) → 2HF(g)

(c) NH₃(g) + HCl(g) → NH₄Cl(s)

(d) 2Na(s) + S(s) → Na₂S(s)

4.3 Reaksi Asam Basa

Asam dan basa sama akrabnya dengan aspirin dan susu magnesium hanya saja sebagian besar orang tidak tahu nama kimianya — asam asetilsalisilat (aspirin) dan magnesium hidroksida (susu magnesium). Selain menjadi bahan dasar dari banyak produk obat dan rumah tangga, kimia asam-basa penting dalam proses industri dan penting dalam mempertahankan sistem biologis. Sebelum kita membahas reaksi asam-basa, kita perlu tahu lebih banyak tentang asam dan basa itu sendiri.

Sifat Umum Asam dan Basa

Dalam Bagian 2.7 kita mendefinisikan asam sebagai zat yang terionisasi dalam air menghasilkan ion H⁺ dan basa sebagai zat yang terionisasi dalam air menghasilkan ion OH⁻. Definisi ini dirumuskan pada akhir abad kesembilan belas oleh ahli kimia Swedia Svante Arrhenius untuk mengelompokkan zat yang sifatnya sudah diketahui ketika larut dalam air.

Asam

• Asam memiliki rasa asam; misalnya, cuka berasa asam mengandung asam asetat, lemon dan buah jeruk lainnya mengandung asam sitrat.
• Asam menyebabkan perubahan warna indikator asam-basa; misalnya, asam mengubah warna lakmus dari biru menjadi merah.
• Asam bereaksi dengan logam tertentu, seperti seng, magnesium, dan besi, menghasilkan gas hidrogen. Reaksi khas adalah antara asam klorida dan magnesium:

• Asam bereaksi dengan karbonat dan bikarbonat, seperti Na₂CO₃, CaCO₃, dan NaHCO₃, menghasilkan gas karbon dioksida (Gambar 4.6). Sebagai contoh,

• Larutan asam dalam air menghantarkan arus listrik.

Basa

• Basa memiliki rasa pahit.
• Basa terasa licin; misalnya, sabun, yang mengandung basa, menunjukkan sifat ini.
• Basa menyebabkan perubahan warna indikator asam-basa; misalnya, basa mengubah warna lakmus dari merah menjadi biru.
• Larutan basa dalam air menghantarkan arus listrik.

Gambar 4.6. Sepotong papan tulis kapur, yang sebagian besar CaCO₃, bereaksi dengan asam klorida.

Asam dan Basa Brønsted

Definisi asam dan basa Arrhenius terbatas karena hanya berlaku untuk larutan dalam air. Definisi yang lebih luas diusulkan oleh ahli kimia Denmark Johannes Brønsted pada tahun 1932; asam Brønsted adalah donor proton, dan basa Brønsted adalah akseptor proton. Perhatikan bahwa definisi Brønsted tidak memerlukan asam dan basa pada larutan dalam air. Asam hidroklorat adalah asam Brønsted karena ia menyumbangkan proton dalam air:

Perhatikan bahwa ion H⁺ adalah atom hidrogen yang kehilangan elektronnya; H⁺ adalah proton yang tanpa elektron dan neutron. Ukuran proton adalah sekitar 10⁻¹⁵ m, dibandingkan dengan diameter untuk atom atau ion rata-ratanya sekitar 10⁻¹⁰ m. Partikel bermuatan positif yang sangat kecil ini tidak dapat eksis sebagai entitas terpisah dalam larutan karena daya tarik yang kuat terhadap kutub negatif (atom O) dalam H₂O. Akibatnya, proton ada dalam bentuk terhidrasi seperti yang ditunjukkan pada Gambar 4.7. Oleh karena itu, ionisasi asam klorida harus ditulis sebagai berikut:

Proton terhidrasi, H₃O⁺, disebut ion hidronium. Persamaan ini menunjukkan reaksi di mana asam Brønsted (HCl) menyumbangkan proton ke basa Brønsted (H₂O).

Eksperimen menunjukkan bahwa ion hidronium terhidrasi lebih lanjut sehingga proton dapat memiliki beberapa molekul air yang tertarik dengannya. Karena sifat asam proton tidak terpengaruh oleh tingkat hidrasi, dalam diskusi ini kita akan terbiasa menggunakan H⁺ (aq) untuk mewakili proton terhidrasi. Notasi ini untuk kenyamanan, tetapi H₃O⁺ lebih dekat dengan fakta eksperimen. Perlu diingat bahwa kedua notasi tersebut mewakili spesi yang sama dalam larutan berair.

Asam yang biasa digunakan di laboratorium meliputi asam hidroklorat (HCl), asam nitrat (HNO₃), asam asetat (CH₃COOH), asam sulfat (H₂SO₄), dan asam fosfat (H₃PO₄). Tiga asam pertama adalah asam monoprotik; yaitu, setiap satuan asam menghasilkan satu ion hidrogen setelah ionisasi:

Seperti disebutkan sebelumnya, karena ionisasi asam asetat tidak seluruhnya (perhatikan panah ganda), asam itu adalah elektrolit yang lemah. Untuk alasan ini disebut asam lemah (lihat Tabel 4.1). Di sisi lain, HCl dan HNO₃ adalah asam kuat karena keduanya adalah elektrolit kuat, sehingga keduanya terionisasi seluruhnya dalam larutan (perhatikan penggunaan panah tunggal).

Asam sulfat (H₂SO₄) adalah asam diprotik karena setiap satuan asam melepaskan dua ion H⁺, dalam dua langkah terpisah:

H₂SO₄ adalah elektrolit kuat atau asam kuat (langkah pertama ionisasi seluruhnya), tetapi HSO₄⁻ adalah asam lemah atau elektrolit lemah, dan kita membutuhkan panah ganda untuk merepresentasi ionisasi yang tidak seluruhnya.

Asam triprotik, yang menghasilkan tiga ion H⁺, jumlahnya relatif sedikit. Asam triprotik yang paling terkenal adalah asam fosfat, yang ionisasinya

Ketiga spesi (H₃PO₄, H₂PO₄⁻, dan HPO₄²⁻) dalam contoh ini adalah asam lemah, dan kita menggunakan panah ganda untuk merepresentasi setiap langkah ionisasi. Anion seperti H₂PO₄⁻ dan HPO₄²⁻ ditemukan dalam larutan fosfat berair seperti NaH₂PO₄ dan Na₂HPO₄. Tabel 4.3 mencantumkan beberapa asam kuat dan lemah yang umum.

Tabel 4.3 Beberapa Asam Kuat dan 

Asam Lemah Yang Umum

Gambar 4.8 Ionisasi amonia dalam air membentuk ion amonium dan ion hidroksida.

Tabel 4.1 menunjukkan bahwa natrium hidroksida (NaOH) dan barium hidroksida [Ba(OH)₂] adalah elektrolit yang kuat. Ini berarti bahwa keduanya seluruhnya terionisasi dalam larutan:

Ion OH⁻ dapat menerima proton sebagai berikut:

H⁺(aq) + OH⁻(aq) → H₂O(l)

Dengan demikian, OH⁻ adalah basa Brønsted.

Ammonia (NH₃) diklasifikasikan sebagai basa Brønsted karena dapat menerima ion H⁺ (Gambar 4.8):

NH₃(aq) + H₂O(l) ⇋ NH₄⁺(aq) + OH⁻(aq)

Amonia adalah elektrolit yang lemah (dan karenanya basa lemah) karena hanya sebagian kecil molekul NH₃ terlarut yang bereaksi dengan air membentuk ion NH₄⁺ dan OH⁻.

Basa kuat yang paling umum digunakan di laboratorium adalah natrium hidroksida. Basa itu murah dan mudah larut. (Faktanya, semua hidroksida logam alkali larut dalam air). Basa lemah yang paling umum digunakan adalah larutan amonia berair, yang kadang-kadang keliru disebut ammonium hidroksida. Tidak ada bukti bahwa spesi NH₄OH sebenarnya ada selain ion NH₄⁺ dan OH⁻ dalam larutan. Semua unsur Golongan 2A membentuk hidroksida tipe M(OH)₂, di mana M menunjukkan logam alkali tanah. Dari hidroksida ini, hanya Ba(OH)₂ yang larut dalam air. Magnesium dan kalsium hidroksida digunakan dalam kedokteran dan industri. Hidroksida dari logam lain, seperti Al(OH)₃ dan Zn(OH)₂ tidak larut dalam air dan tidak digunakan sebagai basa.

Contoh 4.3 mengklasifikasikan zat sebagai asam Brønsted atau basa Brønsted.

Contoh 4.3

Klasifikasi masing-masing spesi berikut dalam larutan air sebagai asam atau basa Brønsted: (a) HBr, (b) NO₂⁻, (c) HCO₃⁻.

Strategi

Apa karakteristik asam Brønsted? Apakah asam Brønsted mengandung setidaknya satu atom H? Dengan pengecualian amonia, sebagian besar basa Brønsted yang akan kita jumpai pada tahap ini adalah anion.

Penyelesaian

(a) Kita tahu bahwa HCl adalah asam. Karena Br dan Cl keduanya adalah halogen (Golongan 7A), kita harapkan HBr, seperti HCl, terionisasi dalam air sebagai berikut:

HBr(aq) → H⁺(aq) + Br⁻(aq)

Oleh karena itu HBr adalah asam Brønsted.

(b) Dalam larutan, ion nitrit dapat menerima proton dari air membentuk asam nitrit:

NO₂⁻(aq) + H⁺(aq) → HNO₂(aq)

Sifat ini menjadikan NO₂⁻ basa Brønsted.

(c) Ion bikarbonat adalah asam Brønsted karena terionisasi dalam larutan sebagai berikut:

HCO₃⁻ (aq) ⇋ H⁺(aq) + CO₃²⁻(aq)

Ion ini juga merupakan basa Brønsted karena dapat menerima proton membentuk asam karbonat:

HCO₃⁻(aq)  +  H⁺(aq) ⇋  H₂CO₃(aq)

Komentar

Spesi HCO₃⁻ dikatakan bersifat amfoter karena memiliki sifat asam dan sifat basa. Panah ganda menunjukkan bahwa ini adalah reaksi yang dapat balik.

Latihan

Klasifikasi masing-masing spesi berikut sebagai asam atau basa Brønsted: (a) SO₄²⁻, (b) HI.

Reaksi Netralisasi Asam-Basa

Reaksi netralisasi adalah reaksi antara asam dan basa. Umumnya, reaksi larutan asam-basa berair menghasilkan garam dan air, yang merupakan senyawa ionik yang terdiri dari kation selain H⁺ dan anion selain OH⁻ atau O²⁻:

asam + basa → garam + air

Zat yang kita kenal sebagai garam meja atau garam dapur (NaCl) adalah produk dari reaksi asam-basa

HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H₂O(l)

Namun, karena asam dan basa adalah elektrolit yang kuat, keduanya sepenuhnya terionisasi dalam larutan berair. Persamaan ioniknya adalah

H⁺(aq) + Cl⁻(aq) + Na⁺(aq) + OH⁻(aq) → Na⁺(aq) + Cl⁻(aq) + H₂O(l)

Oleh karena itu, reaksi dapat direpresentasi oleh persamaan ion bersih

H⁺(aq) +  OH⁻(aq) → H₂O(l)

Baik Na⁺ maupun Cl⁻ adalah ion spektator.

Jika kita memulai reaksi sebelumnya dengan jumlah molar yang sama dari asam kuat dan basa kuat, pada akhir reaksi kita hanya akan memiliki garam dan tanpa sisa asam atau basa. Rekasi ini adalah karakteristik dari reaksi netralisasi asam-basa.

Reaksi antara asam lemah seperti asam hidrosianat (HCN) dan basa kuat adalah

HCN(aq) + NaOH(aq) → NaCN(aq) + H₂O(l)

Karena HCN adalah asam lemah, HCN tidak terionisasi dalam larutan. Jadi, persamaan ionik ditulis sebagai

HCN(aq) + Na⁺(aq) + OH⁻(aq) → Na⁺(aq) + CN⁻(aq) + H₂O(l)

dan persamaan ion bersihnya adalah

HCN(aq) + OH⁻(aq) → CN⁻(aq) + H₂O(l)

Perlu dicatat bahwa hanya Na⁺  merupakan ion spektator, OH⁻ dan CN⁻ bukan.

Berikut ini juga contoh reaksi netralisasi asam-basa, yang diwakili oleh persamaan molekul:

Persamaan yang terakhir terlihat berbeda karena tidak menunjukkan adanya air sebagai produk. Namun, jika kita menyatakan NH₃(aq) sebagai NH₄⁺(aq) dan OH⁻(aq), seperti yang dibahas sebelumnya, maka persamaannya menjadi

HNO₃(aq) + NH₄⁺(aq) + OH⁻(aq) → NH₄NO₃(aq) + H₂O(l)

Reaksi Asam-Basa Yang Membentuk Gas

Garam tertentu seperti karbonat (mengandung ion CO₃²⁻), bikarbonat (mengandung ion HCO₃⁻), sulfit (mengandung ion SO₃²⁻), dan sulfida (mengandung ion S²⁻) bereaksi dengan asam membentuk produk gas. Sebagai contoh, persamaan molekul untuk reaksi antara natrium karbonat (Na₂CO₃) dan HCl(aq) adalah (lihat Gambar 4.6)

Na₂CO₃(aq) + 2HCl(aq) → 2NaCl(aq) + H₂CO₃(aq)

Asam karbonat tidak stabil dan jika ada dalam larutan dalam konsentrasi yang cukup akan terurai sebagai berikut:

H₂CO₃(aq) → H₂O(l) + CO₂(g)

Reaksi serupa yang melibatkan garam lain yang disebutkan adalah

Ulasan Konsep

Manakah dari diagram berikut yang paling merepresentasi asam lemah? Yang merupakan asam yang sangat lemah? Yang merupakan asam kuat? Proton ada dalam air sebagai ion hidronium. Semua asam bersifat monoprotik. (Untuk penyederhanaan, molekul air tidak diperlihatkan.)