MATERI ASAM, BASA DAN LARUTAN PENYANGGA

1. Berapa konsentrasi H+ dan OH– dalam 500 mL larutan HCl 0,1 M? 2. Berapa konsentrasi ion H+ dan ion SO42– dalam 500 mL larutan H2SO4 0,2 M? 3. Berapa konsentrasi OH– dan H+ dalam larutan NaOH 0,2 M? Tetapan Ionisasi Asam Basa Asam dan basa kuat terionisasi seluruhnya sehingga tidak memiliki tetapan kesetimbangan. Namun asam dan basa lemah memiliki tetapan kesetimbangan karena dalam air hanya terurai atau hanya terionisasi sebagian. Misalnya suatu asam lemah (HA) dilarutkan dalam air akan terurai sesuai persamaan berikut. HA(aq) <==> H+(aq) + A–(aq) [H+] = [A–] maka [H+]2 = Ka.[HA] Dengan cara yang sama dengan Ka = tetapan ionisasi asam Ca = konsentrasi asam awal Kb = tetapan ionisasi basa Cb = kosentrasi basa. Dari rumus di atas, konsentrasi H+ dan OH- dari asam lemah dan basa lemah dapat ditentukan asal harga Ka dan Kb diketahui. Hubungan Ka, Kb dengan derajat ionisasi asam dan basa Ka = Ca x α2 Kb = Cb x α2 Jika Ka dan Kb disubstitusikan ke rumus Akan diperoleh persamaan sebagai berikut Contoh soal cara menghitung konsentrasi H+ Tentukan [H+] yang terdapat dalam asam formiat 0,01 M. Jika diketahui Ka. HCOOH = 1,7 x 10–4. Jawab Reaksi ionisasi HCOOH HCOOH(aq) <==> H+(aq) + HCOO–(aq) = 1,30 x 10-3 M Contoh soal menghitung konsentrasi OH- Tentukan [OH–] yang terdapat dalam larutan amonia 0,5 M jika diketahui Kb.NH3 = 1,8 x 10–5. Jawab Dalam air NH3 terionisasi sebagai berikut = NH4OH(aq) <==> NH4+(aq) + OH–(aq) 3 x 10-3 Contoh 1 Berapa konsentrasi H+, HCOO–, dan HCOOH dalam larutan asam formiat 0,1 M, jika derajat ionisasinya 1,5%. Contoh 2 Derajat ionisasi asam cuka 0,1 M adalah 1%. Berapa [H+] dan Ka asam cuka tersebut? Contoh 3 Suatu larutan basa lemah NH4OH 0,1M dalam air terionisasi 1%. Tentukan: a. Kosentrasi OH– yang terbentuk, b. Harga Kb Derajat Keasaman dan kebasaan (pH dan pOH) Kw = [H+] [OH–] pKw = pH + pOH Kw = 1,0 x 10-14 pKw = 14 14 = pH + pH atau pH = 14 – pOH atau pOH = 14 – pH Sebelum masuk pada contoh soal perhatikan bebera cara atau langkah penyelesaian soal terkait asam basa: Jika [H+] = 1 x 10-n, maka pH = n Jika [H+] = x x 10-n, maka pH = n – log x Jika pH = n, maka [H+] = 10-n Jika [OH-] = 0,01 M, maka pOH = -log 0,01 = 2 Jika pOH = 3, maka [OH-] = 10-3 M Jika pH larutan yang dicari adalah pH larutan asam dan basa lemah maka konsentrasi H+ dan OH- dapat dicari menggunakan persamaan Contoh 1 Suatu larutan asam mempunyai konsentrasi H+ = 10–2 M, tentukan harga pH larutan tersebut. Jawab [H+] = 10–2 M pH = – log [H+] = – log 10–2 = 2 Contoh 2 Suatu larutan basa mempunyai konsentrasi OH– = 5 x 10–3 M, tentukan harga pOH dan pH dari larutan tersebut. Contoh 3 Tentukan pH dari 500 mL larutan HCl 0,2 M. Jawab Contoh 4 100 mL larutan HBr 0,1 M diencerkan dengan aquades 100 mL. Tentukan: a. pH mula-mula b. pH setelah diencerkan. Contoh 5 Tentukan pH larutan jika 0,37 gram kalsium hidroksida dilarutkan dalam 250 mL air? Contoh 6 Hitunglah pH larutan HCN 0,01 M (Ka HCN = 4,9 x 10–10) Contoh 7 Suatu asam lemah dengan harga α= 0,01 dan konsentrasi asam = 0,1 M. Hitunglah pH larutan asam tersebut. Jawab Contoh 8 Hitung pH larutan NH4OH 0,01 M (Kb NH4OH = 1,8 x 10–5) TITRASI ASAM BASA Dasar titrasi asam basa yaitu reaksi asam basa. Asam + basa <==> garam + air Reaksi asam basa dalam bentuk larutan sebenarnya reaksi pembentukan air. Misalnya reaksi antara larutan NaOH dan HCl berlangsung sesuai persamaan berikut. NaOH + HCl → NaCl + H2O Jika reaksi di atas ditulis dalam bentuk ion maka ion Na+ dan ion Cl- pada reaktan dan produk ttetap ada. Na+ + OH- + H+ + Cl- → Na+ + Cl- + H2O Dalam tirtrasi asam basa, jika • mol H+ = mol OH- maka campuran bersifat netral • mol H+ > mol OH-, maka campuran bersifat asam dan konsentrasi ion H+ dalam campuran ditentukan oleh jumlah ion H+ yang tersisa. • Mol H+ < mol OH- maka campuran bersifat basa dan konsentrasi ion OH- dalam campuran ditentukan oleh jumlah mol ion OH- yang tersisa. Titrasi asam-basa menggunakan rumus konsentrasi dan volume asam maupun basa dihitung dengan persamaan berikut: Vasam x Masam = Vbasa x Mbasa dengan: V = volum Masam = molaritas H+ Mbasa = molaritas OH– Titik ekivalen yaitu = pH pada saat asam dan basa tepat ekivalen Titik akhir titrasi yaitu = pH pada saat indikator menunjukan perubahan warna Jadi dalam titrasi asam basa, usahakan titik akhir titrasi dekat dengan titik ekivalen agar tidak terlalu banyak larutan asam atau basa yang berlebih. Hal ini dapat dilakukan dengan memilih indikator yang cocok atau indikator yang sesuai. Perlu ditekankan bahwa, dalam titrasi asam basa tidak semua indikator dapat digunakan. Contoh 1 10 mL HCl yang tidak diketahui konsentrasinya dititrasi oleh larutan NaOH 0,1 M. Pada titik akhir titrasi ternyata rata-rata volum NaOH 0,1 M yang digunakan adalah 12,52 mL. Hitunglah konsentrasi HCl yang dititrasi. Jawab Vasam x Masam = Vbasa x Mbasa 10 mL x Masam = 12,52 mL x 0,1 M Jadi konsentrasi HCl adalah 0,125 M. Contoh 2 10 mL HCl X M dititrasi oleh larutan Ba(OH)2 0,1 M diperlukan 15 mL. Hitunglah konsentrasi HCl yang dititrasi. Jawab Vasam x Masam = Vbasa x Mbasa 10 mL x Masam = 15 mL x 0,2 M Contoh 3 50 mL larutan NaOH dinetralkan melalui titrasi oleh 25 mL larutan HCl 0,2 M. Berapa massa NaOH yang terdapat pada larutan tersebut? Jawab Vasam x Masam = Vbasa x Mbasa 25 mL.0,2 M = 50 mL .MNaOH 0,1 M artinya terdapat 0,1 mol NaOH dalam setiap liter larutan atau 0,1 mmol NaOH dalam setiap liter larutan. Maka jumlah mol NaOH yang terdapat dalam 50 mL larutan NaOH = 50 mL x 0,1 M = 5 mmol = 5.10–3 mol. Yang ditanyakan adalah massa NaOH dalam larutan, maka mol NaOH x Mr NaOH (massa molar = massa molekul relatif NaOH) = 5.10–3 mol x 40 g/mol = 0,2 g. Contoh 4 Sebanyak 250 mL H2SO4 0,1 M dapat dinetralkan melalui titrasi oleh larutan KOH 0,3 M. Hitunglah volum KOH yang diperlukan (dalam mL)? Jawab H2SO4 → 2H+ + SO42– Asam sulfat termasuk asam berbasa dua atau asam yang dapat melepaskan dua H+ dalam air, sehingga [H+] = 2 x konsentrasi H2SO4 awal atau koefisien H+ x konsentrasi awal H2SO4 Vasam x Masam = Vbasa x Mbasa 250 mL x 0,2 M = Vbasa x 0,3 M Jadi volume KOH yang diperlukan sebanyak 166,7 mL Contoh 5 40 mL larutan NH4OH 0,2 M dicampurkan dengan 100 mL larutan HCl 0,02 M. Hitung massa (mg) garam yang terbentuk, jika diketahui Ar N = 14, H = 1, Cl = 35,5. Jawab Persamaan reaksi: NH4OH(aq) + HCl(aq) <==> NH4Cl(aq) + H2O(l) NH4OH yang ada = 40 mL x 0,2 mmol mL–1 = 8 mmol HCl yang ada = 100 mL x 0,02 mmol mL–1 = 2 mmol Pada persamaan reaksi di atas dapat diketahui bahwa perbandingan mol atau perbandingan koefisien NH4OH dan HCl = 1: 1. Oleh sebab itu, HCl sebagai pereaksi pembatas, artinya HCl akan habis terlebih dahulu karena lebih sedikit dibanding NH4OH. Jadi produk yang terbentuk hanya tergantung pada mol atau mmol pereaksi pembatas, pada reaksi di atas garam (NH4Cl) yang terbentuk hanya tergantung pada mol atau mmol HCl. NH4Cl yang terbentuk Karena yang ditanyakan adalah massa garam yang terbentuk maka diperlukan Mr.garam Mr.NH4OH = 53,5 Jadi massa molar NH4OH = 53,5 mg/mmol Maka massa NH4OH = 2 mmol x 53,5 mg/mmol = 107 mg LARUTAN BUFER ATAU LARUTAN PENYANGGA Semua larutan yang dapat mempertahankan pH disebut larutan buffer atau larutan penyangga. Sifat larutan buffer antara lain: tidak berubah pH-nya meski diencerkan dan tidak berubah pH-nya meski ditambah sedikit asam atau basa atau karena pengenceran. Larutan buffer di bagi menjadi larutan penyengga asam dan larutan buffer basa. buffer asam selalu mempunyai pH < 7, sedangkan buffer asam mempunyai pH >7. Cara pembuatan buffer asam 1. Mencampur asam lemah dengan garam yang mengandung basa konjugasinya. 2. mencampurkan asam lemah dan basa kuat dengan jumlah asam lemah dibuat berlebih Contoh 1. H2CO3 dicampur dengan NaHCO3, NaHCO3 membentuk ion HCO3– sehingga terbentuk larutan penyangga H2CO3/HCO3–. 2. Campuran larutan CH3COOH dengan larutan NaOH akan bereaksi dengan persamaan reaksi: CH3COOH(aq) + NaOH(aq) → CH3COONa(aq) + H2O(l) Jika jumlah CH3COOH yang direaksikan lebih banyak daripada NaOH, maka akan terbentuk CH3COONa dan ada sisa CH3COOH sehingga terjadi larutan penyangga CH3COOH/CH3COO–. Cara pembuatan buffer basa 1. Mencampur basa lemah dengan garam yang mengandung asam konjugasinya. 2. mencampurkan basa lemah dan asam kuat dengan jumlah asam lemah dibuat berlebih contoh 1. NH3(aq) dicampur dengan NH4Cl. NH4Cl membentuk ion NH4+, sehingga terbentuk larutan penyangga NH3/NH4+ 2. Campuran NH3(aq) dengan HCl akan bereaksi dengan persamaan reaksi NH3(aq) + HCl(aq) → NH4Cl(aq) Jika jumlah NH3(aq) berlebih setelah bereaksi akan terbentuk NH4Cl dan ada sisa NH3(aq) sehingga terjadi larutan penyangga NH3(aq)/NH4+. Contoh soal Apakah terjadi larutan buffer jika 100 mL CH3COOH 0,5 M direaksikan dengan 200 mL NaOH 0,2 M? Jawab pH Larutan Buffer pH buffer asam Jika konsentrasi dinyatakan dengan molar (mol per liter), maka persamaan dapat ditulis sebagai pH buffer basa Jika konsentrasi dinyatakan dengan molar (mol per liter), maka persamaan dapat ditulis sebagai Contoh 1 Sebanyak 1 L larutan penyangga mengandung CH3COOH 0,1 M dan CH3COONa 0,1 M. Jika Ka CH3COOH = 1,8 × 10–5, maka tentukan a. pH larutan penyangga b. pH larutan penyangga jika ditambah 10 mL HCl 0,1 M, c. pH larutan penyangga jika ditambah 10 mL NaOH 0,1 M. Jawab a. Jumlah mol basa konjugasi (CH3COO–) diperoleh dari garam CH3COONa Jumlah mol masing-masing zat dapat ditentukan dengan cara sebagai berikut. Jumlah mol CH3COOH = 1 L × 0,1 mol.L-1 = 0,1 mol Jumlah mol CH3COONa = 1 L × 0,1 mol.L-1 = 0,1 mol pH larutan buffer dihitung dengan persamaan berikut b. pH larutan penyangga jika ditambah 10 mL HCl 0,1 M HCl merupakan suatu asam m,aka penambahannya sama dengan meningkatkan ion H+ dalam campuran. Jumlah mol HCl = 0,01 L × 0,1 mol.L-1 = 0,001 mol H+ yang ditambahkan sama dengan konsentrasi mula-mula asam karena merupakan asam kuat dan akan bereaksi dengan akan bereaksi dengan CH3COO- membentuk CH3COOH yang tidak terionisasi. Dari reaksi diperoleh Mol CH3COO– = mol CH3COONa = 0,099 mol CH3COOH = 0,101 pH larutan penyangga setelah ditambah asam kuat HCl dapat dihitung sebagai berikut. c. Pada larutan penyangga, CH3COOH akan menetralisir basa kuat NaOH yang ditambahkan. Jumlah mol NaOH yang ditambahkan. Dapat dihitung dengan cara sebagai berikut. Jumlah mol NaOH = 0,01 L × 0,1 mol L–1 = 0,001 mol NaOH merupakan basa kuat maka jumlah ion OH- yang ditembahkan sama dengan konsentrasi awal NaOH dan akan bereaksi H+ dalam larutan membentuk H2O. Agar tetap seimbang maka CH3COOH terurai menjadi CH3COO- dan H+. H+ yang terbentuk sebanyak yang bereaksi dengan OH-. Persamaan reaksi dan jumlah mol masing-masing spesi. Dari reaksi diperoleh mol CH3COO– = 0,101 mol CH3COOH = 0,099 pH larutan penyangga setelah penambahan basa kuat dapat dihitung sebagai berikut. Jadi, pH larutan penyangga jika ditambah 10 mL NaOH 0,1 M adalah 4,75. Contoh soal 2 Ke dalam larutan penyangga yang terdiri dari 200 mL NH3 0,6 M dengan 300 mL NH4Cl 0,3 M (Kb NH3 = 1,8.10–5) ditambahkan air sebanyak 500 mL. Tentukan a. pH larutan mula-mula b. pH setelah di tambah 500 mL aquades. Jawab pH mula-mula Jumlah mol NH3 = 0,6 M x 200 mL = 120 mmol = 0,12 mol Jumlah mol NH4+ = 0,3 M x 300 mL = 90 mmol = 0,09 mol Volum campuran = 200 mL + 300 mL = 500 mL = 0,5 L pOH = –log 2,4.10–5 = 5 – log 2,4 = 4,62 pH = 14 – 4,62 = 9,38 Jadi, pH mula-mula adalah 9,38. pH setelah di tambah 500 mL aquades Penambahan aquades sama dengan pengenceran. Dalam pengenceran volume larutan bertambah besar, sehingga konsentrasi larutan menjadi kecil namun jumlah mol zat terlarut tidak berubah. Dalam pengenceran berlaku rumus V1 x M1 = V2 x M2 Volum campuran (V2) = 200 mL NH3 + 300 mL NH4Cl + 500 mL aquades = 1000 mL = 1 L M . NH3 = 0,6 M M . NH4Cl = 0,3 M Yang dicari V2 dari NH3 dan NH4+ pOH = –log 2,4.10–5 = 4,62 pH = 14 – 4,62 = 9,38 Jadi, pH setelah ditambah 500 mL air adalah 9,38. CONTOH SOAL LAINNYA Contoh 1 V mL NaOH 0,3 M ditambah 2V mL CH3COOH 0,3M, jika diketahui pKa CH3COOH = 5, tentukan pH lartuan yang terbentuk? Jawab Campuran di atas merupakan larutan penyangga asam (asam lemah + basa konjugasi) pH = -log H+ pH = 5 perhatikan langkah kerja berikut sedikit berbeda dengan langkah-langkah yang telah dikerjakan sebelumnya tetapi tetap memberi hasil yang sama. Pada contoh terdahulu rumus Langsung dijadikan pH dengan cara dikalikan –log, sehingga diperoleh rumus berikut Sedangkan pada contoh di atas di cari terlebih konsentrasi H+. Baru di masukan pada pH = log H+. Contoh 2 Tentukan pH larutan 0,01 M garam yang diperoleh dari basa lemah dan asam kuat bila diketahui Kb basa = 10-6? Jawab Contoh 3 Untuk membuat larutan pH = 5, maka ke dalam 100 mL larutan 0,1 M asam asetat (Ka = 105) harus ditambah NaOH sebesar…..(penambahan volume akibat penambahan diabaikan dan Mr.NaOH = 40) Jawab Massa NaOH = 5 mmol x 40 mg/mmol = 200 mg Contoh 4 Tentukan konstanta asam HZ bila asam lemah HZ 0,5 M mempunyai pH = 4-log 5. Jawab pH = 4-log 5 H+ = 5 x 10-4 25 x 10-8 = Ka x 0,5 Ka= 5 x 10-7 Contoh 5 Suatu larutan penyangga di buat dengan mencampur 60 mL larutan NH3 0,1 M dengan 40 mL larutan NH4Cl 0,1 M. Berapa pH larutan penyangga yang diperoleh jika diketahui Kb.NH3 = 1,8 x 10-5?. Jawab Mol NH3 = 0,1 mmol mL-1 x 60 mL = 6 mmol Mol NH4Cl = NH4+ = 0,1 mmol.mL-1 x 40 mL = 4 mmol pH = – log OH = -log 2,7 x 10-5 = 4,57 Karena yang ditanyakan pH, maka berlaku rumus pKw = pH + pOH 14 = 4,57 + pOH pOH = 14 – 4,57 = 9,43 jadi pH larutan buffer yang diperoleh 9,43

Reaksi Redoks dan Elektrokimia
 1. Bilangan Oksidasi (b.o)
 1.1 Pengertian Bilangan oksidasi merupakan muatan suatu atom dalam molekul atau ion jika diandaikan elektron ikatan dimiliki oleh atom yang lebih elektronegatif. Bilangan oksidasi bukanlah muatan atom tersebut.
 Contoh: 1.2 Aturan Bilangan Oksidasi Untuk memudahkan penentuan bilangan oksidasi suatu atom, dibuat aturan bilangan oksidasi:
 1. Bilangan oksidasi atom dalam unsurnya = 0 2. Jumlah bilangan oksidasi atom dalam molekul = 0 3. Jumlah bilangan oksidasi atom dalam ion = muatan ion tsb. 4. Bilangan oksidasi atom F dalam senyawanya = -1 5. B.o. atom-atom golongan 1 dalam senyawanya = +1 6. B.o. atom-atom golongan 2 dalam senyawanya = +2 7. B.o. atom hidrogen dalam senyawanya = +1 8. B.o. atom oksigen dalam senyawanya = -2 Catatan: Aturan yang disebut terdahulu, mempunyai kekuatan yang lebih besar. Contoh: Tentukan bilangan oksidasi: O dalam H2SO4 O dalam Na2O2 O dalam OF2 S dalam H2SO4 S dalam S8 S dalam SO2
 2. Reaksi Redoks
 2.1 Reaksi Oksidasi Reaksi oksidasi adalah reaksi pelepasan elektron; .. adalah reaksi peningkatan bilangan oksidasi; .. adalah reaksi dengan oksigen (definisi lama) Contoh: C + O2 → CO2, karbon mengalami reaksi oksidasi
 2.2 Reaksi Reduksi Reaksi reduksi adalah reaksi penerimaan elektron; .. adalah reaksi penurunan bilangan oksidasi.
 2.3 Reaksi Redoks Setiap reaksi oksidasi selalu disertai reaksi reduksi. Reaksi keseluruhannya disebut sebagai reaksi redoks. Contoh: KMnO4 + Na2S2O3 + H2SO4 → MnSO4 + Na2S4O6 + H2O 2.4 Reaksi Autoredoks dan Disproporsionasi Jika dalam suatu reaksi, atom yang mengalami oksidasi maupun reduksi adalah atom yang sejenis, maka reaksi tersebut disebut reaksi autoredoks. Jika dalam reaksi autoredoks tersebut, atom yang mengalami reaksi redoks berasal dari unsur/senyawa yang sama, maka reaksi itu disebut reaksi disproporsionasi. Contoh: Cl2 + 2NaOH → NaCl + NaClO + H2O

REDOKS DAN ELEKTROKIMIA

1.        Standar Kompetensi

Memahami reaksi oksidasi reduksi dan sel elektrokimia serta penerapannya dalam teknologi dan kehidupan sehari-hari.

2.        Kompetensi Dasar

Menerapkan konsep reaksi redoks dalam sistem elektrokimia yang melibatkan energi listrik dan kegunaannya dalam industri

3.        Indikator Pembelajaran

·          Menyetarakan persamaan reaksi redoks dengan cara bilangan oksidasi

·          Menyetarakan persamaan reaksi redoks dengan cara setengah reaksi (ion elektron).

·          Menyimpulkan ciri reaksi redoks yang berlangsung spontan berdasarkan hasil pengamatan.

·          Menggambarkan susunan sel volta atau sel galvani dan menjelaskan fungsi tiap bagiannya.

·          Menuliskan lambang sel dari reaksi-reaksi yang terjadi pada sel volta.

·          Menghitung potensial sel berdasarkan data potensial standar dan membandingkan hasil pengukuran dengan hasil perhitungan.

·          Menjelaskan bagaimana energi listrik dihasilkan dari reaksi redoks dalam sel volta.

·         Menjelaskan prinsip sel-sel volta yang banyak digunakan  dalam kehidupan.

4.        Petunjuk Belajar

·          Bacalah rangkuman materi berikut dengan seksama

·          Setelah selesai membaca materi berikut jawablah soal-soal berikut

·          Jika anda mengalami kesulitan diskusikan dengan teman anda

A.      KONSEP OKSIDASI-REDUKSI

1. Konsep Oksidasi-Reduksi

No	Konsep	Reaksi Oksidasi	Reaksi Reduksi
1. 2. 3.	1 2 3	-          Penangkapan Oksigen Contoh    :  Ca + O2 à CaO -          Pelepasan Elektron Contoh    :  Zn à Zn2+ + 2e -          Bilangan Oksidasi Naik Contoh    :  S2O32- à S4O62-	-          Pelepasan Oksigen Contoh   : FeO à Fe + O2 -          Penangkapan Elektron Contoh   : Cu2+ + 2e à Cu -          Bilangan Oksidasi Turun Contoh   : MnO42- à Mn2+

2. Bilangan Oksidasi

Bilangan Oksidasi merupakan suatu bilangan yang dimiliki suatu atom dalam bentuk atom, molekul ion atau senyawa.

Aturan Bilangan Oksidasi :

1.        Bilangan Oksidasi atom Oksigen dalam bentuk senyawa atau molekul = -2, kecuali pada peroksida –1, superoksida –1/2.

2.        Bilangan Oksidasi atom Hidrogen dalam bentuk senyawa atau molekul = -1, kecuali pada hidrida +1.

3.        Bilangan Oksidasi ion sesuai jumlah muatannya

4.        Jumlah bilangan oksidasi pada molekul atau ion sesuai jumlah muatannya.

5.       Bilangan Oksidasi atom atau molekul bebas = 0

Contoh :

Tentukan bilangan oksidasi atom berikut ini yang dicetak tebal !

1.       SO₂                                                  4. C₂H₄

2.       Mn²⁺                                               5. Ca(NO₃)₂

3.   NH₄Cl                                              6.  K₂Cr₂O₇

Jawab :

1.       +4                                                   4. -2

2.       +2                                                   5. +5

3.       –3                                                   6. +6

       3.  Reduktor dan Oksidator

a.       Reduktor       : Zat yang mengalami kenaikan bilangan oksidasi

b.       Oksidator      : Zat yang mengalami penurunan bilangan oksidasi

Contoh :

2K₂MnO₄ + 4H₂SO₄ + 5H₂C₂O₄ à 2MnSO₄ + 2K₂SO₄ + 10CO₂ + 9H₂O

               

                - Reduktor             : H₂C₂O₄ sebab bilangan oksidasi C berubah dari +2 menjadi +4

                - Oksidator            : K₂MnO₄ sebab bilangan oksidasi Mn berubah dari +7 menjadi +2

UJI KOMPETENSI KONSEP DASAR REDOKS

1.       Tentukan bilangan oksidasi unsur yang dicetak tebal :

a.       Zn                                                                           f.  Ca(ClO₂)₂

b.       Fe³⁺                                                                        g. K₂MnO₄

c.        S^2-                                                                           h. H₂O₂

d.       NH₄⁺                                                                       i.  NaAl(OH)₄

e.        Cr₂O₇^2-                                                                   j.  C₂H₆O₂

2.       Sebutkan jenis reaksi berikut oksidasi atau reduksi :

a.       Fe²⁺ à Fe³⁺                                                                                         d. NH₄⁺ à NO₃^-

b.       Cr₂O₇^2- à Cr³⁺                                                      e. Al à Al(OH)₄^- 

c.        C₂O₄^2- à CO₂                                                       f.  As₂S₅ à H₂SO₄

3.       Sebutkan jenis reaksi berikut redoks atau bukan redoks :

a.       Fe²⁺ + Cr₂O₇^2- à Cr³⁺ + Fe³⁺

b.       Cu + HNO₃ à Cu(NO₃)₂ + NO + H₂O

c.        HCl + NaOH à NaCl  + H2O

d.       I₂ + S₂O₃^2- à 2I^- + S₄O₆^2-

4.       Sebutkan reduktor adan oksidator untuk reaksi redoks berikut :

a.       Cu + HNO₃ à Cu(NO₃)₂ + NO + H₂O

b.       I₂ + S₂O₃^2- à 2I^- + S₄O₆^2-

c.        Cl₂  + OH^- à ClO^-   + ClO₃^-  + H₂O

d.       PbO₂ + Pb + H₂SO₄ à PbSO₄ + H₂O

5.       Setarakan reaksi redoks berikut dengan cara matematika !

a.       Cu + HNO₃ à Cu(NO₃)₂ + NO + H₂O

b.       I₂ + S₂O₃^2- à 2I^- + S₄O₆^2-

c.        Cl₂  + OH^- à ClO^-   + ClO₃^-  + H₂O

d.       PbO₂ + Pb + H₂SO₄ à PbSO₄ + H₂O

untuk kelas xi

STRUKTUR ATOM

STANDART KOMPETENSI

Memahami struktur atom untuk meramalkan  sifat-sifat periodik unsur, struktur molekul, dan sifat sifat senyawa.

KOMPETENSI DASAR

1.1  Menjelaskan teori Atom Bohr dan mekanika kuantum untuk menuliskan konfigurasi elektron dan diagram orbital serta menentukan letak unsur dalam tabel periodik.

1.2. Menjelaskan teori jumlah pasangan elektron di sekitar inti atom dan teori hibridisasi untuk meramalkan bentuk molekul. 1.3. Menjelaskan interaksi antar molekul ( gaya antar molekul  ) dengan sifatnya.

A.   RADIASI DAN SPEKTRUM UNSUR

1. Radiasi dibedakan radiasi partikel dan radiasi elektromagnetik.
2. Spektrum unsur tergolong spektrum garis atau spektrum diskontinu ( hanya mengandung bebe rapa warna secara terputus-putus ).
3. Spektrum kontinu mengandung semua panjang gelombang.

            Isilah pertanyaan berikut :

             

            1.   Radiasi dibagi menjadi ……… yaitu ………………………… dan  …………………………..

Contohnya ………………………………………………………………………………………

2.   Radiasi partikel adalah ……………………………………………………….…………………

Contoh ….……………………………………………………………………………………….

3.   Radiasi Elektromagnetik adalah …..…………………….………………………………………

Contoh ….…………………..…………………………………..……………………………….

4. Isilah tabel di bawah ini :

No	Jenis Radiasi	Lambang	Massa	Muatan
1. 2. 3. 4.	Sinar Alfa Sinar Beta Sinar Gamma Sinar X	…………………. …………………. …………………. ………………….	…………………. …………………. …………………. ………………….	…………………. …………………. …………………. ………………….

5. Spektrum dibagi ………yaitu ………………………..…. dan ………………………………….

6. Jelaskan spektrum kontinu ! Berilah contohnya !

Jawab :

…………………………………………………………………………………………………….

7. Jelaskan spektrum diskontinu ! Berilah contohnya !

Jawab :

……………………………………………………….……………………………………………

B.  TEORI ATOM MEKANIKA KUANTUM

 

              Heiseberg                            Max Planck                         Schrodinger                    Louis de broglie                  Neils Bohr

1. Teori kuantum yang dikemukakan Max Planck menyatakan bahwa radiasi elektromagnet juga mempunyai sifat partikel. Partikel radiasi elektromagnet disebut foton. Energi foton bergantung pada frekuensinya, E = h x f .
2. Neils Bohr dapat menjelaskan spektrum garis gas hidrogen dengan menggunakan teori kuantum Max Planck. Menurut Neils Bohr, atom terdiri inti yang bermuatan positif dan elektron-elektron yang beredar mengitarinya pada lintasan-lintasan tertentu, bagaikan planet-planet mengitari matahari.
3. Louis de Broglie mengajukan gagasan tentang gelombang partikel : l = h/mv. Dualisme sifat elektron, sebagai partikel dan gelombang, mengundang koreksi terhadap model atom Neils Bohr.
4. Menurut model atom mekanika kuantum, elektron berada dalam orbital, yaitu daerah di sekitar inti dengan probabilitas terbesar untuk menemukan elektron. Posisi elektron yang pasti tidak dapat ditentukan.
5. Werner Heisenberg mengajukan azas ketidakpastian yang menyatakan bahwa tidak ada metode eksperimen yang dapat dilakukan untuk menentukan posisi sekaligus kecepatan elektron.
6. Bentuk dan tingkat orbital dirumuskan dalam suatu persamaan gelombang oleh Erwin Schrodinger.

·         Isilah pertanyaan-pertanyaan di bawah ini :

 

            1.  Menurut MAX PLANCK radiasi elektromagnetik bersifat diskrit. Jelaskan !

Jawab :

…………………………………………………………………………………………………….

             

            2.   Jelaskan pendapat Einstein tentang foton. Jelaskan !

Jawab :

…………………………………………………………………………………………………….

            3.   Energi foton bergantung pada …………. atau …………………., dirumuskan :

E = ……..   atau  E = ………  ,   dimana h = tetapan Planck = 6,63.10^-23 J det.

4. Manakah yang mempunyai energi lebih besar sinar ungu atau sinar biru . Jelaskan!

Jawab :

…………………………………………………………………………………………………….

5. Jelaskan yang dimaksud  Efek Fotolistrik !

Jawab :

…………………………………………………………………………………………………….

6. Bagaimana pendapat Einstein tentang Efek Fotolistrik !

Jawab :

…………………………………………………………………………………………………….

7. Suatu logam menghasilkan fotolistrik dengan sinar kuning.

a.       Apakah logam tersebut dapat atau tidak dapat menghasilkan fotolistrik dengan

1). Sinar kuning

2). Sinar merah

Jawab :

…………………………………………………………………………………………………….

b.      Apakah kuat arus akan meningkat, berkurang atau tetap jika intensitas sinar (kuning) yang dikenakan diperbesar ?

Jawab :

…………………………………………………………………………………………………….

c.       Bagaimanakah kuat arus, lebih besar, sama atau lebih kecil, jika yang digunakan adalah sinar biru dengan intensitas yang sama ?

Jawab :

…………………………………………………………………………………………………….

8. Jelaskan Model Atom NIELS BOHR ?

Jawab :

…………………………………………………………………………………………………….

9. Jelaskan yang dimaksud elektron dalam keadaan tingkat dasar ( ground state )?

Jawab :

…………………………………………………………………………………………………….

10. Jelaskan yang dimaksud elektron dalam keadaan tereksitasi ( excited state ) ?

Jawab :

…………………………………………………………………………………………………….

11. Tentukan energi radiasi yang menyertai perpindahan elektron dari kulit n = 4 ke kulit n = 2 dalam atom hidrogen !.

Jawab :

…………………………………………………………………………………………………….

12. Berikan penjelasan mengapa spektrum unsur berupa spektrum garis sedangkan spektrum dari sinar matahari berupa spektrum kontinu ?

Jawab :

…………………………………………………………………………………………………….

13. Jelaskan hipotesis LOUIS DE BROGLIE ?

Jawab :

……………….. ………………………………………………………………………………….

14. Tuliskan persamaan sifat gelombang dari partikel ?

Jawab :

…………………………………………………………………………………………………….

21. Sebutkan Tokoh Model Atom Mekanika Kuantum !

Jawab :

…………………………………………………………………………………………………….

15. Jelaskan pendapat Schrodinger tentang Orbital !

Jawab :

…………………………………………………………………………………………………….

16. Jelaskan Azas Ketidakpastian dari Heisenberg !

Jawab :

…………………………………………………………………………………………………….

17. Jelaskan perbedaan model atom mekanika kuantum dengan model atom Neils Bohr !

Jawab :

…………………………………………………………………………………………………….

18. Jelaskan perbedaan orbit dengan orbital !

Jawab :

…………………………………………………………………………………………………….

 

C.   BILANGAN KUANTUM DAN BENTUK ORBITAL

            1.   BILANGAN KUANTUM

Rangkuman

·         Kedudukan suatu orbital ditentukan oleh tiga bilangan kuantum yaitu bilangan kuantum utama ( n ) ,bilangan kuantum azimuth ( l ), bilangan kuantum magnetik (m).

·         Kedudukan suatu elektron ditentukan oleh empat bilangan kuantum yaitu bilangan kuantum utama ( n ),bilangan kuantum azimuth ( l ),bilangan kuantum magnetik(m) dan bilangan kuantum spin(s ).

·         Tingkat energi ditentukan oleh bilangan kuantum utama ( n ) dan bilangan kuantum magnetiknya. Nilai ( n+1 ) makin besar, makin tinggi pula tingkat energinya.

Isilah pertanyaan-pertanyaan di bawah ini :

1.   Sebutkan dan jelaskan fungsi keempat bilangan kuantum !

Jawab :

…………………………………………………………………………………………………….

2. Tuliskan lambang bilangan kuantum :

a.       Utama

b.      Azimuth

c.       Magnetik

d.      Spin

Jawab :

…………………………………………………………………………………………………….

3. Tuliskan Nilai Bilangan kuantum Azimuth dan magnetik!

Jawab :

…………………………………………………………………………………………………….

4. Tuliskan bilangan kuantum dari

a.       kulit K                   e. sub kulit s

b.      kulit L                    f. sub kulit p

c.       kulit M                   g. sub kulit d

d.      kulit N                   f. sub kulit f

Jawab :

…………………………………………………………………………………………………….

5. Berapa nilai l dan m yang mungkin untuk elektron dengan nilai n = 2 !

Jawab :

…………………………………………………………………………………………………….

6. Berapa nilai m  yang nungkin untuk elektron dengan nilai l = 1, dan l = 2 !

Jawab :

…………………………………………………………………………………………………….

7. Berapa nilai s yang mungkin untuk elektron dengan nilai m = 1 !

Jawab :

…………………………………………………………………………………………………….

8. Berapakah jumlah orbital yang terdapat pada kulit L ( n=2). ? Tuliskan bilangan kuantum dari semua orbital tersebut!

Jawab :

…………………………………………………………………………………………………….

9. Tuliskan kulit atau sub kulit yang sesuai ( K, L, M, N, s p, d, f ) untuk setiap bilangan kuantum berikut !

a.       n = 2

b.      l = 3

Jawab :

…………………………………………………………………………………………………….

10. Berapakah jumlah maksimum elektron dalam ?

a.       kulit dengan nilai n =3

b.      sub kulit dengan nilai l = 2

c.       orbital dengan m = 3

d.      atom dengan nilai n tertinggi 3

Jawab :

…………………………………………………………………………………………………….

2.       BENTUK ORBITAL

Rangkuman

·         Bentuk orbital ditentukan oleh bilangan kuantum azimuth. Orbital s ( l = 0 ) berbentuk bola. Orbital p ( l = 1 ) berbentuk balon terpilin .

     1. Sebutkan dan jelaskan jenis-jenis orbital !

Jawab :

…………………………………………………………………………………………………….

2.      Jelaskan mengapa orbital s digambarkan seperti bola & orbital p berbentuk balon terpilin ?

Jawab :

…………………………………………………………………………………………………….

3.      Mengapa dalam setiap orbital maksimum berisi 2 elektron ? Jelaskan !

Jawab :

…………………………………………………………………………………………………….

4.      Mengapa 2 elektron tidak mungkin memiliki keempat bilangan kuantum yang sama ?

Jawab :

…………………………………………………………………………………………………….

5.      Sebutkan bentuk dan gambarkan orbital p :

Jawab :

…………………………………………………………………………………………………….

             

             

            3.  KONFIGURASI ELEKTRON

Rangkuman

·         Konfigurasi elektron memenuhi kaidah Aufbau, aturan Hund dan azas larangan Pauli.

·         ATURAN PENULISAN KONFIGURASI ELEKTRON

1.      Sebutkan dan jelaskan  aturan penulisan konfigurasi elektron !

Jawab :

…………………………………………………………………………………………………….

2.      Gambarkan urutan tingkat energi orbital menurut Aufbau !

Jawab :

…………………………………………………………………………………………………….

3.      Susunlah subkulit-subkulit berikut dari tingkat energi yang terendah :

1). 2p, 2s

2). 3s, 3d, 3p, dan 4s

3). 5s, 4p, 4d, dan 5p

4). 6s, 5p, 5d, dan 4f

Jawab :

…………………………………………………………………………………………………….

4.      Sebutkan jumlah maksimum elektron yang terdapat pada subkulit s, p,d dan  f !

Jawab :

…………………………………………………………………………………………………….

5.      Tuliskan rumus jumlah maksimum elektron tiap kulit !

Jawab :

…………………………………………………………………………………………………….

6.      Mengapa dua elektron dapat menempati 1 orbital padahal elektron bermuatan negatif  !

Jawab :

…………………………………………………………………………………………………….

7.      Mengapa dalam satu orbital tidak dapat ditempati 3 elektron !

Jawab :

…………………………………………………………………………………………………….

8.      Mengapa elektron dalam mengisi orbital satu demi satu kemudian baru berpasangan !

Jawab :

…………………………………………………………………………………………………….

9.      Gambarkan diagram orbital untuk unsur dengan nomor atom 6,13, 18 dan 24 !

Jawab :

…………………………………………………………………………………………………….

4.  KONFIGURASI ELEKTRON

10.  Tuliskan konfigurasi elektron dari :

1)      ₇N                                5) ₃₀Zn

2)      ₁₀Ne                             6) ₃₈Sr

3)      ₁₇Cl                              7) ₅₀Sn

4)      ₂₁Sc                              8) ₅₅Cs

Jawab :

…………………………………………………………………………………………………….

11.  Tuliskan konfigurasi elektron dari soal a) dengan menggunakan konfigurasi elektron gas mulia !

Jawab :

…………………………………………………………………………………………………….

12.  Dengan memperhatikan kestabilan konfigurasi penuh/setengah penuh. Tuliskan konfigurasi elektron dari :

1)      ₂₄Cr

2)      ₂₉Zn

3)      ₄₂Mo

4)      ₄₇Ag

Jawab :

…………………………………………………………………………………………………….

13.  Tuliskan konfigurasi elektron dari :

1).  ₁₃Al³⁺

2). ₁₆S^2-

3). ₂₀Ca²⁺

4). ₅₃I^-

Jawab :

…………………………………………………………………………………………………….

14.  Tuliskan :

1). konfigurasi elektron

2). diagram orbital

3). jumlah kulit

4). jumlah subkulit

5). jumlah elektron tunggal ( elektron tidak berpasangan )

Dari unsur-unsur sebagai berikut :

a). ₁₅P

b). ₂₄Cr

c). ₃₅Br

d). ₅₆Ba

Jawab :

…………………………………………………………………………………………………….

…………………………………………………………………………………………………….

5.  ELEKTRON VALENSI

Rankuman

·         Elektron yang dapat digunakan untuk membentuk ikatan disebut elektron valensi.

15.  Apa yang dinamakan elektron valensi ?

Jawab :

…………………………………………………………………………………………………….

16.  Jelaskan fungsi elektron valensi !

Jawab :

…………………………………………………………………………………………………….

17.  Tuliskan elektron valensi golongan utama dan golongan transisi !

Jawab :

…………………………………………………………………………………………………….

18.  Tentukan elektron valensi dari :

a). ₁₅P                                             c). ₃₅Br

b). ₂₄Cr                                           d). ₅₆Ba

Jawab :

…………………………………………………………………………………………………….

            F.  SISTEM PERIODIK

Rangkuman

·         Letak unsur dalam sistem periodik sesuai dengan konfigurasi elektronnya. Unsur-unsur seperiode mempunyai bilangan kuantum utama yang sama, unsur-unsur segolongan mempunyai elektron valensi sama.

·         Berdasarkan konfigurasi elektronnya, unsur-unsur dalam sistem periodik dibagi dalam blok s, blok p, blok d dan blok f.

·         Blok s dan p disebut unsur utama ( golongan A ).

·         Blok d disebut unsur transisi ( golongan B )

·         Blok f disebut unsur transisi dalam ( deret lantanida dan aktinida ).

1. SISTEM PERIODIK

a.       Jelaskan yang dimaksud dengan :

1). Golongan

2). Periode

Jawab :

…………………………………………………………………………………………………….

b.      Tentukan jumlah golongan dan periode dalam sistem periodik !

Jawab :

…………………………………………………………………………………………………….

c.       Tuliskan elektron valensi dari golongan IA s/d VIIIA !

Jawab :

…………………………………………………………………………………………………….

d.      Tuliskan elektron valensi dari golongan IB s/d VIIIB !

Jawab :

…………………………………………………………………………………………………….

            e.  Termasuk golongan apakah deret lantanida dan aktinida. Jelaskan !

Jawab :

…………………………………………………………………………………………………….

f.  Sebutkan termasuk blok apakah golongan :

1). IA dan IIA

2). IIIA s/d VIIIA

3) IB s/d VIIIB

Jawab :

…………………………………………………………………………………………………….

2. HUBUNGAN KONFIGURASI DENGAN SISTEM PERIODIK

a.       Tentukan golongan dan periode dari unsur sebagai berikut :

1). ₁₂Mg

2). ₁₇Cl

3). ₂₂Ti

4). ₂₉Cu

5). ₂₀Ca²⁺

6)  ₂₆Fe³⁺