TKI Selalu Dibayangi Penganiayaan

JAKARTA - Banyaknya pemberitaan mengenai masalah pembayaran gaji yang telat, tindakan penganaiayaan, dan tindak asusila terhadap para Tenaga Kerja Indonesia (TKI), mendesak pemerintah untuk segera mengambil sikap.

Menurut pengamat tenaga kerja Janji Sofyan, selama Indonesia masih mengirim TKI bidang rumah tangga, maka akan selalu ada penganiayan dan itu akan terjadi di mana saja.

Dia menegaskan bahwa fungsi kontrol yang tidak berjalan dan belum adanya blue print yang membuat masih terjadinya masalah-masalah seperti itu.

“Karena memang fungsi kontrolnya yang tidak berjalan, sekarang saatnya membuat blue printnya,” ujar Janji saat dihubungi okezone, Minggu (30/1/2011).

Dia mencontohkan, alasan banyaknya TKI yang keluar negeri adalah karena memang di dalam negeri lapangan pekerjaan makin terbatas dan ini yang harus diprioritaskan pemerintah.

“Oleh karena itu mau nggak mau pemerintah harus menyediakan lapangan pekerjaan agar masyarakat nggak ada yang keluar. Kalo pemerintah nggak sanggup, ini nggak akan menyelesaikan masalah,” imbuhnya.

TEORI ASAM DAN BASA

Teori Asam Basa Arrhenius

Asam : Zat yang bila dilarutkan dalam air akan menghasilkan ion hidrogen (H+)

HCl (aq) è H + (aq) + Cl- (aq)

Basa : Zat yang bila dilarutkan dalam air akan menghasilkan ion hidroksida (OH-)

NaoH è Na + (aq) + OH- (aq)

Teori Asam Basa Bronsted- Lowry

Asam : Spesies pendonor proton

Basa : Spesies penerima proton

Asam basa yang saling berkaitan dalam pertukaran proton disebut pasangan asam basa konjugasi

HA + B ═ BH+ + A-

Asam 1 Basa2 asam 2 basa 1

HCl + NH3 ═ NH4+ + Cl-

Teori Asam Basa Lewis

Asam : setiap spesi yang mengandung atom yang dapat menerima pasangan elektron

Basa : setiap spesi yang mengandung atom yang dapat menberikan pasangan elektron

H + H2O è H3O+

Ag+ + 2NH3 è Ag(NH3)2+

Derajat Ionisasi dan tetapan kesetimbangan asam basa

Hubungan Ka dengan α

HA (aq) ==> H+(aq) + A- (aq)

Awal C

Reaksi Cα Cα Cα

Setimbang C(1-α) Cα Cα

Analog dengan asam,

Hubungan antara α dengan Kb :

Tetapan kesetimbangan air (Kw)

Air dapat mengalami swa-ionisasi

Derajat Keasaman (pH)

Istilah pH (potenz of hydrogen) diperkenalkan oleh Sorensen (1909) untuk menyatakan konsentrasi ion hidronium (H+) dalam larutan

pH Asam lemah dan Basa lemah

Keduanya terionisasi sebagian, sehingga punya Ka dan Kb

Hidrolisis Garam

pH garam dari Asam kuat dan basa kuat

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

vTidak terjadi hidrolisis baik anion maupun kation

vLarutan garam yang dihasilkan bersifat netral, yaitu pH = 7

vReaksinya disebut Netralisasi

v

pH garam dari Asam kuat dan basa lemah

HCl (aq)+ NH4OH (aq) è NH4Cl (aq) + H2O (l)

Terjadi hidrolisis parsial oleh ion NH4+ yang merupakan asam konjugasi dari basa lemah.

NH4Cl (aq) NH4+ Cl-

H2O OH- + H+

NH4OH X è elektrolit kuat shg selalu terionisasi

pH garam dari Asam lemah dan basa kuat

CH3COOH (aq) + KOH (aq) è CH3COOK (aq)+ H2O (l)

pH garam dari Asam lemah dan basa lemah

H2CO3 (aq)+ NH4OH (aq) è (NH4)2CO3 (aq) + H2O (l)

Terjadi hidrolisis sempurna oleh anion dan kation

(NH4)2CO3 NH4+ + CO32-

H2O OH- + H+

NH4OH H2CO3

selalu bereaksi , sehingga:

pH tergantung pada harga Ka dan Kb, tidak tergantung pada konsentrasi garam.

LARUTAN BUFFER

vLarutan yang dapat mempertahankan pH dari pengaruh penambahan sedikit asam, basa atau pengenceran.

vPada umumnya terdiri atas

vcampuran asam lemah dan garamnya

vcampuran basa lemah dan garamnya

v

Titrasi Asam Basa

ØJika suatu asam dan basa dititrasi, setiap penambahan pereaksi akan mengakibatkan perubahan pH

ØAda empat macam perhitungan pH jika suatu asam dititrasi dengan basa, yaitu:

1.Titik awal è pH asam sebelum penambahan basa

2.Daerah antara (sebelum titik ekivalen) è larutan mengandung garam dan asam berlebih

3.Titik ekivalen (saat banyaknya asam atau basa tepat setara secara stoikiometri dengan banyaknya basa atau asam dalam larutan è larutan mengandung garam dengan

4.Setelah titik ekivalen è larutan mengandung garam dan basa berlebih

REDOKS DAN ELEKTROKIMIA

Konsep Redoks

Oksidasi : Peristiwa pelepasan elektron (naiknya bilangan oksidasi)

Cu → Cu²⁺ + e

Reduksi : Peristiwa penangkapan elektron (turunnya bilangan oksidasi)

Cu²⁺ + e → Cu

Bilangan Oksidasi : muatan listrik atom yang dihitung menurut kaidah tertentu.

Aturan umum dalam menentukan bilangan oksidasi:

1. Bilangan oksidasi unsur bebas sama dengan nol

Misalnya O dalam O₂, dan Cu(s)

2. Bilangan oksidasi hidrogen dalam senyawa umumnya adalah +1, kecuali dalam senyawa hidrida logam sama dengan -1

H dalam NH₃ mempunyai biloks +1

H dalam CaH₂ dan NaH mempunyai biloks -1

3. Bilangan oksidasi oksigen dalam senyawa umumnya -2, kecuali dalam peroksida sama dengan -1

O dalam H₂O mempunyai biloks -2

O dalam peroksida KO₂ dan H₂O₂ mempunyai biloks -1

O dalam superoksida RbO₂ mempunyai biloks -1/2

4. Hasil penjumlahan bilangan oksidasi yang positif dan negatif dalam suatu molekul atau senyawa adalah nol

5. Hasil penjumlahan bilangan oksidasi yang positif dan negatif dalam seluruh atom untuk setiap ion sama dengan muatan ion sendiri.

Untuk anion PO₄^2-, biloks P adalah +5 dan O adalah -2 sehingga muatan anion menjadi -2

Penyetaraan reaksi redoks

1. Metode bilangan oksidasi

a. Menentukan biloks unsur-unsur yang terlibat reaksi

[OH^-]

Al (s) + NO₃^- (aq) AlO₃^- (aq) + NH₃(aq)

oks

0 +5

+5 red -3

b. Menyamakan koefisien unsur yang mengalami oksidasi dan reduksi

Al → Al⁺⁵ + 5 e І x 8

N⁺⁵ + 8 e → N^-3 І x 5

8Al + 5N⁺⁵ → 8Al⁺⁵ + 5N^-3

c. Menyetarakan muatan

Dalam suasana asam, tambahkan H⁺ pada spesies yang kurang muatannya

Dalam suasana basa, tambahkan OH^- pada spesies yang kelebihan muatan

[OH^-]

8Al + 5NO₃^- + 3OH^- 8AlO₃^- + 5NH₃

d. Menyetarakan atom H dengan menambahkan H₂O

[OH^-]

8Al + 5NO₃^- + 3OH^- + 6H₂O 8AlO₃^- + 5NH₃

2. Metode setengah reaksi/ion elektron

1. Menuliskan masing-masing setengah reaksi reduksi dan oksidasi serta menyetarakan unsur yang terlibat reduksi/oksidasi

[H⁺]

CuS + NO₃ ^- Cu²⁺ + S + NO

Reduksi : N⁺⁵ + 3 e → N⁺² / x 2

Oksidasi : CuS → Cu²⁺ + S + 2 e / x 3

2N⁺⁵ + 3CuS → 2N⁺² + 3Cu²⁺ + 3S

2. Menambahkan 1 molekul H₂O pada:

· Bagian yang kekurangan 1 atom O, untuk suasana asam

· Bagian yang kelebihan 1 atom O, untuk suasana basa

[H⁺]

3CuS + 2NO₃ ^- 3Cu²⁺ + 3S + 2NO + 4H₂O

3. Menyetarakan hidrogen dengan menambahkan:

· Ion H⁺ , untuk suasana asam

· Ion OH^-, untuk suasana basa

[H⁺]

3CuS + 2NO₃ ^- + 8H⁺ 3Cu²⁺ + 3S + 2NO + 4H₂O

4. Jika muatan belum setara, menyetarakan muatan dengan menambahkan elektron

1. Sel Volta/Galvani

→ rangkaian tertutup dari suatu reaksi redoks yang dapat digunakan untuk membangkitkan energi listrik

→ dasarnya adalah bahwa suatu reaksi redoks berlangsung spontan dengan disertai pembebasan energi panas yang ditandai dengan naiknya suhu larutan

Diagram Sel

Komponen:

1. Elektroda → kutub listrik : (-) anoda → tempat berlangsungnya reaksi oksidasi

: (+) katoda → tempat berlangsungnya reaksi reduksi

b. Jembatan garam → berupa larutan garam/elektrolit kuat dalam agar-agar, misal NaCl, KNO₃ dan K₂SO₄

→ jembatan garam berfungsi melengkapi rangkaian menjadi sebuah rangkaian/sel yang tertutup karena listrik hanya dapat mengalir pada rangkaian tertutup

Proses yang terjadi:

Lempeng logam Zn dicelupkan dalam larutan yang mengandung ion Zn²⁺ (ZnSO₄)

Lempeng logam Cu dicelupkan dalam larutan yang mengandung ion Cu²⁺ (CuSO₄)

→ logam zink yang dicelupkan dalam larutan melarut ZnSO₄ akan melepaskan elektron (lebih mudah teroksidasi)

Zn (s) → Zn²⁺ (aq) + 2e

→ elektron mengalir melalui jembatan garam dan akan diambil oleh ion Cu²⁺ sehingga logam Cu akan mengendap

Cu²⁺ (aq) + 2e → Cu (s)

→ dengan perubahan Cu²⁺ menjadi Cu, maka dalam larutan CuSO₄ terdapat kelebihan ion SO₄^2-,sehingga ion-ion ini akan mengalir ke larutan ZnSO₄ melalui jembatan garam, untuk mengimbangi Zn²⁺

→ Reaksi berlangsung terus hingga salah satu pereaksi (Zn/Cu) habis.

Contoh sel volta: sel accu/aki dan sel kering (baterei) → Coba pelajari cara kerjanya!

Notasi sel

→ Notasi yang menyatakan secara singkat susunan sebuah sel volta

anoda | ion dalam larutan || ion dalam larutan | katoda

tanda | → menyatakan batas antarfase

tanda || → menyatakan jembatan garam

Penulisan notasi sel untuk contoh diagram sel yang telah diuraikan, sbb;

Zn | Zn²⁺ || Cu²⁺ | Cu

Potensial Sel

→ Proses yang terjadi pada sebuah sel volta disebabkan oleh adanya perbedaan potensial dua elektroda

→ Mengalirnya elektron dari elektroda Zn ke elektroda Cu menunjukkan bahwa Zn lebih mudah teroksidasi sehingga menyebabkan terjadinya beda potensial listrik antara Zn dengan Cu yang mendorong elektron mengalir.

→ Selisih potensial ini yang disebut dengan potensial sel dan diberi lambang ε_sel

ε_sel = ε_oks + ε_red

→ Potensial sel yang diukur pada 25^oC dengan konsentrasi 1 M dan tekanan 1 atm disebut dengan potensial elekroda standar (ε^o_sel)

→ Pada penentuan ε^o_oks dan ε^o_red suatu reaksi digunakan elektroda pembanding yang memiliki potensial elektroda nol, yaitu elektroda hidrogen (H⁺/H₂)

→ Potensial elektroda dikaitkan dengan reaksi reduksi sehingga elektroda yang lebih mudah mengalami reduksi dibandingkan terhadap hidrogen, potensial elektrodanya bertanda negatif (-), sedangkan yang lebih sukar tereduksi, bertanda positif (+)

→ Urutan kemudahan logam dalam mengalami reduksi disusun dalam sebuah deret yang disebut deret Volta

Li K Ba Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Cd Co Ni Sn Pb H Sb Bi Cu Hg Ag Pt Au

Semakin ke kanan, logam semakin mudah tereduksi sehingga mudah didesak oleh logam yang ada di sebelah kirinya.

→ Kespontanan redoks terkait dengan harga potensial selnya

Jika potensial sel nilainya positif, maka reaksi berlangsung spontan

Jika potensial sel nilainya negatif, maka reaksi tidak dapat berlangsung

Persamaaan Nerst

→ Digunakan untuk menghitung potensial sel pada kondisi tertentu (bukan standar), dikemukakan oleh Walther Nerst, seorang ahli kimia fisika tahun 1889.

ε_sel = ε^o_sel – (RT/nF) ln Q

R = tetapan gas (8,314 JK^-1 mol^-1)

T = suhu (K)

n = banyaknya mol elektron yang dinyatakan dalam persamaan berimbang untuk reaksi sel

F = bilangan Faraday (96000 C mol^-1)

Q = suku yang serupa dengan tetapan kesetimbangan

Pada suhu 25^oC dan dengan konversi ln ke log, persamaan Nerst menjadi:

ε_sel = ε^o_sel – (0,0591/n) log Q

Contoh:

Sebuah susunan sel volta terdiri atas elektroda zink dan tembaga, Jika setengah sel zink pada suhu dan tekanan standar memiliki konsentrasi ion 0,1 M, sedangkan konsentrasi ion tembaga sebesar 0,05 M, tentukan potensial selnya!

Jawab:

Notasi sel : Zn|Zn²⁺ (0,1)||Cu²⁺ (0,02)|Cu

Reaksi sel : Zn→ Zn²⁺ + 2e ε^o_oks = 0,76 V

Cu²⁺ + 2e → Cu ε^o_red = 0,34 V

Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu ε^o_sel = + 1,1 V

Mol elektron yang terlibat = 2

ε_sel = ε^o_sel – (0,0591/n) log Q

ε_sel = 1,079 → potensial sel yang dimiliki sebesar 1,079 V sehingga reaksi berlangsung spontan