Kesetimbangan Kimia

KESETIMBANGAN KIMIA

Download Link: Kesetimbangan Kimia.pdf

Pendahuluan

Kesetimbangan adalah kelanjutan dari topik mengenai laju reaksi. Disini, akan dilihat bagaimana reaksi kimia dapat berlangsung pada laju yang sama secara bolak-balik, dengan mengalami perubahan pada kondisi-kondisi awalnya.

Keadaan Seimbang

Sebelum mulai, kita perlu memahami dulu mengenai arah laju reaksi. Ada dua jenis reaksi, yaitu reaksi bolak-balik (reversible) dan tidak bolak-balik (irreversible). Reaksi jenis terakhir ini umumnya menyebabkan perubahan fisis (nasi yang menjadi bubur, dll). Dari sini, kita dapat mendefinisikan kesetimbangan kimia.

Kesetimbangan adalah proses dimana sebuah reaksi reversible telah berhenti mengalami perubahan secara kasat mata, namun terus mengalami perubahan mikroskopis. Ciri-cirinya:

·       Reaktan tidak habis bereaksi menjadi produk (selalu ada kesetimbangan dimana keduanya hadir pada saat yang sama)

·       Reaksi tidak pernah benar-benar selesai

·       Laju reaksi maju atau mundur sama

·       Hanya terjadi dalam sistem yang tertutup

·       Konsentrasi akhir reaktan dan produk tidak berubah

·       Berada pada suhu yang tetap

Contohnya, NH₃ dalam wadah tertutup, diletakkan pada suhu 200^oC, 30 atm. Amonia tersebut akan terus terurai sampai 32.4 persen tekanan berasal dari H₂ dan N₂. Setelah itu, kondisinya akan terus begitu. Sebenarnya, ada 3 kemungkinan hasil kesetimbangan bagi reaksi, yaitu:

·       Konsentrasi produk diatas reaktan

·       Konsentrasi produk sama dengan reaktan

·       Konsentrasi produk dibawah reaktan

Asas Le Chatelier

Asas Le Chatelier menentukan kesetimbangan secara kualitatif. Jadi, tidak menggunakan perhitungan. Asas ini menyatakan bahwa jika terjadi perubahan pada sistem yang setimbang, maka sistem akan bereaksi sampai tercapai kesetimbangan yang baru. Bayangkanlah sebuah jungkat-jungkit. Agar ia seimbang walaupun denga berat yang berbeda, maka kita perlu menggeser titik tumpunya. Begitulah kesetimbangan didefinisikan.

Secara umum, ia menjelaskan bahwa apapun yang dilakukan pada sistem yang setimbang, sistem akan melakukan sebaliknya. Maka, bila satu hal ditambahkan, sistem akan berusaha menguranginya. Sementara, jika satu hal dikurangi, sistem akan berusaha menggantikannya.

Perlu diingat bahwa yang mempengaruhi kesetimbangan suatu zat adalah senyawa pada fase gas (g) dan larutan (aq). Senyawa pada fase padat murni dan cair murni tidak berpengaruh pada kesetimbangan reaksi.

Ada beberapa hal yang mempengaruhi kesetimbangan, yaitu perubahan:

·       Konsentrasi

Bila suatu senyawa ditambahkan, kesetimbangan menjauhi sisi yang mengandung M yang lebih banyak. Jika tidak ada perubahan mol pada gas yang bekerja, maka kesetimbangan tidak akan bergeser. Contoh

3Fe(s) + 4H₂O(g) <-> Fe₃O₄(s) + 4H₂(g)

Jika Fe ditambahkan, kesetimbangan akan tetap, namun jika konsentrasi H₂O naik, maka kesetimbangan akan bergerak ke kanan. Jika H₂ berkurang, kesetimbangan juga bergeser ke arah kanan.

·       Suhu

Jika temperatur naik, maka sistem akan berusaha menyerap sebagian dari energi panas. Maka, jika suhu dinaikkan, maka kesetimbangan akan bergeser ke kiri, sehingga menjadi reaksi endoterm. Jika suhu diturunkan, kesetimbangan akan bergeser ke kanan, sehingga menjadi reaksi eksoterm.

·       Tekanan

Tekanan berbanding terbalik dengan volume. Jika volume naik, tekanan turun (bayangkan segenggam pasir bila harus ditabur pada bidang seluas majalah, lalu luas bidang ditambah terus. Pasir akan terlihat makin jarang) dan sebaliknya.

Pada hal ini, bila tekanan naik, kesetimbangan akan bergerak menjauhi sisi dengan jumlah koefisien lebih besar dan berlaku sebaliknya. Contoh:

N₂(g) + 3H₂(g) <-> 2NH₃(g)

Bila tekanan, kesetimbangan akan bergeser ke arah kanan, karena total koefisien hanya 2, dibanding pada ruas kiri. Namun, jika total koefisien kedua sisi sama (Co: 2HI(g) <-> H₂(g) +I₂(g) ) perubahan tekanan tidak berpengaruh pada kesetimbangan.

·       Katalis

Penambahan katalis tidak mempengaruhi kesetimbangan kimia.

Tetapan Kesetimbangan (K_c dan K_p)

Asas Le Chatelier tidak menunjukkan kedudukan kesetimbangan dalam angka, namun ada satu cara untuk menyatakannya. Hal itu disebut Hukum Aksi Massa. Ia menyatakan perbandingan antara konsentrasi produk terhadap konsentrasi reaktan. Maka:

Pada reaksi                   aA(g) + bB(aq) + cC(l) <-> dD(g) + eE(aq) + fF(s) , berlaku rumus,

 @:

·       K_c adalah tetapan kesetimbangan

·       [A], [B], [C], [D] adalah konsentrasi masing-masing senyawa

·       a, b, c, dan d adalah koefisien masing-masing senyawa dalam reaksi

Catatan:

·       Perhatikan bahwa fase padat dan cair murni tidak dimasukkan

·       Reaksi dibuat hanya untuk contoh, walaupun hukum itu berlaku pada semua macam reaksi

·       Hukum ini hanya berlaku pada reaksi setara dalam suhu tetap

·       Besaran K_c tidak terpengaruh perubahan suhu, tekanan, dan katalis

Bila seluruh reaksi terdiri dari gas, akan lebih mudah menggunakan tetapan yang dihitung berdasarkan tekanan (K_p) dibanding konsentrasi (K_c). Untuk itu, digunakan tekanan parsial sebagai pengganti konsentrasi. Pada reaksi:

aA(g) + bB(g) <-> cC(g) + dD(g)

Mencari tekanan parsial : @:

·       P_T  adalah tekanan total

·       P_A  adalah tekanan parsial A

·       n_B dan n_A adalah mol masing-masing senyawa

Setelah itu:  

Catatan Subbab:

·       Pada reaksi endoterm, K_c dan K_p turun jika suhu naik, berlaku sebaliknya

·       Pada reaksi eksoterm, K_c dan K_p naik seiring dengan suhu, berlaku sebaliknya

Segala perhitungan yang melibatkan K_c dan K_p akan dimasukkan dalam bundel kimia, yang akan dilepas pada tengah tahun 2010. Hubungi pauly.simanjuntak@gmail.com untuk keterangan.

Sumber:

Suyatno, dkk. Kimia Untuk SMA/MA Kelas XI. 2007. Jakarta: Grasindo

Purba, Michael. Kimia 2A Untuk SMA Kelas XI. 2006. Jakarta: Erlangga

Toh, CS. A-Level Study Guide-Chemistry-Edition 3.0.3 for Higher 2. 2009. Singapore: Step-by-Step

Goldberg, David E. 2005.Schaum’s Outlines: Kimia Untuk Pemula Edisi Ketiga. Jakarta: Erlangga

Bresnick, Stephen D. 1996. Intisari Kimia Umum. Jakarta: Hipokrates

Kirimkan semua pertanyaan pada: pauly.simanjuntak@gmail.com

Menghitung Perubahan Entalpi

MENGHITUNG PERUBAHAN ENTALPI

Link Download: Menghitung Perubahan Entalpi.pdf

Pendahuluan

Setelah mengetahui nilai entalpi dapat berubah, beserta berbagai kategorinya, maka perlu diketahui cara mencari besar perubahan tersebut, sehingga dapat diukur kekuatan sebuah reaksi.

Macam-Macam Cara Pengukuran

Secara umum, upaya pencarian dapat dibagi menjadi dua jenis: eksperimen dan teoritis. Bila dijabarkan, ada 4 metode yaitu:

1. Eksperimen
2. Berdasarkan hukum Hess
3. Menggunakan data entalpi pembentukan standar
4. Menggunakan data energi ikatan

Semuanya akan dijabarkan satu-persatu.

1. Eksperimen
   
   
   
   Alat yang digunakan untuk mengukur perubahan entalpi disebut kalorimeter. Alat ini membuat sistem terisolasi, sehingga dapat mengukur dengan tepat. Ada 2 jenis kalorimeter, yaitu kalorimeter bom dan yang sederhana.
   
   Kalorimeter bom adalah kalorimeter yang menggunakan bilik pemantik untuk membakar benda padat yang akan diuji. Di luar tempat pembakaran diisi air (atau larutan lainnya). Perubahan entalpi dilihat mengikuti perubahan suhu. Maka, besar perubahan entalpi dihitung dengan:
   
   
   
   Dimana dan
   
   Kalorimeter sederhana, berbeda dengan bom, tidak melakukan pembakaran, namun hanya mengisolasi larutan yang bereaksi dan membiarkannya bereaksi sementara perubahan suhunya diukur. Besar perubahannya dihitung dengan:
   
   
   
   Kapasitas kalorimeter dapat diabaikan, karena kapasitas panasnya kecil.
   
   Catatan:Ingatlah bahwa c_air= 4.18 J/gK~4.2 J/gK, walau K(kelvin) dapat disamakan dengan C(celcius) tanpa memakai perubahan nilai.
   
   
   
   
   
   
2. Berdasarkan hukum Hess
   
   Hukum Hess menyatakan bahwa reaksi dapat terdiri dari penjumlahan beberapa reaksi lain. Maka, besar perubahan entalpi akan sama, baik jika reaksi berlangsung 1 tahap atau melalui tahap lainnya. Maka:
   
   
   
   
   
   Dimana n adalah tahapan reaksi ke-n
   
   Contoh:
   
   Perhatikan reaksi pada diagram berikut!
   
   
   
   
   
   S(s) + 3/2 O₂(g) -> SO₃(g) ΔH=-395.7 kJmol^-1
   
   SO₂(g) -> S(s) + O₂(g) ΔH=+298.6 kJmol^{-1       +}
   
   SO₂(g) + O₂(g) -> SO₃(g) ΔH=-98.8 kJmol^-1
   
   
   
   
   
   
3. Menggunakan data entalpi pembentukan standar
   Cara ini adalah turunan dari hukum Hess. Cara ini melihat nilai entalpi pemecahan dan penyatuan dari masing-masing senyawa. Data H^o_f dapat digunakan pula untuk mengetahui besar perubahan entalpi. Perhatikan diagram berikut:

ΔH₁ adalah entalpi penguraian CaO

ΔH₂ adalah entalpi penguraian H₂SO₄

ΔH₃ adalah entalpi pembentukan CaSO₄

ΔH₄ adalah entalpi pembentukan H₂O

Maka, ΔH dihitung dengan:

Catatan: Ingatlah bahwa nilai ΔH^o_f adalah kebalikan dari ΔH^o_d. Berlaku sebaliknya

4. Menggunakan data energi ikatan
   
   
   
   Setiap ikatan antara satu atom dengan atom lainnya pada senyawa memiliki nilai energi ikatan tertentu. Nilai ini menyatakan kekuatan ikatan, sehingga tidak terpengaruh pada perubahan yang terjadi pada senyawa (terbentuk atau terurai). Dilambangkan dengan D.
   
   Untuk menghitung nilai ΔH pada suatu senyawa, lihat ada berapa banyak ikatan yang ada. Ikatan rangkap tetap dihitung sebagai satu. Ingat juga bahwa satu atom yang memiliki banyak pasangan dapat dihitung beberapa kali. Contoh, bila terjadi reaksi hingga CH₄ pecah dan D_C-H=410 kJmol^-1. Gambarlah diagramnya, maka anda melihat bahwa C berikatan dengan 4 atom H. Maka, ΔH dalam proses ini adalah ΔH=4 x 410 = 1640 kJ mol^-1 (ingat, ada 4 ikatan C dengan H).
   
   Total nilai ΔH dihitung dengan :
   
   
   
   Berikut beberapa nilai D:
   
   
   
   
   

Sumber:

Bresnick, Stephen D. ,M.D. 1996. Intisari Kimia Umum. Jakarta: Hipokrates

Suyatno, dkk. Kimia Untuk SMA/MA Kelas XI. 2007. Jakarta: Grasindo

Purba, Michael. Kimia 2A Untuk SMA Kelas XI. 2006. Jakarta: Erlangga

Toh, CS. A-Level Study Guide-Chemistry-Edition 3.0.3 for Higher 2. 2009. Singapore: Step-by-Step

http://www.chem-is-try.org

Kirimkan semua pertanyaan pada: pauly.simanjuntak@gmail.com

Gaya Antar Molekul

Gaya Antar Molekul

Untuk Download Versi PDF:Gaya Antar Molekul(ada tambahannya)

Pendahuluan

Tulisan berikut akan menjelaskan berbagai macam ikatan pada atom dan mengapa ikatan tersebut dapat terjadi. Selain itu, dijelaskan pula akibatnya pada sifat fisis ikatan tersebut.

Gaya Van der Waals

Gaya Van der Waals adalah istilah untuk menyatakan keseluruhan gaya-gaya antar molekul pada atom-atom nonlogam. Gaya ini adalah jumlah dari : (a) gaya London/dispersi; (b) gaya dipol. Keduanya akan dibahas lebih lanjut.

(a) Gaya London/dispersi

Gaya ini digagas oleh ilmuwan Jerman, Fritz London. Ini adalah gaya untuk menjelaskan kekuatan tarik-menarik antara zat NONPOLAR. Gaya ini bersifat sementara, namun berlangsung terus-menerus sehingga terlihat tetap.

Gaya ini terbentuk ketika elektron pada sebuah atom tidak tersebar secara merata, namun bergerak condong pada satu sisi secara terus menerus (istilah: berosilasi), membentuk dipol (kutub) sementara. Dipol ini akan menginduksi atom lainnya, sehingga tercipta IKATAN LEMAH diantaranya, dan disebut sebagai gaya dispersi.

(b) Gaya Dipol

Gaya dipol terjadi HANYA pada IKATAN POLAR. Gaya ini memiliki dua jenis, yaitu antara (1) dipol-dipol dan (2) dipol terinduksi (kadang disebut terimbas).

(1) Gaya Tarik Dipol-dipol

Gaya dipol-dipol adalah gaya yang PERMANEN yang terjadi di antara dua molekul POLAR. Gaya ini lebih kuat dari gaya London, walau lebih lemah dari ikatan kovalen. Ikatan ini terbentuk ketika molekul yang memiliki pol (kutub) tetap bertemu dengan molekul polar lainnya.

Sebagai catatan, gaya ini dapat terjadi pada molekul tanpa momen dipol.

(2) Gaya Tarik Dipol - Dipol Terinduksi (Terimbas)

Gaya ini terbentuk antara molekul polar dengan molekul non polar. Secara prinsip, kejadiannya sama dengan pembentukan gaya London. Ketika molekul polar bertemu molekul nonpolar, pol pada molekul polar menginduksi molekul nonpolar.

Dari kedua jenis gaya ini, dianalisis hal-hal yang mempengaruhi besar gaya Van der Waals. Keduanya adalah:

1.Banyak elektron

Banyak elektron atau besar massa atom menentukan kekuatan gaya Van der Waals. Semakin besar Ar, semakin kuat ikatannya. Perhatikan tabel berikut!

Unsur	Ar	Titik didih (oC)
He	2	-269
Ne	10	-246
Ar	18	-186
Kr	36	-152
Xe	54	-108
Rn	86	-61.8

Catatan: Pada dasarnya memanaskan memecah ikatan molekul. Semakin tinggi titik didih menandakan lebih banyak energi diperlukan untuk memecah, karena ikatan makin kuat.

2.Bentuk molekul

Bentuk molekul ikut memengaruhi kekuatan ikatan. Jika molekul makin panjang atau memiliki daerah sentuh yang luas, maka ikatannya makin kuat. Perhatikan gambar berikut!

Ikatan Hidrogen

Ada satu jenis ikatan yang jauh lebih kuat dari gaya Van der Waals. Ia adalah ikatan hidrogen. Untuk membentuknya, diperlukan dua hal, yaitu:
1.Sebuah atom hidrogen yang sepi elektron karena elektronnya diambil karena berpasangan dengan atom yang sangat elektronegatif (N, O, dan F)
2.Sebuah pasangan elektron bebas (PEB) pada atom yang sangat elektronegatif (N, O, dan F)

Contoh Ikatan Hidrogen

Perhatikan grafik berikut! Lihat bahwa ikatan hidrogen dengan N, O, dan F memiliki titik didih lebih tinggi.Catatan: Ikatan hidrogen sering ditemukan pada hidrida, alkohol, dan asam karbosilik.

Sumber:
Purba, Michael. 2006. Kimia Untuk SMA Kelas XI Semester I. Jakarta: Erlangga
Suyatno, dkk. 2007. Kimia Untuk SMA/MA Kelas XI. Jakarta: Grasindo
Toh, CS. 2009. A-Level Study Guide- Chemistry- Edition 3.0.3. Singapore: Step-by-Step
http://antoine.frostburg.edu/chem/senese/101/liquids/faq/h-bonding-vs-london-forces.shtml
Encyclopaedia Britannica 7.0

Perkembangan Teori Atom

PERKEMBANGAN TEORI ATOM

Pendahuluan
Bagian ini membahas tentang perkembangan teori atom, dari dahulu hingga sekarang. Walaupun sudah pernah dibahas pada kelas 10, ada baiknya dibahas lagi, karena pembahasan selanjutnya akan berawal dari pembahasan ini.

Pembahasan

Penemu	Teori	Tahun
Democritus	Semua materi terdiri dari unsur yang sudah tak terbagi (a=tidak ; tomos=terbagi)	Abad ke-4 Sebelum Masehi
J.J. Thomson	Terdapat muatan negatif (elektron) pada atom yang tersebar acak. Bentuknya seperti kue kismis (apple pie).	1897
Ernest Rutherford	Sebagian besar atom adalah kosong. Ada muatan positif padat di pusatnya. Mengajukan bahwa elektron punya lintasan.	1909
Niels Bohr	Niels Bohr mengajukan prinsip bahwa atom hanya ada pada tingkatan tertentu, Perubahan lintasan berarti perubahan energi.	1913
Louis de Broglie	Louis de Broglie mengajukan teori bahwa materi dapat bersifat partikel dan gelobang pada saat yang sama (dualisme partikel). Dinyatakan dalam: dengan λ= panjang gelombang, h= konstanta planck, m=massa partikel, v=kecepatan	1924
Werner Heisenberg	Heisenberg mengajukan bahwa metode eksperime apa saja yang digunakan untuk menentukan posisi dan momentum benda bergerak tidak dapat dipastikan secara bersamaan	192
Erwin Schroedinger	Schroedinger menyusun model atom mekanika kuantum, berdasarkan model dari Louis de Broglie. Daerah yang sering dilewati elektron (orbital) adalah daerah dengan kemungkinan ditemukan elektron. Bentuknya akan seperti awan gelap yang semakin tipis pada sisinya	1926

Sumber:

Purba, Michael; 2006; Kimia Untuk SMA Kelas XI Semester 1Jilid 2A; Jakarta:Erlangga

Suyatno, Aris Purwadi, Henang Widiyanto, Kuncoro PR; 2007; Kimia Untuk SMA/MA Kelas XI; Jakarta: Grasindo

www.chem-is-try.com

www.fordhamprep.org

Encyclopaedia Brittanica 2007

Hidrokarbon - Pengantar

KIMIA

HIDROKARBON – PENGANTAR

Pendahuluan

Hidrokarbon adalah pengantar menuju kimia organik serta berbagai macam teknik perminyakan.

Pengertian

Hidrokarbon adalah senyawa yang terdiri dari hidrogen (H) dan karbon (C). Hidrokarbon adalah dasar dari kimia organik. Mengapa? Karena, pada awalnya, jenis senyawa ini hanya ditemukan pada zat organik. Pada perkembangannya, ia memiliki jenis yang jauh lebih banyak dari di alam.

Kekhasan / kespesialan

Hidrokarbon adalah khas, terutama karena sifat dari atom karbon itu sendiri. Atom karbon memiliki valensi 4, sehingga membuka kemungkinan menarik banyak atom lain. Selain itu, ukurannya yang lebih kecil (hanya 2 lapis) memperkuat ikatan. Selain itu, mungkin juga terbentuk ikatan rangkap dua atau tiga.

Ikatan rantai hidrokarbon

Ikatan ini yang sering dilihat berbentuk garis-garis saat ada gambar mengenai reaksi kimia. Memang, karena inilah hal yang membuatnya istimewa. Bentuk ikatannya beragam dan mudah digambar, karena sederhana. Perlu dicatat, ini adalah ikatan kovalen (C&H).

Dikena istilah atom karbon primer, sekunder, tersier, dan kuartener. Ini semua berhubungan dengan atom karbon lainnya yang terikat pada suatu atom karbon. Karena hanya memiliki 4 atom valensi, maka atom terikat maksimal 4 buah.

Sifat-sifat fisis senyawa organik (hidrokarbon dll.)

• Kurang stabil pada pemanasan (lebih mudah mengurai/berubah bentuk saat dipanaskan). Contoh : antara memanaskan gula (organik) dan garam (non organik)

• Titik leleh dan titik didih (lebih rendah dari senyawa anorganik). Contoh : lihat percobaan di atas.

• Kelarutan (lebih mudah larut pada pelarut non polar (kloroform) dari pada pelarut polar (air)).

• Kereaktifan (kurang reaktif / bereaksi lebih sedikit/ bereaksi lebih lambat)

Sumber :

Purba, Michael; Kimia Untuk SMA Kelas X Semester 2 Jilid 1 B; Jakarta: Erlangga

Taufiq, Agus dan Purawisastra, Suryana; Kimia Untuk SMA dan MA Kelas X; Jakarta: Widya Utama

Reduksi-Oksidasi

KIMIA

REDUKSI – OKSIDASI

Pendahuluan
Reaksi reduksi-oksidasi (redoks) adalah mengenai teknik-teknik elektrokimia dan berperan penting dalam pembuatan baterai, walaupun bekerja dalam berbagai hal sehari-hari seperti perkaratan logam sampai sistem pernapasan sendiri.

Pengertian

Pengertian reaksi redoks berubah sesuai zaman. Perlu diingat, keduanya selalu terjadi bersamaan. Berikut adalah perkembangannya :

1. Pengikatan dan Pelepasan Oksigen

Pada awalnya, reaksi redoks adalah reaksi yang melibatkan oksigen. Karena itu didapat kata oksidasi, yang berarti mendapat(mengikat) oksigen. Reduksi, kebalikannya, melepas oksigen. Contoh:

Zn(s) + CuO(s) -> ZnO(s) + Cu(s)

Disini, Zn teroksidasi (menjadi ZnO) dan Cu tereduksi (menjadi Cu)

CuO(s) + H₂(g) -> Cu(s) + H₂O(g)

Cu tereduksi (menjadi Cu) dan H₂ teroksidasi (menjadi H₂O)

Sumber oksigennya disebut oksidator, dan yang mendapat oksigen disebut reduktor. Jadi, prinsipnya, oksidator direduksi & reduktor dioksidasi. Hasilnya disebut sebagai hasil oksidasi/ hasil reduksi.

2. Pengikatan dan Pelepasan Elektron

Akhirnya, disadari bahwa reaksi yang sama, dapat dilakukan tanpa melibatkan oksigen sedi-kitpun. Contoh, reaksi [Ca+O->CaO] dan [Ca+S->CaS] terdapat kesamaan, yaitu atom Ca melepas dua elektron valensi (gambar struktur lewisnya. Jadi, dilakukan revisi. Oksidasi berarti menerima elektron & mengalami reduksi dan reduksi menerima elektron & mengalami oksidasi. Dari sini, dikenal prinsip ‘setengah reaksi’(half reaction), yaitu reaksi oksidasi atau reaksi reduksi saja. Contoh (seperti pada reaksi elektrolisis):

H2 + F2 -> 2HF

Reduksi: F + e -> F^-

Oksidasi : H + e -> H^-

Redoks : H + F -> H^- + F^- atau H + F -> HF

Setengah reaksi tersebut, bila dijumlahkan, akan menjadi reaksi redoks (lihat lagi bagian larutan elektrolit, reaksi elektrolisis).

3. Perubahan Bilangan Oksidasi (Biloks)

Lama kelamaan, disadari bahwa makin sulit untuk menentukan unsur mana yang mereduksi dan mana yang direduksi. Sebagai contoh, lihat reaksi berikut :

4KMnO₄(aq) + 6H₂SO₄(aq) -> 2K₂SO₄(aq) + 4MnSO₄(aq) + 6H₂O(l) + 5O₂(g)

Karena sulit, maka dilakukan pembentukan ulang konsep redoks. Dikenalkan konsep bilangan oksidasi. Jadi, oksidasi diartikan sebagai peningkatan bilangan oksidasi dan reduksi sebagai pengurangan bilangan oksidasi. Bilangan oksidasi (biloks) adalah muatan (charge) natural sebuah atom. Biloks akan dijelaskan lebih lanjut nanti. Mengapa yang mendapat elektron disebut direduksi (dikurangi)? Karena yang direduksi bukan jumlah elektronnya, tapi nilai muatannya (biloks) yang berkurang (negatif). Dapat disingkat OIL RIG (Oxidation is loss, reduction is gain : Oksidasi melepas, reduksi mendapat). Satu prinsip yang tersisa, adalah atom yang terikat pada oksigen pasti teroksidasi.

Bilangan Oksidasi

Bilangan oksidasi (biloks) adalah nilai muatan alami atom (+2, -3, 0, dll) dalam suatu keadaan (sendiri atau berikatan), atau dalam bahasa ilmiah : ‘Kemampuan atom dalam melepaskan atau menerima elektron pada pembentukan senyawa’ ATAU ‘Besar muatan yang dibawa suatu atom dalam senyawa, jika semua elektron ikatan didistribusikan pada unsur yang lebih elektronegatif’. Konsep biloks ini penting dalam penentuan reaksi redoks modern, dengan alasan yang sudah disebutkan.

Terdapat aturan main penentuan biloks, yaitu :

1. Biloks atom yang bebas (tidak berikatan dengan atom unsur lain) seperti C, I₂, O₂, Na, dll adalah 0.

2. Biloks golongan 1A, 2A, dan 3A berurut +1, +2, dan +3

3. Biloks O (oksigen) adalah -2, kecuali pada senyawa peroksida, superoksida, dan florin. Dengan peroksida (senyawa dengan kation O₂) biloks O=-1. Pada florin (F₂O), biloksnya dapat menjadi +2. Pada superoksida, biloksnya menjadi -1/2.

4. Biloks F (florin) selalu -1 (paling elektronegatif)

5. Biloks H (hidrogen) selalu +1, kecuali pada logam hidrida, yaitu -1

6. Biloks unsur logam selalu positif

7. Biloks unsur logam selalu sama dengan muatan ionnya

8. Biloks unsur poliatom (SO₄, C₂O₄, dll) bervariasi

9. Biloks suatu senyawa lengkap (H₂SO₄, HCl, KOH, NaCl, dl) selalu 0 (netral).

Contoh pemakaian (sesuai urutan di atas):

1. H₂, Cl₂, Na, C = 0

2. Mg= +2, Na= +1, dsb (lihat tabel periodik unsur)

3. CaO, biloks O= -2; H₂O₂, BaO₂, biloks O= -1; KO₂, biloks O= -1/2; F₂O, biloks O= +2, karena biloks F= -1

4. HF, biloks F=-1, karena F adalah unsur paling elektronegatif

5. Logam hidrida, LiH, biloks H= -1, karena aturan no.6

6. Biloks Ge=4, Fe=2 &3, dsb

7. Cukup jelas

8. Akan dijelaskan lebih lanjut

9. Akan dijelaskan lebih lanjut

Menentukan biloks suatu unsur dalam sebuah ikatan

Langkah:

· Gunakan rumus : (indeks unsur 1 x biloks unsur 1) + (indeks unsur 2 x biloks unsur 2) +…..+ (indeks unsur n x biloks unsur n) = muatan ( tergantung. Untuk senyawa biasa 0 dan untuk poliatom disesuaikan)

· Masukkan bilangan masing-masing

· Selesaikan, maka variabel yang dicari akan terlihat

Contoh:

Poliatom SO₄^-2 , berapa biloks S?

Dengan rumus, (1 x biloks S) + (4x (-2)) = -2

Biloks S= -2 + 8 = 6

Senyawa Fe₂O₃, berapa biloks Fe?

Dengan rumus, (2 x biloks Fe) + (3 x (-2)) = 0

2 Biloks Fe = 6, Biloks Fe= 6/2= 3

Reaksi Disproporsionasi(otoredoks) dan Konproporsionasi

Reaksi khusus ini terjadi apa bila sebuah unsur di satu sisi hanya ada di 1 senyawa, sementara di sisi lain terdapat lebih dari 1.

Reaksi disproprosionasi (otoredoks) adalah reaksi dimana reduktor dan oksidatornya sama (ingat kembali prinsip reduktor dan oksidator). Contoh sederhana:

2 Sn²⁺ -> Sn + Sn⁴⁺

Disini terlihat, atom Sn²⁺ direduksi menjadi Sn dan dioksidasi menjadi Sn⁴⁺.

Reaksi konproposionasi adalah kebalikannya, dimana hasil reduksi dan hasil oksidasinya adalah sama. Contoh : 2H₂S + SO₂ -> 3S + 2H₂O

Biloks S pada H₂S adalah -2 dan pada SO₂ adalah +4, sementara ia 0 pada S. Maka, hasil reaksi yang sama tersebut harus berada di antara semua biloks reduktor dan oksidator.

Sumber:

Purba, Michael; Kimia Untuk SMA Kelas X Semester 2 Jilid 1 B; Jakarta: Erlangga

Taufiq, Agus dan Purawisastra, Suryana; Kimia Untuk SMA dan MA Kelas X; Jakarta: Widya Utama

Gonnick, Larry dan Criddle, Craig; Kartun Kimia; Jakarta: KPG

Kitti, Sura; Latihan Mandiri Kimia Untuk SMA Kelas X; Jakarta: Penerbit Pelangi Indonesia

www.chem-is-try.org

en.wikipedia.org

www.science.uwaterloo.ca

www.chemistrydaily.com