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

Larutan Elektrolit

KIMIA

Larutan Elektrolit

Pendahuluan

Berikut adalah penjelasan mengenai konsep larutan elektrolit. Konsep ini akan membantu menjelaskan mengenai proses selanjutnya, yaitu reaksi redoks (reduksi-oksidasi). Proses ini, walau tidak dibahas di kelas 10, juga membuka jalan bagi pembuatan baterai.

Pengertian Larutan Elektrolit

Larutan elektrolit adalah larutan yang dapat menghantarkan listrik. Sementara, larutan non-elektrolit adalah larutan yang tidak dapat menghantarkan listrik. Larutan yang dimaksud sendiri adalah larutan akuades/air murni (H2O) yang dicampur bahan lain. Air digunakan sebagai pelarut karena air adalah pelarut paling umum. Air memiliki ciri khusus, yaitu ia bersifat polar. Salah unsur bersifat positif dan yang lain negatif, sehingga ia dapat menarik apa yang ia mau. Karena itu, ia sebenarnya adalah elektrolit dan dapat menghantar listrik.

Alasan mengapa larutan elektrolit dapat mengalirkan listrik karena larutan elektrolit memiliki ion-ion bebas yang dapat bergerak bebas sesukanya, seperti diungkapkan oleh teori ion Svante Arrhenius. Pada prinsipnya, saat larutan (air+zat penghantar) dialiri listrik, maka molekul zat yang bercampur tersebut akan berubah. Sebagai contoh:

2H⁺(aq) + 2Cl^-(aq) → H₂(g) + Cl₂(g)

2HCl(aq) → H₂(g) + Cl₂(g)

Jadi, pada saat larutan asam klorida (HCl) dialiri oleh listrik, maka molekulnya akan dipaksa untuk berpisah dan terpecah menjadi gas H₂ dan Cl₂. Reaksi ini adalah contoh reaksi redoks yang sederhana dan sering. Pengertian redoks akan dijelaskan dalam seri kimia selanjutnya. Untuk tahu, reaksi tersebut bernama elektrolisis (elektro=listrik, lysis=pemecahan).

Zat yang disebut elektrolit adalah zat yang apabila dicampur dengan air (pelarut polar) akan larut/mengurai menjadi ion (lihat contoh di atas) seperti NaCl, HCl, dan lainnya. Sementara, zat nonelektrolit adalah zat yang saat dicampur dengan air tidak mengurai, namun tetap dalam bentuk molekul netral.

Zat elektrolit haruslah polar, karena menggunakan air. Se

benarnya tidak pelarutnya tidak harus air, yang penting polar. Air dipilih karena amat mudah melarutkan. Yang dapat terlarut adalah senyawa ion (bentuk lelehan dan cairan, padatan tidak menghantar) seperti NaCl, NaOH, dan lainnya (pelajari lagi Ikatan Kimia) atau senyawa kovalen polar, walaupun tak semuanya begitu (HCl & CH₃COOH menghantar, sementara CH₄ tidak).

Elektrolit dapat dibagi menjadi elektrolit kuat dan elektrolit lemah. Elektrolit kuat adalah zat yang seluruh zatnya akan terurai dan tidak membentuk molekul netral. Anggotanya adalah larutan garam-garam ion di air (NaCl, KBr, CuCl₂, CuSO₄, ZnCl₄, dst), lelehan senyawa ion padat (PbBr2, Al2O3, PbI2, dst), asam mineral di air (HCl, H₂SO₄, HNO₃, dst), dan basa dalam air (NaOH, KOH, Ca(OH)₂, dst). Sementara, elektrolit lemah adalah elektrolit yang mengurai hanya sebagian. Contohnya, HC₂H₃O₂ yang hanya mengurai 25%. Sisanya tetap menjadi molekul netral. Untuk menyatakan kekuatan elektrolit, ia diukur dengan derajat ionisasi atau derajat disosiasi. Nilai maksimal (paling kuat)=1 dan minimal (terlemah/tak menghantar)=0. Cara menghitungnya adalah dengan membagi mol zat mengion (terurai) dengan mol zat awal (sebelum dialiri listrik). Simbolnya adalah alpha.

Mengerti reaksi elektrolisis

Secara sederhana, maka akan diambil contoh larutan HCl (asam klorida). Terdapat dua kutub. Yang positif disebut anoda dan yang negatif disebut katoda. Kedua kutub yang disambungkan pada baterai diwakilkan oleh pensil (walau apapun yang menghantar seperti karbon dan logam dapat dipakai, asal sama). Antara baterai dan pensil terdapat lampu (lihat gambar). Pada saat baterai disambungkan, reaksi yang terjadi:

HCl(aq) → H+(g) + Cl-(g)

Setelah terpecah, ion positif bergerak ke katoda dan negatif bergerak ke katoda (lawan jenis):

2H⁺(aq) + 2e → H₂(g)

2Cl^-(aq) → Cl₂(g) + 2e

e adalah elektron. Ia bukanlah unsur dan bermuatan negatif. Sebagai catatan, mengapa H₂ dan Cl₂, bukan H dan Cl, karena H, N, O, dan golongan 7A harus ditulis dalam bentuk ganda (indeks 2) saat tidak berikatan dengan unsur lain. Lalu :

2H⁺(aq) + 2Cl^-(aq) → H₂(g) + Cl₂(g)

2HCl(aq) → H₂(g) + Cl₂(g)

Secara sederhana, inilah reaksi elektrolisis. Ciri yang dapat terlihat melalui percobaan langsung adalah bahwa lampu menyala dan muncul gelembung gas pada anoda dan katoda. Selain itu, dapat diketahui kekuatan suatu zat elektrolit. Pada molaritas (kekentalan, lihat lagi bab stoikiometri) yang sama, maka lampu zat yang lebih kuat akan menyala lebih terang karena lebih banyak yang ion terurai dan elektron mengalir.

Sumber:

Purba, Michael; Kimia untuk Kelas X Semester 2; Jakarta:Erlangga

Taufiq, Agus;Purwawisastra, Suryana;Kimia untuk SMA dan MA kelas X;Jakarta:Widya Utama

library.thinkquest.org

www.science.uwaterloo.ca

www.chem-is-try.org

www.arizonaenergy.org