Reaksi redoks adalah reaksi reduksi dan oksidasi yang berlangsung secara bersamaan. Redoks merupakan singkatan dari reaksi reduksi dan oksidasi. Apa itu reduksi dan oksidasi ? Ada 3 konsep yang menjelaskan mengenai oksidasi dan reduksi yaitu berdasarkan pengikatan dan pelepasan oksigen, berdasarkan penerimaan dan pelepasan electron dan yang terakhir berdasarkan kenaikan dan penurunan bilangan oksidasi. Untuk lebih jelasnya mari kita bahas satu per satu.
A. Konsep-konsep dasar Redoks
• Oksidasi adalah peristiwa pelepasan elektron atau penambahan (kenaikan) bilangan oksidasi
• Reduksi adalah peristiwa penangkapan elektron atau pengurangan (penurunan) bilangan oksidasi
• Reduktor (pereduksi) adalah zat yang mengalami oksidasi atau zat yang melepaskan elektron, atau zat yang bilangan oksidasinya naik
• Oksidator adalah zat yang mengalami reduksi atau zat yang menangkap elektron atau zat yang bilangan oksidasinya turun
• Redoks adalah reaksi yang terdiri dari peristiwa reduksi dan oksidasi atau reaksi perubahan bilangan oksidasi
• Reaksi disproporsionasi (autoredoks) adalah reaksi redoks dimana hanya satu jenis atom yang mengalami reduksi dan oksidasi atau reaksi redoks dimana hanya satu jenis atom yang bilangan oksidasinya berubah
• Mol elektron adalah selisih bilangan oksidasi
B. Perkembangan Konsep Redoks
1. Reaksi Pengikatan dan pelepasan unsur oksigen
Reaksi oksidasi (pengoksigenan) adalah peristiwa penggabungan suatu zat dengan oksigen.
Contoh:
Si + O2 → SiO2
4 Fe + 3 O2 → 2 Fe2O3
Reaksi oksidasi logam dikenal juga dengan nama perkaratan. Reaksi pembakaran juga termasuk reaksi oksidasi, misalnya pembakaran minyak bumi, kertas, kayu bakar, dll.
Reaksi reduksi adalah peristiwa pengeluaran oksigen dari suatu zat.
Contoh:
2 CuO → 2 Cu + O2
H2O → H2 + O2
2. Reaksi pelepasan dan pengikatan elektron
Reaksi oksidasi dan reduksi juga dapat dibedakan dari pelepasan dan penangkapan elektron.
Oksidasi adalah peristiwa pelepasan elektron
Contoh:
Na → Na + + e
Zn → Zn +2 + 2e
Al → Al +3 + 3e
Reduksi adalah peristiwa penangkapan elektron
Contoh:
Na + + e → Na
Fe +3 + e → Fe +2
Dari konsep kedua ini dapat disimpulkan bahwa reaksi oksidasi dan reduksi tidak hanya hanya melibatkan reaksi suatu zat dengan oksigen.
3. Reaksi redoks sebagai reaksi kenaikan dan penurunan bilangan oksidasi (biloks)
Oksidasi adalah peristiwa naiknya / bertambahnya bilangan oksidasi suatu unsur, sedangkan reduksi adalah peristiwa turunnya / berkurangnya bilangan oksidasi.
Bilangan oksidasi atau disingkat biloks adalah muatan yang dimiliki oleh suatu atom akibat melepaskan atau menerima elektron untuk mencapai kestabilan seperti gas mulia.
C. BILANGAN OKSIDASI
Bilangan oksidasi ( biloks) disebut juga tingkat oksidasi. Bilangan oksidasi diartikan sebagai muatan yang dimiliki suatu atom dalam keadaan bebas atau dalam senyawa yang dibentuknya.
Bilangan oksidasi suatu unsur dapat ditentukan dengan aturan berikut:
1. Biloks atom dalam unsur adalah nol
Contoh Na, Fe, O2 , H2 memiliki biloks nol
2. Total biloks senyawa adalah nol
Contoh H2O, NaOH, CH3COOH, KNO3 total biloksnya adalah nol
3. Biloks ion sesuai dengan muatannya
Contoh Na +1 ( = +1), O -2 ( = -2), Fe +3 (= +3)
4. Biloks unsur golongan I A dalam senyawanya adalah + 1
Contoh Biloks atom Na dalam NaCl adalah + 1
5. Biloks unsur golongan II A dalam senyawanya adalah + 2
Contoh: Biloks Ca dalam CaCO3 adalah + 2
6. Biloks unsur golongan VII A dalam senyawa binernya adalah – 1
Contoh: Biloks F dalam senyawa KF dan BaF2 adalah – 1
7. Biloks unsur oksigen dalam senyawanya adalah – 2
Contoh dalam H2O, Na2O, Al2O3
8. Biloks unsur hydrogen dalam senyawanya adalah + 1
Contoh dalam H2O, HCl, H2SO4
Catatan Penting:
Biloks H = -1 dalam senyawa hidrida misal NaH, LiH, CaH2
Biloks O = -1 dalam senyawa peroksida misal H2O2
Aturan Menentukan Bilangan Oksidasi
• Unsur bebas memiliki bilangan oksidasi = 0
• Umumnya unsur H memiliki bilangan oksidasi = +1 kecuali pada senyawa hidrida = –1
• Umumnya unsur O memiliki bilangan oksidasi = –2 kecuali pada senyawa peroksida = –1
• Unsur F selalu memiliki bilangan oksidasi = –1
• Unsur logam selalu memiliki bilangan oksidasi positif yang besarnya sesuai dengan golongannya.
• Bilangan oksidasi ion tunggal sama dengan muatannya.
• Jumlah bilangan oksidasi unsur-unsur dalam senyawa = 0
• Jumlah bilangan oksidasi unsur-unsur dalam ion poliatom = muatan ion.
D. PENYETARAAN REAKSI REDOKS
1.METODE BILANGAN OKSIDASI
Langkah-langkah penyetaraan reaksi :
• Menentukan unsur yang mengalami oksidasi dan reduksi berdasarkan perubahan bilangan oksidasi tiap unsur
• Menyetarakan jumlah unsur yang mengalami redoks dengan menambahkan koefisien yang sesuai
• Menentukan besarnya kenaikan atau penurunan bilangan oksidasi dari unsur-unsur yang mengalami perubahan bilangan oksidasi
• Meneyetarakan perubahan bilangan oksidasi tersebut dengan memberikan koefisien yang sesuai
• Menyetarakan jumlah atom H dan O serta unsur-unsur yang lain
2 .METODE SETENGAH REAKSI (ION ELEKTRON)
Langkah-langkah penyetaraan reaksi:
• Menuliskan zat-zat yang mengalami reaksi redoks saja
• Memisahkan reaksi menjadi 2, setengah reaksi reduksi dan setengah reaksi oksidasi
• Menyetarakan atom-atom yang mengalami redoks, kecuali atom hydrogen (H) dan oksigen (O)
• Menyetarakan atom oksigen (O) dengan menambahkan molekul H2O ke ruas yang kekurangan oksigen
• Menyetarakan atom Hidrogen (H) dengan menambahkan ion H+ ke ruas yang kekurangan atom H
• Menyetarakan muatan dengan menambahkan elektron ke ruas yang memiliki muatan lebih positif
• Menyamakan jumlah elektron pada kedua persamaan setengah reaksi reduksi dan oksidasi
• Menyatukan kedua persamaan setengah reaksi menjadi reaksi redoks yang utuh
• Mengembalikan ke bentuk reaksi awal
E. ELEKTROKIMIA
Elektrokimia adalah bidang ilmu kimia yang mempelajari perubahan energi kimia menjadi energi listrik atau sebaliknya.
Sel – sel Elektrokimia
Suatu sel elektrokimia terdiri dari dua elektroda, yang disebut katoda dan anoda, dalam larutan elektrolit. Pada elektroda katoda terjadi reaksi reduksi. Sedangkan reaksi oksidasi terjadi pada anoda. Sel elektrokimia dapat dibagi menjadi
1. Sel Volta / Sel Galvani -> merubah energi kimia menjadi energi listrik
Contoh : batere (sel kering), accu
2. Sel Elektrolisis -> merubah energi listrik menjadi energi kimia
Contoh : penyepuhan, pemurnian logam
Sel Volta / Galvani Sel Elektrolisis
Potensial Elektroda Standar (Eo)
Potensial elektroda standar suatu elektroda adalah daya gerak listrik yang timbul karena pelepasan elektron dari reaksi reduksi. Karena itu, potensial elektroda standar sering juga disebut potensial reduksi standar. Potensial ini relatif karena dibandingkan dengan elektroda hidrogen sebagai standar. Nilai potensial elektroda standar dinyatakan dalam satuan Volt (V). Untuk elektroda hidrogen, Eo nya adalah 0,00V.
- Bila Eo > 0 à cenderung mengalami reduksi (bersifat
oksidator)
- Bila Eo < 0 à cenderung mengalami oksidasi (bersifat reduktor)
Potensial Standar Sel (Eosel)
Potensial standar sel adalah nilai daya gerak listrik sel yang besarnya sama dengan selisih potensial reduksi standar elektroda yang mengalami reduksi dengan potensial reduksi standar elektroda yang mengalami oksidasi.
Eosel = Eoreduksi - Eooksidasi
Contoh :
Hitung Eosel untuk reaksi berikut :
1. Zn + Cu2+ à Zn2+ + Cu
Jawab :
Zn2+ + 2e‑ = Zn Eo = -0,76 V
Cu2+ + 2e‑ = Cu Eo = 0,34 V
Karena Eo Cu > Eo Zn, maka
Cu à mengalami reduksi
Zn à mengalami oksidasi
Eosel = Eoreduksi - Eooksidasi
= {0,34 - (-0,76)} V
Eosel = 1,1 V
Persamaan Nernst
Esel = Eosel - RT/nF In [Oksidasi]/[Reduksi]
Dari contoh soal Eosel, diketahui Eosel untuk reaksi di atas adalah 1,1 V.
Esel = Eosel - 8,3142198/ 296500 In [0,4M]/[0,2M]
Esel = 1,1 V – 8,9.10-3 V
Esel = 1,09 V
Elektrolisis
Ketika arus listrik dialirkan melalui senyawa ionik dan senyawa tersebut mengalami reaksi kimia, maka terjadilah peristiwa elektrolisis. Zat yang mengalami elektrolisis disebut elektrolit. Elektrolisis adalah proses yang sangat penting dalam industri. Proses ini digunakan dalam industri – industri estraksi atau pemurnian logam.
Untuk menentukan berat zat yang dihasilkan pada proses elektrolisis, digunakan hukum Faraday, yaitu
w = E x F
w = berat zat hasil elektrolisis
E = massa ekivalen zat elektrolisis
F = jumlah arus listrik
E= Ar(Mr) : v
atau
E= Ar(Mr) : n
Ar = massa atom relatif
Mr = massa molekul relatif
n = jumlah elektron yang terlibat
F= i.t : 96500
i = arus (ampere)
t = waktu (detik)
W= (Ar(Mr) : n) x (i.t : 96500)
Kespontanan Reaksi
Suatu reaksi dapat dikatakan spontan apabila memenuhi persyaratan termodinamika, yaitu energi bebas Gibbsnya (DGo) sama dengan nol. Nilai DGo dapat ditentukan dari potensial standar sel dengan rumus
DGo = - n F Eosel
Dengan demikian, dapat ditarik kesimpulan bahwa bila suatu sel mempunyai Eosel positif, maka DGo akan negatif dan reaksinya spontan.
Nilai – nilai E o
NT : Ini cuma kumpulan yg udah disatuin aja yah (bukan murni buatan sendiri)... Makasih ^^
Tidak ada komentar:
Posting Komentar