Pintar Pelajaran Jenis-Jenis Reaksi Dalam Larutan Elektrolit, Macam-Macam, Contoh, Stoikiometri, Kimia

Jenis-jenis Reaksi dalam Larutan Elektrolit, Macam-macam, Contoh, Stoikiometri, Kimia - Kalian pernah melaksanakan banyak reaksi di laboratorium, bukan? Diantara reaksi-reaksi yang pernah kalian lakukan tentu saja ada yang melibatkan zat elektrolit yang dilarutkan dalam air. Apa saja reaksi-reaksi yang melibatkan larutan elektrolit? Berikut yaitu beberapa reaksi tersebut.

1. Reaksi asam basa
2. Reaksi penetralan
3. Reaksi pengendapan
4. Reaksi pembentukan gas

Bagaimana reaksi-reaksi di atas berlangsung? Simak klarifikasi berikut.

1. Reaksi Asam Basa

2. Reaksi Penetralan

Ketika asam direaksikan dengan basa tentu akan terbentuk garam. Reaksi ini disebut reaksi netralisasi atau penggaraman. Zat yang semula bersifat asam, dikala direaksikan dengan basa akan menghasilkan produk yang bersifat netral, begitu pula sebaliknya dengan zat yang bersifat basa jikalau direaksikan dengan asam akan menghasilkan produk netral pula

Dalam larutan air, netralisasi yang terjadi antara suatu asam besar lengan berkuasa dengan basa besar lengan berkuasa akan menghaisilkan hasil simpulan persamaan ion sebagai herikut.

H⁺(aq) + OH^-(aq) → H₂O(l)

Sebagai pola reaksi penetralan yang umum, yaitu reaksi antara kalium hidroksida dengan asam asetat. Persamaan reaksi molekulernya sanggup dituliskan sebagai berikut.

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

Kalium Hidroksida (KOH) Merupakan basa kuat, berupa padatan putih yang menyerap air dan gas CO₂, udah larut dalam air dan biasa dipakai untuk pembuatan sabun mandi. Asam Asetat (CH₃COOH) Merupakan zat cair yang berwarna dengan wangi menusuk hidung. Untuk larutan encer (20-25%) dipakai sebagai penyedap rasa makanan, selainnya untuk pewarnaan tekstil, pengawet sayur dan buah, serta untuk penggumpalan getah karet. (Mulyono, 2006, hlm, 29 dan 208)

Dari hasil ionisasi molekul elektrolit dalam larutannya, maka persamaan molekuler sanggup dituliskan menjadi persamaan ion berikut

K⁺(aq) + OH^-(aq) + CH₃COO^-(aq) + H⁺(aq) → CH₃COOH(aq) + K⁺(aq) + H₂O(l)

Dengan penghilangan ion-ion pemirsa didapatkan persamaan simpulan ionik sebagai berikut.

OH^-(aq) + H⁺(aq) → H₂O(l)

Reaksi asam basa dan reaksi penetralan, keduanya melibatkan larutan asam dan basa. Bagaimana dengan reaksi pengendapan? Kalian akan tahu sesudah menyimak klarifikasi berikut.

3. Reaksi Pengendapan

4. Reaksi Pembentukan Gas

Anda kini sudah mengetahui Jenis-jenis Reaksi dalam Larutan Elektrolit. Terima kasih anda sudah berkunjung ke Perpustakaan Cyber.

Referensi :

Premono, S. A. Wardani, dan N. Hidayati. 2009. Kimia : SMA/ MA Kelas XI. Pusat Perbukuan, Departemen Pendidikan Nasional, Jakarta, p. 282.

Pintar Pelajaran Perbedaan Larutan Elektrolit Dan Non Elektrolit, Pengertian, Contoh, Komposisi, Sifat Daya Hantar Listrik, Pola Soal, Pembahasan

Perbedaan Larutan Elektrolit dan Non Elektrolit, Pengertian, Contoh, Komposisi, Sifat Daya Hantar Listrik, Contoh Soal, Pembahasan- Reaksi-reaksi kimia sanggup terjadi dalam keadaan gas, cair, larutan, dan padatan. Reaksi kimia dalam gas memerlukan pengendalian suhu dan tekanan. Reaksi dalam padatan memerlukan suhu sangat tinggi, sedangkan reaksi dalam larutan gampang dikendalikan. Reaksi dalam larutan secara teknologi lebih sederhana dan umumnya dilakukan dalam larutan. Untuk melakukan reaksi dalam larutan, Anda perlu memahami komposisi dan sifat-sifat larutan. Salah satunya ialah sifat kelistrikan larutan. Air bahari merupakan larutan elektrolit lantaran mengandung berbagai mineral, menyerupai NaCl, MgCl₂  dan garam-garam kalium. Larutan dibedakan menjadi larutan elektrolit dan larutan nonelektrolit. Apakah larutan elektrolit itu? Apakah perbedaan larutan elektrolit dan larutan non elektrolit? Semua jawaban tersebut sanggup Anda jawab sesudah mempelajari cuilan ini.

A. Pengertian dan Komposisi Larutan

Setiap hari, Anda bekerjasama dengan air yang digunakan untuk minum, mandi, mencuci, dan keperluan lainnya. Semua air yang Anda gunakan sudah dalam bentuk larutan. Di alam, semua air berupa larutan, tidak ada air dalam keadaan murni (sebagai H₂O). Jika ada, itu merupakan hasil rekayasa manusia.

1. Pengertian Larutan

Larutan didefinisikan sebagai adonan dua atau lebih zat yang membentuk satu macam fasa (homogen) dan sifat kimia setiap zat yang membentuk larutan tidak berubah. Arti homogen mengatakan tidak ada kecenderungan zat-zat dalam larutan terkonsentrasi pada bagian-bagian tertentu, melainkan menyebar secara merata di seluruh campuran. Sifat-sifat fisika zat yang dicampurkan sanggup berubah atau tidak, tetapi sifat-sifat kimianya tidak berubah.

Catatan :

Larutan homogen ialah larutan dengan penyebaran molekul yang merata dalam suatu campuran.

Contoh :

1. Larutan dari adonan alkohol dan air. Sifat fisika dan kimia setiap zat tidak berubah.
2. Larutan dari adonan gula pasir dan air. Sifat fisika gula berubah dari kristalin menjadi molekuler, tetapi sifat-sifat kimianya tidak berubah.
3. Larutan dari adonan NaCl dan air. Sifat-sifat fisika NaCl berubah dari kristalin menjadi ion-ionnya, tetapi sifat kimia NaCl tidak berubah.

Ada dua komponen yang bekerjasama dengan larutan, yaitu pelarut dan zat terlarut. Pelarut ialah zat yang digunakan sebagai media untuk melarutkan zat lain. Umumnya, pelarut merupakan jumlah terbesar dari sistem larutan. Zat terlarut ialah komponen dari larutan yang memiliki jumlah lebih sedikit dalam sistem larutan. Selain ditentukan oleh kuantitas zat, istilah pelarut dan terlarut juga ditentukan oleh sifat fisikanya (struktur). Pelarut mempunyai struktur tidak berubah, sedangkan zat terlarut sanggup berubah (perhatikan Gambar 1).

Gambar 1. Peristiwa pelarutan dari tablet effervescent (air sebagai pelarut dan tablet zat terlarut)

Contoh:

Sirup tergolong larutan. Di dalam sirup, jumlah air lebih banyak daripada gula. Oleh lantaran struktur air tidak berubah (air tetap berupa cair), sedangkan struktur gula berubah dari kristalin menjadi molekuler. Air tetap dinyatakan sebagai pelarut. Larutan tidak terbatas pada sistem cairan, sanggup juga berupa padatan atau gas. Udara di atmosfer ialah teladan larutan sistem gas (pelarut dan terlarut berwujud gas). Logam kuningan ialah teladan sistem larutan padat (campuran tembaga dan seng).

2. Komposisi Larutan

Apa yang dimaksud komposisi larutan? Komposisi larutan adalah perbandingan zat-zat di dalam campuran. Untuk memilih komposisi larutan digunakan istilah kadar dan konsentrasi. Kedua istilah ini menyatakan kuantitasm zat terlarut dengan satuan tertentu. Satuan yang digunakan untuk menyatakan kadar larutan ialah persen berat (%b/b), persen volume (%V/V), dan bagian per sejuta (bpj) atau ppm (part per million).

Kadar Larutan

Persen berat menyatakan fraksi berat zat terlarut terhadap berat larutan dalam satuan persen. Persen berat biasa diterapkan dalam campuran padat-cair atau padat-padat. Secara matematika, persen berat suatu zat dirumuskan sebagai berikut.

Contoh Soal Menghitung Komposisi Larutan Persen Berat :

Bata tahan api dibentuk melalui pembakaran adonan 250 g Al₂O₃  300 g MgO, 2.000 g SiO₂  dan 150 g C. Berapa persen berat MgO dalam adonan bata tersebut?

Kunci Jawaban :

Berat total adonan = 2700 g

Persen berat MgO dalam adonan ialah :

Persen volume menyatakan fraksi volume zat terlarut terhadap volume larutan dalam satuan persen. Persen volume biasa diterapkan untuk campuran cair-cair atau gas-cair. Secara matematik, persen volume suatu zat dirumuskan sebagai berikut.

Contoh Soal Menghitung Komposisi Larutan Persen Volume :

Di dalam kemasan botol minuman tertera 5% alkohol. Berapa volume alkohol yang terdapat dalam 250 mL minuman tersebut?

Kunci Jawaban :

Volume alkohol dalam 250 mL minuman dengan kadar alkohol 5% ialah :

Untuk menyatakan kadar suatu zat yang kuantitasnya sangat sedikit, biasanya diungkapkan dalam satuan cuilan per sejuta (bpj) atau dalam bahasa inggrisnya part per million (ppm). Ungkapan bpj suatu zat dinyatakan dengan rumus:

Satuan pelarut dan terlarut sanggup merupakan satuan berat atau satuan volume, dengan syarat kedua satuan sama atau disamakan terlebih dulu.

Contoh Soal Menghitung Bpj Suatu Zat :

Air dari PDAM mengandung kaporit dengan kadar sangat sedikit, berfungsi sebagai desinfektan. Jika dalam 10 liter air PDAM ditemukan kaporit sebanyak 30 mg, berapa kadar kaporit dalam air itu?

Kunci Jawaban :

Oleh lantaran kedua komponen larutan berbeda satuan (air dalam liter, kaporit dalam gram) maka perlu dilakukan penyamaan satuan lebih dulu. Besaran yang menghubungkan massa dan volume ialah berat jenis. Massa jenis air ialah 1 g/mL.

Berat air = berat jenis air × volume air

Berat air = 1 g/mL ×10.000 mL = 10.000 g

Berat kaporit = 30 mg atau 0,03 g

Kadar kaporit =

Jadi, kadar kaporit dalam air PDAM ialah 3 bpj.

B. Sifat Listrik Larutan

Pada cuilan sebelumnya, Anda sudah mencar ilmu perihal sifat-sifat logam. Salah satunya, logam merupakan konduktor listrik yang baik (ingat teori lautan elektron pada logam). Apakah larutan sanggup menghantarkan listrik? Jika ya, bagaimana prosesnya? Apakah sama dengan teori lautan elektron?

1. Larutan Elektrolit dan Larutan Non Elektrolit

Logam sanggup menghantarkan listrik alasannya ialah adanya elektron yang dapat bergerak bebas. Aliran listrik sendiri ialah aliran elektron yang bergerak dari potensial tinggi ke potensial rendah. Air murni tersusun atas molekul-molekul H₂O. Adakah elektron bebas dalam molekul H₂O  Molekul H₂O bersifat netral, tidak mempunyai elektron bebas. Akibatnya, Anda sanggup menduga bahwa air murni tidak memiliki potensi untuk menghantarkan listrik.

Bagaimana kalau dalam air terdapat zat terlarut? Bergantung pada sifat zat terlarut, ada larutan yang sanggup menghantarkan listrik ada juga yang tidak sanggup menghantarkan listrik. Larutan yang sanggup menghantarkan arus listrik disebut larutan elektrolit, sedangkan larutan yang tidak dapat menghantarkan arus listrik disebut larutan nonelektrolit.

Untuk mengetahui daya hantar listrik dari larutan, Anda dapat mempelajari hasil percobaan berikut. Terdapat beberapa macam larutan dengan kadar tertentu, yang dilewatkan aliran listrik ke dalamnya. Indikator yang digunakan ialah lampu listrik kecil menyerupai pada Gambar 2.

Gambar 2. Pengujian daya hantar listrik pada larutan.

Gambar 3. Desain pengujian daya hantar listrik larutan.

Skema / desain percobaan (Gambar 3)

Keterangan gambar :

1. Larutan uji

2. Elektrode

3. Lampu baterai

4. Sumber arus (AC/DC)

No.	Larutan
1.	Garam dapur 5% berat
2.	Alkohol 10% volume
3.	Gula pasir 5% berat
4.	Cuka 10% volume
5.	Asam Klorida 10% volume

Berdasarkan data hasil pengamatan, diketahui bahwa garam dapur (NaCl) dan asam klorida (HCl) sanggup menyala dengan terang. Asam asetat atau cuka (CH₃COOH) menyala, tetapi redup. Adapun alkohol (C₂H₅OH) dan gula pasir (C₁₂H₂₂O₁₁) tidak menyala, mengapa? 

Pada Bab Ikatan Kimia, Anda sudah mencar ilmu perihal senyawa ion dan senyawa kovalen. Bagaimana sifat listrik dari kedua senyawa itu? Senyawa ion terbentuk melalui transfer elektron menghasilkan kation dan anion. Kedua spesi kimia ini mempunyai muatan listrik positif dan negatif. Contohnya ialah garam dapur atau NaCl.

Jika garam dapur dilarutkan ke dalam air, akan terurai membentuk ion-ionnya sehingga dalam larutan NaCl terdapat spesi yang bermuatan listrik, yakni Na⁺ dan Cl^– (perhatikan Gambar 4). 

NaCl(aq) → Na⁺(aq) + Cl^–(aq)

Gambar 4. Model pelarutan NaCl.

Pada dikala elektrode dihubungkan dengan sumber arus, ion-ion Na⁺ dan Cl^– akan bergerak menuju elektrode-elektrode yang berlawanan muatan dengan membawa muatan listrik. Jadi, listrik sanggup mengalir dari satu elektrode ke elektrode lain melalui ion-ion dalam larutan. Alkohol dan gula pasir tergolong senyawa kovalen. Apa yang terjadi jika kedua senyawa ini dilarutkan dalam air?

Oleh lantaran pembentukan ikatan kovalen tidak melalui transfer elektron maka senyawa kovalen tidak terionisasi (dengan beberapa pengecualian), melainkan terurai secara molekuler (perhatikan Gambar 5). 

Gambar 5. Model pelarutan gula pasir.

Akibatnya, di dalam larutan tidak ada spesi yang dapat menghantarkan arus litrik.

C₂H₅OH(l) → C₂H₅OH(aq)

C₁₂H₂₂O₁₁(s) → C₁₂H₂₂O₁₁(aq)

Contoh Soal Larutan Elektrolit dan Nonelektrolit :

Perhatikan data hasil percobaan yang ditabulasikan ke dalam tabel berikut.

Larutan	Nyala Lampu	Gejala Di Elektroda
A	Terang	Terjadi gelembung
B	Terang	Terjadi gelembung
C	Redup	sedikit gelembung
D	Tidak	–

Manakah yang tergolong larutan elektrolit?

Kunci Jawaban :

Larutan elektrolit sanggup menghantarkan arus listrik yang ditandai dengan lampu yang menyala dan di elektrode terbentuk gelembung gas akhir peristiwa elektrolisis. Jadi, larutan A, B, dan C, tergolong larutan elektrolit.

2. Elektrolit Kuat dan Elektrolit Lemah

Pada percobaan yang lain, HCl dan CH₃COOH terbentuk melalui ikatan kovalen, tetapi sanggup menghantarkan arus listrik, mengapa?

Harus diingat bahwa semua asam terbentuk melalui ikatan kovalen, tetapi di dalam pelarut air, asam-asam akan terurai menjadi ion H⁺ dan ion negatif sisa asam, dalam kasus ini ialah ion Cl^– dan ion CH₃COO^–. Oleh lantaran semua asam terionisasi di dalam pelarut air maka dapat diduga bahwa larutan asam sanggup menghantarkan arus listrik melalui proses yang serupa dengan senyawa-senyawa ion.

Mengapa asam-asam yang berikatan kovalen sanggup terionisasi dalam pelarut air? Mengapa HCl sanggup menyalakan lampu dengan terang (perhatikan Gambar 6), sedangkan CH₃COOH kurang terang?

Gambar 6. Larutan elektrolit besar lengan berkuasa (seperti HCl) sanggup menghantarkan arus listrik ditunjukkan oleh nyala lampu yang terang.

Atom hidrogen hanya mempunyai satu elektron dan berperan sebagai elektron valensi. Jika elektron valensi lepas maka yang tersisa hanya inti atom hidrogen yang bermuatan positif. Gugus sisa asam mempunyai kekuatan untuk menarik pasangan elektron pada ikatan yang digunakan bersama dengan atom hidrogen. Kekuatan tarikan bergantung pada sifat dan struktur gugus sisa asam.

Jika asam dilarutkan dalam air, gugus sisa asam akan menarik pasangan elektron ikatan sehingga terurai membentuk ion sisa asam yang bermuatan negatif (kelebihan elektron) dan atom hidrogen yang sudah kehilangan elektron valensinya (membentuk ion H⁺. Oleh lantaran daya tarik gugus sisa asam terhadap pasangan elektron ikatan bermacam-macam maka pembentukan ion H⁺ dan ion sisa asam dalam pelarut air tidak sama.

Asam-asam besar lengan berkuasa menyerupai HCl, HNO₃, dan H₂SO₄, gugus sisa asamnya memiliki daya tarik relatif besar lengan berkuasa terhadap pasangan elektron ikatan sehingga hampir semua molekul asam dalam air terionisasi. Dapat dikatakan bahwa asam-asam tersebut terionisasi sempurna.

HCl(aq) → H⁺(aq) + Cl^–(aq)

Asam-asam lemah seperti CH₃COOH, H₂S, HCN, dan H₂SO₃, gugus sisa asamnya mempunyai daya tarik kurang besar lengan berkuasa sehingga tidak semua molekul-molekul asam ini dalam air terionisasi, tetapi hanya sebagian kecil. Sisanya tetap dalam bentuk molekulnya.

CH₃COOH(aq)  H⁺(aq) + CH₃COO^–(aq)

Tanda panah dua arah mengatakan hanya sebagian kecil dari asam asetat terurai menjadi ion-ionnya. Umumnya tetap sebagai molekul (perhatikan Gambar 7).

Gambar 7. Model pelarutan asam asetat.

Sekilas Kimia

Svante Arrhenius

(1859–1927)

Arhenius ialah ilmuwan Swedia yang memenangkan hadiah Nobel atas karya di bidang ionisasi. Dia memperkenalkan pemikiran tentang senyawa yang terurai menjadi ion-ion dalam larutan. Dia menjelaskan bahwa suatu senyawa kovalen asam bersifat elektrolit kalau suatu atom cukup kuat menarik elektron ikatan. Atom itu kemudian menjadi gugus sisa asam.

Contoh Soal Larutan Elektrolit Kuat dan Elektrolit Lemah :

Mengapa larutan NH₄ l 5% di dalam air sanggup menghantarkan arus listrik dengan baik (lampu menyala terang), sedangkan larutan NH₃ 10% menyala redup? Jelaskan.

Kunci Jawaban :

NH₄Cl tergolong senyawa ion. Jika dilarutkan dalam air akan terionisasi membentuk ion NH₄ ⁺ dan ion Cl^–.

Persamaan ionisasinya :

NH₄Cl(aq) → NH₄ ⁺ (aq) + Cl^– (aq)

Oleh lantaran daya hantar listrik NH₄Cl baik, berarti ionisasinya sempurna.

NH₃ tergolong senyawa kovalen. Jika dilarutkan dalam air, sebagian kecil NH₃ dapat bereaksi dengan molekul-molekul air membentuk spesi bermuatan listrik.

Persamaan reaksinya:

NH₃(aq) + H₂O(l)  NH₄ ⁺(aq) + OH^–(aq)

Oleh lantaran hanya sebagian kecil dari molekul NH₃ yang bereaksi dengan air maka hanya ada sedikit ion-ion NH₄ ⁺ dan OH– dalam larutan NH₃ yang dapat menghantarkan arus listrik.

Dengan demikian, larutan NH₃ tergolong larutan elektrolit lemah.

Sekilas Kimia

Batuan Pembentuk Gua 

CaCO₃ (batu kapur) adalah senyawa yang tidak larut dalam air, tetapi sanggup larut kalau direaksikan dengan air asam (H₂CO₃). Karbondioksida (CO₂) dalam udara dan tanah bereaksi dalam air membentuk asam karbonat (H₂CO₃). Asam karbonat bereaksi dengan batu kapur berdasarkan persamaan reaksi:

H₂CO₃(aq) + CaCO₃(s  Ca²⁺ (aq) + 2HCO₃^– (aq)

Proses ini membentuk seluruh gua-gua di dunia, selain zat-zat lainnya yang dinamakan stalaktit dan stalagnit. Keduanya mendekorasi bentuk gua dikala karbondioksida menguap dan CaCO₃ terbentuk ulang.

Rangkuman :

1. Larutan ialah adonan homogen antara zat terlarut dan pelarut. Pelarut yang banyak digunakan adalah air lantaran kemampuannya melarutkan banyak zat.
2. Komposisi larutan sanggup dinyatakan dengan kadar atau konsentrasi. Satuan yang digunakan untuk menyatakan kadar larutan ialah persen berat, persen volume, dan bpj (ppm).
3. Berdasarkan daya hantar listriknya, larutan digolongkan menjadi larutan elektrolit dan nonelektrolit.
4. Larutan elektrolit bersifat menghantarkan arus listrik yang disebabkan oleh adanya ion positif dan negatif dalam larutan. Larutan elektrolit sanggup dibentuk dari senyawa ion dan kovalen.
5. Zat terlarut pada larutan elektrolit sanggup terionisasi sempurna dan menghasilkan ion dalam jumlah maksimum, zat terlarut ini dinamakan elektrolit kuat. Jika zat terlarut hanya terionisasi sebagian maka hanya dihasilkan sedikit ion-ion dalam larutan zat terlarut dan dinamakan elektrolit lemah.
6. Larutan nonelektrolit ialah larutan yang tidak dapat menghantarkan arus listrik lantaran mengandung zat terlarut yang tidak sanggup terionisasi.

Anda kini sudah mengetahui Larutan Elektrolit dan Larutan Non Elektrolit. Terima kasih anda sudah berkunjung ke Perpustakaan Cyber.

---

Referensi :

Sunarya, Y. dan A. Setiabudi. 2009. Praktis dan Aktif Belajar Kimia 1 : Untuk Kelas X Sekolah Menengah Atas / Madrasah Aliyah. Pusat Perbukuan, Departemen Pendidikan Nasional, Jakarta, p. 226.

Pintar Pelajaran Reaksi Redoks, Reduksi Dan Oksidasi, Pola Soal, Aplikasi, Bilangan Oksidasi, Kimia

Reaksi Redoks, Reduksi dan Oksidasi, Contoh Soal, Aplikasi, Bilangan Oksidasi, Kimia - Selain reaksi penggabungan, reaksi penguraian, dan reaksi metatesis, masih terdapat satu jenis reaksi yang penting, yaitu reaksi reduksi-oksidasi (redoks). Reaksi ini mempunyai aplikasi yang sangat penting sebab merupakan reaksi kimia yang menghasilkan energi listrik siap pakai, seperti pada baterai dan aki (accumulator). Selain itu, pada proses pembakaran, fotosintesis, dan metabolisme makanan dalam sistem sel makhluk hidup juga terjadi reaksi redoks. Bagaimanakah perkembangan dari konsep reaksi redoks? Bagaimanakah korelasi reaksi redoks dengan tata nama senyawanya? Anda sanggup menjawab pertanyaan tersebut jikalau Anda pelajari pecahan ini dengan baik.

A. Pengertian Reduksi Oksidasi

Pada pecahan sebelumnya, Anda sudah mengenal beberapa macam reaksi. Sebutkan kembali reaksi apa saja yang Anda ketahui. Sekarang, Anda akan dikenalkan dengan salah satu macam reaksi yang melibatkan transfer elektron dari satu spesi kimia ke spesi kimia lain, sanggup berupa senyawa, molekul, atau ion. Reaksi ini terjadi pada reaksi metabolisme zat makanan dalam tubuh, proses pemurnian logam-logam dari bijihnya, baterai, dan accumulator.

Makna reduksi oksidasi (redoks) mengalami perkembangan dari masa ke masa sejalan dengan perkembangan ilmu Kimia sendiri. Sebelum dikenal elektron, konsep redoks dihubungkan dengan reaksi kimia yang melibatkan oksigen dan hidrogen.

1. Pengikatan Oksigen

Sejak dulu, para pakar kimia sudah mengetahui bahwa oksigen dapat bereaksi dengan banyak unsur. Senyawa yang terbentuk dari hasil reaksi dengan oksigen dinamakan oksida sehingga reaksi antara oksigen dan suatu unsur dinamakan reaksi oksidasi ibarat teladan pada Gambar 1.

Gambar 1. Fosfor putih dalam air diaerasi dengan udara sehingga terjadi reaksi oksidasi disertai nyala api dalam air.
P₄(s) + 5O₂ (g) → 2P₂O₅(g)

Karat besi ialah senyawa yang terbentuk dari hasil reaksi antara besi dan oksigen (besi oksida). Perkaratan besi merupakan salah satu contoh dari reaksi oksidasi. Persamaan reaksi pembentukan oksida besi dapat ditulis sebagai berikut :

4Fe(s) + 3O₂(g) → 2Fe₂O₃(s)

Pada reaksi tersebut, besi mengalami oksidasi dengan cara mengikat oksigen menjadi besi oksida.

Kebalikan dari reaksi oksidasi dinamakan reaksi reduksi. Pada reaksi reduksi terjadi pelepasan oksigen. Besi oksida sanggup direduksi dengan cara direaksikan dengan gas hidrogen, persamaan reaksinya:

Fe₂O₃(s) + 3H₂(g) → 2Fe(s) + 3H₂O(g)

Contoh:

C(s) + O₂(g) → CO₂(g) ...........(reaksi oksidasi)

CO(g) + H₂(g) → C(s) + H₂O(g) ........(reaksi reduksi)

2SO₂(g) + O₂(g) → 2SO₃(g) .........(reaksi oksidasi)

CH₄(g) + 2O₂(g) → CO₂(s) + 2H₂O(g) .........(reaksi oksidasi)

Contoh Soal Konsep Redoks Melibatkan Oksigen (1) :

Manakah di antara reaksi berikut yang tergolong reaksi reduksi-oksidasi menurut konsep pelepasan dan pengikatan oksigen?

A. 2H₂O₂(aq) → 2H₂O(l) + O₂(g)

B. Zn(s) + H₂SO₄(aq) → ZnSO₄(aq) + H₂(g)

Jawaban :

Reaksi (a) terjadi pelepasan oksigen maka reaksinya tergolong reaksi reduksi.

Reaksi (b) terjadi pelepasan oksigen, tergolong reaksi reduksi.

2. Pelepasan dan Penerimaan Elektron

Konsep redoks yang melibatkan transfer elektron berkembang setelah diketahui adanya elektron dalam atom dan reaksi pembentukan senyawa ion (lihat kembali topik ikatan ion). Tuliskan pembentukan senyawa NaCl dari unsur-unsurnya. Spesi manakah yang melepaskan elektron dan yang menerima elektron?

Dalam konsep redoks, insiden pelepasan elektron dinamakan oksidasi, sedangkan insiden penerimaan elektron dinamakan reduksi. Pada pembentukan senyawa NaCl dari unsur-unsurnya, atom natrium mengalami oksidasi, sedangkan atom klorin mengalami reduksi. Penggabungan kedua proses itu dinamakan reaksi redoks.

Reaksi redoks pada insiden perkaratan besi sanggup dijelaskan dengan reaksi berikut :

2Fe → 2Fe³⁺ + 6e^– (oksidasi)

3O₂ + 6e^– → 3O₂^– (reduksi)

Pada reaksi tersebut, enam elektron dilepaskan oleh dua atom besi dan diterima oleh tiga atom oksigen membentuk senyawa Fe₂O₃. Oleh karena itu, insiden oksidasi selalu disertai insiden reduksi. Pada setiap persamaan reaksi, massa dan muatan harus setara antara ruas kanan dan ruas kiri (ingat kembali penulisan persamaan reaksi).

Persamaan reaksi redoks tersebut mempunyai muatan dan jumlah atom yang sama antara ruas sebelah kiri dan sebelah kanan persamaan reaksi. Oksidasi besi netral melepaskan elektron yang membuatnya kehilangan muatan. Dengan menyamakan koefisiennya maka muatan pada kedua ruas persamaan reaksi menjadi sama. Penyetaraan pada reaksi reduksi oksigen juga memakai cara yang sama.

Contoh Soal Reduksi Oksidasi Berdasarkan Transfer Elektron (2) :

Manakah dari reaksi berikut yang mengalami oksidasi dan reduksi berdasarkan

konsep transfer elektron?

Mg(s) + Cl₂(g) → MgCl₂(g)

Pembahasan :

Persamaan reaksi ionnya:

Dari persamaan tersebut, sanggup diketahui bahwa Mg melepaskan elektron dan Cl mendapatkan elektron. Dengan demikian, Mg mengalami oksidasi dan Cl mengalami reduksi.

3. Reduktor dan Oksidator

Berdasarkan uraian sebelumnya, apa yang sanggup Anda simpulkan mengenai zat-zat kimia dihubungkan dengan konsep redoks? Semua zat kimia sanggup dikelompokkan ke dalam dua kelompok, yakni zat-zat yang mengalami oksidasi dan zat-zat yang mengalami reduksi.

Dalam reaksi redoks, pereaksi yang sanggup mengoksidasi pereaksi lain dinamakan zat pengoksidasi atau oksidator. Sebaliknya, zat yang dapat mereduksi zat lain dinamakan zat pereduksi atau reduktor.

Pada Contoh 2, magnesium melepaskan elektron yang menyebabkan klorin mengalami reduksi. Dalam hal ini, magnesium disebut zat pereduksi atau reduktor. Sebaliknya, atom klorin berperan dalam mengoksidasi magnesium sehingga klorin disebut oksidator.

Contoh Soal Reduktor dan Oksidator (3) :

Kelompokkan pereaksi-pereaksi berikut ke dalam oksidator dan reduktor.

a. 4Cu(s) + O₂(g) → 2Cu₂O(s)

b. 2Na(s) + H₂(g) → 2NaH(s)

Jawaban :

4Cu → 4Cu⁺+ 4e^– (reduktor)

O₂ + 4e^– → 2O^2– (oksidator)

2Na → 2Na⁺ + 2e^– (reduktor)

H₂ + 2e^– → 2H^– (oksidator)

B. Reaksi Reduksi Oksidasi

Perkembangan konsep redoks tidak berhenti hingga transfer elektron. Konsep tersebut berkembang terus sejalan dengan munculnya masalah dalam reaksi-reaksi redoks yang tidak sanggup dijelaskan dengan konsep transfer elektron maupun dengan konsep pengikatan oksigen. Akan tetapi, hanya sanggup dijelaskan dengan konsep bilangan oksidasi.

1. Bilangan Oksidasi dan Penentuan Bilangan Oksidasi

Apa yang dimaksud dengan bilangan oksidasi? Bilangan oksidasi adalah suatu bilangan yang menyatakan valensi atom dalam suatu senyawa yang sanggup mempunyai harga positif maupun negatif. Bagaimana memilih bilangan oksidasi (biloks) atom suatu unsur? Dalam hal ini, para pakar kimia bersepakat menyebarkan hukum yang berkaitan dengan biloks unsur, yaitu sebagai berikut.

a. Dalam bentuk unsur atau molekul unsur (Gambar 2), bilangan oksidasi atom-atomnya sama dengan nol.

Gambar 2. Contoh molekul unsur: Cl₂, P₄, S₈.

Contoh:

Biloks Na dalam unsur Na = 0; biloks O dalam molekul O₂ = 0;

biloks Cl dalam molekul Cl₂ = 0; biloks P dalam molekul P₄ = 0.

b. Dalam senyawa ion, bilangan oksidasi atom-atom sama dengan muatan kation dan anionnya.

Contoh:

Dalam senyawa NaCl, atom Na bermuatan +1 dan atom Cl bermuatan –1 sehingga bilangan oksidasi Na = +1 dan Cl = –1.

c. Bilangan oksidasi atom-atom yang lain ditentukan berdasarkan aturan berikut.

1) Biloks atom golongan IA dalam semua senyawa ialah +1. Biloks atom golongan IIA dalam semua senyawa ialah +2.

2) Biloks atom-atom unsur halogen dalam senyawa biner ialah –1, sedangkan dalam senyawa poliatom bergantung pada senyawanya.

3) Biloks atom oksigen dalam senyawa ialah –2, kecuali dalam peroksida (H₂O₂, Na₂O) sama dengan –1 dan dalam superoksida sama dengan – ½ .

4) Biloks atom hidrogen dalam senyawa ialah +1, kecuali dalam senyawa hidrida sama dengan –1.

d. Jumlah total bilangan oksidasi dalam senyawa netral sama dengan nol (Gambar 3). Jumlah total bilangan oksidasi untuk ion sama dengan muatan ionnya.

Gambar 3. Biloks total molekul-molekul sama dengan nol.

Contoh :

Biloks total dalam molekul H₂O = 0; biloks total dalam ion CO₃^2– = –2; biloks total dalam ion NH₄⁺ = +1.

Contoh Soal Menentukan Bilangan Oksidasi Atom dalam Senyawa Ion (3) :

Tentukan biloks setiap atom dalam senyawa dan ion berikut: NO₂, ClO₃^– , NH₄⁺.

Penyelesaian :

Dalam NO₂ :

• Biloks total molekul NO₂ = 0 (aturan d)

• Biloks O dalam NO₂ = –2 (aturan c.3)

• Biloks N dalam NO₂ = {biloks N + 2(biloks O) = 0}

Jadi, biloks N dalam NO₂ = +4.

Dalam ion ClO₃^– :

• Biloks total ion ClO₃^– = –1 (aturan d)

• Biloks O dalam ClO₃^– = –2 (aturan c.3)

• Biloks Cl dalam ClO₃^– = {biloks Cl + 3(biloks O) = –1}

Jadi, biloks Cl dalam ClO₃^– = +5.

Dalam ion NH₄⁺ :

• Biloks ion NH₄⁺ = +1 (aturan d)

• Biloks H dalam NH₄⁺ = +1 (aturan c.4)

• Biloks N dalam NH₄⁺ = {biloks N + 4(biloks H)= +1}

Jadi, biloks N dalam NH₄⁺ = –3.

Pada teladan soal tersebut, atom N sanggup mempunyai biloks lebih dari satu, yakni –3 dan +4. Kenyataannya bukan hanya atom N, melainkan banyak atom-atom yang mempunyai biloks lebih dari satu, terutama atomatom

unsur transisi dan beberapa atom nonlogam.

Bagaimana memilih biloks atom yang mempunyai lebih dari satu bilangan oksidasi, ibarat yang terdapat dalam senyawa poliatom, misalnya FeSO₄, Fe₂(SO₃)₃, KCrO₃, dan K₂Cr₂O₇? Biloks atom dalam senyawa ion poliatom sanggup ditentukan dengan gampang jikalau Anda mengetahui muatan setiap ion.

Dalam senyawa FeSO₄, atom Fe dan S mempunyai biloks lebih dari satu sehingga sukar memilih biloksnya secara langsung. Akan tetapi, jika Anda mengetahui muatan setiap ion, contohnya ion Fe = 2+ dan ion SO₄ = 2– (aturan d) maka biloks Fe dan S sanggup ditentukan. Agar lebih mudah, perhatikan reaksi penguraian FeSO₄ berikut.

FeSO₄(s) → Fe²⁺(aq) + SO₄ ^2–(aq)

Menurut hukum b, biloks ion sama dengan muatannya maka biloks Fe = +2. Biloks S ditentukan dengan cara yang sama ibarat pada contoh soal sebelumnya, hasilnya biloks S = +6. Jadi, biloks atom-atom dalam FeSO₄ adalah Fe = +2, S = +6, dan O = –2.

Contoh Soal Menentukan Bilangan Oksidasi Atom dalam Senyawa Poliatom (5) :

Tentukan biloks atom-atom dalam Fe₂(SO₃)₃.

Pembahasan :

Muatan ion dalam Fe₂(SO₃)₃ adalah

Fe³⁺ = 3+ dan SO₃ ^2– = 2–

Biloks Fe = +3 (aturan 4)

Biloks total ion SO₃ ^2– = –2 (aturan 4)

Biloks O dalam SO₃ ^2– = –2 (aturan 3.c)

Biloks S dalam SO₃ ^2– = {biloks S + 3 (biloks O) = –2}.

Jadi, biloks S dalam SO₃ ^2– = +4.

Contoh Soal Ebtanas 1999–2000 :

Bilangan oksidasi atom Mn tertinggi di antara senyawa berikut ialah ....

A. MnO₂ 

B. Mn₂O₃ 

C. Mn₃O₄

D. KMnO₄

E. K₂MnO₄

Jawaban :

A. biloks O = –2, MnO₂ = 0
biloks MnO₂ = {biloks Mn +2 (biloks O)}
biloks Mn= +4

Dengan cara yang sama:

B. biloks Mn= –3
C. biloks Mn= +2
D. biloks Mn= +7
E. biloks Mn= +6

Jadi, biloks Mn tertinggi sama dengan +7 (D).

2. Reaksi Reduksi Oksidasi dan Bilangan Oksidasi

Bagaimana bilangan oksidasi sanggup menjelaskan reaksi redoks? Apa Anda cukup puas dengan konsep transfer elektron? Tinjau reaksi antara SO₂ dan O₂ membentuk SO₃. Reaksinya dapat ditulis sebagai berikut.

2SO₂(g) + O₂(g) → 2SO₃(g)

Jika dikaji berdasarkan konsep pengikatan oksigen maka reaksi tersebut ialah reaksi oksidasi. Jika dikaji berdasarkan transfer elektron maka Anda mungkin akan bingung, mengapa? Pada reaksi tersebut tidak terjadi transfer elektron, tetapi melalui penggunaan bersama pasangan elektron membentuk ikatan kovalen. Oleh lantaran senyawa SO₃ merupakan senyawa kovalen (perhatikan Gambar 4) maka reaksi tersebut tidak sanggup dijelaskan dengan konsep transfer elektron.

Gambar 4. Rumus struktur lewis SO₂ dan SO₃.

Sesungguhnya, banyak reaksi redoks yang tidak dapat dijelaskan dengan transfer elektron maupun dengan pengikatan oksigen, di antaranya:

a) CO₂(g) + 4H₂(g) → CH₄(g) + 2H₂O(l)

b) I₂(g) + 3Cl₂(g) → 2ICl₃(g)

c) Cu(s) + HNO₃(aq) → Cu(NO₃)₂(aq) + NO₂(g) + H₂O(l)

d) Na₂S₂O₃(aq) + 2HCl(aq) → 2NaCl(aq) + H₂O(l) + SO₂(g) + S(s)

Oleh lantaran banyak reaksi redoks yang tidak sanggup dijelaskan dengan konsep pengikatan oksigen maupun transfer elektron maka para pakar kimia mengembangkan konsep alternatif, yaitu perubahan bilangan oksidasi. Menurut konsep ini, jikalau dalam reaksi bilangan oksidasi atom meningkat maka atom tersebut mengalami oksidasi. Sebaliknya, jikalau bilangan oksidasinya turun maka atom tersebut mengalami reduksi.

Berdasarkan konsep bilangan oksidasi, apakah reaksi SO₂ dan O₂ tersebut merupakan reaksi redoks? Untuk mengetahui suatu reaksi tergolong reaksi redoks atau bukan berdasarkan konsep perubahan bilangan oksidasi maka perlu diketahui biloks dari setiap atom, baik dalam pereaksi maupun hasil reaksi. Biloks dari SO₂, O₂, dan SO₃ adalah 0 (aturan d). Biloks O dalam SO₂ dan SO₃ = –2 (aturan c.3) maka biloks S dalam SO₂ = +4 dan biloks S dalam SO₃ = +6. Secara diagram sanggup dinyatakan sebagai berikut.

Berdasarkan diagram tersebut sanggup disimpulkan bahwa:

a) atom S mengalami kenaikan biloks dari +4 menjadi +6, peristiwa ini disebut oksidasi;

b) atom O mengalami penurunan biloks dari 0 menjadi –2, insiden ini disebut reduksi.

Dengan demikian, reaksi tersebut ialah reaksi redoks. Manakah reduktor dan oksidator pada reaksi di atas? Oleh karena molekul O₂ menyebabkan molekul SO₂ teroksidasi maka molekul O₂ adalah oksidator. Molekul O₂ sendiri mengalami reduksi jawaban molekul SO₂ sehingga SO₂ disebut reduktor.

Contoh Soal Reaksi Redoks Menurut Perubahan Bilangan Oksidasi (7) :

Tentukan manakah oksidasi dan reduksi serta reduktor dan oksidator pada reaksi berikut:

CO₂(g) + 4H₂(g) → CH₄(g) + 2H₂O(g)

Jawaban :

Tentukan biloks setiap atom.

Dalam CO₂, biloks O = –2 dan C = +4.

Dalam H₂, biloks H = 0

Dalam CH₄, biloks H = +1, dan C = –4

Dalam H₂O, biloks H = +1 dan O = –2

Atom C mengalami penurunan biloks dari +4 menjadi –4 (reduksi) dan atom H mengalami kenaikan biloks dari 0 menjadi +1 (oksidasi). Dalam bentuk diagram sanggup dinyatakan sebagai berikut:

Sebagai reduktor ialah molekul H₂ dan sebagai oksidator ialah molekul CO₂.

Contoh Soal UMPTN 1999/B :

Perhatikan reaksi redoks berikut:

Sn + 4HNO₃ → SnO₂ + 4NO₂ + H₂O

Senyawa yang berperan sebagai reduktor ialah ....

A. Sn

B. HNO₃

C. SnO₂

D. NO₂

E. H₂O

Pembahasan :

Oksidator ialah N Reduktor ialah Sn Jadi, lantaran Sn mengakibatkan N mengalami reduksi maka Sn bertindak sebagai reduktor (A)

Reaksi Disproporsionasi

Apa yang dimaksud dengan reaksi disproporsionasi? Reaksi disproporsionasi atau disebut juga reaksi swaredoks ialah suatu reaksi yang mengalami oksidasi dan juga reduksi pada pereaksinya.

Contoh :

Hidrogen peroksida dipanaskan pada suhu di atas 60 °C dan terurai menurut persamaan reaksi berikut:

H₂O₂(l) → H₂O(l) + O₂(g)

Biloks atom O dalam H₂O₂ adalah –1 (aturan c.3). Setelah terurai berubah menjadi –2 (dalam H₂O) dan 0 dalam (O₂). Persamaan kerangkanya:

Oleh lantaran molekul H₂O₂ dapat berperan sebagai oksidator dan juga reduktor maka reaksi tersebut dinamakan reaksi disproporsionasi atau reaksi swaredoks.

3. Tata Nama Senyawa dan Biloks

Pada pecahan sebelumnya, Anda telah berguru tata nama senyawa biner dan senyawa poliatom. Tata nama tersebut berlaku untuk zat molekuler atau senyawa ion yang mengandung kation hanya mempunyai satu harga muatan atau biloks logam golongan IA dan IIA.

Untuk kation-kation logam yang mempunyai lebih dari satu harga biloks (khususnya unsur-unsur transisi), tata namanya ditambah angka romawi dalam tanda kurung yang menunjukkan harga biloks. Angka romawi tersebut tidak terpisahkan dari nama kationnya.

Catatan :

Walaupun biloks yang berubah hanya satu atom dalam molekul, tetapi yang disebut reduktor atau oksidator bukan atomnya, melainkan molekulnya.

Contoh:

SnCl₂ dan SnCl₄, keduanya mempunyai unsur yang sama. Untuk membedakan nama kedua senyawa itu, harga biloks timah disisipkan ke dalam nama berdasarkan hukum sebelumnya (timah klorida). Biloks Sn dalam SnCl₂ adalah +2 dan dalam SnCl₄ adalah +4. Jadi, nama kedua senyawa itu adalah

SnCl₂ : timah(II) klorida

SnCl₄ : timah(IV) klorida

C. Aplikasi Reaksi Reduksi Oksidasi

Secara kimia, reaksi redoks tidak berbeda dengan reaksi-reaksi kimia yang lain, tetapi dalam reaksi redoks ada perubahan bilangan oksidasi akibat perubahan muatan. Perubahan muatan ini disebabkan adanya transfer elektron dari satu atom ke atom lain. Jika transfer elektron ini dimanfaatkan akan menghasilkan energi listrik arus searah alasannya aliran listrik tiada lain ialah aliran elektron.

1. Sel Volta Komersial

Sel Volta ialah sumber energi listrik siap pakai yang dikemas dalam bentuk dan ukuran sesuai kegunaan. Sel Volta terdiri atas elektrode (anode dan katode) kawasan terjadinya reaksi redoks. Kedua elektrode ini dicelupkan ke dalam zat kimia yang berperan sebagai medium aliran listrik dan sebagai oksidator atau reduktor.

Sekilas Kimia

Alessandro Volta

(1745–1827)

Volta melaksanakan percobaan dengan menciptakan sel Volta. Dia menemukan arus listrik yang mengalir dari Cu menuju Zn melalui kardus basah. Ilmuwan Italia ini, mengamati bahwa dua logam yang bertemu menghasilkan "rasapahit" saat logam-logamnya ini menyentuh lidahnya. Percobaan selanjutnya meyakinkan ia bahwa hal ini disebabkan arus listrik. Inilah baterai pertama yang ditemukan.

Umumnya, sel Volta komersial berupa sel kering baterai dan accumulator (accu). Jenis baterai majemuk di antaranya baterai seng-karbon, baterai litium, dan baterai nikel-kadmium (nicad).

a. Baterai Seng-Karbon

Baterai jenis seng-karbon atau Leclanche ialah baterai generasi pertama yang dikomersilkan, digunakan untuk lampu senter, jam dinding, radio, dan alat-alat elektronik lainnya. Baterai ini terdiri atas seng (anode) dan batang grafit (katode). Sebagai zat elektrolitnya ialah campuran MnO₂, NH₄Cl, dan serbuk karbon yang dikemas dalam bentuk pasta. Reaksi redoks yang terjadi sangat rumit, tetapi secara sederhana dapat ditulis dalam bentuk persamaan berikut.

Zn(s) → Zn²⁺(aq) + 2e^– .................................................................................................. (anode)

2MnO₂(s) + 2NH₄⁺(aq) + 2e^– → Mn₂O₃(s) + 2NH₃(aq) + H₂O .................................... (katode)

Potensial sel yang dihasilkan ialah 1,5 V dan arus listrik yang mengalir akan berkurang jikalau dipakai. Potensial sel juga akan berkurang jika cuaca dingin.

b. Baterai Merkuri

Sel Volta yang lain ialah sel merkuri atau disebut juga baterai kancing jenis Ruben-Mallory. Sel jenis ini banyak digunakan untuk baterai arloji, kalkulator, dan komputer. Baterai merkuri ini telah dilarang penggunaannya dan ditarik dari peredaran alasannya ancaman yang dikandungnya (logam berat merkuri).

Baterai kancing ini terdiri atas seng (anode) dan merkuri (II) oksida (katode). Kedua elektrode tersebut berupa serbuk padat. Ruang di antara kedua elektrode diisi dengan materi penyerap yang mengandung elektrolit kalium hidroksida (basa, alkalin) (perhatikan Gambar 5).

Gambar 5. Baterai merkuri.

Reaksi redoks yang terjadi dalam sel ialah sebagai berikut.

Zn(s) + 2OH–(aq) → ZnO(s) + H₂O(l) + 2e^– ............................(anode)

HgO(s) + H₂O(l) + 2e^– → Hg(l) + 2OH^– (aq) ...........................(katode)

Potensial sel yang dihasilkan ialah 1,35 V.

c. Baterai Litium

Sel kering tersebut (baterai seng-karbon dan baterai merkuri) tidak benar-benar kering alasannya elektrolit yang digunakan masih berupa pasta. Sel kering yang benar-benar kering ialah sel jenis litium-iodin. Sel litium-iodin ialah sel Volta dengan logam litium sebagai anode dan senyawa kompleks I₂ sebagai katode. Kedua elektrode ini dipisahkan oleh lapisan tipis dari litium iodida. Reaksi redoks yang terjadi adalah sebagai berikut.

2Li(s) → 2Li⁺ (aq) + 2e^–  .......................................(anode)

3I₂(s) + 2e^– → 2I₃^–(aq) ........................................(katode)

Potensial sel yang dihasilkan sebesar 3,6 V.

Baterai jenis litium berbeda dengan baterai seng-karbon dan baterai merkuri alasannya baterai ini sanggup diisi ulang (rechargeable). Baterai litium banyak digunakan untuk mobilephone (HP) dan kendaraan beroda empat mainan.

d. Baterai Nikel-Kadmium

Selain baterai litium-iodin, baterai yang sanggup diisi ulang lainnya adalah baterai nikel-kadmium (nicad). Sel nicad ialah baterai untuk penyimpan muatan. Sel nicad tergolong sel Volta yang terdiri atas kadmium sebagai anode, nikel oksida sebagai katode, dengan elektrolit kalium hidroksida. Baterai nicad banyak digunakan untuk baterai penerang isi ulang. Reaksi sel selama pemakaian ialah sebagai berikut.

Cd(s) + 2OH^– (aq) → Cd(OH)₂(s) + 2e^– .......................................(anode)

2NiO₂H(s) + 2H₂O(l) + 2e^– → 2Ni(OH)₂(s) + 2OH^– (aq) .............(katode)

2. Sel Accumulator

Sel Volta komersial jenis lain yang sanggup diisi ulang ialah sel timbel atau dikenal dengan accumulator (accu), terdiri atas timbel oksida sebagai katode dan logam timbel berbentuk bunga karang sebagai anode. Kedua elektrode ini dicelupkan dalam larutan H₂SO₄ 10% (perhatikan Gambar 6).

Gambar 6. Accumulator atau aki kendaraan.

Reaksi yang terjadi selama accu digunakan (discharged) ialah sebagai berikut.

Pb(s) + HSO₄ ^– (aq) → PbSO₄(s) + H⁺(aq) + 2e^{– .............................}(anode)

PbO₂(s) + 3H⁺ (aq) + HSO₄ ^– (aq) + 2e^– → PbSO₄(s) + 2H₂O(l) (katode)

Potensial sel yang dihasilkan dari reaksi tersebut, yaitu sekitar 2 V.

Untuk memperoleh potensial sel sebesar 6 V, diharapkan tiga buah sel yang disusun secara seri. Berapa jumlah sel yang harus disusun seri untuk menghasilkan potensial sel 12 V?

Jika accu telah dipakai, accu sanggup diisi ulang memakai arus listrik searah. Selama proses isi ulang, reaksi dalam sel merupakan kebalikan dari reaksi pemakaian. Reaksinya ialah sebagai berikut:

2PbSO₄(s) + 2H₂O(l) → Pb(s) +PbO₂(s) +  2H₂SO₄(aq)

Selama proses isi ulang, sejumlah air dalam accu terurai menjadi H₂ dan O₂, risikonya accu kekurangan air. Oleh lantaran itu, accu yang sering dipakai dan diisi ulang, cairan elektrolitnya harus diganti dengan yang baru.

Sekilas Kimia

Baterai Alkalin

Pernahkah Anda mendengar sebutan baterai alkalin? Baterai alkalin termasuk jenis sel Volta. Elektron yang di hasilkan dari reaksi oksidasi terkumpul di anode dan mengalir melalui kawat eksternal menuju katode, kawasan terjadinya reduksi. Perbedaan voltase atau potensial di antara dua elektrode sebanding dengan energi yang terbentuk.

Reaksi sel keseluruhan :

Zn(s) + 2MnO₂(s) + H₂O(l) → ZnOH₂(s) + Mn₂O₃(s)

Voltase yang dihasilkan dari sel ini sama dengan 1,54 V. Voltase bergantung pada unsur dan senyawa dalam reaksi.

3. Merancang Sel Volta Sederhana

Pada pecahan sebelumnya, Anda sudah berguru larutan elektrolit, yaitu larutan yang sanggup menghantarkan arus listrik. Selain itu, dalam reaksi redoks terjadi transfer elektron yang sanggup menghasilkan energi listrik. Jika reaksi redoks dilakukan dalam larutan maka larutan tersebut dapat dimanfaatkan sebagai sumber arus listrik. Dapatkah Anda merancang sel Volta sederhana? Prinsip sel Volta ialah adanya elektrode sebagai tempat terjadinya reaksi reduksi (katode) dan oksidasi (anode), serta larutan sebagai media untuk menghantarkan arus listrik.

Setelah Anda melaksanakan percobaan sel Volta berdasarkan hasil rancang-bangun sendiri, dapatkah Anda menjelaskan secara kimia terjadinya aliran listrik pada sel Volta? Mari kita bahas bersama. Ketika logam Zn dan Cu dicelupkan ke dalam larutan H₂SO₄, keduanya bersaing untuk bereaksi dengan H₂SO₄. Oleh lantaran logam Zn lebih reaktif maka Zn bereaksi dengan H₂SO₄ membentuk ZnSO₄.

Persamaan reaksinya:

Zn(s) + H₂SO₄(aq) → ZnSO₄(aq) + H₂(g)

Bagaimana hubungannya dengan aliran listrik atau aliran elektron yang sanggup menyalakan lampu? Jika persamaan reaksi tersebut diuraikan maka Anda akan mengetahui sumber elektron dan arah aliran elektron. Oleh lantaran reaksi tersebut ialah reaksi ion maka terjadi transfer elektron. Dalam hal ini, Zn melepaskan elektron membentuk Zn²⁺  (perhatikan Gambar 7).

Gambar 7. Mekanisme reaksi dan transfer elektron yang terjadi pada sel Volta.

Persamaan reaksinya:

Zn(s) → Zn²⁺ (aq) + 2e^–

Elektron yang dihasilkan mengalir melalui rangkaian kawat menuju logam Cu. Aliran elektron ini sanggup menyalakan lampu. Pada elektrode Cu, elektron-elektron ditangkap oleh ion-ion H⁺ yang terdapat dalam larutan membentuk H₂. Persamaan reaksinya:

2H⁺(aq) + 2e^– → H₂(g)

Dengan demikian, reaksi redoks yang bekerjsama terjadi dalam sel Volta rancangan Anda, yaitu sebagai berikut.

Zn(s) + 2H⁺(aq) → Zn²⁺(aq) + H₂(g)

Reaksi totalnya: Zn(s) + H₂SO₄(aq) → ZnSO₄4(aq) + H₂(g)

Rangkuman :

1. Pengertian reaksi reduksi oksidasi (redoks) mengalami perkembangan sebagai berikut.

a. Pengikatan oksigen dan hidrogen

b. Transfer elektron

c. Perubahan bilangan oksidasi

2. Menurut konsep pengikatan oksigen/hidrogen, oksidasi ialah pengikatan atom oksigen atau pelepasan atom hidrogen. Reduksi ialah proses sebaliknya.

3. Menurut konsep transfer elektron, oksidasi adalah pelepasan elektron dan reduksi ialah penerimaan elektron.

4. Menurut konsep perubahan bilangan oksidasi, oksidasi ialah kenaikan bilangan oksidasi dan reduksi ialah penurunan bilangan oksidasi.

5. Bilangan oksidasi ialah suatu bilangan yang menyatakan valensi atom dalam suatu senyawa yang dapat mempunyai harga positif maupun negatif.

6. Bilangan oksidasi unsur dalam senyawa ditentukan dengan suatu aturan.

7. Dalam reaksi redoks, zat yang sanggup mengoksidasi zat lain dinamakan oksidator dan zat yang dapat mereduksi zat lain dinamakan reduktor.

8. Reaksi redoks sanggup dimanfaatkan sebagai sumber arus listrik searah, ibarat pada sel Volta atau dikenal dengan baterai dan accumulator (accu).

9. Sel Volta sederhana sanggup dibangun dari dua buah elektrode yang dicelupkan ke dalam larutan elektrolit.

Anda kini sudah mengetahui Reaksi Redoks. Terima kasih anda sudah berkunjung ke Perpustakaan Cyber.

Referensi :

Sunarya, Y. dan A. Setiabudi. 2009. Praktis dan Aktif Belajar Kimia 1 : Untuk Kelas X Sekolah Menengah Atas / Madrasah Aliyah. Pusat Perbukuan, Departemen Pendidikan Nasional, Jakarta, p. 226.