BEBERAPA OKSIDATOR DALAM LABORATORIUM (ION PERMANGANANAT, ION KROMAT DAN ION KROMAT)

 Dalam laboratorium terdapat beberapa zat yang dapat digunakan sebagai oksidator. Oksidator yaitu zat yang dapat menyebabkan zat lain mengalami oksidasi sehingga dirinya sendiri akan mengalami reduksi. Umumnya unsur-unsur nonlogam merupakan oksidator yang baik karena memiliki keelektronegatifan tinggi sehingga mudah menangkap atau menarik elektron kearah dirinya. Walaupun demikian tidak selalu digunakan unsur dalam semua reaksi kimia.

Dalam laboratorium terutama reaksi redoks yang dilangsungkan dalam bentuk larutan yang biasa digunakan sebagai oksidator adalah ion permangananat (MnO₄^–), ion kromat (CrO₄^2-), ion kromat (Cr₂O₇^2-). Ketiga zat tersebut merupakan oksidator yang kuat dan mudah melepas oksigen sehingga penanganannya perlu berhati-hati. Zat-zat ini harus disimpan ditempat tersendiri dan tidak boleh berada di dekat zat-zat organik karena dapat menyebabkan kebakaran.

Bila mengenai anggota segera bilas dengan air yang mengalir. Bila mengenai mata segera rendam mata dalam air, hal ini dapat dilakukan dengan cara membuka mata dalam aquades yang disimpan dalam baskom atau ember besar. Setelah itu segera di bawa ke dokter atau memberi obat tetes mata. Bila sampai tertelan segera minum air sebanyak-banyaknya untuk mengencerkan zat kimia yang tertelan lalu segera di bawa ke dokter. Oleh sebab itu, dalam melakukan praktikum jangan pernah mengambil semua larutan dengan cara menyedot.

 

 

ION PERMANGANANAT (MnO₄^–)

Ion permanganat berwarna ungu demikian pula larutan yang mengandung ion permanganat. Warna tersebut merupakan ciri khas dari ion permanganat. Biasanya dalam laboratorium ion permanganat diperoleh dari garam kalium permanganat (KMnO₄). KMnO₄ merupakan suatu kristal berwarna hitam keunguan.

Gambar Kristal kalium permanganat dan larutan kalium permanganat

 

Bila terkena cahaya atau dipanaskan pada suhu 230°C, kalium permanganat akan terurai sesuai reaksi berikut.

2 KMnO₄ → K2MnO₄ + MnO₂ + O₂

Bilangan oksidasi mangan dalam KMnO₄ adalah +7. Ketika terjadi reaksi kimia bilangan oksidasi mangan turun atau mengalami reduksi. Reaksi reduksi mangan dalam KMnO₄ bergantung pada keasaman larutan. Dalam suasana larutan asam kuat mangan direduksi menjadi Mn²⁺ dan warna larutan memudar (hampir tidak berwarna). Setengah reaksi reduksi ion permanganat dalam suasana asam.

8H⁺ + MnO₄^– + 5e → Mn²⁺ + 4H₂O

Dalam suasana netral atau sedikit basa ion MnO₄^– direduksi menjadi MnO₂ yang tidak larut dalam larutan atau membentuk endapan. Oleh sebab itu dalam melakukan titrasi pada suasana basa atau suasana alkalis, larutan yang mengandung ion MnO₄^– tidak disarankan karena endapan MnO₂ yang terbentuk dapat mengaburkan titik akhir titrasi. Setengah reaksi reduksi ion permanganat dalam suasana netral atau alkalis.

2H₂O + MnO₄^– + 3e → MnO₂ + 4OH^–

Untuk membuat suasana asamsebaiknya dipakai asam sulfat, karena asam ini tidak menghasilkan reaksi samping. Sebaliknya jika dipakai asam klorida dapat terjadi kemungkinan teroksidasinya ion klorida menjadi gas klor dan reaksi ini mengakibatkan dipakainya larutan permanganat dalam jumlah berlebih. Meskipun untuk beberapa reaksi dengan arsen(III) oksida, antimon(II) dan hidrogen peroksida, karena pemakaian asam sulfat justru akan menghasilkan beberapa tambahan kesulitan.

Kalium pemanganat adalah oksidator kuat, oleh karena itu jika berada dalam HCl akan mengoksidasi ion Cl^– yang menyebabkan terbentuknya gas klor dan kestabilan ion ini juga terbatas. Biasanya digunakan pada medium asam 0,1 N. Namun, beberapa zat memerlukan pemanasan atau katalis untuk mempercepat reaksi. Seandainya banyak reaksi itu tidak lambat, akan dijumpai lebih banyak kesulitan dalam menggunakan reagen ini.

Reaksi reduksi ion permanganat juga dapat berlangsung dalam suasana netral dan basa kuat, Perekasi kalium permanganat tidak merupakan pereaksi baku primer. Sangat sukar untuk mendapatkan pereaksi dalam keadaan murni, bebas dari mangan(IV) oksida (mangan dioksida). Lagi pula air dipakai sebagai pelarut sangat mungkin masih mengandung zat pengotor lain yang dapat mereduksi permanganat menjadi mangan dioksida.

Timbulnya mangan dioksida justru akan mempercepat reaksi reduksi permanganat. Demikian juga adanya ion mangan(II) dalam larutan akan mempercepat reduksi permanganat menjadi mangan dioksida, reaksi tersebut berlangsung sangat cepat dalam suasana netral. Dengan adanya alasan-alasan tersebut maka pembuatan larutan baku permanganat dilakukan sebagai berikut. Larutkan sejumlah(gram) pereaksi dalam air kemudian didihkan selama satu jam diatas penangas air. Selanjutnya disaring lewat penyaring yang bebas dari zat pereduksi.

Wadah bertutupkan sumbat kaca yang dipakai untuk menyimpan larutan, harus benar-benar bebas dari zat pengotor seperti lemak atau zat pengotor lain. Untuk keperluan ini biasanya wadah tersebut dicuci bersih memakai campuran larutan kalium dikromat dan asam sulfat pekat, diikuti pembilasan dengan aquades. Larutan ini sebaiknya disimpan ditempat gelap, terhindar dari cahaya, karena itu sebaiknya dipakai botol berdinding gelap.

Reaksi asam sulfat pekat dengan KMnO₃ membentuk Mn₂O₇. Reaksi ini berlangsung sangat eksotermsis dan dapat meledak. Demikian juga dengan asam klorida membentuk gas glor yang sangat beracun. Reaksi antara asam nitrat dengan alkena akan memutuskan ikatan rangkap dua dan diperoleh suatu asam karboksilat.

CH₃(CH₂)₁₇CH=CH₂ + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ → CH₃(CH₂)₁₇COOH + CO₂ + 4H₂O + K₂SO₄ + 2MnSO₄

KMnO₄ juga dapat mengoksidasi aldehida menjadi asam karboksilat. Misalnya mengoksidasi n-heptanal menjadi asam heptanoat.

5C₆H₁₃CHO + 2KMnO₄ + 3 H₂SO₄ → 5C₆H₁₃COOH + 3H₂O + K₂SO₄ + 2MnSO₄

Selain itu KMnO₄ juga dapat mengoksidasi gugus metil yang terikat pada cincin benzena. Misalnya mengoksidasi toluena menjadi asam benzoat.

5C₆H₅CH₃ + 6KMnO₄ + 9H₂SO₄ → 5C₆H₅COOH + 14H₂O + 2K₂SO₄ + 6MnSO₄

 

 

ION KROMAT (CrO4^2-) DAN DIKROMAT (Cr₂O₄^2-)

Dalam laboratorium pasti dijumpai garam yang mengandung ion kromat dan dikromat. Garam yang sering dijumpai yaitu kaliium dan natrium kromat atau dikromat dengan rumus kimia Na₂CrO₇ (natrium kromat), K₂CrO₇ (kalium kromat) dan Na₂Cr₂O₇ (natrium dikromat), K₂Cr₂O₇ (kalium dikromat).

Gambar Empat larutan kromium. Dari kiri: larutan yang berwarna kuning adalah kalium dikromat (K₂Cr₂O₇, orange) dan natrium kromat (Na₂CrO₄), hijau adalah kromium(III) klorida (CrCl₃), ungu adalah kromium(III) nitrat (Cr(NO₃)₃).

 

Gambar Kristal beberapa senyawa kromium. Dari kiri ke kanan : Natrium kromat tetrahidrat (Na₂CrO₄·4H₂O), kalium dikromat (K₂Cr₂O7), amonium dikromat ((NH₄)₂Cr₂O₃), kromium trioksida (CrO₃), kromium oksida (Cr₂O₃)

(sumber gambar : http://en.tjfuqiang.com/)

 

Baik ion kromat maupun dikromat mengandung kromium dengan bilangan oksidasi +6 yang merupakaan keadaan oksidasi tertinggi dari krom dalam senyawaaannya. oleh sebab itu dalam reaksi kimia ion kromat dan dikromat akan mengalami reaksi reduksi. Reaksi reduksi ion kromat dan dikromat bergantung pada keasaman larutan.

Warna kuning merupakan ciri khas adanya ion kromat dalam larutan sedangkan warna merah merupakan ciri khas adanya ion dikromat. Larutan yang mengandung ion kromat yang berwarna kuning bila diasamakan, akan diperoleh larutan yang berwarna merah jingga karena ion CrO₄^2- berubah menjadi Cr₂O₇^2-.

2CrO₄^2- + 2H⁺ → Cr₂O₇^2- + H₂O

Sebaliknya jika larutan yang mengandung ion dikromat dibasakan maka ion Cr₂O₇^2- berubah menjadi ion CrO₄^2-.

Cr₂O₇^2- + 2OH^– → 2CrO₄^2- + H₂O

Oleh sebab itu, jika reaksi berlangsung dalam suasana asam yang bertindak sebagai oksidator adalah Cr₂O₇^2- dan sebaliknya bila reaksi dilangsungkan dalam suasana basa yang bertindak sebagai oksidator adalah CrO₄^2-.

Dalam reaksi kimia bila ion kromat dan dikromat bertindak sebagai oksidator (ketika direaksikan dengan suatu reduktor) bilangan oksidasi kromium turun menjadi +3 dan produk yang diperoleh bergantung pada keadaan keasaman larutan.

Dalam larutan asam ion kromium direduksi menjadi ion Cr³⁺, dalam larutan sedikit basa produk reduksinya adalah Cr(OH)₃ yang tidak larut dan dalam larutan sangat basa ion kromat direduksi menjadi ion kromit (CrO₂^–). Persamaan reaksi yang terjadi sebagai berikut.

Larutan asam

6e + 14H⁺ + Cr₂O₇ → 2Cr³⁺ + 7H₂O

Larutan sedikit basa

3e + 4H₂O + CrO₄^2- → Cr(OH)₃ + 5OH^–

Larutan sangat basa

3e + 2H₂O + CrO₄^2- → CrO₂^– + 4OH^–

 

Baik Na₂CrO₇ (natrium kromat), K₂CrO₇ (kalium kromat), Na₂Cr₂O₇ (natrium dikromat) mapun K₂CrO₇ (kalium dikromat) bersifat higoskopis sehingga dapat membentuk tetra-, heksa-, dan dekahidrat.

Natrium kromat (Na₂CrO₄) digunakan sebagai inhibitor korosi dalam industri minyak bumi, sebagai reagen pencelupan dalam industri tekstil, sebagai pengawet kayu. Dengan memanfaatkan isotop Cr-51 dengan waktu paruh 27,8 hari, larutan natrium kromat (VI) digunakan dalam obat-obatan untuk penentuan volume sirkulasi sel darah merah, waktu kelangsungan hidup sel dan evaluasi kehilangan darah.

Campuran kalium dikromat dengan asam nitrat 35% diperoleh suatu larutan yang disebut larutan Schwerter’s yang digunakan untuk menguji keberadaan berbagai logam terutama perak. Perak murni mengubah larutan menjadi merah terang, perak sterling (paduan 92,5% perak dengan logam lain biasanya tembaga atau emas) mengubah larutan menjadi merah gelap, larutan menjadi berwarna coklat bila kandungan tembaga tinggi bahkan menjadi hijau.

 

SUMBER

James E. Brady. Kimia universitas asas dan struktur edisi keliama jilid 1.

Vogel Analisis Anorganik Kualitatif Makro Dan Semimikro (terjemahan Setiono & Pudjaatmaka) Edisi kelima.

Underwood, A. L & R. A Day, Jr. 1999. Analisis Kimia Kuantitatif (terjemahan A. Hadyana Pudjaatmaka) Edisi kelima. Jakarta: Penerbit Erlangga.

Devy Agustyaningsih. 2010. Penetapan Kadar Kalium Permanganat Menggunakan Fotometer Sederhana Berbasis LED dan CdS Fotosel Detektor. Skripsi Universitas Negeri Malang Fakultas Matematika dan Ilmu Pengetahuan Alam Program Studi Kimia.

Sumber internet

Wikipedia.org

uncp.edu/home/mcclurem/ptable/chromium/cr.htm

OKSIGEN MOLEKULER SEBAGAI ZAT PENGOKSIDASI

 

=FILE ARTIKEL INI SILAKAN DOWNLOAD DISINI=

 

Oleh

Laurensius E. seran. Seran_emel@rocketmail.com

wanibesak.wordpress.com

Universitas Negeri Malang. Jln. Surabaya no.45

 

Oksigen dan Jenis-Jenis Oksida

Oksigen memiliki dua alotrop yakni oksigen (O₂) dan ozon (O₃). Alotrop yaitu perilaku yang berbeda yang ditunjukan oleh suatu zat yang atom penyusunnya, atom unsur yang sama namun ada perbedaan jumlah dan perbedaan cara terikatanya atom-atom penyusun. Dalam laboratorium ozon dihasilkan dengan memberi muatan listrik pada oksigen murni. Tidak seperti molekul-molekul lain, ozon walaupun disusun oleh atom yang sama tetapi bersifat polar. Molekul lain seperti O₂, H₂ dan P₄ bersifat nonpolar karena molekulnya bersifat nonpolar. Ozon melindungi permukaan bumi dari sengatan sinar matahari namun kini telah disadari bahwa lapisan ozon telah menipis akibat akibat aktivis pelepasan zat-zat yang berbahaya bagi lapisan ozon makin meningkat.

Salah satu zat pengoksidasi yang paling lazim dan ampuh di laboratorium, industri dan dalam kehidupan kita sehari-hari adalah molekul oksigen, O₂. Dioksigen (O₂), adalah gas tak berwarna dan tak berbau menempati 21% udara. Karena atom oksigen juga komponen utama air dan batuan, oksigen adalah unsur yang paling melimpah di kerak bumi.

Bergabungnya oksigen dengan suatu zat melalui reaksi kimia sering disebut sebagai oksidasi. Meskipun pandangan ini telah ditinggalkan namun dalam reaksi yang melibatkan oksigen zat yang mengalami oksidasi mudah ditentukan. Penarikan oksigen dari suatu zat disebut reduksi. Suatu zat yang tersusun dari oksigen dengan unsur tertentu disebut oksida. Oksida terbagi menjadi

1. Oksida logam

2. Oksida nonlogam

3. Oksida amfoter

4. Oksida netral

5. Superoksida

 

Reaksi Oksigen dengan Logam

Pembentukan oksida logam terjadi dengan cara reaksi langsung antara logam dengan oksigen membentuk oksida logam yang sering disebut korosi. Oksida logam disebut juga oksida basa karena reaksinya dengan air memberikan larutan yang bersifat basa (pH > 7).

Memang dalam bentuk korosi pembentukan oksida merupakan sesuatu yang merepotkan dan sumber pemborosan ekonomis dalam masyarakat. Besi bereaksi dengan oksigen dengan hadirnya uap air membentuk karat, yakni suatu oksida besi yang kristalnya mengandung molekul air dalam kuantitas tertentu.

2Fe(s) + 2/2O₂(g) + xH₂O(g) → Fe₂O₃.xH₂O(s)

Aluminium merupakanlogam logam lain yang biasanya banyak dikenal juga membentuk oksida oleh reaksi langsung dengan oksigen dalam udara.

2Al(s) + 2/2O₂(g) → Al₂O₃(s)

Aluminium lebih mudah bereaksi dengan oksigen dibanding besi.namun berbeda dengan besi. Pada aluminium oksida aluminium yang terbentuk melekat kuat pada permukaan logam sehingga dengan efektif melindungi logam itu dari serangan oksigen selanjutnya. Karena hal inilah aluminium disunakan sebagai logam bangunan.

Reaksi antar besi dan aluminium dengan besi termasuk lambat. Namun kadang-kadang reaksi antara logam dengan oksigen dapat cepat berlangsung dan membebaskan sejumlah besar kalor dan cahaya. Reaksi dengan oksigen seperti ini biasanya disebut pembakaran. Contohnya adalah pembakaran magnesium.

2Mg(s) + O₂(g) → 2MgO(s)

Meskipun korosi besi berlansung lambat, besi dapat dibuat bereaksi dengan cepat dengan cara menaikan suhu dan meningkatkan konsentrasi O₂. Misalnya pemotongan baja dengan nyala asetilena dilaksanakan mula-mula memanasi baja itu ke suhu tinggi dengan nyala oksigen-asetilena. Setelah logam itu sangat panas, aliran gas asetilena dimatikan dan baja panas tersebut disembur terus menggunakan aliran oksigen murni. Dalam proses ini dibebaskan sejumlah besar kalor yang dapat melelhkan baja dan debu serta bunga api akan meletik ke mana-mana.

 

Reaksi Oksigen Dengan Unsur Nonlogam

Oksigen juga bereaksi dengan unsur-unsur nologam membentuk oksida nanlogam yang berikatan secara kovalen. Oksida nonlogam sering disebut sebagai oksida basa karena reaksinya dengan air menyebabkan larutan menjadi asam (pH < 7).

Contoh yang pasti anda kenal adalah reaksi O₂ dengan karbon dalam bentuk briket arang atau batubara. Dengan kehadiran O₂ yang berlebih produk yang diperoleh adalah karbondioksida, namun jika pasokan oksigen terbatas akan terbentuk sejumlah karbonmonooksida.

C(s) + O₂(g) → CO₂(g)

C(s) + O₂(g) → 2CO(g)

Karbonmonoksida sendiri mampu bereaksi dengan oksigen membentuk CO₂

2CO(g) + O₂(g) → 2CO₂(g)

Reaksi ini sangat eksotermis (DH = -284kJ per mol) dan CO digunakan dalam industri sebagai bahan bakar karena dapat dibuat dengan mudah dari batu bara dan mudah dikirim lewat pipa. Karbondioksida padat disebut juga es kering yang biasa digunakan untuk memberi efek asap.

Dua unsur nonlogam yang mudah bereaksi dengan oksigern yaitu belerang dan fosfor. Belerang terbakar di udara dengan nyala biru dan menghasilkan gas belerang dioksida yakni sebuah gas rangsang yang menyesakkan.

S(s) + O₂(g) → SO₂(g)

Fosfor terdiri dari dua alotrop yaitu fosfor merah dan fosfor putih. Kedua terbakar dioksigen menghasilkan P₄O₁₀. Namun perlu diperhatikan karena fosfor putih bereaksi secara spontan dengan oksigen.

P₄(s) + O₂(g) → P₄O₁₀(s)

Tidak semua unsur nonlogam dapat bereaksi dengan logam. Misalnya nitrogen. Hal inilah yang menyebabkan campuran antara nitrogen dan oksigen di atmosfer stabil.

Usaha untuk menyalakan campuran N₂ dan O₂ tidak berhasil karena reaksi keduanya berlansung secara endoterm. Namun jika udara dipanasi pada suhu sangat tinggi misalnya dalam mesin mobil, dihasilkan sejumlah kecil NO. Bila dibebaskan ke atmosfer lewat kanlpot senyawa ini mengawali rantai reaksi akhirnya menghasilkan asap kabut.

 

Oksida Amfoter

Oksida yang terbentuk dari unsur-unsur amfoter (B, Si, As, Sb, Te, Po) disebut oksid a amfoter. Disebut amfoter karena dapat berlaku sebagai asam dan juga dapat berlaku sebagai basa tergantung pada kondisi atau larutn yang direaksikan dengannya.

Dalam asam yang lebih kuat oksida amfoter bertindak sebagai basa, begitu sebaliknya bereaksi dengan zat yang lebih basa oksida amfoter bertindak sebagai asam.

 

Oksida Netral atau Oksida Indeferen

Oksida netral merupakan oksida yang tidak bersifat asam dan basa ketika dilarutkan dalam air, contohnya CO, N₂O dan MnO₂.

 

Peroksida

Peroksida yaitu kelompok senyawa yang kelebihan oksigen atau kelompok senyawa yang mengandung ikatan oksigen-oksigen dalam struktur molekulnya.

Contohnya : hidrogen peroksida (H₂O₂) yang biasa digunakan sebagai zat pemutih dan desinfektan karena hasil reaksinya berupa H₂O dan oksigen. H₂O₂ murni merupakan suatu cairan biru pucat yang lebih kental daripada air, tidak stabil dengan titik beku -0,46°C. Dalam laboratorium hidrogen peroksida diperoleh dari reaksi antara barium peroksida dengan asam sulfat encer dingin.

BaO₂(s) + H₂SO₄(aq) → BaSO₄(s) + H₂O₂(aq)

 

Superoksida

Superoksida sama hal seperti peroksida yakni memiliki ikatan oksigen-oksigen. Namun pada superoksida, terjadi kelebihan oksigen lebih dari satu sedangkan pada superoksida hanya terjadi kelebihan 1 atom oksigen. Oskida-oksida alkali langsung diperoleh dari reaksi antara logam unsur dengan oksigen pada suhu dan tekanan tertentu. Salah satu contoh superoksida yaitu K₂O.

K₂O biasanya digunakan untuk memulihkan orang-orang yang keracunan gas. Selain itu digunakan pula dalam kapal selam, untuk menghilangkan gas karbondioksida dan uap air yang dihasilkan dari pernapasan para awak kapal. Reaksi yang terjaid antara KO₂ dengan uap air dan karbondioksida sebagai berikut.

K₂O (s) + 2H₂O(g) → 4KOH(s) + 3O₂(g)

KOH(s) + CO₂(g) → KHCO₃(s)

Dari reaksi inilah gas oksigen yang dihirup akan segera digantikan oleh O₂ yang dihasilkan dari reaksi antara K₂O dengan uap air.

 

Reaksi Oksigen dengan Senyawa Organik

Senyawa organik umumnya dianggap sebagai senyawa karbon. Walaupun demikian beberapa senyawa seperti CO₂ dan CaCO₃ walaupun mengandung atom karbon dalam molekulnya tetap dianggap sebagai senyawa anorganik.

Senyawa organik yang paling sederhana disebut hidrokarbon. Yakni senyawa yang tersusun hanya dari karbon dan hidrogen.hidrokarbon sederhana adalah metana, CH₄, yang merupakan komponen utama gas alam. Hidrokarbon juga merupakan penyusun bensin, minyak tanah, solar dan lilin.

Metana dan hidrokarbon yang lain mudah terbakar di udara. Jika tersedia cukup oksigen produk pembakaran adalah karbondioksida dan uap air.

CH₄(g) + O₂(g) → CO₂(g) + 2H₂O(g)

Jika oksigen yang tersedia dalam jumlah sedikit produk pembakaran berupa karbonmonoksida dan uap air.

2CH₄(g) + O₂(g) →2CO(g) + H₂O(g)

Jika oksigen yang tersedia sedikit sekali hanya hidrogen yang membentuk uap air dan karbonnya berupanyala berjegala yang mengandung unsur karbon.

CH₄(g) + O₂(g) → C(s) + 2H₂O(g)

Ini dia website menyetarakan reaksi kimia

Dalam ilmu kimia, sebagian besar reaksi kimia yang terjadi sangat sulit untuk disetarakan dalam waktu singkat terutama yang melibat 3 atau lebih reaktan dan produk yang dihasilkan berupa campuran beberapa macam senyawa.

Untuk mempermudah menetarakan reaksi kimia berikut salah satu website yang dapat dimanfaatkan untuk menyetarakan reaksi kimia yang terjadi. Syarat mutlak harus dipenuhi yaitu reaksi kimia yang terjadi harus ditulis dengan benar.

Langkah-langkah menggunakan website tersebut sebagai berikut:

1. Klik di sini untuk masuk ke website penyetaraan reaksi kimia.

2. Tulislah persamaan reaksi yang pada kolom Enter Chemical Equation. Misalnya menyetarakan reaksi kimia berikut:

SO₂ + KMnO₄ + H₂O = MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂SO₄

3. Setelah reaksi ditulis dengan benar, klik tabs Balance Chemical Equation, sehingga diperoleh reaksi yang telah setara seperti ditunjukan pada gambar.

 

Gampang kan..???? selamat mencoba dan berkreasi…!!!!

Penyetaraan Reaksi Redoks

                   Pada semua reaksi kimia selalu berlaku hukum kekekalan massa. Oleh karena itu pada persamaan reaksi diberikan koefisien tertentu dan koefisien tersebut menyatakan mol atom yang terdapat pada reaktan dan produk. Berdasarkan hukum kekekalan massa maka jumlah mol pada reaktan harus sama dengn jumlah mol yang terdapat pada produk.

                 Reaksi-reaksi redoks yang sederhana dapat diselesaikan dengan cepat tanpa diperlukan suatu langkah penyetaraan yang khusus, namun untuk reaksi yang cukup kompleks penyetaraan diperlukan cara-cara khusus. Hingga saat ini dikenal dua metoda khusus penyetaraan redoks yaitu metoda bilangan oksidasi dan metoda stengah reaksi.

Metoda Bilangan Oksidasi (Oxidation Number Method)

                  Penyetaraan reaksi dengan metode bilangan oksidasi didasarkan pada perubahan bilangan oksidasi yang dari spesi yang mengalami oksidasi atau reduksi. Berikut beberapa hal yang perlu diperhatikan dalam cara ini, yaitu:

– Jumlah bilangan oksidasi unsur yang dioksidasi harus sama dengan jumlah berkurangnya bilangan oksidasi unsur yang direduksi.

– Jumlah (aljabar) muatan ion pada reaktan dan produk harus sama. Tetapi terkadang ion-ion yang tidak mengalami perubahan bilangan oksidasi sering tidak ditulis.

– Suasana berlangsungnya reaksi.

 

               Tahap-tahap penyetaran reaksi redoks beserta aplikasinya pada penyetaraan reaksi redoks yang berlangsung dalam suasana asam:

Tahap 1: Identifikasi unsur-unsur yang mengalami perubahan bilangan oksidasi pada reaktan maupun produk.

Tahap 2: Samakan jumlah atom unsur yang mengalami perubahan bilangan oksidasi diruas kiri dengan ruas kanan dengan memberi koefisien yang sesuai.

Tahap 3: Hitung jumlah bertambah dan berkurangnya bilangan oksidasi.

Tahap 4: Samakan jumlah bertambah dan berkurangnya bilangan oksidasi. Pada tahap ini jumlah berkurang bilangan oksidasi Mn menjadi Mn²⁺ (tahap 3) dikali dengan koefisien Cl¯ dan Cl₂, begitupun sebaliknya jumlah bertambahnya bilangan oksidasi Cl¯ menjadi Cl₂ dikali dengan koefisien MnO₄ dan Mn²⁺.

Tahap 5: Samakan jumlah muatan-muatan ion diruas kiri dan kanan dengan menambah ion H⁺, karena reaksi berlangsung dalam suasana asam.

Tahap 6: Menambah H₂O pada pada ruas yang kekurangan atom H untuk menyetarakan jumlah atom H di ruas kiri dan kanan.

 

 

                  Penyetaraan reaksi redoks yang berlangsung dalam suasana basa pada dasarnya sama dengan tahap-tahap penyetaraan reaksi redoks yang berlangsung dalam suasana asam. Perbedaannya terletak pada tahap 5 yakni pada suasana asam ditambah H⁺ sedangkan pada suasana basa ditambah OH¯ untuk menyamakan jumlah muatan reaktan dengan produk. Berikut contoh menyetarakan reaksi redoks yang berlangsung dalam suasan basa untuk reaksi berikut:

Tahap 1: Identifikasi unsur-unsur yang mengalami perubahan bilangan oksidasi pada reaktan maupun produk.

Tahap 2: Samakan jumlah atom unsur yang mengalami perubahan bilangan oksidasi diruas kiri dan kanan dengan memberi koefisien yang sesuai.

Tahap 3: Hitung jumlah bertambah dan berkurangnya bilangan oksidasi.

Tahap 4: Samakan jumlah bertambah dan berkurangnya bilangan oksidasi.

Tahap 5: Samakan jumlah muatan-muatan ion diruas kiri dan kanan dengan menambah ion OH¯, karena reaksi berlangsung dalam suasana basa.

Tahap 6: Menambah H₂O pada pada ruas yang kekurangan atom H untuk menyetarakan jumlah atom H di ruas kiri dan kanan.

Metode Setengah Reaksi

                   Tahap-tahap menyetarakan reaksi redoks dengan metode setengah reaksi (half reaction method) atau metode ion elektron berbeda dengan metode bilangan oksidasi tetapi memberikan hasil akhir yang sama. Berikut beberapa hal yang perlu diperhatikan pada cara ini, yaitu:

– Persamaan reaksi redoks merupakan penjumlahan dua setengah reaksi.

– Jumlah elektron yang dilepaskan pada oksidasi sama dengan jumlah elektron yang ditangkap pada reaksi reduksi.

– Suasana berlangsungnya reaksi.

 

Contoh soal

Setararakan reaksi-reaksi berikut yang berlangsung dalam suasana asam:

Tahap 1: Identifikasi unsur-unsur yang mengalami perubahan bilangan oksidasi.

 

       Dari bilangan oksidasi yang telah dihitung dari masing-masing spesi diketahui biloks Cr turun dari +6 menjadi +3 sedangkan Cl tambah dari -1 menjadi +1. Maka pada reaksi ini Cr mengalami reduksi dan Cl mengalami oksidasi.

Tahap 2: Menulis secara terpisah spesi yang mengalami osidasi dengan yang mengalami reduksi (setengah reaksi).

Tahap 3: Setarakan jumlah atom yang mengalami oksidasi dan reduksi diruas kiri dan kanan dengan memberi koefisien yang sesuai.

Tahap 4: Setarakan jumlah atom O dengan menambahkan H₂O pada sisi yang kekurangan atom O.

Tahap 5: Setarakan jumlah atom H, dengan menambahkan ion H⁺ pada sisi yang kekurangan atom H.

Tahap 6: Setarakan jumlah muatan dengan menambahkan elektron pada sisi setengah reaksi yang kelebihan muatan positif. Untuk reaksi oksidasi elektron selalu ditambahkan ruas kanan sedangkan reaksi reduksi selalu ditambah disebelah kiri.

Tahap 7: Gabungkan dua setengah reaksi kemudian menyamakan jumlah elektron yang dilepaskan pada reaksi oksidasi dengan jumlah elektron yang diterima pada reaksi reduksi. Bagian yang sama dapat dicoret.

 

 

                     Untuk reaksi yang berlangsung dalam suasana basa tahap-tahap penyetaraan seperti pada suasana asam, perbedaan terletak pada tahap akhir. Misalnya setarakan reaksi berikut yang berlangsung dalam suasana basa:

Tahap 1: Mengidentifikasi unsur-unsur yang mengalami perubahan bilangan oksidasi.

Tahap 2: Menulis secara terpisah spesi yang mengalami osidasi dengan yang mengalami reduksi (setengah reaksi).

Tahap 3: Setarakan jumlah atom yang mengalami oksidasi dan reduksi diruas kiri dan kanan dengan memberi koefisien yang sesuai.

Tahap 4: Setarakan jumlah atom O dengan menambahkan H₂O pada sisi yang kekurangan atom O.

Tahap 5: Setarakan jumlah atom H, dengan menambahkan ion H⁺ pada sisi yang kekurangan atom H.

Tahap 6: Setarakan jumlah muatan dengan menambahkan elektron pada sisi setengah reaksi yang kelebihan muatan positif atau kurang negatif. Untuk reaksi oksidasi elektron selalu ditambahkan ruas kanan sedangkan reaksi reduksi selalu ditambah disebelah kiri.

Tahap 7: Gabungkan dua setengah reaksi kemudian menyamakan jumlah elektron yang dilepaskan pada reaksi oksidasi dengan jumlah elektron yang diterima pada reaksi reduksi.

 

           Karena reaksi berlangsung dalam suasana basa maka ion H⁺ yang ada harus dinetralkan. Hal ini dapat dilakukan dengan cara menambah ion OH¯ pada kedua ruas dan ion OH¯ yang ditambahkan sama dengan jumlah ion H⁺ yang ada. Pada reaksi di atas terdapat 10 ion H⁺ maka ditambahkan 10 ion OH¯. Jadi persamaannya dapat ditulis sebagai:

10 ion H⁺ dan 10OH¯ pada reaktan (ruas kiri) dapat bergabung membentuk 10 molekul air.

10 molekul air yang terbentuk di kurangi 2 molekul air di produk (ruas kanan) sehingga persamaan reaksinya menjadi:

sel galvani dan sel elektrolisis

SEL GALVANI

sel galvani

Sel galvani atau sel volta merupakan salah satu sel elektrokimia yang dapat menghasilkan energi listrik, karena terjadinya reaksi redoks secara spontan. Salah satu contoh sel galvani yaitu sel Daniell. Sel daniel yang telah dimodifikasi dapat dilihat pada gambar. Dalam suatu sel galvani perpindahan elektron terjadi secara tidak langsung (melalui kawat), karena kedua setengah reaksi dipisahkan ke dalam dua tempat yang dihubungkan dengan jembatan garam atau pembatas partisi berpori. Jembatan garam biasanya dibuat dari pipa berisi elektrolit KCl atau KNO3 yang diikatkan dengan agar-agar, yang berfungsi untuk memelihara kenetralan muatan pada masing-masing setengah sel.
Pada sel galvani masing-masing sel mengandung sebuah elektroda dan suatu elektrolit. Elektroda yang digunakan merupakan suatu konduktor listrik yang tidak bereaksi dengan larutan elektrolit. Elektroda dengan kutub negatif disebut anoda dan merupakan tempat berlangsung reaksi oksidasi, sedangkan katoda adalah elektroda dengan kutub negatif dan merupakan tempat berlangsung reaksi reduksi.

cara kerka jembatan garam
Untuk menetralkan kelebihan dan kekurangan muatan ini jembatan garam yang kaya akan ion, melepaskan ion negatif pada pada sel yang mengalami reaksi oksidasi dan melepaskan ion positif pada sel yang mengalami reaksi reduksi. Misalkan jembatan garam yang digunakan adalah KNO3, maka ion NO3‾ dilepaskan pada sel yang mengalami oksidasi dan K+ dilepaskan pada sel yang mengalami reduksi.

SEL ELEKTROLISIS

electrolysis

Istilah elektrolisis berasal dari kata elektro (listrik) dan lisis yang berarti penguraian. Jadi secara singkat elektrolisis dapat diartikan sebagai penguraian suatu zat atau senyawa oleh orus listrik, sedangkan peralatan yang digunakan untuk elektrolisis disebut sel elektrolisis.
Pada sel galvani reaksi redoks berlangsung secara spontan dan reaksi yang terjadi disertai pembebasan sejumlah energi. Pada proses elektrolisis reaksi redoks berlangsung tidak spontan, agar reaksi redoks dapat berlangsung maka diperlukan sejumlah energi dari luar. Energi yang diperlukan pada proses elektrolisis merupakan arus listrik searah. Penguraian zat-zat elektrolit dengan arus listrik searah disebut eletrolisis.
Sel elektrolisis pada dasarnya hampir sama dengan sel Galvani tetapi tidak digunakan jembatan garam dan voltmeter diganti menggunakan sumber arus (biasanya baterai). Sel elektrolisis terdiri dari dua buah elektroda yang masing-masing dihubungkan dengan kutub-kutub sumber arus dan dimasukkan kedalam bejana yang berisi zat elektrolit. Elektroda yang digunakan biasanya berupa elektroda inert (sukar bereaksi) seperti platina, karbon (grafit) dan Emas.
Elektroda yang dihubungkan dengan kutub negatif sumber arus disebut katoda (─) sedangkan elektroda yang dihubungkan dengan kutub positif sumber arus disebut anoda (+). Saat elektrolisis dilakukan ion-ion yang bermuatan positif (kation) akan teroksidasi dan menempel pada elektroda yang digunakan pada katoda sehingga apabila dilakukan penimbangan massa katoda bertambah, sedangkan ion-ion yang bermuatan negatif (anion) akan tereduksi pada anoda sehingga elektroda yang diletakan pada anoda massannya tidak berubah (tetap). Proses elektrolisis umunya terdiri dari dua tipe yaitu elektrolisis lelehan (leburan) dan elektrolisis larutan.

bilangan oksidasi

Beberapa ketentuan menentukan bilangan oksidasi unsur-unsur:

1. Bilangan oksidasi unsur bebas (tidak berikatan dengan unsur lain) sama dengan nol. Misalnya Na, Mg, Fe, O, Cl₂, H₂, P₄ dan S₈.
2. Bilangan oksidasi ion sederhana/monoatom sama dengan muatannya. misalnya:

• Ion K⁺ bilangan oksidasinya +1
• Ion F^– bilangan oksidasinya -1
• Ion Mg²⁺ bilangan oksidasinya +2
• Ion O^2- bilangan oksidasinya -2.

3)      Bilangan oksidasi unsur hidrogen dalam senyawa selalu +1 dan -1 pada senyawa hibrida seperti LiH, NaH dan BaH₂.

4)      Bilangan oksidasi F dalam senyawa selalu -1.

5)      Bilangan oksidasi oksigen dalam semua senyawa adalah -2, kecuali pada senyawa peroksida biloks O = –1 dan pada senyawa oksifluorida (OF₂) = +2

6)      Bilangan oksidasi unsur logam dalam senyawa selalu positif dan nilainya sama dengan valensi logam tersebut. Misalnya biloks logam gol.IA = +1, gol.IIA = +2, gol.IIIA = +3

7)      Bilangan oksidasi unsur golongan VIIA dalam senyawa biner dengan logam adalah -1. Misalnya pada senyawa NaCl, MgCl, FeCl₃.

8)      Jumlah bilangan oksidasi unsur-unsur dalam suatu senyawa = 0, Misalnya: Biloks S pada H₂SO₄ ditentukan dengan cara:

H₂SO₄ = 0

( 2 x biloks H) + S + (4 x biloks O)         = 0

(2×1) + S + (4x(-2))                                = 0

2 + S – 8                                                 = 0

S                                                             = 8–2

S                                                             = +6

9)      Jumlah bilangan oksidasi unsur-unsur dalam suatu ion poliatom sama dengan muatannya. Misalnya

Biloks Cr pada Cr₂O₇^2-

Cr₂O₇^2- =  -2

Cr₂ + ( 7 x biloks O )   = -2

Cr₂ + ( 7 x (-2) )           = -2

Cr₂ – 14                       = -2

Cr₂ = 14 – 2

Cr                                = 12 / 2 = +6