Review Reaksi
REDOKS dalam larutan
DOSEN
PENGAMPU:
Dr.
YUSNELTI, M.Si
NAMA : REFI
RIZKIANDI
NIM :
A1C217030
PROGRAM
STUDI PENDIDIKAN MATEMATIKA
FAKULTAS
KEGURUAN DAN ILMU PENGETAHUAN
UNIVERSITAS
JAMBI
2017
BAB.I
PENDAHULUAN
1.1.
LATAR BELAKANG
Reaksi
Redoks adalah reaksi yang didalamnya terjadi perpindahan elektron secara
berurutan dari satu spesies kimia ke spesies kimia lainnya, yang sesungguhnya
terdiri atas dua reaksi yang berbeda, yaitu oksidasi (kehilangan elektron) dan
reduksi (memperoleh elektron). Reaksi ini merupakan pasangan, sebab elektron
yang hilang pada reaksi oksidasi sama dengan elektron yang diperoleh pada
reaksi reduksi. Masing-masing reaksi (oksidasi dan reduksi) disebut reaksi
paruh (setengah reaksi), sebab diperlukan dua setengah reaksi ini untuk
membentuk sebuah reaksi dan reaksi keseluruhannya disebut reaksi redoks.
Ada tiga
definisi yang dapat digunakan untuk oksidasi, yaitu kehilangan elektron,
memperoleh oksigen, atau kehilangan hidrogen. Dalam pembahasan ini, kita
menggunakan definisi kehilangan elektron
Oksidasi
adalah reaksi dimana suatu senyawa kimia kehilangan elektron selama perubahan
dari reaktan menjadi produk. Sebagai contoh, ketika logam Kalium bereaksi
dengan gas Klorin membentuk garam Kalium Klorida (KCl), logam Kalium kehilangan
satu elektron yang kemudian akan digunakan oleh klorin. Reaksi yang terjadi adalah
sebagai berikut :
K
—–> K+ + e-
Ketika
Kalium kehilangan elektron, para kimiawan mengatakan bahwa logam Kalium itu
telah teroksidasi menjadi kation Kalium.
Seperti
halnya oksidasi, ada tiga definisi yang dapat digunakan untuk menjelaskan reduksi,
yaitu memperoleh elektron, kehilangan oksigen, ataumemperoleh hidrogen. Reduksi
sering dilihat sebagai proses memperoleh elektron. Sebagai contoh, pada proses
penyepuhan perak pada perabot rumah tangga, kation perak direduksi menjadi
logam perak dengan cara memperoleh elektron. Reaksi yang terjadi adalah sebagai
berikut :
Ag+ + e-
——> Ag
Ketika
mendapatkan elektron, para kimiawan mengatakan bahwa kation perak telah
tereduksi menjadi logam perak.
Baik
oksidasi maupun reduksi tidak dapat terjadi sendiri, harus keduanya. Ketika
elektron tersebut hilang, sesuatu harus mendapatkannya. Sebagai contoh,
reaksi yang terjadi antara logam seng dengan larutan tembaga (II) sulfat dapat
dinyatakan dalam persamaan reaksi berikut :
Zn(s) +
CuSO4(aq) ——> ZnSO4(aq) + Cu(s)
Zn(s) +
Cu2+(aq) ——> Zn2+(aq) + Cu(s) (persamaan ion bersih)
Sebenarnya,
reaksi keseluruhannya terdiri atas dua reaksi paruh :
Zn(s)
——> Zn2+(aq) + 2e-
Cu2+(aq) +
2e- ——> Cu(s)
1.2.
RUMUSAN MASALAH
- Pengertian Reaksi Redoks
- Penyetaraan Reaksi Redoks
- Aturan Bilangan Oksidasi
- Oksidasi Dan Reduksi
1.3.
TUJUAN
- Agar Mahasiswa dapat memahami konsep dasar dari suatu persamaan reaksi redok
- Agar Mahasiswa dapat menyebutkan pengertian reaksi redoks
BAB 11
PEMBAHASAN
1.REAKSI REDOKS
1.1.
PENGERTIAN REAKSI REDOKS
Suatu reaksi
serah terima elektron dan reaksi yang disertai perubahan bilangan oksidasi
disebut reaksi redoks
Contoh :
HNO3+
H2S ——>
NO + S + H2O
+5
-2
+2 0 oksidasi(2)
reduksi (3)
1.2.
OKSIDASI DAN REDUKSI
Reaksi
oksidasi
- Reaksi pengikatan oksigen
H2 + ½ O2 ——> H2O - Reaksi pelepasan elektron
HNO3+3H++3e ——> NO+H2O - Mengalami pertambahan BILOKS
H2S ——> S
-2 0
Reaksi
reduksi
- Reaksi pelepasan oksigen
H2O ——> H2 + O2 - Reaksi penangkapan elektron
H2S ——> S+ 2H++2e - Mengalami pengurangan BILOKS
HNO3 ——> NO
+5 +2
1.3.
ATURAN BILANGAN OKSIDASI
- Unsur bebas (misalnya H2, O2, N2, Fe, dan Cu) mempunyai bilangan oksidasi = 0
- Umumnya unsur H mempunyai bilangan oksidasi = +1, kecuali dalamsenyawa hidrida, bilangan oksidasi H = –1.Contoh:
- Bilangan oksidasi H dalam H2O, HCl, dan NH3 adalah +1
- Bilangan oksidasi H dalam LiH, NaH, dan CaH2 adalah –1
- Umumnya unsur O mempunyai bilangan oksidasi = –2, kecuali dalamsenyawa peroksida, bilangan oksidasi O = –1.Contoh:
- Bilangan oksidasi O dalam H2O, CaO, dan Na2O adalah –2
- Bilangan oksidasi O dalam H2O2, Na2O2 adalah –1
- Unsur F selalu mempunyai bilangan oksidasi = –1.
- Unsur logam mempunyai bilangan oksidasi selalu bertanda positif.Contoh:
- Golongan IA (logam alkali: Li, Na, K, Rb, dan Cs) bilangan oksidasinya = +1
- Golongan IIA (alkali tanah: Be, Mg, Ca, Sr, dan Ba) bilangan oksidasinya = +2
- Bilangan oksidasi ion tunggal = muatannya. Contoh: Bilangan oksidasi Fe dalam ion Fe2+ adalah +2
- Jumlah bilangan oksidasi unsur-unsur dalam senyawa = 0. Contoh : Dalam senyawa H2CO3 berlaku: 2 biloks H + 1 biloks C + 3 biloks O =0
- Jumlah bilangan oksidasi unsur-unsur dalam ion poliatom = muatan ion. Dalam ion NH4+ berlaku 1 biloks N + 4 biloks H = + 1
2. PENYETARAAN REAKSI REDOKS
Reaksi
redoks dapat disetarakan dengan cara langsung (cara bilangan oksidasi) atau
cara setengah reaksi.
2.1.
Cara Langsung (Bilangan Oksidasi)
- Tentukan reaksi reduksi dan oksidasi
- Tulis perubahan biloks yang terjadi
- Samakan jumlah elektron yang dilepas dan diterima dengan menambahkan koefisien
- Hitung jumlah muatan kiri dan kanan
Jika muatan
kiri > kanan à tambahkan OH- pada ruas kiri
Jika muatan
kiri < kanan à tambahkan H+ pada ruas kiri
- Samakan jumlah H dengan menambahkan H2O pada ruas kanan
Contoh :
HNO3+
H2S——>NO + S + H2O
Penyelesaian
Langkah I
Menentukan
unsur yang mengalami perubahan biloks , yaitu N dan S
langkah II
Harga biloks
yang mengalami perubahan
HNO3+ H2S
——>O + S + H2O
+5
-2
+2 0
Langkah III
Unsur yang
mengalami peristiwa reduksi dan oksidasi
HNO3+
H2S——>NO + S + H2O
+5
-2 +2 0
oksidasi(2)
reduksi (3)
Langkah IV
HNO3 dan NO
dikalikan 2 sedangkan H2S dan S dikalikan 3 sehingga reaksinya menjadi :
2 HNO3+
3H2S——>2NO + 3S + H2O
Langkah V
Penyetaraan
jumlah atom yaitu Penambahan koefisien pada H2O agar jumlah atom H dan O sama
di ruas kiri dan kanan , maka jadi :
2 HNO3+
3H2S——>2NO + 3S + 4H2O
2.2.Cara
Setengah Reaksi
- Pecahlah reaksi menjadi dua persamaan (reaksi reduksi dan reaksi oksidasi )
- Penyetaraan setiap persamaan ½ reaksi
- Menyetarakan atom O dan H dengan menambah koefisien
- Menyetarakan jumlah atom O dengan menambah H2Odiruas yang kekurangan O
- Menyetarakan jumlah atom H dengan menambah H+ diruas yang kekurangan H
- Menyetarakan jumlah muatan dengan menambahkan elektron seruas dengan H+
- Menyetarakan jumlah elektron pada kedua persamaan ½ reaksi
- Menjumlahkan kedua persamaan setengah reaksi
Contoh Soal
:
HNO3+
H2S——>NO + S + H2O
Penyelesaian
Langkah I
Buat reaksi
oksidasi dan reduksi
Reduksi
: HNO3——>NO
Oksidasi :
H2S——>S
Langkah II
Penyetaraan
jumlah atom dan jumlah muatan
HNO3+ 3H+
+3e——>NO + 2H2O (x2)
H2S——>S +
2H+ +
2e
(x3)
Langkah III
Jumlahkan
kedua setengah reaksi
2HNO3+ 6H+ +
6e——>2NO + 4H2O
3H2S——>3S
+ 6H+ + 6e
Menjadi,
2HNO3+3 H2S ——> 2NO +3 S + 4H2O
3. TITRASI ASAM BASA
Titrasi asam
basa merupakan prosedur penting dalam analisis kimia untuk menentukan
konsentrasi/kemolaran larutan asam/basa. Hal ini dilakukan demgan meneteskan
larutan standar asam/basa yang kemolarannya sudah diketahui kedalam larutan
asam/basa yang ke,olarannya akan ditentukan, menggunakan buret. Penambahan
larutan standar dilakukan sampai mencapai titik ekovalen, yakni titik di mana
asam dan basa habis bereaksi. Titik ekivalen dapat ditentukan menggunakan
indikator yang harus berubah warna di sekitar titik tersebut. Titik di mana perubahan
warnaindikator terjadi disebut titik akhir titrasi. Indiktor yang digunakan
dalam titrasi adalah metil merah, bromotimol biru, dan fenolftalein.
*
Perhitungan Konsentrasi:
– Tulis persamaan reaksi antara larutan asam A dan larutan basa B
aA + Bb cC + dD + …
– Nyatakan rumus untuk menghitung mol A dan mol B yang bereaksi
– Tulis persamaan reaksi antara larutan asam A dan larutan basa B
aA + Bb cC + dD + …
– Nyatakan rumus untuk menghitung mol A dan mol B yang bereaksi
– Dari
persamaan reaksi A dan B, perbandingan mol A dan mol B agar habis
bereaksi = a : b. Jadi diperoleh:
bereaksi = a : b. Jadi diperoleh:
Keterangan:
= kemolaran asam A dan basa B
= volum asam A dan basa B
A , b = koefisien reaksi asam A dan basa B
= kemolaran asam A dan basa B
= volum asam A dan basa B
A , b = koefisien reaksi asam A dan basa B
Perhatikan,
rumus ini juga dapat digunakan untuk menentukan konsentrasi suatu larutan basa
dengan menggunakan suaru larutan standar asam.
* Jenis
titrasi ada 4 macam, yaitu:
1. Titrasi asam kuat dan basa kuat
2. Titrasi asam lemah dan basa kuat
3. Titrasi basa lemah dan asam kuat
4. Tirasi asam lemah dan basa lemah
1. Titrasi asam kuat dan basa kuat
2. Titrasi asam lemah dan basa kuat
3. Titrasi basa lemah dan asam kuat
4. Tirasi asam lemah dan basa lemah
4. Normalitas
Normalitas menyatakan jumlah mol ekivalen zat terlarut dalam 1 liter
larutan.
Untuk asam, 1 mol ekivalennya sebanding dengan 1 mol ion H+.
Untuk basa, 1 mol ekivalennya sebanding dengan 1 mol ion OH-. Antara Normalitas dan Molaritas terdapat hubungan : N = M x valensi
Untuk asam, 1 mol ekivalennya sebanding dengan 1 mol ion H+.
Untuk basa, 1 mol ekivalennya sebanding dengan 1 mol ion OH-. Antara Normalitas dan Molaritas terdapat hubungan : N = M x valensi
a.
Asam
BE = Mr
Sisa ion H+
b.
Basa
BE = Mr
Sisa ion OH-
BE = bobot
ekuivalen
Rumus yang
digunakan untuk mencari Normalitas larutan sebagai berikut :
N =
g x
1.000
Mr/sisa ion V
Mr/sisa ion V
Dengan:
N = normalitas
(mol/liter)
V = volume
larutan (liter)
g = massa zat
terlarut (gram)
Mr = massa
molekul relatif zat terlarut
Contoh Soal :
1.
Berapa massa yang dibutuhkan untuk melarutkan H2C2O4 .
2H2O (Mr = 126) 0,1 N dalam volume 500L ?
Penyelesaian :
Volume = 500 L
Normalitas = 0,1 N
Sisa ion H+ = 2
Mr = 126
BE =
Mr/sisa ion H+ = 126/2 = 63
N = _g_
x 1000
BE V
0,1 = _g_ x 1000
63 500
Gram = 3,15 gram
BAB.III
PENUTUP
3.1.KESIMPULAN
Persamaan
reaksi redoks adalah reaksi serah terima elektron dan disertai perubahan
bilangan oksidasi.
Reduksi
adalah reaksi penurunan BILOKS dan mengalami pengikatan elektron. Sedangkan,
Oksidasi adalah reaksi kenaikan BILOKS dan disertai dengan pelepasan
elektron.
DAFTAR
PUSTAKA
http://www.slideshare.net/kimiaunib/reaksi-redoks
Syukri, S.,
Kimia Dasar 1, Penerbit ITB, Bandung, 1999
Syukri, S.,
Kimia Dasar 2, Penerbit ITB, Bandung, 1999
Komentar
Posting Komentar