REAKSI REDOKS DAN ELEKTROKIMIA

Siswa/i dapat mempelajari mengenai reaksi redoks dan elektrokimia.

Konsep Reaksi Redoks Berdasarkan Pelepasan dan Penerimaan Elektron

Reaksi oksidasi dan reduksi ternyata bukan hanya melibatkan oksigen, melainkan juga melibatkan elektron. Memasuki abad ke-20, para ahli melihat suatu karakteristik mendasar dari reaksi oksidasi dan reduksi yang ditinjau dari ikatan kimianya, yaitu adanya serah terima elektron. Konsep ini dapat diterapkan pada reaksi-reaksi yang tidak melibatkan oksigen.

Adapun yang dimaksud dengan reaksi reduksi dan oksidasi adalah sebagai berikut:

Reduksi adalah reaksi pengikatan elektron.

Reduktor adalah:

  1. Zat yang melepaskan elektron.
  2. Zat yang mengalami oksidasi.

Contoh:

  1. Cl2 + 2e– —> 2Cl–
  2. Ca2+ + 2e– —> Ca

Oksidasi adalah reaksi pelepasan elektron.

Oksidator adalah:

  1. Zat yang mengikat elektron.
  2. Zat yang mengalami reduksi.

Contoh:

  1. K —> K+ + e–
  2. Cu —> Cu2+ + 2e–

Konsep Reaksi Redoks Berdasarkan Pertambahan dan Penurunan Bilangan Oksidasi

Reaksi redoks dapat pula ditinjau dari perubahan bilangan oksidasi atom atau unsur sebelum dan sesudah reaksi. Reaksi redoks adalah reaksi yang ditandai dengan terjadinya perubahan bilangan oksidasi (biloks) dari atom unsur sebelum dan sesudah reaksi. Sebelum membahas konsep reaksi reduksi oksidasi berdasarkan perubahan bilangan oksidasi, ada baiknya kita bahas terlebih dahulu apa yang dimaksud dengan bilangan oksidasi itu.

Bilangan Oksidasi

Bilangan oksidasi atau biloks adalah muatan yang dimiliki oleh atom jika elektron valensinya cenderung tertarik ke atom lain yang berikatan dengannya dan memiliki keelektronegatifan lebih besar.

Aturan penentuan bilangan oksidasi antara lain sebagai berikut:

Jumlah bilangan oksidasi atom dalam unsur bebas sama dengan 0 (nol).
Contoh:
Bilangan oksidasi atom dalam unsur Na, Fe, H2, P4, dan S8 sama dengan 0 (nol).

Jumlah bilangan oksidasi ion monoatom sama dengan muatan ionnya.
Contoh:

  • Bilangan oksidasi ion Na+ sama dengan +1.
  • Bilangan oksidasi ion Mg2+ sama dengan +2.
  • Bilangan oksidasi ion Fe3+ sama dengan +3.
  • Bilangan oksidasi ion Br– sama dengan -1.
  • Bilangan oksidasi ion S2- sama dengan -2.

Jumlah bilangan oksidasi semua atom dalam senyawa netral sama dengan 0 (nol).
Contoh:
Senyawa NaCl mempunyai muatan = 0.
Jumlah biloks Na + biloks Cl = (+1) + (-1) = 0.

Jumlah bilangan oksidasi semua atom dalam ion poliatomik sama dengan muatan ionnya.
Contoh:
Ion NO3– bermuatan = -1, maka biloks N = -1 dan biloks O = -1.

Jumlah bilangan oksidasi unsur dari golongan IA adalah +1 dan unsur dari golongan IIA adalah +2, dan golongan IIIA adalah +3
Contoh:
Bilangan oksidasi Na dalam NaCl, Na2SO4, dan Na2O adalah +1.
Bilangan oksidasi Ca dalam CaCl2, CaSO4, dan CaO adalah +2.
Bilangan oksidasi Al dalam Al2O3 adalah +3.

Jumlah bilangan oksidasi unsur golongan VIA pada senyawa biner adalah -2 dan unsur golongan VIIA  pada senyawa biner adalah -1.
Contoh:
Bilangan oksidasi S dalam Na2S dan MgS adalah -2.
Bilangan oksidasi Cl dalam  NaCl, KCl, MgCl2, dan FeCl3 adalah -1. 

Jumlah bilangan oksidasi unsur H yang berkaitan pada senyawa logam adalah +1, apabila berkaitan dengan senyawa non-logam -1.
Contoh:
Bilangan oksidasi H dalam H2O, HCl, H2S, dan NH3 adalah +1.
Bilangan oksidasi H dalam NaH, CaH2 adalah -1.

Jumlah bilangan oksidasi oksigen (O) dalam senyawa peroksida = -1. Bilangan oksidasi O dalam senyawa non-peroksida = -2. 
Contoh:
Bilangan oksidasi O dalam senyawa peroksida, seperti H2O2 dan BaO2 adalah -1.
Bilangan oksidasi O dalam H2O adalah -2.

Sel elektrokimia adalah tempat terjadinya aliran elektron yang ditimbulkan oleh konversi energi kimia menjadi energi listrik atau sebaliknya. Hal ini dimungkinkan dengan pemisahan reaksi oksidasi dan reaksi reduksi (reaksi redoks).

Sel elektrokimia adalah suatu alat yang menghasilkan arus listrik dari energi yang dihasilkan oleh reaksi di dalam selnya, yaitu reaksi oksidasi dan reaksi reduksi (reaksi redoks). Sel elektrokimia tersusun dari dua material penghantar atau konduktor listrik yang disebut dengan katoda dan anoda. Kedua material penghantar ini disebut dengan elektroda.

Anoda merupakan elektroda tempat terjadinya reaksi oksidasi, sedangkan katoda adalah elektroda tempat terjadinya reaksi reduksi. Reaksi oksidasi adalah reaksi yang menghasilkan kenaikan bilangan oksidasi, sedangkan reaksi reduksi adalah reaksi yang menghasilkan penurunan bilangan oksidasi.

Go to E-Learning Reaksi Redoks dan Elektrokimia
elektrokimiaaa
Sifat-Koligatif-Larutan

SIFAT KOLIGATIF LARUTAN

Siswa/i dapat mempelajari mengenai sifat koligatif larutan. Sifat koligatif larutan adalah suatu sifat larutan yang hanya dipengaruhi oleh jumlah partikel zat terlarut. Jadi, semakin banyak zat terlarut, maka sifat koligatifnya akan semakin besar.

Berikut penjelasan lebih rinci mengenai klasifikasi sifat koligatif larutan.

1. Penurunan tekanan uap (∆P)

Penguapan merupakan peristiwa yang terjadi ketika partikel-partikel zat cair meninggalkan kelompoknya. Semakin lemah gaya tarik-menarik antarmolekul zat cair maka semakin mudah zat cair tersebut menguap. Semakin mudah zat cair menguap maka semakin besar pula tekanan uap jenuhnya.

Tekanan uap merupakan jumlah atau banyaknya uap yang terbentuk di atas permukaan zat cair. Ketika partikel-partikel zat cair meninggalkan kelompoknya menjadi uap. Di waktu bersamaan, uap tersebut akan kembali menjadi zat cair.

Adapun tekanan uap jenuh merupakan tekanan yang muncul ketika terjadi kesetimbangan antara jumlah partikel zat cair menjadi uap dan jumlah uap menjadi zat cair.

Pada tahun 1880-an, F. M. Raoult, seorang ahli kimia Prancis menyatakan bahwa melarutkan zat terlarut memiliki dampak, yakni turunnya tekanan uap dari pelarut.

Hukum Raoult tersebut dapat dirumuskan sebagai berikut.

ΔP = Xt . Pᵒ

Jika tekanan uap pelarut di atas larutan dilambangkan P maka      ∆P =  Po – P

Jika komponen larutan terdiri pelarut dan zat terlarut dengan tetapan rumus berikut:

Xp + Xt = 1 ,        maka      Xt = 1 – Xp.

Persamaan akan menjadi:

 

 

 

ΔP = Xt . Pᵒ

Pᵒ – P = (1 – Xp) Pᵒ

Pᵒ – P = Pᵒ – Xp . Pᵒ

Keterangan :

ΔP = Penurunan tekanan uap (mmHg)

Xp = Fraksi mol pelarut

Xt = Fraksi mol terlarut

P° = Tekanan uap jenuh pelarut murni (mmHg)

P = Tekanan uap larutan (mmHg)

2. Kenaikan titik didih (∆Tb)

Titik didih zat cair merupakan suhu tetap ketika zat cair mendidih. Pada suhu itu, tekanan uap zat cair sama dengan tekanan udara di sekitarnya. Hal tersebut mengakibatkan munculnya penguapan di seulur bagian zat cair.

Titik didih zat cair dikur dengan tekanan 1 atmosfer. Faktanya, titik didih larutan selalu lebih tinggi dari titik didih pelarut murninya. Hal tersebut disebabkan oleh adanya partikel-partikel zat terlarut dalam suatu larutan menghalangi peristiwa penguapan partikel-partikel pelarut.

Oleh sebab itu, penguapan partikel-partikel pelarut membutuhkan energi yang lebih besar. Adapun kenaikan titik didih disebut perbedaan titik didih larutan dengan titik didih pelarut murni. Kenaikan titik didih dilambangkan dengan ΔTb.

Berikut rumus kenaikan titik didih.

ΔTb = Tb larutan – Tb pelarut

ΔTb = Tb – Tb°

Secara umum semakin banyak zat yang terlarut dalam larutan maka kenaikan titik didih akan semakin besar. Sehingga, persamaan untuk menentukan perubahan titik didih sebanding dengan hasil kali molalitas (m) dengan nilai Kb pelarut. Berikut rumusnya.

ΔTb = m x Kb

Keterangan:

Tb larutan (Tb) = Titik didih larutan (°C)

Tb pelarut (Tb°) = Titik didih pelarut (°C)

ΔTb = Kenaikan titik didih (°C)

m = Molalitas larutan (molal)

Kb = Tetapan kenaikan titik didih molal (°C/molal )

Berikut tabel tetapan kenaikan titik didih (Kb) beberapa pelarut yang harus diketahui dan dipahami oleh Grameds.

Pelarut Titik Didih Tetapan (Kb)
Aseton 56,2 1,71
Benzena 80,1 2,53
Kamper 204 5,61
Karbon tetraklorida 76,5 4,95
Sikloheksana 80,7 2,79
Naftalena 217,7 5,8
Fenol 182 3,04
Air 100 00,52

3. Penurunan titik beku (∆Tf)

Titik beku larutan merupakan suhu ketika tekanan uap cairan sama dengan tekanan uap padatannya atau titik yang mana air mulai membeku. Titik beku normal suatu zat adalah suhu ketika zat melelh atau membeku pada tekanan 1 atm (keadaan normal).

Titik beku pelarut murni akan menurun ketika suatu zat terlarut ditambahkan pada suatu pelarut murni. Hal ini disebabkan oleh adanya molekul-molekul pelarut sulit berubah menjadi fase cair karena pergerakan partikel pelarut dihalangi oleh partikel terlarut.

Dengan demikian, larutan akan membeku pada suhu yang lebih rendah dibanding titik beku pelarut murni air. Penurunan titik beku (ΔTf) merupakan selisih titik beku pelarut (Tfo) dengan titik beku larutan (Tf).

ΔTf = Tf pelarut – Tf larutan

ΔTf = Tf° – Tf

Menurut hukum Backman dan Raoult menyatakan bahwa penurunan titik beku dan kenaikan titik didih berbanding langsung dengan molalitas yang terlarut di dalamnya. Berikut rumusnya.

ΔTf = m x Kf

Keterangan :

Tf larutan (Tb) = Titik beku larutan (°C)

Tf pelarut (Tb°) = Titik beku pelarut (°C)

ΔTf = Penurunan titik beku (°C)

m = Molalitas larutan (molal)

Kf = Tetapan penurunan titik beku molal (°C/molal )

Berikut tabel penurunan titik beku (Kf) yang dimiliki oleh beberapa pelarut.

Pelarut Titik Beku Tetapan (Kb)
Aseton -95,35 2,4
Benzena 5,45 5,12
Kamper 179,8 39,7
Karbon tetraklorida -23 29,8
Sikloheksana 6,5 20,1
Naftalena 80,5 6,94
Fenol 43 7,27
Air 0 1,86

4. Tekanan osmotik (π)

Peristiwa osmosis merupakan proses perpindahan molekul pelarut dari satu larutan encer ke larutan yang lebih pekat atau dari satu pelarut murni ke suatu larutan melalui selapu semipermeabel. Keberlangsungan peristiwa osmosis akan terus terjadi sampai suatu kesetimbangan atau hingga kedua larutan isotonis tercapai.

Hal tersebut ditandai dengan berhentinya perubahan volume larutan. Adapun tekanan osmosis terjadi ketika terdapat perbedaan volume dua larutan pada kesetimbangan yang menghasilkan suatu tekanan. Tekanan osmosis juga dapat diartikan sebagai tekanan yang diberikan untuk mencegah terjadinya peristiwa osmosis.

Adapun menurut Van’t Hoff, tekanan osmotic merupakan larutan-larutan encer yang dapat dikalkulasikan dnegan rumus yang serupa dengan persamaan gas ideal berikut ini.

PV = nRT atau П V = nRT

П =  MRT

Keterangan :

П = Tekanan osmosis (atm)

M = Molaritas (mol/L)

R = Tetapan gas (0,082 atm L/mol K)

T = Suhu (K)

n= Mol terlarut (mol)

V = Volume larutan (L atau mL)

Untuk lebih memahami sifat koligatif larutan dan hal-hal lain yang berkaitan dengan kimia, Grameds dapat belajar melalui buku di bawah ini.

Manfaat Sifat Kologatif Larutan dalam Kehidupan Sehari-hari

Berikut manfaat atau penerapan sifat koligatif larutan dalam kehidupan sehari-hari berdasarkan pengelompokkannya.

1. Penurunan Tekanan Uap Pelarut

Berikut manfaat penurunan tekanan uap pelarut dalam kehidupan sehari-hari.

  • Mendapatkan benzene murni dengan pemisahan campuran dengan distilasi bertingkat. Caranya dengan menggunakan prinsip perbedaan tekanan uap antara zat pelarut dengan zat terlarut.
  • Kolam apung memiliki kadar garam lebih tinggi dari kadar garam rata-rata di lautan yang mencapai 34,5 per mil. Akibatnya, air sulit menguap karena tekanan uap pelarut menurun yang disebabkan konsentrasi kadar garam yang sangat tinggi. Oleh sebab ity, ketika berenang akan mengapung.

2. Kenaikan Titik Didih Larutan

Kenaikan titik didih larutan bermanfaat dalam kehidupan, di antaranya sebagai berikut.

  • Distilasi yang menjadi cara untuk memisahkan larutan dengan zat pelarutnya. Caranya dengan menaikkan suhu secara perlahan. Distilasi sendiri merupakan proses pemisahan senyawa dalam suatu larutan dengan cara pendidihan.
  • Penambahan garam ketika memasak dilakukan setelah air mendidih, Tujuannya sebagai tindak pencegahan agar pada proses pemasakan tidak terlalu lama.

3. Penurunan Titik Beku

Penurunan titik beku bermanfaat bagi kehidupan sehari-hari, di antaranya sebagai berikut.

  • Membuat zat antibeku pada radiator mobil dengan menambahkan cairan yang sulit membeku seperti etilen glikol.
  • Mencairkan salju di jalan raya dengan menaburi jalan raya menggunakan campuran garam NaCl dan CaCl2. Penaburan ini akan menurunkan titik beku salju sehingga dapat kembali menjadi ari. Semakin tinggi konsentrasi garam maka akan semakin menurun titik bekunya.
  • Membuat campuran pendingin pada es putar dengan cairan pendingin yang memiliki titik beku jauh di bawah 00 Pada pembuatan es putar dengan mencampurkan kepingan es batu dengan garam dapur dalam sbeuah bejana berlapis kayu. Pada percampuran itu, es batu akan mencair sedangkan suhu campuran turun. Semantara campuran bahan pembuat es putar dimasukkan dalam bejana lain yang terbuat dari bahan stainless steel. Bejana ini kemudian dimasukkan ke dalam cairan pendingin dengan terus diaduk sehingga campuran membeku.

3. Tekanan Osmotik

Berikut contoh tekanan osmotik yang diaplikasikan dalam kehidupan sehari-hari.

  • Desalinasi air laut melalui osmosis balik seperti pada pemurnian air laut. Osmosis balik sendiri merupakan perembesan pelarut dari larutan ke pelarut atau dari larutan yang lebih pekat ke larutan yang lebih encer.
  • Mesin pencuci darah yang digunakan oleh pasien penderita gagal ginjal. Mesih tersebut digunakan untuk mencuci darah, cara kerjanya menggunakan mesin dialisis.
  • Penyerapan air oleh akar tanaman. Hal tetsebut terjadi karena dalam tanaman memiliki zat-zat terlarut sehingga konsentrasinya lebih tinggi daripada air yang ada di dalam tanah. Sehingga, akan mudah diedarkan ke seluruh bagian tumbuhan.
  • Membasmi lintah dengan menaburkan sejumlah garam dapur (NaCl) ke permukaan tubuh pacet atau lintah.
  • Mengontrol bentuk sel agar tidak pecah atau mengalami kerusakan.
Go to E-Learning Sifat Koligatif Larutan