Menyatarakan persamaan reaksi redoks

Kimia Ke se ha ta n, Dire kto ra t Pe mb ina a n Se ko la h Me ne ng a h Ke jurua n 2007 107 Pada suatu reaksi redoks peristiwa kenaikan dan penurunan bilangan oksidasi suatu unsur atau kelompok molekul selalu terjadi dan berlangsung bersamaan. Untuk hal tersebut kita perlu mengenal dengan cermat perubahan bilangan oksidasi pada sebuah reaksi kimia. Kita ambil contoh perubahan bilangan oksidasi dari Cl 2 dan atom Mn. Cl 2 + 2K 2 MnO 4 ї 2 KCl + 2 KMnO 4 Penentuan dari bilangan okPerlu kita ingat, bilangan oksidasi senyawa adalah 0 nol, bilangan oksidasi oksigen perlu Ͳ2 dan logam golngan IA adalah +1. Bilangan Oksidasi Cl 2 = 0. Bilangan oksidasi Cl dalam KCl adalah Ͳ1, karena K bermuatan =1, merupakan logam dari Golongan IA. Dari persamaan Cl mengalami peristiwa reduksi. Bilangan Oksidasi Mn dalam K 2 MnO 4 adalah. K 2 MnO 4 =0 K = 1+ sebanyak 2 atom, jumlah muatan +2, O = 2 Ͳ, sebanyak 4 atom, jumlah muatan Ͳ8 Mn = ?,sebanyak 1 atom, jumlah muatan x Total muatan senyawa adalah nol 0 . K 2 MnO 4 =0 +2 + x + Ͳ8 = 0 x + Ͳ6 = 0 x = +6 Bilangan Oksidasi Mn dalam KMnO 4 KMnO 4 +1 + x + Ͳ8 = 0 x + Ͳ7 = 0 x = +7 Atom Mn mengalami kenaikan bilangan oksidasi, disebelah kiri bermuatan +6 berubah menjadi +7 disebelah kanan tanda panah.

7.6. Menyatarakan persamaan reaksi redoks

Dalam reaksi redoks, hal yang cukup pelik adalah perubahan untuk beberapa atom atau ion, dimana perubahannya belum tentu mudah diingat, sehingga kita sangat memerlukan data perubahan Ͳperubahan tersebut, seperti yang kita tampilkan dalam Tabel 7.1. Tabel 7.1. Beberapa perubahan unsur atau senyawa, ion dalam reaksi redoks Oksidator Perubaha MnO 2 PbO 2 ї Mn 2+ Pb 2+ KMnO 4 Asam Mn 2+ KMnO 4 Basa MnO 2 K 2 Cr 2 O 7 ї Cr 3+ X 2 F, Cl, Br, I ї X Ͳ XO 3 ї X Ͳ XO ї X Ͳ KClO 3 ї Cl Ͳ NaClO ї Cl Ͳ H 2 O 2 Asam H 2 O H 2 O 2 Basa H 2 O H 2 SO 4 ї SO 2 HNO 3 Pekat NO 2 HNO 3 Encer NO H + ї H 2 +7 -1 +6 oksidasi reduksi Di unduh dari : Bukupaket.com Kimia Ke se ha ta n, Dire kto ra t Pe mb ina a n Se ko la h Me ne ng a h Ke jurua n 2007 108 Untuk menuliskan persamaan reaksi redoks dapat dilakukan dalam dua cara yaitu cara ion dan cara bilangan oksidasi.

7.6.1. Cara Ion Elektron

Beberapa langkah menyelesaikan persamaan reaksi redoks adalah : 1. Tentukan zat yang berperan sebagai oksidator dan tuliskan reaksi perubahannya. 2. Tentukan zat yang berperan sebagai reduktor dan tuliskan reaksi perubahannya 3. Seimbangkan persamaan oksidatorreduktor menurut jumlah atom masing Ͳmasing unsur dengan cara: a. Jika reaksi berlangsung dalam larutan yang bersifat netral atau asam, tambahkan H 2 O atau H + untuk menyeimbangkan jumlah atom O dan H. Perhatikan penyetaraan, untuk setiap kelebihan 1 atom O diseimbangkan dengan menambahkan satu molekul H 2 O pada posisi yang berlawanan sebelah kiri atau kanan tanda panah, dilanjutkan dengan penambahan ion H + untuk menyeimbangkan atom Ͳatom H. Contoh: MnO 4 Ͳ ї Mn 2+ Sebelum perubahan terdapat 4 atom O Sesudah perubahan tidak ada atom O Sebelah kanan tanda panah harus ditambahkan 4 molekul H 2 O untuk menyeimbangkannya 4 atom O dan persamaannya: MnO 4 Ͳ ї Mn 2+ + 4 H 2 O Sebelah kanan reaksi terdapat 8 atom H, sedangkan sebelah kiri reaksi tidak ada atom H, sehingga ditambahkan 8 ion H + , dan persamaan reaksi menjadi: MnO 4 Ͳ + 8 H + ї Mn 2+ + 4 H 2 O b. Berbeda jika reaksi redoks berlangsung dalam larutan yang bersifat basa. kelebihan 1 atom Oksigen diseimbangkan dengan 1 molekul H 2 O pada sisi yang sama dan ditambahkan 1 ion OH Ͳ disisi tanda panah yang berlawanan. Di unduh dari : Bukupaket.com Kimia Ke se ha ta n, Dire kto ra t Pe mb ina a n Se ko la h Me ne ng a h Ke jurua n 2007 109 Setiap kelebihan 1 atom H diseimbangkan dengan menambahkan 1 ion OH Ͳ pada pihak yang sama, kemudian 1 molekul H 2 O pada pihak yang lain. c. Jika atom H dan O berlebih pada pihak yang sama, dapat diseimbangkan dengan dengan menambahkan 1 ion OH Ͳ . Perhatikan contoh pada Bagan 7.4. 4. Jika dalam perubahan, oksidasi suatu unsur membentuk kompleks dengan unsur lain, penyeimbangan dilakukan dengan menambah gugus atau unsur pembentuk kompleks tersebut. 5. Persamaan reaksi juga perlu disetarakan muatannya dengan cara menambahkan elektron Ͳ elektron. 6. Keseimbangan jumlah elektron yang dilepas reduktor harus sama dengan jumlah elektron yang diambil oksidator. Penambahan kedua persamaan oksidator dan reduktor dan semua elektron disebelah kiri dan kanan tanda panah saling meniadakan. Contoh: Cu + HNO 3 ї CuNO 3 2 + NO 2 + H 2 O 1 menentukan zat oksidator dan perubahannya NO 3 Ͳ ї NO 2 2 menentukan zat reduktor dan perubahannya Cu ї Cu 2+ 3 menyeimbangkan persamaan reaksi oksidator dan reduktor. Oksidator: NO 3 Ͳ ї NO 2 NO 3 Ͳ + 2H + ї NO 2 + H 2 O Reduktor: Cu ї Cu 2+ 4 menyeimbangkan Muatan reaksi. NO 3 Ͳ + 2H + ї NO 2 + H 2 O Jumlah muatan sebelah kiri reaksi adalah: dalam NO 3 Ͳ = Ͳ1 dalam 2H + = +2 maka jumlah muatan sebelah kiri = Ͳ1 + 2 = +1 Bagan 7.4. Reaksi setengah sel untuk senyawa NO 3 Ͳ dalam suasana basa NO 3 - Ļ NH 3 NO 3 - + 3 H 2 O Ļ NH 3 + 6 OH - NO 3 - + 3 H 2 O + 3 H 2 O Ļ NH 3 + 6 OH - + 3 OH - NO 3 - + 6 H 2 O Ļ NH 3 + 9 OH - Kelebihan atom 3 atom Oksigen pada NO 3 - , diseimbangkan dengan menambahkan 3 molekul air pada sisi ini dan menambahkan ion OH - disebelah kanan tanda panah. Hal ini menyebabkan disebelah kanan tanda panah kelebihan 3 atom yang selanjutnya ditambahkan kembali dengan 3 ion OH - pada sisi tersebut dan diseimbangkan dengan menambahkan 3 molekul air pada sisi yang berlawanan sehingga reaksi menjadi setara. Di unduh dari : Bukupaket.com Kimia Ke se ha ta n, Dire kto ra t Pe mb ina a n Se ko la h Me ne ng a h Ke jurua n 2007 110 Sedangkan sebelah kanan muatannya adalah nol 0. dalam NO 2 = 0 dalam H 2 O = 0 Maka jumlah muatan sebelah kanan = 0 Penyetaraan selanjutnya dengan menjumlahkan reaksi oksidator dan reduktornya. 5 Penambahan persamaan oksidator reduktor. NO 3 Ͳ + 2H + + e ї NO 2 + H 2 O x2 Cu ї Cu 2+ + 2e x1 2 NO 3 Ͳ + 4H + + 2e ї 2NO 2 + 2H 2 O Cu ї Cu 2+ + 2e 2 NO 3 Ͳ + 4H + + Cu ї 2NO 2 + 2H 2 O + Cu 2+ Persamaan diatas merupakan peristiwa redoks yang terjadi, Sedangkan untuk mengoksidasi atom Cu diperlukan 2 nitrat sehingga bilangan oksidasinya naik menjadi dua +2 Disisi lain bilangan oksidasi N pada NO 3 Ͳ = 5 dan bilangan oksidasi N pada NO 2 = 4, berarti turun. Setiap ion Cu 2+ di sebelah kanan reaksi mengikat molekul NO 3 Ͳ , maka tambahkan 2 ion NO 3 Ͳ di sebelah kiri. Persamaan menjadi 2 NO 3 Ͳ + 4H + + Cu + 2 NO 3 Ͳ ї 2NO 2 + 2H 2 O + Cu 2+ + 2 NO 3 Ͳ Cu + 4 H NO 3 ї CuNO 3 2 + 2 NO 2 + 2 H 2 O 7.6.2. Cara Bilangan Oksidasi Menyelesaikan persamaan reaksi redoks dengan cara bilangan oksidasi, dilakukan dalam beberapa tahap : 1 Menentukan bilangan oksidasi atomͲatom pada masingͲ masing zat yang bereaksi. 2 Menentukan zat mana yang merupakan oksidator dan mana yang reduktor, oksidator bercirikan adanya penurunan bilangan oksidasi, sedangkan reduktor peningkatan bilangan oksidasi. 3 Menentukan jumlah elektronͲelektron yang diambil harus sama dengan jumlah elektron Ͳelektron yang dilepas. Di unduh dari : Bukupaket.com Kimia Ke se ha ta n, Dire kto ra t Pe mb ina a n Se ko la h Me ne ng a h Ke jurua n 2007 111 4 Melengkapi koefisienͲkoefisien sehingga reaksi seimbang. Perhatikan contoh reaksi berikut : As 2 S 5 + KClO 3 + H 2 O ї H 3 AsO 4 + H 2 SO 4 + KCl Menentukan bilangan Oksidasi Bilangan oksidasi zat yang bereaksi: Melakukan pengecekan bilangan untuk atom As dalam As 2 S 5 , Bilangan Oksidasi S adalah Ͳ2 Senyawa As 2 S 5 = 0, bilangan oksidasi S dalam As 2 S 5 S = 5 Ͳ2 = Ͳ10 Sehingga bilangan oksidasi As dalam As 2 S 5 = +5 Bilangan oksidasi atom Cl dalam KClO 3 , KClO 3 = 0 Bilangan oksidasi K = +1 dan O = Ͳ2 x 3 = Ͳ6, sehingga Cl = +5 Bilangan oksidasi zat hasil reaksi. Dari senyawa H 3 AsO 4 , bilangan oksidasi masing Ͳmasing adalah H = +3 dan O = Ͳ8, sedangkan As = +5 Untuk H 2 SO 4 , bilangan oksidasi masing Ͳmasing atom adalah H = +2, O = Ͳ8 Sehingga bilangan oksidasi menjadi S = +6 KCl ї bilangan oksidasi masingͲmasing K = +1 dan Cl = Ͳ1 Menentukan oksidator atau reduktor Oksidator: Bilangan oksidasinya berkurang Tingkat oksidasi Cl : +5 pada KClO 3 menjadi Ͳ1 pada KCl. Sehingga yang berperan sebagai oksidator adalah KClO 3 Reduktor: bilangan oksidasinya bertambah Tingkat oksidasi S: Ͳ2 pada As 2 S 5 menjadi +5 pada H 2 SO 4 , sehingga yang berperan sebagai reduktor adalah As 2 S 5 Menentukan jumlah elektron Ͳelektron Jumlah elektron yang diambil = jumlah elektron yang dilepas Atom yang mengambil elektron adalah Cl, bilangan oksidasinya dari +5 menjadi Ͳ1, agar bilangan oksidasinya berubah menjadi Ͳ1, maka Cl harus mengambil 6 elektron. Di unduh dari : Bukupaket.com Kimia Ke se ha ta n, Dire kto ra t Pe mb ina a n Se ko la h Me ne ng a h Ke jurua n 2007 112 Disisi lain atom S melepas elektron, karena atom berubah muatannya dari Ͳ2 menjadi +6 , maka elektron yang dilepaskannya 8 elektron. Sehingga setiap atom S akan melepas 8 elektron. Berdasarkan asal senyawa As 2 S 5 maka terdapat 5 atom S, artinya terdapat 5 atom S melepaskan 5 X 8 = 40 elektron. Jumlah elektron yang diambil = jumlah elektron yang dilepas Setiap atom Cl dapat menangkap 6 elektron, sedangkan elektron yang dilepas oleh atom S sebanyak 40 elektron, jumlah elektron harus sama, cara yang mudah adalah mengalikannya. Untuk Cl dikali 20 sehingga terdapat 20 Cl yang masing Ͳmasing menangkap 6 elektron. Total elektron yang dapat ditangkap adalah 120 elektron. 20 x Cl 6e = 120 elektron Demikian pula untuk S harus dapat melepaskan 120 elektron, dimana setiap As 2 S 5 dapat melepaskan 40 elektron, sehingga dibutuhkan 3 molekul As 2 S 5 . 3 X As 2 S 5 40e = 120 elektron Melengkapi koofisien reaksi redoks 20 KClO 3 + 120 e ї KCl 3 As 2 S 5 ї H 2 SO 4 + 120 e As 2 S 5 + KClO 3 + H 2 O ї H 3 AsO 4 + H 2 SO 4 + KCl Persamaan reaksi selanjutnya kita sesuaikan 3 As 2 S 5 + 20 KClO 3 + 24H 2 O ї 6 H 3 AsO 4 + 15 H 2 SO 4 + 20KCl dan kita buktikan jumlah masing Ͳmasing atom disebelah kiri dan kanan tanda panah harus sama. 3 As = 6 6 As S = 15 15 S 20 K 20 K 20 Cl 20 Cl 48 H 18 H + 30 H 60 O + 24 O 24 O + 60 O Di unduh dari : Bukupaket.com Kimia Ke se ha ta n, Dire kto ra t Pe mb ina a n Se ko la h Me ne ng a h Ke jurua n 2007 113

7.7. Sel Elektrokimia dan Potensial Elektroda