BAB 2. REAKSI REDUKSI-OKSIDASI

Tujuan Instruksional Umum (TIU):
Mahasiswa mampu menjelaskan beberapa konsep-konsep dasar ilmu kimia.
(Gambar 2.1 adalah struktur 3-dimensi molekul vitamin C, salah satu contoh zat antioksidan).

Tujuan Instruksional Khusus (TIK):
Bila diberikan satu sistem reaksi redoks maka mahasiswa akan dapat menyusun selnya dan menulis reaksi yang terjadi baik sebagai sel galvanik maupun elektrolisis.

2.1 Pendahuluan
Manusia hidup karena reaksi oksidasi reduksi atau disingkat redoks. Glukosa dalam tubuh dapat menghasilkan energi karena reaksi oksidasi. Oleh karena itu, kekurangan oksigen dalam tubuh akan menyebabkan kekurangan energi yang dibutuhkan untuk melakukan aktivitas.

Reaksi yang berhubungan dengan oksigen disebut oksidasi. Oksigen bereaksi dengan hampir semua unsur membentuk senyawa yang disebut oksida. Contohnya, magnesium sangat mudah bergabung dengan oksigen. Permukaan logam yang masih baru dikenakan terhadap udara akan segera teroksidasi menghasilkan lapisan magnesium oksida, MgO. Besi, juga dengan mudah dioksidasi diudara terbuka menghasilkan karat yang disusun dari Fe2O3. Besi yang telah teroksidasi, atau oksida besi, dapat juga dirusak, atau direduksi, menghasilkan logam Fe murni Proses pembuatan logam dari oksidanya disebut reduksi.

Oksigen selain bereaksi dengan unsur dapat juga bereaksi dengan molekul. Reaksi oksigen dengan molekul yang mengandung unsur karbon dan hidrogen, misalnya glukosa, akan menghasilkan hasil akhir yaitu H2O dan CO2.

Selanjutnya, pengertian oksida dan reduksi menjadi lebih luas, tidak hanya reaksi dengan oksigen. Misalnya, besi oksida, Fe2O3, adalah senyawa ionik (lihat Kimia Dasar I tentang Struktur Molekul) yang tersusun dari ion Fe3+ dan O2-. Reaksi besi dengan oksigen adalah,
Fe(s) + 3O2(g) → 2 Fe2O3(s)

Berdasarkan reaksi di atas, mula-mula Fe adalah atom netral tetapi kemudian kehilangan elektron sehingga berubah menjadi ion Fe3+. Besi dapat kembali menjadi logam besi. Proses balik ini terjadi bila ion Fe3+ memperoleh elektron. Proses melepaskan dan menerima elektron masing-masing disebut oksidasi dan reduksi. Jadi oksidasi adalah proses melepaskan elektron oleh suatu zat, dan reduksi adalah proses menerima elektron oleh suatu zat. Reaksi yang melibatkan oksidasi dan reduksi disebut reaksi oksidasi-reduksi, atau disingkat reaksi redoks.

Perhatikan reaksi pembentukan MgO,
Mg(s) + O2(g) → 2MgO(s)

Produk MgO adalah senyawa ionik yang mengandung Mg2+ dan O2- yang terbentuk melalui pemindahan elektron dari Mg kepada oksigen. Magnesium melepaskan elektron melalui proses,
Mg → Mg2+ + 2e (oksidasi)
Perubahan Mg menjadi Mg2+ disebut oksidasi karena magnesium melepaskan elektron. Oksigen menerima elektron melalui reaksi,
O2 + 4e → 2O2- (reduksi)
Perubahan O2 menjadi O2- adalah reduksi karena oksigen memperoleh elektron. Oleh karena itu, pada reaksi Mg(s) + O2(g), magnesium dioksidasi dan oksigen direduksi. Pada setiap reaksi redoks, oksidasi dan reduksi terjadi secara bersamaan (simultan). Tidak pernah terjadi zat melepaskan elektron tanpa ada zat lain yang menerimanya. Hal ini disebabkan karena elektron tidak pernah ditemukan sebagai pereaksi atau produk dalam setiap perubahan kimia atau reaksi kimia. Dari sini juga dapat disimpulkan bahwa jumlah total elektron yang diperoleh sama dengan jumlah total elektron yang dilepaskan. Jadi, pada reaksi Mg(s) + O2(g), 2 atom Mg bereaksi dengan 1 molekul O2, karena 2 atom Mg membebaskan 4e dan 1 molekul O2 menerima 4e.

Pada reaksi redoks terdapat 2 istilah yaitu zat pengoksidasi (oksidator) dan zat pereduksi (reduktor). Zat pengoksidasi adalah zat yang menerima elektron dari zat yang dioksidasi. Zat pengoksidasi adalah zat yang mengalami reduksi. Jadi zat pengoksidasi adalah zat yang menyebabkan terjadinya oksidasi. Pada reaksi pembentukan MgO, O2 mengambil elektron dari Mg dan menyebabkan Mg teroksidasi. Jadi O2 adalah zat pengoksidasi. Pada reaksi Mg(s) + O2(g), zat pengoksidasi (O2) menjadi tereduksi. Zat pereduksi adalah zat yang memberikan elektron pada zat yang direduksi. Zat pereduksi adalah zat yang mengalami oksidasi. Jadi zat pereduksi adalah zat yang menyebabkan terjadinya reduksi. Pada reaksi pembentukan MgO, Mg memberikan elektron pada O2 yang menyebabkan O2 tereduksi. Jadi Mg adalah zat pereduksi. Pada reaksi Mg(s) + O2(g), zat pereduksi (Mg) menjadi teroksidasi.

2.2 Bilangan Oksidasi

Pada reaksi O2 dengan masing-masing Mg dan S berikut,
Mg(s) + O2(g) → MgO(s)
S(s) + O2(g) → SO2(s)
terdapat paling tidak satu kesamaan, yaitu kedua reaksi menghasilkan oksida. Perbedaannya adalah bahwa hasil reaksi MgO adalah oksida ionik tetapi SO2 adalah molekular yang tidak mengandung ion-ion. Namun demikian, kita harus mampu menjelaskan kedua reaksi dalam satu cara yaitu dengan membuktikan pernyataan bahwa oksigen mengoksidasi Mg dan S. Dengan kata lain, kita harus menjelaskan kedua reaksi sebagai reaksi redoks. Hal ini dapat dilakukan dEngan konsep bilangan oksidasi. Bila menerapkan konsep bilangan oksida maka harus ditentukan terlebih dahulu bilangan oksida unsur. Untuk menentukan bilangan ini harus mangikuti aturan berikut.

Aturan-aturan menentukan bilangan Oksidasi:
1. Bilangan Oksidasi setiap unsur dalam bentuk unsurnya adalah nol tanpa memperhatikan kekompleksan molekul yang terjadi. Jadi atom-atom di dalam Ne, F2, P4 dan S8 semua mempunyai bilangan Oksidasi nol.
2. Bilangan oksidasi ion monoatomik (ion yang tersusun hanya dari satu atom) sama dengan muatannya. Jadi Na+, Al3+ dan S2- masing-masing mempunyai bilangan oksidasi +1, +3, dan -2.
3. Jumlah semua bilangan oksidasi dari semua atom-atom dalam Suatu senyawa adalah nol. Untuk ion poliatomik, jumlah bilangan oksidasi harus sama dengan muatannya. Tambahan pada aturan ini adalah bahwa pada suatu senyawa:
4. Bilangan oksidasi F adalah -1.
5. Bilangan oksidasi H adalah +1.
6. Bilangan oksidasi O adalah -2.

Bila menentukan bilangan oksidasi, seringkali terjadi pertentangan antara aturan yang satu dengan yang lain. Bila hal ini terjadi maka prioritas adalah dari aturan tertinggi hingga aturan terendah.

Di dalam menentukan bilangan oksidasi atom-atom dalam berbagai senyawa, selain menggunakan aturan-aturan diatas dapat juga menggunakan teori-teori tentang pembentukan ion-ion dari logam dan non-logam.

Pada reaksi redoks terjadi perubahan bilangan oksidasi atau keadaan-oksidasi pada dua atau lebih unsur. Contohnya reaksi antara Mg dan oksigen,
Mg(s) + O2(g) → MgO(s)
bilangan oksidasi: 0 0 +2 -2
dengan bilangan oksidasi tertulis dibawah simbol unsur-unsurnya. Bilangan oksidasi Mg berubah dari 0 menjadi +2 dan bilangan oksidasi O berubah dari 0 menjadi -2. Jadi, pada oksidasi Mg disertai dengan kenaikan bilangan oksidasi (dari 0 menjadi +2) dan pada reduksi O2 disertai dengan penurunan bilangan oksidasi (dari 0 menjadi -2). Contoh ini menghasilkan cara pendefinisian reaksi oksidasi dan reduksi lain yang lebih umum.

Jadi oksidasi adalah proses peningkatan bilangan oksidasi dan reduksi adalah proses penurunan bilangan oksidasi. Cara pendefinisian ini lebih disukai. Agar tetap konsisten dengan definisi sebelumnya, maka zat pengoksidasi adalah zat yang direduksi dan zat pereduksi adalah zat yang dioksidasi.

Dengan definisi baru ini maka reaksi antara S dan O2 adalah reaksi redoks. Persamaan reaksinya adalah,
S(s) + O2(g) → SO2(s)
bilangan oksidasi: 0 0 +4 -2
dengan bilangan oksidasi S naik dari 0 menjadi +4 dan bilangan oksidasi O turun dari 0 menjadi -2. Jadi S mengalami oksidasi dan O2 mengalami reduksi. Dalam pengertian lain bahwa O2 adalah zat pengoksidasi dan S adalah zat pereduksi.

Contoh 1:
Tentukan bilangan oksidasi atom-atom dalam senyawa berikut: (a) FeCl3, (b) KNO3, (c) H2O2, (d) Cr2O72-, (e) ClO3, (f) Na2S4O6, dan (g) Fe2(SO4)3.
Penyelesaian:
1. Senyawa yang terbentuk dari logam dan non logam adalah senyawa ionik. Klorida dapat mambentuk ion Cl- sehingga bilangan oksidamya adalah -1. (Catatan: karena bilangan oksidasi tidak sama dengan muatan sebenarnya, khususnya untuk senyawa molekular, maka keduanya harus dibedakan. Bila bilangan ditulis mendahului tanda muatan maka disebut muatan, dan bila tanda muatan ditulis mendahului bilangan disebut bilangan oksidasi. Jadi bilangan oksidasi C1- = -1 dan muatan C1- = 1-). Bilangan oksidasi Fe dapat ditentukan dengan aturan 3.
Cl 3. (-1) = -3
Fe 1.( x) = x
Jumlah = O, maka x = +3. Jadi bilangan oksidasi Fe adalah +3.

2. K (golongan IA) membentuk ion dengan muatan 1+, K+. Jadi bilangan oksidasinya adalah +1 (aturan 2). Bilangan oksidasi oksigen adalah -2 (aturan 6). Bilangan oksidasi N ditentukan dengan aturan 3.
K 1.(+1) = +1 (aturan 2)
O 3 (-2) = -6 (aturan 6)
N 1.( x) = x
Jumlah = 0, maka x = +5. Jadi bilangan oksidasi N adalah +5.

3. H2O2 adalah senyawa non-logam atau molekular. Karena tidak ada ion-ion maka aturan 2 tidak dapat digunakan. Aturan 5 dan aturan 6 dapat digunakan, tetapi terdapat pertentangan. Jika bilangan oksidasi H adalah +1, sesuai aturan 5, maka O harus -1 agar jumlah bilangan oksidasi nol. Tetapi jika O adalah -2, sesuai aturan 6, maka H harus +2 agar jumlah bilangan oksidasi nol. Tetapi bila terjadi pertentangan maka digunakan aturan yang lebih tinggi. Karena aturan lebih tinggi adalah aturan 5, maka bilangan oksidasi H = +1 dan O = -1. ‘

4. Untuk ion Cr2O72-, jumlah bilangan oksidasi sama dengan muatannya. Jadi,
Cr 2.( x) = 2x
O 7. (-2) = -14 (aturan 6)
Jumlah = -2 (aturan 3), maka x = +6. Jadi pada ion Cr2O72-, bilangan oksidasi Cr adalah +6. Tetapi perlu diingat bahwa atom-atom dalam ion poliatomik terikat dangan gaya tarik yang sama seperti atom-atom dalam molekul. Jadi sebenarnya tidak ada ion Cr6+ di dalam ion Cr2O72-. Jadi, karena molekular, maka bilangan oksidasi Cr dan O bukan muatan sebenarnya.

5. Ion ClO3- terbentuk dari 2 unsur non-logam. Ini berarti bahwa ion terikat dengan gaya tarik yang sama seperti dalam molekul. Ini berarti tidak ada ion Cl- di dalam ion ClO3- sehingga aturan 2 tidak dapat digunakan. Dengan aturan 6, bilangan oksidasi oksigen adalah -2. Sehingga bilangan oksidasi Cl dapat ditentukan.
Cl l.(x) = x
O 3.(-2) = -6 (aturan-6)
Jumlah = -1 (aturan -3), maka x = +5. Jadi bilangan oksidasi Cl adalah +5. Bila bersenyawa dengan logam, seperti pada NaCl dan FeCl3, maka klorida adalah sebagai Cl- sehingga bilangan oksidasinya adalah -1. Jadi dapat terjadi bilangan oksidasi Cl selain -1 yang terjadi bila Cl bersenyawa dengan non-logam. Hal yang sama berlaku untuk senyawa yang mengandung non-logam selain Cl.

6. Na adalah logam alkali, jadi Na+, sehingga bilangan oksidasinya adalah +1. Sesuai aturan 6, bilangan oksidasi oksigen adalah -2.
Na 2.(+1) = + 2 (aturan 2)
S 4.( x) = 4x
O 6.(-2) = -12 (aturan 6)
Jumlah = 0, maka x = +5/2. Bilangan oksidasi S adalah +5/2.
Bilangan oksidasi tidak boleh semua bilangan (meskipun bilangan oksidasi itu ada).

7. Fe2(SO4)3 adalah senyawa ionik yang tersusun dari ion Fe3+ dan SO42-. Jadi bilangan oksidasi Fe3+ adalah +3. Bilangan oksidasi oksigen adalah -2, sesuai aturan-6. Jadi,
Fe 2(+3) = + 6 (aturan-2)
S 3.( x) = 3x
O 12.(-2) = -24 (aturan -6)
Jumlah = 0, maka x = + 6. Jadi bilangan oksidasi S adalah +6.

2.3 Reaksi Redoks Dalam Larutan

Jenis reaksi antara ion-ion di dalam larutan tidak hanya reaksi metatesis. Reaksi metatesis atau reaksi pergantian adalah reaksi yang melibatkan dua senyawa dalam larutan dengan mempertukarkan kation diantara dua anion. contohnya reaksi,
AgNO3(aq) + NaCl(aq) → AgCl(s) + NaNO3(aq)
Reaksi redoks juga banyak melibatkan pereaksi ionik, produk ionik, atau pereaksi dan produk ionik. Reaksi redoks sering lebih kompleks dari reaksi metatesis sehingga sukar menyetimbangkan persamaan reaksinya. Namun demikian, ada metoda menyetimbangkan reaksi redoks. Zat-zat yang dapat melakukan reaksi redoks meliputi zat-zat yang digunakan di laboratorium dan yang sudah digunakan dalam kehidupan sehari-hari. Salah satu contoh yang digunakan dalam kehidupan sehari-hari adalan cairan pengelantang seperti clorox, yaitu larutan encer NaOCl. Ion OCl¬- adalah zat pengoksidasi kuat yang mampu mengoksidasi senyawa-senyawa berwarna menjadi tidak berwarna.

Ion OCl- (hipoklorit) juga digunakan sebagai “active ingredient” dalam beberapa produk yang digunakan untuk mencegah pertumbuhan lumut, dan active ingredient pada bahan kimia yang ditambahkan ke dalam kolam renang untuk mengklorinasi air. Ion OCl- membunuh jamur dan mikroorganisme lain dengan cara mengoksidasinya. Disamping untuk membunuh bakteri, reaksi redoks juga digunakan untuk menghasilkan elektrisitas berupa baterai (dibahas di bab III).

Salah satu metoda yang dapat digunakan untuk menyetimbangkan reaksi redoks adalan metoda ion-elektron. Dengan metoda ini persamaan reaksi dipecah menjadi dua bagian, yang disebut ½-reaksi. Masing-masing ½-reaksi disetimbangkan dan kemudian dijumlahkan untuk memberikan persamaan ion total yang telah setimbang. Salah satu contoh adalah reaksi antara larutan SnCl2 dan HgCl2 menghasilkan Hg2Cl2 dan Sn4+.

Langkah-langkah penyetimbangan adalah sebagai berikut
1. Tuliskan semua zat yang terlibat dalam reaksi.
Sn2+ + Hg2+ + C1- → Sn4+ + Hg2C12

2. Membagi persamaan reaksi menjadi dua ½-reaksi. Untuk membagi reaksi maka dimulai dengan melihat produk yang mangalami perubahan dari pereaksi.
Sn2+ → Sn4+
Hg2+ + Cl- → Hg2Cl2

3. Menyetimbangkan ½-reaksi dengan aturan-aturan:
• Menyamakan jumlah atom disebelah kiri dan kanan reaksi.
• Menyamakan muatan total disebelah kiri dan kanan reaksi.
Jadi diperoleh,
Sn2+ → Sn4+ + 2e
2e + 2Hg2+ + 2Cl- → Hg2Cl2

4. Menjumlahkan kedua ½-reaksi.
Untuk menjumlahkan ½-reaksi maka dipakai prinsip reaksi redoks yaitu jumlah elektron yang diterima harus sama dengan jumlah elektron yang dibebaskan. Bila ini telah dipenuhi maka baru dapat dijumlahkan. Jadi diperoleh,
2e + Sn2+ + 2Hg2+ + 2C1- → Sn4+ + Hg2C12 + 2e
Bila terdapat spesi yang sama di sebelah kiri dan kanan reaksi maka harus dihilangkan. Jadi dari persamaan ini elektron harus dihilangkan, sehingga diperoleh,
Sn2+ + 2Hg2 + 2Cl- → Sn+ + Hg2Cl2

Contoh 2:
Pada reaksi berikut, zat mana yang tereduksi dan teroksidasi, dan mana zat pengoksidasi dan zat pereduksi?
14HC1 + K2Cr2O7 → 2KC1 + 2CrC13 + 3C12 + 7H2O.
Penyelesaian:
Bilangan oksidasi tiap-tiap unsur adalah,
14HC1 + K2Cr2O7 → 2KC1 + 2CrC13 + 3C12 + 7H2O
+1 -1 +1 +6 -2 +1 -1 +3 -1 0 +1 -2
Dapat terlihat bahwa zat yang teroksidasi adalah HC1 dan zat yang tereduksi adalah K2Cr2O7. Atau zat pengoksidasi adalah K2Cr2O7 dan zat pereduksi adalah HC1.

2.4 Reaksi Redoks dalam Larutan Asam

Beberapa reaksi redoks dalam larutan membutuhkan atau menghasilkan H+ atau OH . Reaksi ini biasanya juga melibatkan H2O sebagai pereaksi atau produk. Pada beberapa reaksi, H+ atau OH- tidak hanya sebagai pereaksi atau produk tetapi juga dapat mempengaruhi produk reaksi. Contohnya, Jika ion MnO4 digunakan sebagai zat pengoksidasi dalam larutan suasana asam maka produk reduksi adalah Mn2+. Tetapi jika larutan adalah suasana basa maka produk reduksinya adalah MnO2. Contoh berikut adalah reaksi redoks antara HCl dan KMnO4 dalam suasana asam menghasilkan Cl2 dan Mn2+,
Cl¬- + MnO4 → Cl2 + Mn2+

Tahap-tahap menyetimbangkan reaksi diatas dengan metoda ion-elektron dalam larutan suasana asam adalah sebagai barikut:
1. Membagi persamaan reaksi menjadi ½-reaksi.
Cl- → Cl2
MnO4- → Mn2+

2. Menyetimbangkan atom-atom selain H dan O.
2Cl- → Cl2
MnO4- → Mn2+

3. Menyetimbangkan oksigen dengan menambahkan H2O.
2Cl- → Cl2
MnO4-→ Mn2+ + 4H2O

4. Menyetimbangkan hidrogen dengan penambahan H+.
2CI- → Cl2
8H+ + MnO4- •— > Mn2+ + 4H2O

5. Menyetimbangkan muatan dengan penambahan elektron.
2Cl- → Cl2 + 2e
5e + 8H+ + MnO4 → Mn2+ + 4H2O

6. Membuat jumlah elektron yang diterima sama dengan jumlah elektron yang dibebaskan.
(2Cl- → C12 + 2e) x5
(5e + 8H+ + MnO4 → Mn2+ + 4H2O) x2

7. Menjumlahkan kedua ½-reaksi.
10Cl- + 16H+ + 2MnO4- → 5Cl2 + 2Mn2+ + 8H2O

8. Menghilangkan zat yang sama di sebalah kiri dan kanan reaksi.
10Cl- + l6H+ + 2MnO4- → 5Cl2 + 2Mn2+ + 8H2O

Contoh 3:
Setimbangkan persamaan reaksi berikut dangan metoda ion-e1ektron dalam suasana asam.
Cr2O72- + H2S → Cr3+ + S (asam).
Penyelesaian:
Tahap 1: Cr2O72- → Cr3+
H2S → S
Tahap 2: Cr2O72- → 2Cr3+
H2S → S
Tahap 3: Cl207 → 2Cr3+ + 7H2O
H2S → S
Tahap 4: 14H+ + Cr2O72- → 2Cr3+ + 7H2O
H2S → S + 2H+
Tahap 5: 6e + 14H+ + Cr2O72- → 2Cr3+ + 7H2O
H2S → S + 2H+ + 2e
Tahap 6,7: 14H+ + Cr2O72- + 3H2S → 2Cr3+ + 7H2O + 3S + 6H+
Tahap 8: 8H+ + Cr2O72- + 3H2S → Cr3+ + 3S + 7H2O

2.5 Reaksi Redoks dalam Larutan Basa

Pada reaksi yang terjadi dalam suasana asam maka untuk menyetimbangkan reaksi digunakan H2O dan H+. Pada suasana basa digunakan H2O dan OH-. Selain cara ini, cara paling sederhana adalah dengan menghilangkan H+ pada persamaan reaksi setimbang dalam suasana asam dengan penambahan OH . Contohnya, menyetimbangkan ½-reaksi yang terjadi dalam suasana basa,
Pb → PbO
Hasil penyetimbangan dalam suasana asam adalah,
H2O + Pb → PbO + 2H+ + 2e
Untuk mengkonversi ke suasana basa maka dilakukan dengan langkah-langkah sebagai berikut:
1. Mengeliminasi H+ dengan penambahan 0H-.
H2O + Pb +2OH- → PbO+ 2H+ + 2OH- +2e
2. Menggabungkan H+ dengan OH- membentuk H2O.
H2O + Pb + 2OH- → PbO + 2H2O +2e
3. Menghilangkan H2O dari kedua sisi persamaan reaksi.
Pb + 2OH- → PbO + H2O + 2e

Contoh 4:
Setimbangkan reaksi berikut dalam suasana basa.
Pb(OH)3- + OCl- → PbO2 + Cl- (basa).
Penyelesaian:
Tahap l: Pb(OH)3- → PbO2
OCl- → C1-
Tahap 2: Pb(OH)3- → PbO2 + H2O + H+
2H+ + OCl- → Cl- + H20
Tahap 3: Pb(OH)3- → PbO2 + H2O + H+ + 2e
2e + 2H+ + OCl- → Cl- + H2O
Tahap 4: 2H+ + OCl- + Pb(OH)3- → Cl- + 2H2O + PbO2 + H+
Tahap 5: Penambahan OH pada kedua sisi reaksi.
H+ + OH- + OCl- + Pb(OH)3- → Cl- +2H2O+PbO2+OH-
Tahap 6: H2O + OCl- +Pb(OH)3- → Cl- +2H2O+PbO2+OH-
Tahap 7: OCl- + Pb(OH)3- → Cl- + H2O + PbO2 + OH-

2.6 Beberapa Zat Pengoksidasi dan Pereduksi

Di laboratorium, sering diperlukan zat untuk mengoksidasi atau mereduksi bahan kimia yang digunakan pada percobaan. Untuk tujuan ini terdapat bebarapa zat pengoksidasi dan pereduksi yang dapat digunakan, tetapi perlu dipilih yang paling mudah digunakan. Contohnya, klorin, Cl2, adalah zat pengoksidasi yang sangat kuat tetapi tidak dapat digunakan di laboratorium terbuka karena sifat gasnya membuatnya bersifat racun. Jadi bila manggunakan Cl2 diperlukan perhatian khusus pada sifat gasnya. Oleh karena pekerjaan ini tidak mudah, maka dihindari penggunaan gas Cl2.

Terdapat 3 zat pengoksidasi yang biasa digunakan di laboratorium, yaitu:
1. Ion permanganat, MnO4-.
2. Ion kromat, CrO42-.
3. Ion bikromat, Cr2O72-.
Ketiga jenis pengoksidasi ion ini paling banyak digunakan karena penanganannya yang mudah. Garam ketiga ion ini harus ditangani atau disimpan dengan hati-hati karena sifat mengoksidasinya. Selain itu, ketiga ion- ini adalah pengoksidasi yang sangat efektif menghasilkan oksigen sehingga jangan dibiarkan melakukan kontak dengan bahan-bahan Organik karena sangat potensial menghasilkan api.

• Ion permanganat, MnO4-.
Di dalam larutan warnanya adalah ungu. Umumnya ion permanganat terdapat sebagai garam kalium, KMnO4, yang berwarna hitam keunguan. Pada larutan asam kuat mengalami reduksi dengan reaksi,
8H+(aq) + MnO4-(aq) + 5e → Mn2+(aq) + 4H2O
Pada reaksi ini terjadi perubahan warna yang drastis. Pada larutan netral atau sedikit basa terjadi reaksi,
2H2O + MnO4-(aq) + 3e → MnO2(s) + 4OH-(aq)

• Ion kromat, CrO42-, dan bikromat, Cr2O72-.
Di laboratorium, biasanya ditemukan sebagai garam kalium dan natrium. Pada suasana asam, larutan ion kromat yang berwarna kuning berubah menjadi bikromat yang berwarna merah jingga. Reaksinya adalah,
2CrO42-(aq) + 2H+(aq) → Cr2O72-(aq) + H2O
Pada larutan yang mengandung ion bikromat, dalam suasana basa, terjadi reaksi sebaliknya, yaitu:
Cr2O72-(aq) + 2OH-(aq) → 2CrO42-(aq) + H2O
Pada suasana apapun, baik asam atau basa, bila ion bikromat bekerja sebagai zat pengoksidasi maka akan berubah menjadi krom dengan bilangan oksidasi +3. Tetapi rumus kimia senyawa krom yang terjadi tergantung pada suasana larutan. Pada larutan asam terjadi reaksi,
6e + 14H+(aq) + Cr2O72-(aq) → 2Cr3+(aq) + 7H2O
Pada larutan sedikit basa terjadi reaksi,
3e + 2H2O + CrO42-(aq) → Cr(OH)3(s) + 5OH-(aq)
Pada larutan sangat basa terjadi reaksi,
3e + 2H2O + CrO42-(aq) → CrO2¬-(aq) + 4OH-(aq)

Zat pereduksi yang dapat digunakan di laboratorium adalah:
1. Logam, misalnya Mg atau Zn.
2. Ion sulfit dan bisulfit, SO32- dan HSO3-.
3. Ion tiosulfat, S2O32-
Dari ketiga pereduksi ini yang paling banyak digunakan sebagai pereduksi adalah (2) dan (3). Kekurangan logam bila digunakan sebagai pereduksi adalah bahwa karena reaksi terjadi pada permukaan maka reaksinya sukar dikontrol, Bila reaksi redoks dilakukan dalam larutan maka digunakan zat pereduksi yang larut dalam air. Jadi, dari ketiga zat pereduksi di atas yang dapat digunakan adalah (2) dan (3).

Anion sulfit dan bisulfit diperoleh dari netralisasi (sempurna atau sebagian) asam sulfit, H2SO3. Jika larutan adalah basa maka ion bisulfit berubah menjadi ion sulfit sehingga pereaksinya adalah ion sulfit. Atau sebaliknya, jika larutan adalah asam maka pereaksi adalah ion bisulfit atau bahkan H2SO3. Reaksi oksidasi ion bisulfit dalam suasana asam adalah,
HSO3-(aq) + H2O → SO42-(aq) + 3H+(aq) + 2e
Oksidasi SO32- dalam suasana basa terjadi lebih mudah,
SO32-(aq) + 2OH-(aq) → SO42-(aq) + H2O + 2e

Soal-Soal
1. Sebutkan 2 definisi terbaru dari oksidasi dan reduksi. Definisi mana yang lebih disukai?

2. Je1askan perbedaan antara bilangan oksidasi dan muatan sebenarnya.

3. Je1askan kenapa reaksi antara kalsium dan oksigen adalah reaksi redoks.

4. Apa yang terjadi pada zat pengoksidasi pada reaksi redoks.

5. Sebutkan bilangan oksidasi untuk setiap atom dalam molekul berikut:
(a) KC1O2 (d) O2F2 (g) O3 (j) CBr4
(b) BaMnO4 (e) IF5 (h) Hg2C12 (k) OCl-
(c) Fe2O4 (f) HOC1 (i) OF2 (l) N2O4

6. Untuk setiap reaksi berikut, tunjukkan:
(1) Zat yang teroksidasi (3) zat pengoksidasi
(2) Zat yang tereduksi (4) Zat pereduksi
Reaksi-reaksinya adalah ;
(a) 2HNO3 + 3H3AsO3 → 2NO + 3H3AsO4 + H2O
(b) NaIO3 + 5NaI + 6HC1 → 6NaC1 + 3I2 + 3H2O

7. Setimbangkan persamaan reaksi berikut dengan metoda ion-e1ektron. Semua reaksi terjadi dalam suasana asam.
(a) Cu + NO3- → Cu2+ + NO
(b) Zn + NO3- → Zn2+ + NH4+
(c) Ag+ + AsH3 →H3AsO4 + Ag
(d) IO3- + HSO3- → I- + SO42-
(e) PH3 + I2 → H3PO2 + I-

8. Setimbangkan persamaan reaksi berikut dengan metoda ion-elektron. Semua reaksi terjadi dalam suasana basa.
(a) CN- + AsO43- → AsO2- + CNO-
(b) CrO2- + HO2- → CrO42- + OH-
(c) Zn + NO3- → Zn(OH)42- + NH3
(d) N2H4 + Mn(OH)3 → Mn(OH)2 + NH2OH

9. Klorin, C12, adalah zat pengoksidasi kuat, tetapi jarang digunakan di 1aboratorium. Kenapa?

10. Tuliskan persamaan reaksi ionik setimbang untuk reaksi antara natrium sulfit dan natrium kromat dalam suasana asam.

11. Tuliskan persamaan reaksi ionik setimbang untuk reaksi Na2SO3 dan KMnO4 dalam suasana asam.

  • Share/Bookmark