REAKSI REDOKS DAN ATURAN BILANGAN OKSIDASI

بِسْمِ اللّٰهِ الرَّحْمٰنِ الرَّحِيْمِ

 Petunjuk Pembelajaran 

• Pelajari Materi  Reaksi Redoks dan aturan Bilangan Oksidasi dibawah ini ( salin/catat materinya pada catatan buku kimia 

Materi

Konsep reaksi reduksi dan oksidasi mengalami perkembangan dari masa ke masa sesuai cakupan konsep yang dijelaskan.

1. Reaksi redoks sebagai reaksi pengikatan dan pelepasan oksigen

                Oksidasi adalah reaksi pengikatan oksigen. Contoh: Perkaratan besi (Fe). 

                   

           Reduksi adalah reaksi pelepasan atau pengurangan oksigen. Contoh: Reduksi bijih besi dengan CO. 

2. Reaksi redoks sebagai reaksi pelepasan dan pengikatan / penerimaan elektron

    Oksidasi adalah reaksi pelepasan elektron. 

    Contoh: (setengah reaksi oksidasi).

  

    Reduksi adalah reaksi pengikatan atau penerimaan elektron. 

    Contoh: (setengah reaksi reduksi). 

Oleh karena banyak reaksi redoks yang tidak dapat dijelaskan  dengan konsep pengikatan oksigen maupun transfer elektron  maka para pakar kimia mengembangkan konsep alternatif, yaitu perubahan bilangan oksidasi. Menurut konsep  ini,  jika  dalam  reaksi  bilangan  oksidasi  atom  meningkat  maka atom  tersebut  mengalami  oksidasi.  Sebaliknya,  jika  bilangan  oksidasinya turun  maka  atom  tersebut  mengalami  reduksi.

Untuk  mengetahui  suatu  reaksi tergolong reaksi redoks atau bukan menurut konsep perubahan bilangan oksidasi maka perlu diketahui bilangan oksidasi dari setiap atom, baik dalam pereaksi maupun  hasil  reaksi.

Berdasarkan  diagram  tersebut  dapat  disimpulkan  bahwa:

Atom  S  mengalami  kenaikan  biloks  dari  +4  menjadi  +6,  peristiwa ini  disebut  oksidasi; atom O mengalami penurunan biloks dari 0 menjadi –2, peristiwa ini disebut  reduksi. Dengan  demikian,  reaksi  tersebut  adalah  reaksi  redoks.

Oleh  karena molekul  O₂ menyebabkan  molekul  SO₂ teroksidasi  maka molekul  O₂ adalah  oksidator.  Molekul  O₂ sendiri  mengalami  reduksi  akibat  molekul SO₂ sehingga  SO₂ disebut reduktor.

     Reduktor atau pereduksi adalah senyawa yang menyebabkan senyawa lain mengalami reduksi (dia sendiri mengalami oksidasi)

    Oksidator atau pengoksidasi adalah senyawa yang menyebabkan senyawa lain mengalami oksidasi (dia sendiri mengalami reduksi)

contoh:

       jadi:

             Zn sebagai pereduksi/reduktor

             HCl sebagai pengoksidasi/oksidator

Reaksi autoredoks atau disproporsionasi adalah reaksi redoks di mana satu unsur/atom mengalami reaksireduksi dan oksidasi sekaligus

Contoh:

      Jadi:

             Cl mengalami reduksi dan oksidasi

Tapi, reaksi autoredoks atau disproporsionasi bukan hanya seperti reaksi di atas. Dapat juga seperti reaksi di bawah ini:

      Kalau reaksi pertama 1 menjadi 2, sedangkan pada reaksi kedua 2 menjadi 1.

3. Aturan Menentukan Bilangan Oksidasi

1. Bilangan oksidasi unsur bebas = 0 (O₂ , H₂ ,  N₂ , Cl₂ , Br₂ dll )

2. Bilangan oksidasi logam dalam senyawa = valensi logam ( gol I A = +1 ,

    Gol II A  = +2 ) (contoh ; K₂SO₄  , maka bilok K = +1 )

3. Bilangan oksidasi O dalam senyawa = - 2, kecuali dalam peroksida = - 1
      (BaO₂ =  bilok O = -1 )

4. Bilangan oksidasi H dalam senyawa = + 1,  ( H₂SO₄  , maka bilok H = +1 )
    kecuali pada hidrida = - 1 (NaH  , maka bilok H = -1 )

5. Bilangan oksidasi ion = muatan ion  (Mg²⁺  = +2 )

6. Jumlah bilangan oksidasi semua unsur  pada senyawa ion = muatan ion
    (SO₄ ^-2 , maka biloks SO₄ ^-2  = -2 )

7. Jumlah bilangan oksidasi semua unsur  pada senyawa = 0
    {H₂SO₄  , maka bilok H₂SO₄ = 0 )

8. Bilangan oksidasi Unsur golongan B  tergantung anion yang diikatnya. Maka harus diionisasikan dulu {CuSO₄  , Cu²⁺  + SO₄ ^-2   maka biloks Cu = +2 

Contoh soal  1:

Tentukan bilangan oksidasi unsur N dalam HNO₃

Penyelesaian:

Dari soal ada 3 unsur H,N dan O, maka dua unsur sudah di ketahui dari aturan.

•          biloks H = +1

•           biloks O = - 2

•           bilok HNO₃ = 0

Maka Rumusnya ;

•         1.biloks H + 1.biloks N + 3 biloks O = 0

•         1 + biloks N + 3( -2 ) = 0

•         biloks N  = +6-1 = +5

Contoh Soal 2 ;

Tentukan bilangan oksidasi unsur N dalam Fe₂(SO₄)₃

Penyelesaian:

Dari soal ada 3 unsur Fe,S dan O, maka dua unsur sudah di ketahui dari aturan.

•             biloks Fe = +3 (  Fe⁺³    +  PO4^-3  )

•             biloks O = - 2

•             bilok Fe₂(SO₄)₃ = 0

Maka rumusnya

•         2.biloks Fe + 3.biloks S + 12. biloks O = 0

•         2.( +3) +  3. biloks S  +  12. (-2) = 0

•         +6  + 3. biloks S  - 24 = 0

•         3. biloks S  = -6  + 24

•         biloks S = + 18 / 3 = +6

اَلْحَمْدُ لِلّٰهِ رَبِّ الْعٰلَمِي

PENYETARAAN REAKSI REDOKS

بِسْمِ اللّٰهِ الرَّحْمٰنِ الرَّحِيْمِ

 Petunjuk Pembelajaran 

1. Pelajari Materi  Penyetaraan reaksi Redoks dan aturan Bilangan Oksidasi dibawah ini ( salin/catat materinya pada catatan buku kimia { wajib }

Pendahuluan

    Reduktor atau pereduksi adalah senyawa yang menyebabkan senyawa lain mengalami reduksi (dia sendiri mengalami oksidasi)

     Oksidator atau pengoksidasi adalah senyawa yang menyebabkan senyawa lain mengalami oksidasi (dia sendiri mengalami reduksi)

contoh:

 jadi:

     Zn sebagai pereduksi/reduktor ( karena mengalami kenaikan bilangan oksidasi dari 0 ke +2)

     HCl sebagai pengoksidasi/oksidator( karena mengalami penurunan bilangan oksidasi dari +1 ke 0)

Oksidasi adalah reaksi pelepasan elektron. 

Reduksi adalah reaksi pengikatan atau penerimaan elektron. 

Elektron bermuatan negatif

Penyetaraan persamaan Reaksi

Suatu persamaan dikatakan setara ,jika jumlah atom yang sejenis pada ruas kiri dan kanan sama , begitu juga muatan pada ruas kiri maupun kanan sama.

Pertemuan Ke -2
A. Penyetaraan metode setengah reaksi:

Contoh:

SOAL :

Setarakan Reaksi berikut :

1. MnO  + PbO₂    -->   MnO₄⁻   + Pb²⁺     ( Asam )

2. Cr₂O₇⁻²   +  C₂O₄⁻²   -->Cr³⁺  + CO₂    ( asam )

3. Zn  +   NO₃⁻  -->  Zn²⁺  +  NH₄⁺   (asam )

4. CuS  +   NO₃⁻    -->  Cu²⁺  + S  +  NO  (asam )

                        اَلْحَمْدُ لِلّٰهِ رَبِّ الْعٰلَمِيْنَۙ

unduh nilai ini jika anda sudah kerjakan soal,

SIFAT KOLIGATIF ELEKTROLIT

       Seperti yang telah dijelaskan sebelumnya bahwa larutan elektrolit di dalam pelarutnya mempunyai kemampuan untuk mengion. Hal ini mengakibatkan larutan elektrolit mempunyai jumlah partikel yang lebih banyak daripada larutan non elektrolit pada konsentrasi yang sama.

Larutan ini dibedakan atas :

1. ELEKTROLIT KUAT

       Larutan elektrolit kuat adalah larutan yang mempunyai daya hantar listrik yang kuat, karena zat terlarutnya didalam pelarut (umumnya air), seluruhnya berubah menjadi ion-ion ( 𝜶= 1).

Yang tergolong elektrolit kuat adalah:

a. Asam-asam kuat, seperti : HCl, HCl0₃, H₂SO₄, HNO₃ dan lain-lain.

b. Basa-basa kuat, yaitu basa-basa golongan alkali dan alkali tanah, seperti: NaOH, KOH, Ca(OH)₂, Ba(OH)₂ dan lain-lain.

c. Garam-garam yang mudah larut, seperti: NaCl, KI, Al₂(SO₄)₃ dan lain-lain

2. ELEKTROLIT LEMAH

Larutan elektrolit lemah adalah larutan yang daya hantar listriknya lemah dengan harga derajat ionisasi sebesar: 0 < 𝜶 < 1.

Yang tergolong elektrolit lemah:

a. Asam-asam lemah, seperti : CH₃COOH, HCN, H₂CO₃, H₂S dan lain-lain

b. Basa-basa lemah seperti : NH₄OH, Ni(OH)₂ dan lain-lain

Contoh:

Larutan 0.5 molal glukosa dibandingkan dengan iarutan 0.5 molal garam dapur.
- Untuk larutan glukosa dalam air jumlah partikel (konsentrasinya) tetap, yaitu 0.5 molal.- Untuk larutan 0,5 molal garam dapur: ( NaCl_(aq) --> Na⁺ _(aq) + Cl^- _(aq) ) karena terurai menjadi 2 ion ( n = 2 ), maka konsentrasi partikelnya menjadi 2 kali semula = 1.0 molal.

Yang menjadi ukuran langsung dari keadaan (kemampuannya) untuk mengion adalah derajat ionisasi.

Besarnya derajat ionisasi ini dinyatakan sebagai:

α = jumlah mol zat yang terionisasi/jumlah mol zat mula-mula
     

Untuk larutan elektrolit kuat, harga derajat ionisasinya mendekati 1,

sedangkan untuk elektrolit lemah, harganya berada di antara 0 dan 1 (0 < α < 1).

Atas dasar kemampuan ini, maka larutan elektrolit mempunyai pengembangan di dalam perumusan sifat koligatifnya sebagai berikut:

Faktor Van’t Hoff(i)        i = [1+α (n-1)]

1.) Untuk penurunan tekanan uap (rP) dinyatakan sebagai:

         rP = p^o . X_t. [1+ α (n-1)]

2.) Untuk Kenaikan Titik Didih dinyatakan sebagai:

         rT_b = m . K_b [1 + α (n-1)]

Atau

        rT_b = gr/M_r . 1000/p . K_b [1+ α (n-1)] 

3.) Untuk Penurunan Titik Beku dinyatakan sebagai:

        rT_f = m . K_f [1 + α (n-1)]

Atau

        rT_f  = gr/M_r . 1000/p . K_f [1+ α (n-1)]

4.) Untuk Tekanan Osmotik dinyatakan sebagai:
         𝛑 = C R T [1+ α (n-1)]

     (  n menyatakan jumlah ion dari larutan elektrolitnya. )

Contoh:

Hitunglah kenaikan titik didih dan penurunan titik beku dari larutan 5.85 gram garam dapur (Mr = 58.5) dalam 250 gram air ! (bagi air, K_b= 0.52 dan K_f= 1.86)

Jawab:

Larutan garam dapur, NaCl_(aq) ➝ 1Na⁺ _(aq) + 1Cl^- _(aq)
Jumlah ion = n = 2.
 =>rT_b = gr/M_r . 1000/p . K_b [1+ α (n-1)] 

  rT_b = 5.85/58.5 x 1000/250 x 0.52 [1+1(2-1)]

        = 0.208 x 2

        = 0.416^oC

=> rT_f  = gr/M_r . 1000/p . K_f [1+ α (n-1)]

  rT_f = 5.85/58.5 x 1000/250 x 0.86 [1+1(2-1)]

       = 0.744 x 2

       = 1.488^oC

Catatan:
Jika di dalam soal tidak diberi keterangan mengenai harga derajat ionisasi, tetapi kita mengetahui bahwa larutannya tergolong elektrolit kuat, maka harga derajat ionisasinya dianggap 1.

SIFAT KOLIGATIF NON ELEKTROLIT

Banyaknya partikel dalam larutan ditentukan oleh konsentrasi larutan dan sifat Larutan itu sendiri. Jumlah partikel dalam larutan non elektrolit tidak sama dengan jumlah partikel dalam larutan elektrolit, walaupun konsentrasi keduanya sama. Hal ini dikarenakan larutan elektrolit terurai menjadi ion-ionnya, sedangkan larutan non elektrolit tidak terurai menjadi ion-ion. Dengan demikian sifat koligatif larutan dibedakan atas sifat koligatif larutan non elektrolit dan sifat koligatif larutan elektrolit.

SIFAT KOLIGATIF LARUTAN NON ELEKTROLIT

1    1. PENURUNAN TEKANAN UAP JENUH (rP)

          Pada setiap suhu, zat cair selalu mempunyai tekanan tertentu. Tekanan ini adalah tekanan uap jenuhnya pada suhu tertentu. Penambahan suatu zat ke dalam zat cair menyebabkan penurunan tekanan uapnya. Hal ini disebabkan karena zat terlarut itu mengurangi bagian atau fraksi dari pelarut, sehingga kecepatan penguapanberkurang.

rP = P^o - P

Menurut RAOULT:

P = P^o . X_p

dimana:

P = tekanan uap jenuh larutan
P^o = tekanan uap jenuh pelarut murni
X_p = fraksi mol pelarut

Karena X_P + Xt = 1, maka persamaan di atas dapat diperluas menjadi:

P = P^o (1 – X_t)

P = P^o - P^o . X_t

P^o - P = P^o . X_t

sehingga:

rP = P^o . X_t

dimana:
rP = penunman tekanan uap jenuh pelarut
P^o = tekanan uap pelarut murni
X_t = fraksi mol zat terlarut

Contoh:

Hitunglah penurunan tekanan uap jenuh air, bila 45 gram glukosa (Mr = 180) dilarutkan dalam 90 gram air !
Diketahui tekanan uap jenuh air murni pada 20^oC adalah 18 mmHg.

Jawab:

mol glukosa = 45/180 = 0.25 mol

mol air = 90/18 = 5 mol

fraksi mol glukosa = 0.25/(0.25 + 5) = 0.048

Penurunan tekanan uap jenuh air:

rP = P^o. X_t = 18 x 0.048 = 0.864 mmHg

Soal ;
Sebanyak 0,6 gram  urea, CO(NH2)2 dilarutkan dalam 180 gram air pada temperature 25^oC.Pada temperaturtesebut tekanan uap jenuh air adalah 23,4 mmHg.Tentukan Uap larutan ? (Ar C=12,O=16,N=14,H=1 ) 

 2. KENAIKAN TITIK DIDIH (rT_b)

Adanya penurunan tekanan uap jenuh mengakibatkan titik didih larutan lebih tinggi dari titik didih pelarut murni.

Untuk larutan non elektrolit kenaikan titik didih dinyatakan dengan:

                                    rTb = m . K_b

dimana:

         rTb = kenaikan titik didih (^oC)
             m = molalitas larutan
             K_b = tetapan kenaikan titik didih molal

Karena : m = (gr/Mr) . (1000/p) ; (gr menyatakan massa zat terlarut)

Maka kenaikan titik didih larutan dapat dinyatakan sebagai:
                                    rTb = (gr/Mr) . (1000/p) . K_b

Apabila pelarutnya air dan tekanan udara 1 atm, maka titik didih larutan dinyatakan sebagai:

                                   Tb = (100 + rTb)^oC

3. PENURUNAN TITIK BEKU ( rTf )

Untuk penurunan titik beku persamaannya dinyatakan sebagai :

                               rTf = m . K_f

dimana:

         rTf = Penurunan titik beku (^oC)
             m = molalitas larutan
             K_f = tetapan Penurunan titik beku molal

Karena : m = (gr/Mr) . (1000/p) ; (gr menyatakan massa zat terlarut)

Maka kenaikan titik didih larutan dapat dinyatakan sebagaif

                 rT_f = gr/M_r . 1000/p . K_f

dimana:

rT_f = penurunan titik beku
m = molalitas larutan
K_f = tetapan penurunan titik beku molal
gr  = massa zat terlarut
M_r = massa molekul relatif zat terlarut
p = massa pelarut

Apabila pelarutnya air dan tekanan udara 1 atm, maka titik beku larutannya dinyatakan sebagai:
                     T_f = (0 - rT_f)^oC

Tabel Tetapan kenaikan Titik didih Molal (K_b) dan Tetapan penurunan Titik Beku Molal (K_f) dari beberapa Pelarut (tekanan 1 atm)

Pelarut	Titik Didih (oC)	Kb	Titik Beku (oC)	Kf
Air	100,0	0,52	0,00	1,86
Asan asetat	118,3	3,07	16,6	3,57
Benzena	80,20	2,53	5,45	5,07
Klorofrom	61,20	2,63	-	-

Contoh :
Sebanyak 2,4 gram urea, CO(NH2)2 dilarutkan dalam 50 mL air. Tentukan titik beku larutan! Diketahui Kf air = 1,86 °C/m; Ar C = 12, N = 14, O =16
Penyelesaiannya ;

Diket ;

Massa urea  = 2,4 gram

Volume air = 50 ml

Kf = 1,86 °C/m

Tf = ....?

Mr CO(NH2)2 = ( 1 . Ar C) + (1 . Ar O) + (2 . Ar N)  + (4 . Ar H )

Mr CO(NH2)2 = ( 1 . 12 ) + (1 . 16) + (2 . 14)  + (4 . 1 ) =60

   ∆Tf = 1,488 °C

         Tf = 0 - ∆Tf =  - 1,488 °C

Soal ;
1. Untuk Menurunkan Titik Beku 250 ml air menjadi -0,2 ^oC pada tekanan 1 atm ( Kf=1,86 ),Berapa jumlah gula( Mr=342) yang harus dilarutkan ?

2. Larutan yang mengandung 20 gram zat non elektrolit dalam 1 liter air (massajenis air 1g/mL) mendidih pada suhu 100,52 °C. Jika Kb air = 0,52 °C, Berapa Mr zat non elektrolit tersebut ?

4. TEKANAN OSMOTIK (𝛑)

Tekanan osmotik adalah tekanan yang diberikan pada larutan yang dapat menghentikan perpindahan molekul-molekul pelarut ke dalam larutan melalui membran semi permeabel (proses osmosis).

Menurut VAN'T Hoff tekanan osmotik mengikuti hukum gas ideal:

      PV = nRT
Karena tekanan osmotik = 𝛑  maka :

   𝛑= n/V R T = C R T

dimana :
𝛑 = tekanan osmotik (atmosfir)
C = konsentrasi larutan (mol/liter= M)
R = tetapan gas universal = 0.082 liter.atm/mol^oK
T = suhu mutlak (^oK)

- Larutan yang mempunyai tekanan osmotik lebih rendah dari yang lain
  disebut larutan Hipotonis.
- Larutan yang mempunyai tekanan osmotik lebih tinggi dari yang lain
  disebut larutan Hipertonis.
- Larutan-larutan yang mempunyai tekanan osmotik sama disebut 
   Isotonis.

 Contoh Soal

      Suatu larutan non elektrolit sebanyak 24 gram dilarutkan dalam air hingga volumenya 250 ml dan mempunyai tekanan osmotic sebesar 32,8 atm pada suhu 27^oC.Jika tetapan R= 0,082 Latm/mol^oK.Hitung Mr zat tersebut ? 

  Penyelesaianya :

  Diketahui :

   mt= 24 gram

   V= 250 ml

   𝛑 = 32,8 atm

  t  = 27 C = 300 K

  R = 0,082

  Ditanya  Mr zat terlarut ?

  𝛑  = n/V R T

   𝛑 =  gr/M_r . 1000/v

   Mr =  gr/𝛑 . 1000/v

   Mr = (24/32,8) . (1000/ 250 ). 0,082 . 300

    Mr     =  72

Soal ;

Sebanyak 1,71 gram gula tebu, C12H22O11 dilarutkan dalam air, sehingga volumenya menjadi 250 mL. Bila Ar C = 12; O =16; H = 1, berapa tekanan osmotiknya pada suhu 27 ^oC?