Reaksi redoks
1. Bilangan oksidasi
Bilangan
oksidasi secara sederhana dapat didefinisikan sebagai bilangan positif atau
negatif yang menunjuk pada muatan suatu spesies bila elektron-elektron dianggap
terdistribusi pada atom-atom menurut aturan tertentu. Aturan terdistribusi ini
dalah secara ionik bagi spesies heteronuklir yang artinya terjadi perpindahan
elektron kepada atom yang lebih bersifat elektronegatif, dan secara kovalen
murni bagi spesies homonuklir.
Bilangan oksidasi dapat ditentukan menurut aturan
berikut:
1. Bilanagn oksidasi untuk setiap atom unsur adalah
nol.
2. Bilangan oksidasi on monoatomik adalah sama dengan
muatan ion yang bersangkutan.
3. Jumlah aljabar bilanga oksidasi suatu spesies
poliatomik netral adalah nol, dan suatu spesies ion poliatomik sama dengan
muatan ion yang bersangkutan.
4. Dalam suatu senyawa, unsur yang lebih elektronegatif
mempunyai bilangan oksidasi negtif dan unsur yang lebih elektropositif
mempunyai bilangan oksidasi positif.
5. Untuk suatu senyawa dalam molekulnya tersusun lebih
dari satu atom yang sama, dikenal adanya bilangan oksidasi rata-rata maupun
bilangan oksidasi individual bagi masing-masing atom berdasarkan ikatannya.
Contoh:
H2O H O H
Biloks +1 -2 +1
2.
Persamaan Reaksi
Redoks
Pemahaman
tradisional tentang Reaksi redoks yaitu:
1. Reaksi oksidasi adalah rekasi pengikatan oksigen,
atau pelepasan hidrogen atau atau pelepasan elektron.
2. Reaksi reduksi adalah reaksi pelepasan oksigen atau
pengikatan hidrogen atau pengikatan elektron.
Sedangkan
pengertian lain rekasi oksidasi adalah reaksi kenaikan bilangan oksidasi dan
reaksi reduksi adalah reaksi penurunan bilangan oksidasi.
Kedua
reaksi ini selalu terjadi secara bersamaan, serentak, artinya ada spesies yang
teroksidasi dan spesies yang lainnya tereduksi.
Sebagai contoh :
Sebatang tembaga dicelupkan kedalam larutan perak
nitrat, maka lapisan putih mengkilat pada permukaan bantang tembaga dan larutan
berubah menjadi biru. Dalam hal ini bilangan oksidasi tembaga naik dari nol
menjadi +2 dan bilangan oksidasi perak turun dari +1 menjadi nol. Artinya
tembaga mengalami oksidasi dan perak mengalami reduksi.
Dengan persamaan reaksi sebagai berikut:
Cu(s)
+ 2AgNO3(ag) Cu(NO)3(aq) + 2 Ag(s)
Atau Cu(s) + 2 Ag+(ag) Cu2+(aq) +2 Ag(s)
Reaksi
redoks ini sering dinyatakan dengan penulisan setengah reaksi terpisah,
pelepasan elektron sebagai oksidasi dan penangkapan lektron sebagai reduksi:
Oksidasi : Cu(s)
Cu2+(aq)
+ 2e
Reduksi : 2
Ag+(ag) +2e 2 Ag(s)
Contoh lain:
H2S(g) + 2Fe3+(aq)
+ 2H2O(l) S(s)
+ 2Fe2+(aq) + 2H3O+(aq)
Biloks
-2 +3 0 +2
Oksidasi: H2S(g) + 2H2O(l) S(s)
+ 2H3O+(aq)
+ 2e
Reduksi: 2Fe3+(aq) + 2e 2Fe2+(aq)
Contoh:
Fe2+(ag) + MnO4-(ag) Fe3+(ag) + Mn2+(ag)
Untuk menyelesaikan reaksi redoks tersebut diperlukan
beberapa langkah:
1.
Mengenalai dua
setengah reaksi yaitu penurunan bilangan oksidasi besidan kenaikan biloks
mangan:
Oksidasi: Fe2+(aq) Fe3+(ag)
Reduksi: MnO4-(ag) Mn2+(ag)
2.
Menyetarakan
jenis atom yang langsung terlibat. Dalam hal ini besi dan mangan.
3.
Menyetarakan
jumlah atom-atom yang lain. Karena reaksi ini terjadi didalam air maka perlu
melibatkan H2O maupun H3O- atau (H+)
dalam suasana asam atau OH- dalam suasana basa.
a.
Dalam suasana
asam pihak yang kekurangan atom O ditambahkan molekul H2O sebanyak
kekurangannya, dan pihak yang kekurangan atom H ditambahkan ion H+
atau H3O- sebayak kekurangannya.
b.
Dalam suasana
basa pihak yang kelebihan atom O ditambahkan molekul H2O sebanyak
kelebihannya dan pihak lawan ditambahkan ion OH-.
Sehingga diperoleh dalam reaksi
tersebut (suasana asam):
Reduksi
: MnO4-(ag) + 8H+ Mn2+(ag)
+ 4H2O(l)
4.
Langkah
selanjutnya adalah menyetarakan muatan elektron.
Oksidasi: Fe2+(aq) Fe3+(ag)
+ e
Reduksi: MnO4-(ag) + 8H+
+ 5e Mn2+(ag)
+ 4H2O(l)
5.
Langkah terakhir
adalah menyetarakan jumlah elektron yang terlepas pada setengan reaksi oksidasi
dengan jumlah elektron yang ditangkap pada setengah reaksi tersebut menjadi
satu persamaan redoks.
Oksidasi: Fe2+(aq) Fe3+(ag)
+ e x 5
Reduksi: MnO4-(ag) + 8H+
+ 5e Mn2+(ag)
+ 4H2O(l)
MnO4-(ag)
+ 8H+ + Fe2+(aq) Mn2+(ag) + 5Fe3+(ag) + 4H2O(l)
Contoh
lain dalam suasana basa
Cl2(aq)
Cl-(aq) + ClO3-(aq)
1.
Oksidasi: Cl2(aq) ClO3-(aq)
Reduksi: Cl2(aq) Cl-(aq)
2.
Oksidasi: Cl2(aq) 2ClO3-(aq)
Reduksi: Cl2(aq) 2Cl-(aq)
3.
Karena dalam
suasana basa maka:
Cl2(aq) + 12 OH- 2ClO3-(aq) + 6
H2O(l)
4.
Oksidasi: Cl2(aq) + 12 OH- 2ClO3-(aq)
+ 6 H2O(l) + 10 e
Reduksi: Cl2(aq) + 2e 2Cl-(aq)
5.
Oksidasi: Cl2(aq) + 12 OH- 2ClO3-(aq)
+ 6 H2O(l) + 10 e
Reduksi: Cl2(aq) + 2e 2Cl-(aq) x 5
6Cl2(aq) + 12 OH-
2ClO3-(aq)
+ 6 H2O(l) + 10 Cl-(aq)
3. Aspek kuantitatif setengah reaksi
a.
Potensial
reduksi
Nilai potensial
reduksi setiap setengah reaksi dapat ditentukan dan sebagai contoh:
Cu2+(aq) + 2e
Cu(s) Eo
=+ 0,34 V
Cu(s) Cu2+(aq)
+ 2e Eo = - 0,34 V
Berlangsung
spontan tidaknya suatu reaksi redoks dapat diramalkan melalui nilai potensial
reduksi masing-asing setengah reaksinya. Agar reaksi redoks berjalan spontan
jumlah potensial reduksi standar kedua setengah reaksi yang bersangkutan harus
berharga positif. Sebagai contoh:
Cu2+(aq) + 2e
Cu(s) Eo
=+ 0,34 V
2Ag+(ag) + 2e 2Ag(s) Eo =+ 0,80 V
Reaksi redoks
yang mungkin adalah reduksi Ag+ oleh logam Cu atau oksidasi Cu oleh
ion Ag+. Dengan persamaan:
2Ag+(ag) + 2e 2Ag(s) Eo =+ 0,80 V
Cu(s) Cu2+(aq)
+ 2e Eo =- 0,34 V
+
∆Eo=
+0,46 V
Jadi jika satu sel dibangun oleh Cu(s) Cu2+(aq) ║Ag+(aq) Ag(s)
Dengan nilai potensial standar ∆Eo=
+0,46 V. Cara penulisan lambang sel ini adalah anode ║katode. ║adalah jembatan
garam penghubung, adalah pembatas fase yang berbeda dan jika
fasenya sama maka dipisahkan dengan tanda koma.
b.
Sel kosentrasi
Variasi
nilai potensial terhadap konsentrasi dinyatakan dalam bentuk persamaan nernst:
E=Eo
-
ln
atau E=Eo
–
log
dengan:
R=
tetapan gas ideal 8,31 VC mol-1K-1
T=temperatur
(kelvin)
n=
jumlah mol
F=
tetapan fareday 9,65x 104C mol-1
Eo=potensial
reduksi standar (1 mol L-1 untuk larutan dan tekanan 100 kPa untuk
gas)
Contoh:
MnO4-(ag)
+ 8H+ + 5e Mn2+(ag)
+ 4H2O(l) Eo= +1,70V
Dalam
kondisi asam[H+] = 1 mol/L dan T=298 K, [MnO4-]
= 1 mol/L.
Sehingga
menurut persamaan nernst diperoleh:
E=+1,70V
–
ln
E=+1,70V
–5,13x 10-3V ln
E=+1,70V
–5,13x 10-3V ln
1x1032
E=
+1,32 V
c.
Potensial eletronde sebagai fungsi termodinamik
Hubungan
potensial dengan energi bebas dinyatakan dengan
∆G=
- nFEo
Dengan:
∆G=
perubahan energi bebas standar
n=
jumlah mol elektron yang teribat
F=
tetapan fareday J V-1mol-1
E0=
potensial elektrode standar
2Ag+(ag) + 2e 2Ag(s) ∆Go=-2F(+ 0,80) V
Cu(s) Cu2+(aq)
+ 2e ∆Go =-2F(-
0,34 )V +
2Ag+ (ag) +
Cu(s) 2Ag(s) + Cu2+(aq) ∆Go=-0,92
FV
Jadi proses redoks tersebut memiliki energi bebas
standar sebesar
Eo= - ∆Go/ nF
=
-(0,92FV)/2F = +0,46V
Tidak ada komentar:
Posting Komentar