- *Untuk menyelesaikan tugas kimia yg diberi oleh bapak Darwison,M.t
- *Untuk memahami materi tentang reaksi larutan dalam air.
- *Untuk menambah wawasan tentang reaksi larutan dalam air.
- Alat
- Gelas Kimia
- Bahan
- Larutan HCL
Larutan adalah campuran homogen dari dua zat atau lebih. Zat terlarut adalah zat yang hadir dalam jumlah yang lebih kecil, dan pelarut adalah zat yang hadir dalam jumlah yang lebih besar. Larutan bisa berupa gas (seperti udara), padat (seperti paduan logam), atau cairan (misalnya, air laut).
Pada bagian ini kita akan membahas tentang larutan, di mana zat terlarut awalnya adalah cairan atau padatan dan pelarutnya adalah air.
Sifat Elektrolit
Zat terlarut yang dilarutkan dalam air dapat dikategorikan menjadi larutan elektrolit dan non elektrolit. Elektrolit adalah zat yang jika dilarutkan dalam air menghasilkan larutan yang dapat menghantarkan listrik. Sedangkan nonelektrolit adalah zat terlarut yang jika dilarutkan dalam air tidak dapat menghantarkan listrik.
Perhatikan gambar berikut :(4.1)
Gambar 4.1. Pengaturan untuk membedakan antara larutan elektrolit dan larutan nonelektrolit. Kemampuan larutan untuk menghantarkan listrik tergantung pada jumlah ion yang dikandungnya. (a) Larutan nonelektrolit tidak mengandung ion, dan bola lampu tidak menyala. (b) Larutan elektrolit lemah mengandung sejumlah kecil ion, dan bola lampu menyala redup. (c) Suatu larutan elektrolit yang kuat mengandung sejumlah besar ion, dan bola lampu menyala terang. Jumlah molar zat terlarut adalah sama dalam ketiga larutan.
Tabel 4.1 Mencantumkan contoh zat terlarut yang dikelompokkan menjadi elektrolit kuat,
elektrolit lemah dan nonelektrolit.
*H₂SO₄ memiliki dua ion H⁺ terionisasi.
Air murni adalah elektrolit yang sangat lemah.
Senyawa ionik, seperti natrium klorida, kalium iodida (KI), dan kalsium nitrat [Ca(NO₃)₂],
adalah elektrolit yang kuat. Sangat menarik untuk dicatat bahwa cairan tubuh manusia
mengandung banyak elektrolit yang kuat dan lemah.
Asam dan basa juga merupakan elektrolit. Beberapa asam, termasuk asam klorida (HCl) dan
asam nitrat (HNO₃), adalah elektrolit yang kuat. Asam-asam ini diasumsikan terionisasi
seluruhnya dalam air; misalnya, ketika gas hidrogen klorida larut dalam air, gas ini mem-
bentuk ion H⁺ dan Cl⁻ yang terhidrasi. Kita menggunakan panah tunggal untuk mere-
presentasi ionisasi sempurna.
Di sisi lain, asam-asam tertentu, seperti asam asetat (CH₃COOH), yang memberikan rasa asam pada cuka, tidak terionisasi seluruhnya dan merupakan elektrolit yang lemah.
Ionisasi asam asetat ditulis dengan panah ganda untuk menunjukkan bahwa reaksi itu adalah reaksi reversibel; yaitu, reaksi yang dapat terjadi bolak-balik.
Air adalah pelarut yang sangat efektif untuk senyawa ionik. Ion Na⁺ dan Cl⁻ dipisahkan antara satu sama lain dan mengalami hidrasi, yaitu proses di mana ion dikelilingi oleh molekul air yang tersusun dengan cara tertentu.Hidrasi membantu menstabilkan ion dalam larutan dan mencegah kation bergabung dengan anion.
Gambar 4.2 Hidrasi ion Na⁺ dan Cl⁻
Contoh Soal :
Gambar berikut ini menunjukkan tiga senyawa AB₂ (a), AC₂ (b), dan AD₂ (c) yang
dilarutkan dalam air. Mana yang merupakan elektrolit terkuat dan mana yang terlemah?
(Untuk penyederhanaan, molekul air tidak diperlihatkan.)
Jawab : a) Elektrolit Lemah
b) Elektrolit kuat
c) Non elektrolit
Salah satu jenis reaksi yang umum terjadi dalam larutan air adalah reaksi pengendapan,yang menghasilkan produk yang tidak larut, atau endapan. Endapan adalah padatan tak larut yang terpisah dari larutan. Reaksi presipitasi biasanya melibatkan senyawa ionik. Misalnya, ketika larutan encer timbal (II) nitrat [Pb(NO₃)₂] ditambahkan ke dalam larutan kalium iodida (KI), terbentuk endapan timbal (II) iodida (PbI₂) berwarna kuning:
Pb(NO₃)₂(aq) + 2KI(aq) → PbI₂(s) + 2KNO₃(aq)
Kelarutan
Bagaimana kita bisa memprediksi apakah endapan akan terbentuk ketika senyawa ditambahkan ke larutan atau ketika dua larutan dicampur? Ini tergantung pada kelarutan zat terlarut. Kelarutan zat terlarut adalah jumlah maksimum zat terlarut yang akan larut dalam jumlah pelarut tertentu pada suhu tertentu. Kimiawan menyebut zat sebagai zat yang dapat larut, sedikit larut, atau tidak larut dalam arti kualitatif. Suatu zat dikatakan dapat larut jika \banyak zat yang tampak larut saat ditambahkan ke air. Semua senyawa ionik adalah elektrolit kuat, tetapi tidak sama larutnya.
Tabel 4.2 Aturan Kelarutan untuk Senyawa Ionik Umum dalam Air pada 25°C
Kita harus tetap mengingat aturan yang berguna berikut: semua senyawa ionik yang mengandung kation logam alkali; ion amonium; dan ion nitrat, bikarbonat, dan klorat adalah zat dapat larut. Untuk senyawa yang lain,kita perlu merujuk pada Tabel 4.2.
Gambar 4.4 Penampakan beberapa endapan. Dari kiri ke kanan: CdS, PbS, Ni (OH) 2, dan Al (OH)
Contoh Soal :
Kelompokkan senyawa ionik berikut sebagai dapat larut atau tidak dapat larut:
(a) perak sulfat(Ag₂SO₄),(b) kalsium karbonat (CaCO₃),(c) natrium fosfat (Na₃PO₄).
Jawab :
(a) Menurut Tabel 4.2, Ag₂SO₄ tidak dapat larut
(b) Ini adalah karbonat dan Ca adalah logam Golongan 2A. Oleh karena itu, CaCO₃ tidak
dapat larut.
(c) Natrium adalah logam alkali (Golongan 1A) jadi Na₃PO₄ larut.
Persamaan Molekul, Persamaan Ion, dan Persamaan Ion Bersih
à Persamaan yang menggambarkan presipitasi timbal (II) iodida disebut persamaan molekul
karena rumus-rumus senyawa ditulis seolah-olah semua spesi ada sebagai molekul atau satuan
utuh. Persamaan molekul berguna karena mengidentifikasi reagen [yaitu, timbal (II) nitrat dan kalium iodida].
Pb(NO₃)₂(aq) + 2KI(aq) → PbI₂(s) + 2KNO₃(aq)
à Ketika senyawa ionik larut dalam air, molekul dipecah menjadi kation dan anion
komponennya. Oleh karena itu, kembali ke reaksi antara kalium iodida dan timbal ( II)
nitrat, kita menulis
Pb²⁺(aq) + 2NO₃⁻(aq) + 2K⁺(aq) + 2I⁻(aq) → PbI₂(s) + 2K⁺(aq) + 2NO₃⁻(aq)
Persamaan tersebut adalah contoh persamaan ionik, yang menunjukkan spesi terlarut sebagai
ion bebas.Untuk melihat apakah endapan terbentuk dari larutan ini, pertama-tama kita meng
gabungkan kation dan anion dari senyawa yang berbeda; yaitu, PbI₂ dan KNO₃. Mengacu
pada Tabel 4.2, kita melihat bahwa PbI₂ adalah senyawa tidak dapat larut dan KNO₃ dapat
larut. Oleh karena itu, KNO₃ terlarut tetap dalam larutan sebagai ion K⁺ dan NO₃⁻ yang
terhidrasi, yang disebut ion penonton, atau ion yang tidak terlibat dalam reaksi keseluruhan.
Karena ion penonton muncul di kedua sisi persamaan, ion-ion ini dapat dihilangkan dari
persamaan ionik.
Pb²⁺(aq) + 2NO₃⁻(aq) + 2K⁺(aq) + 2I⁻(aq)→ PbI₂(s) + 2K⁺(aq) + 2NO₃⁻(aq)
Akhirnya, kita mendapatkan persamaan ion bersih, yang hanya menunjukkan spesi yang
benar-benar terlibat dalam reaksi pengendapan:
Pb²⁺(aq) + 2I⁻(aq)→ PbI₂(s)
Melihat contoh lain, kita menemukan bahwa ketika larutan barium klorida (BaCl₂)
ditambahkan ke dalam larutan natrium sulfat (Na₂SO₄), terbentuk endapan putih
(Gambar 4.5)
Gambar 4.5 Pembentukan endapan BaSO₄.
Oleh karena itu, kita menulis persamaan molekul sebagai berikut
BaCl₂(aq) + Na₂SO₄(aq) → BaSO₄(s) + 2NaCl(aq)
Persamaan ion untuk reaksi adalah
Ba²⁺(aq)+ 2Cl+ 2Cl⁻(aq)+ 2Na⁺(aq)+ SO₄²⁻ (aq) → BaSO₄(s) + 2Na⁺(aq) + 2Cl⁻(aq)
Menghilangkan ion penonton (Na⁺dan Cl⁻) di kedua sisi persamaan memberi kita persamaan
ion bersih.
Ba²⁺(aq) + SO₄²⁻ (aq) → BaSO₄(s)
Empat langkah berikut merangkum prosedur untuk menulis persamaan ion dan persamaan
ion bersih:
1. Tulis persamaan molekul yang setara untuk reaksi, menggunakan rumus yang benar untuk
senyawa reaktan dan produk ionik. Lihat Tabel 4.2 untuk memutuskan produk mana yang
tidak larut dan karena itu akan muncul sebagai endapan.
2. Tulis persamaan ion untuk reaksi. Senyawa yang tidak muncul sebagai endapan harus
ditampilkan sebagai ion bebas .
3. Identifikasi dan hilangkan ion penonton di kedua sisi persamaan. Tuliskan persamaan
ion bersih untuk reaksi.
4. Periksa apakah muatan dan jumlah atom setara dalam persamaan ion bersih.
ContohSoal :
Prediksikan apakah yang terjadi ketika larutan kalium fosfat (K₃PO₄) dicampur dengan
larutan kalsium nitrat [Ca(NO₃)₂]. Tuliskan persamaan ion bersih untuk reaksi ini!
Strategi :
Dari informasi yang diberikan, pertama-tama berguna untuk menulis persamaan tidak setara
K₃PO₄(aq)+ Ca(NO₃)₂(aq) → ?
Apa yang terjadi ketika senyawa ionik larut dalam air? Ion apa yang terbentuk dari pemisahan
K₃PO₄ dan Ca(NO₃)₂? Apa yang terjadi ketika kation bertemu anion dalam larutan?
Jawab :
Dalam larutan, K₃PO₄ terdisosiasi menjadi ion K⁺dan PO₄³⁻ dan Ca(NO₃)₂ terdisosiasimenjadi
ion Ca²⁺dan NO₃⁻. Menurut Tabel 4.2, ion kalsium (Ca²⁺)dan ion fosfat (PO₄³⁻)
akan membentuk senyawa yang tidak dapat larut, kalsium fosfat [Ca₃(PO₄)₂], sedangkan produk
lainnya, KNO , KNO₃ dapat larut dan tetap dalam larutan sebagai ion. Karena itu, ini adalah
reaksi presipitasi. Kita mengikuti prosedur bertahap yang baru saja dijelaskan.
Langkah 1: Persamaan molekul setara untuk reaksi ini adalah
2K₃PO₄(aq) + 3Ca(NO₃)₂(aq) → Ca₃(PO₄)₂(s) + 6KNO₃(aq)
Langkah 2: Untuk menulis persamaan ion, senyawa yang larut ditampilkan sebagai ion
terdisosiasi:
6K⁺(aq) + 2PO₄³⁻ (aq) + 3Ca²⁺(aq) + 6NO₃⁻(aq) → 6K⁺(aq) + 6NO₃⁻(aq) + Ca₃(PO₄)₂(s)
Langkah 3: Menghilangkan ion penonton (K⁺ dan NO₃⁻) di setiap sisi persamaan, kita
mendapatkan persamaan ion bersih:
3Ca²⁺(aq) + 2PO₄³⁻ (aq) → Ca₃(PO₄)₂(s)
Langkah 4: Perhatikan bahwa karena kita pertama-tama menyetarakan persamaan molekul,
persamaan ion bersih disetarakan dengan jumlah atom di setiap sisi dan jumlah muatan
positif (+6) dan negatif (-6) di sisi kiri adalah sama.
Sifat Umum Asam dan Basa
Kita mendefinisikan asam sebagai zat yang terionisasi dalam air menghasilkan ion H⁺
dan basa sebagai zat yang terionisasi dalam air menghasilkan ion OH. Definisi ini
dirumuskanoleh ahli kimia Swedia Svante Arrhenius
Asam
1) Asam memiliki rasa asam; misalnya, cuka berasa asam mengandung asam asetat,
lemon dan buah jeruk lainnya mengandung asam sitrat.
2) Asam menyebabkan perubahan warna indikator asam-basa; misalnya, asam
mengubah warna lakmus dari biru menjadi merah.
3) Asam bereaksi dengan logam tertentu, seperti seng, magnesium, dan besi, menghasilkan
gas hidrogen. Reaksi khas adalah antara asam klorida dan magnesium:
4) Asam bereaksi dengan karbonat dan bikarbonat, seperti Na₂CO₃, CaCO₃, dan NaHCO₃,
menghasilkan gas karbon dioksida (Gambar 4.6). Sebagai contoh,
5) Larutan asam dalam air menghantarkan arus listrik
Basa
1) Basa memiliki rasa pahit.
2) Basa terasa licin; misalnya, sabun, yang mengandung basa, menunjukkan sifat ini.
3) Basa menyebabkan perubahan warna indikator asam-basa; misalnya, basa mengubah
warna lakmus dari merah menjadi biru.
4) Larutan basa dalam air menghantarkan arus listrik.
Gambar 4.6. Sepotong papan tulis kapur, yang sebagian besar CaCO₃, bereaksi dengan asam klorida.
Asam dan Basa Brønsted
Definisi yang asam basa lebih luas diusulkan oleh ahli kimia Denmark Johannes Brønsted pada tahun 193. Asam Brønsted adalah donor proton, dan basa Brønsted adalah akseptor proton. Definisi Brønsted tidak memerlukan asam dan basa pada larutan dalam air. Asam hidroklorat adalah asam Brønsted karena ia menyumbangkan proton dalam air:
Akibatnya proton ada dalam bentuk terhidrasi. Proton terhidrasi, H₃O⁺, disebut ion hidronium.seperti gambar berikut.
 |
| HCl, H2O, H3O, Cl2 |
Gambar 4.7 Ionisasi HCl dalam air membentuk ion hidronium dan ion klorida.
Ionisasi asam klorida harus ditulis sebagai berikut:
Asam yang biasa digunakan di laboratorium meliputi asam hidroklorat (HCl), asam nitrat (HNO₃), asam asetat (CH₃COOH), asam sulfat (H₂SO₄), dan asam fosfat (H₃PO₄). Tiga asam pertama adalah asam monoprotik; yaitu, setiap satuan asam menghasilkan satu ion hidrogen setelah ionisasi:
Asam triprotik, yang menghasilkan tiga ion H⁺, jumlahnya relatif sedikit. Asam triprotik yang paling terkenal adalah asam fosfat, yang ionisasinya
Tabel 4.3 Beberapa Asam Kuat dan Asam Lemah Yang Umum
Natrium hidroksida (NaOH) dan barium hidroksida [Ba(OH)₂] adalah elektrolit yang kuat. Ini berarti bahwa keduanya seluruhnya terionisasi dalam larutan:
Ion OH⁻ dapat menerima proton sebagai berikut:
H⁺(aq) + OH⁻(aq) → H₂O(l)
Dengan demikian, OH⁻ adalah basa Brønsted.
Ammonia (NH₃) diklasifikasikan sebagai basa Brønsted karena dapat menerima ion H⁺ (Gambar 4.8):
NH₃(aq) + H₂O(l) ⇋ NH₄⁺(aq) + OH⁻(aq)
Basa kuat yang paling umum digunakan di laboratorium adalah natrium hidroksida. Basa itu murah dan mudah larut. Basa lemah yang paling umum digunakan adalah larutan amonia berair, yang kadang-kadang keliru disebut ammonium hidroksida.
Contoh
Klasifikasi masing-masing spesi berikut dalam larutan air sebagai asam atau basa Brønsted: (a) HBr, (b) NO₂⁻, (c) HCO₃
Jawab
(a) Kita tahu bahwa HCl adalah asam. Karena Br dan Cl keduanya adalah halogen (Golongan 7A), kita harapkan HBr, seperti HCl, terionisasi dalam air sebagai berikut:
HBr(aq) → H⁺(aq) + Br⁻(aq)
Oleh karena itu HBr adalah asam Brønsted.
(b) Dalam larutan, ion nitrit dapat menerima proton dari air membentuk asam nitrit:
NO₂⁻(aq) + H⁺(aq) → HNO₂(aq)
Sifat ini menjadikan NO₂⁻ basa Brønsted.
(c) Ion bikarbonat adalah asam Brønsted karena terionisasi dalam larutan sebagai berikut:
HCO₃⁻ (aq) ⇋ H⁺(aq) + CO₃²⁻(aq)
Ion ini juga merupakan basa Brønsted karena dapat menerima proton membentuk asam karbonat:
HCO₃⁻(aq) + H⁺(aq) ⇋ H₂CO₃(aq)
Reaksi Netralisasi Asam-Basa
Reaksi netralisasi adalah reaksi antara asam dan basa. Umumnya, reaksi larutan asam-basa berair menghasilkan garam dan air, yang merupakan senyawa ionik yang terdiri dari kation selain H⁺ dan anion selain OH⁻ atau O²⁻:
asam + basa → garam + air
Zat yang kita kenal sebagai garam meja atau garam dapur (NaCl) adalah produk dari reaksi asam-basa
HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H₂O(l)
Namun, karena asam dan basa adalah elektrolit yang kuat, keduanya sepenuhnya terionisasi dalam larutan berair. Persamaan ioniknya adalah
H⁺(aq) + Cl⁻(aq) + Na⁺(aq) + OH⁻(aq) → Na⁺(aq) + Cl⁻(aq) + H₂O(l)
Oleh karena itu, reaksi dapat direpresentasi oleh persamaan ion bersihH⁺(aq) + OH⁻(aq) → H₂O(l)
Baik Na⁺ maupun Cl⁻ adalah ion spektator.
Reaksi antara asam lemah seperti asam hidrosianat (HCN) dan basa kuat adalah
HCN(aq) + NaOH(aq) → NaCN(aq) + H₂O(l)
Karena HCN adalah asam lemah, HCN tidak terionisasi dalam larutan. Jadi, persamaan ionik ditulis sebagai
HCN(aq) + Na⁺(aq) + OH⁻(aq) → Na⁺(aq) + CN⁻(aq) + H₂O(l)
dan persamaan ion bersihnya adalah HCN(aq) + OH⁻(aq) → CN⁻(aq) + H₂O(l)
Berikut ini juga contoh reaksi netralisasi asam-basa, yang diwakili oleh persamaan molekul:
Persamaan yang terakhir terlihat berbeda karena tidak menunjukkan adanya air sebagai produk. Namun, jika kita menyatakan NH₃(aq) sebagai NH₄⁺(aq) dan OH⁻(aq), seperti yang dibahas sebelumnya, maka persamaannya menjadi
HNO₃(aq) + NH₄⁺(aq) + OH⁻(aq) → NH₄NO₃(aq) + H₂O(l)
Reaksi Asam-Basa Yang Membentuk Gas
Garam tertentu seperti karbonat (mengandung ion CO₃²⁻), bikarbonat (mengandung ion HCO₃⁻), sulfit (mengandung ion SO₃²⁻), dan sulfida (mengandung ion S²⁻) bereaksi dengan asam membentuk produk gas. Sebagai contoh, persamaan molekul untuk reaksi antara natrium karbonat (Na₂CO₃) dan HCl(aq) adalah (lihat Gambar 4.6)
Na₂CO₃(aq) + 2HCl(aq) → 2NaCl(aq) + H₂CO₃(aq)
Asam karbonat tidak stabil dan jika ada dalam larutan dalam konsentrasi yang cukup akan terurai sebagai berikut:
H₂CO₃(aq) → H₂O(l) + CO₂(g)
Reaksi serupa yang melibatkan garam lain yang disebutkan adalah
Reaksi asam-basa dapat dicirikan sebagai proses transfer proton, sedangkan golongan reaksi yang disebut oksidasi-reduksi, atau reaksi redoks, reaksi ini dianggap sebagai reaksi transfer-elektron.
Perhatikan pembentukan senyawa magnesium oksida (MgO) dari magnesium dan oksigen (Gambar 4.9):
2Mg(s) + O₂(g) → 2MgO(s)
Gambar 4.9 Magnesium dibakar dengan oksigen membentuk magnesium oksida
Magnesium oksida (MgO) adalah senyawa ionik yang tersusun dari ion Mg²⁺ dan O²⁻. Dalam reaksi ini, dua atom Mg melepaskan atau mentransfer empat elektron kepada dua atom O (dalam O₂). Untuk memudahkan, kita dapat menganggap proses ini sebagai dua langkah terpisah, pertama melibatkan lepasnya empat elektron dari dua atom Mg dan selanjutnya adalah penerimaan empat elektron oleh molekul O₂:
2Mg → 2Mg²⁺ + 4e⁻
O₂ + 4e⁻ → 2O²⁻
Masing-masing langkah ini disebut setengah reaksi, yang secara eksplisit menunjukkan elektron yang terlibat dalam reaksi redoks. Jumlah dari setengah reaksi memberikan reaksi keseluruhan:
2Mg + O₂ + 4e⁻ → 2Mg²⁺ + 2O²⁻ + 4e⁻
atau, jika kita menghilangkan elektron yang muncul di kedua sisi persamaan,
2Mg + O₂ → 2Mg²⁺ + 2O²⁻
Akhirnya, ion Mg²⁺ dan O²⁻ bergabung membentuk MgO:
2Mg²⁺ + 2O²⁻ → 2MgO.
Istilah reaksi oksidasi mengacu pada setengah reaksi yang melibatkan lepasnya elektron.
Reaksi reduksi adalah setengah reaksi yang melibatkan penambahan elektron. Dalam pembentukan magnesium oksida, magnesium dioksidasi. Magnesium dikatakan bertindak sebagai agen pereduksi (reduktor) karena menyumbangkan elektron ke oksigen dan menyebabkan oksigen direduksi. Oksigen direduksi dan bertindak sebagai agen pengoksidasi (oksidator) karena oksigen menerima elektron dari magnesium, menyebabkan magnesium teroksidasi. tingkat oksidasi dalam reaksi redoks harus sama dengan tingkat reduksi; yaitu, jumlah elektron yang dilepas oleh zat pereduksi harus sama dengan jumlah elektron yang diterima oleh zat pengoksidasi. Ketika seng logam ditambahkan ke dalam larutan yang mengandung tembaga (II) sulfat (CuSO₄), seng mereduksi Cu²⁺ dengan menyumbangkan dua elektron ke dalamnya:
Zn(s) + CuSO₄(aq) → ZnSO₄(aq) + Cu(s)
Dalam prosesnya, larutannya kehilangan warna biru yang menjadi ciri keberadaan ion Cu²⁺ terhidrasi (Gambar 4.10):
Zn(s) + Cu²⁺(aq) → Zn²⁺(aq) + Cu(s)
Setengah reaksi oksidasi dan reduksinya adalah
Zn → Zn²⁺ + 2e⁻
Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu
Demikian pula, logam tembaga mereduksi ion perak dalam larutan perak nitrat (AgNO₃):
Cu(s) + 2AgNO₃(aq) → Cu(NO₃)₂(aq) + 2Ag(s)
atau
Cu(s) + 2Ag⁺(aq) → Cu²⁺(aq) + 2Ag(s)
Bilangan Oksidasi (Biloks)
Definisi reduksi dan oksidasi tidak secara akurat mengkarakterisasi pembentukan hidrogen klorida (HCl) dan belerang dioksida (SO₂):
H₂(g) + Cl₂(g) → 2HCl(g)
S(s) + O₂(g) → SO₂(g)
Karena HCl dan SO₂ bukan senyawa ionik tetapi molekul, tidak ada elektron yang benar-benar ditransfer dalam pembentukan senyawa ini, seperti pada MgO. Namun demikian, para ahli kimia menemukan bahwa reaksi ini adalah reaksi redoks karena pengukuran secara eksperimen menunjukkan bahwa terdapat transfer sebagian elektron (dari H ke Cl dalam HCl dan dari S ke O dalam SO₂).
Untuk melacak elektron dalam reaksi redoks, penting untuk menetapkan bilangan oksidasi untuk reaktan dan produk. Sebagai contoh, kita dapat menulis ulang persamaan sebelumnya untuk pembentukan HCl dan SO₂ sebagai berikut:
Angka-angka di atas simbol unsur adalah bilangan oksidasi. Dalam kedua reaksi yang ditunjukkan, tidak ada muatan pada atom dalam molekul reaktan. Jadi, bilangan oksidasi molekul adalah nol.
Bilangan oksidasi mencerminkan jumlah elektron yang "ditransfer".
Gambar 4.10 Reaksi perpindahan logam dalam larutan. (a) Gelas pertama: Sebuah seng ditempatkan dalam larutan CuSO₄ biru. Segera ion Cu²⁺ direduksi menjadi logam Cu dalam bentuk lapisan gelap. Gelas kedua: Pada waktunya, sebagian besar ion Cu²⁺ direduksi dan larutan menjadi tidak berwarna. (b) Gelas pertama: Sepotong kawat Cu ditempatkan dalam larutan AgNO₃ yang tidak berwarna. Ion Ag⁺ direduksi menjadi logam Ag. Gelas kedua: Seiring berjalannya waktu, sebagian besar ion Ag⁺ direduksi dan larutan memperoleh warna biru yang khas karena adanya ion Cu²⁺ terhidrasi.
Kita menggunakan aturan berikut untuk menetapkan bilangan oksidasi:
1) Dalam unsur bebas (yaitu, dalam keadaan tidak terkombinasi), setiap atom memiliki bilangan oksidasi nol. Jadi, setiap atom dalam H₂, Br₂, Na, Be, K, O₂, dan P₄ memiliki bilangan oksidasi yang sama: yaitu nol.
2) Untuk ion yang hanya terdiri dari satu atom (yaitu, ion monatomik), bilangan oksidasi sama dengan muatan pada ion. Jadi, ion Li⁺ memiliki bilangan oksidasi +1; Ion Ba²⁺, +2; Ion Fe³⁺, +3; Ion I⁻, -1; Ion O²⁻, -2; dan seterusnya. Semua logam alkali memiliki bilangan oksidasi +1 dan semua logam alkali tanah memiliki bilangan oksidasi +2 dalam senyawanya. Aluminium memiliki bilangan oksidasi +3 dalam semua senyawanya.
3) Bilangan oksidasi oksigen dalam sebagian besar senyawa (misalnya, MgO dan H₂O) adalah -2, tetapi dalam hidrogen peroksida (H₂O₂) dan ion peroksida (O₂²⁻), adalah -1.
4) Bilangan oksidasi hidrogen adalah +1, kecuali ketika terikat pada logam dalam senyawa biner. Dalam kasus ini (misalnya, LiH, NaH, CaH₂), bilangan oksidasinya adalah -1.
5) Fluorin memiliki bilangan oksidasi -1 dalam semua senyawanya. Halogen lain (Cl, Br, dan I) memiliki bilangan oksidasi negatif ketika mereka muncul sebagai ion halida dalam senyawanya. Ketika dikombinasikan dengan oksigen — misalnya dalam asam okso dan anion okso (lihat Bagian 2.7) —halida memiliki bilangan oksidasi positif.
6) Dalam molekul netral, jumlah bilangan oksidasi semua atom harus nol. Dalam ion poliatomik, jumlah bilangan oksidasi semua unsur dalam ion harus sama dengan muatan bersih ion. Misalnya, dalam ion amonium (NH₄⁺) bilangan oksidasi N adalah -3 dan H adalah +1. Jadi jumlah bilangan oksidasi adalah -3 + 4 (+1) = +1, yang sama dengan muatan bersih dari ion.
7) Bilangan oksidasi tidak harus bilangan bulat. Misalnya, bilangan oksidasi O dalam ion superoksida, O₂⁻, adalah -½.
Kita menerapkan aturan sebelumnya untuk menetapkan bilangan oksidasi dalam Contoh berikut.
Contoh :
Tetapkan bilangan oksidasi untuk semua unsur dalam senyawa dan ion berikut ini: (a) Li₂O, (b) HNO₃, (c) Cr₂O₇²⁻
Jawab :
(a) Berdasarkan aturan 2 kita melihat bahwa litium memiliki bilangan oksidasi +1 (Li⁺) dan bilangan oksidasi oksigen adalah -2 (O²⁻).
(b) Ini adalah rumus untuk asam nitrat, yang menghasilkan ion H⁺ dan ion NO₃⁻ dalam larutan. Dari aturan 4 kita melihat bahwa H memiliki bilangan oksidasi +1. Dengan demikian gugus lain (ion nitrat) harus memiliki bilangan oksidasi bersih -1. Oksigen memiliki bilangan oksidasi -2, dan jika kita menggunakan x untuk mewakili bilangan oksidasi nitrogen, maka ion nitrat dapat ditulis sebagai
[N⁽Ë£⁾O₃⁽²⁻⁾]⁻
sehingga
x + 3(-2) = -1
atau
x = +5
(c) Dari aturan 6 kita melihat bahwa jumlah bilangan oksidasi dalam ion dikromat Cr₂O₇²⁻ harus -2. Kita tahu bahwa bilangan oksidasi O adalah -2, jadi yang tersisa hanyalah menentukan bilangan oksidasi Cr, yang kita misalkan disebut y. Ion dikromat dapat ditulis sebagai
sehingga
2(y) + 7(-2) = -2
atau
y = +6
Gambar 4.11 menunjukkan bilangan oksidasi yang diketahui dari unsur-unsur yang dikenal, diatur sesuai dengan posisinya di tabel periodik. Kita dapat meringkas isi gambar ini sebagai berikut:
Unsur logam hanya memiliki bilangan oksidasi positif, sedangkan unsur bukan logam dapat memiliki bilangan oksidasi positif atau negatif.Bilangan oksidasi tertinggi yang dimiliki unsur dalam Golongan 1A-7A adalah nomor golongannya. Sebagai contoh, halogen berada di Golongan 7A, jadi bilangan oksidasi tertinggi yang mungkin adalah +7.Logam transisi (Golongan 1B, 3B-8B) biasanya memiliki beberapa kemungkinan bilangan oksidasi.
Gambar 4.11 Bilangan oksidasi unsur dalam senyawanya. Bilangan oksidasi yang lebih umum berwarna merah.
Jenis-jenis Reaksi Redoks
1) Reaksi Pembentukan (Kombinasi)
Reaksi pembentukan adalah reaksi di mana dua atau lebih zat bergabung membentuk produk tunggal. Gambar 4.12 menunjukkan beberapa reaksi kombinasi. Sebagai contoh,
Gambar 4.12 Beberapa reaksi redoks kombinasi sederhana. (a) Belerang terbakar di udara membentuk belerang dioksida. (b) Pembakaran natrium dalam klorin membentuk natrium klorida. (c) Aluminium bereaksi dengan bromin membentuk aluminium bromida.
2) Reaksi Penguraian (dekomposisi)
Reaksi penguraian adalah kebalikan dari reaksi pembentukan (kombinasi). Secara khusus, reaksi dekomposisi adalah penguraian senyawa menjadi dua atau lebih komponen (Gambar 4.13). Sebagai contoh,
Gambar 4.13 (a) Pada pemanasan, merkuri (II) oksida (HgO) terurai membentuk merkuri dan oksigen. (b) Pemanasan kalium klorat (KClO₃) menghasilkan oksigen, yang mendukung pembakaran bilah kayu.
3) Reaksi pembakaran
Reaksi pembakaran adalah reaksi di mana suatu zat bereaksi dengan oksigen, biasanya dengan melepaskan panas dan cahaya menghasilkan api. Reaksi antara magnesium dan sulfur dengan oksigen yang dijelaskan sebelumnya adalah reaksi pembakaran. Contoh lain adalah pembakaran propana (C₃H₈), komponen gas alam yang digunakan untuk pemanasan dan memasak rumah tangga:
C₃H₈(g) + 5O₂(g) → 3CO₂(g) + 4H₂O(l)
Pengaturan bilangan oksidasi atom C dalam senyawa organik lebih banyak terlibat. Di sini, kita hanya fokus pada bilangan oksidasi atom O, yang berubah dari 0 menjadi -2.
4) Reaksi Perpindahan (substitusi)
Dalam reaksi substitusi (perpindahan), ion (atau atom) dalam suatu senyawa digantikan oleh ion (atau atom) unsur lain: Sebagian besar reaksi perpindahan masuk ke dalam salah satu dari tiga subkategori: perpindahan hidrogen, perpindahan logam, atau perpindahan halogen.
Perpindahan Hidrogen.
Semua logam alkali dan beberapa logam alkali tanah (Ca, Sr, dan Ba), yang merupakan unsur logam paling reaktif, akan menggantikan hidrogen dari air dingin (Gambar 4.14):
Gambar 4.14 Reaksi (a) natrium (Na) dan (b) kalsium (Ca) dengan air dingin. Perhatikan bahwa reaksinya lebih kuat dengan Na daripada dengan Ca.
Banyak logam, termasuk yang tidak bereaksi dengan air, mampu menggantikan hidrogen dari asam. Misalnya, seng (Zn) dan magnesium (Mg) tidak bereaksi dengan air dingin tetapi bereaksi dengan asam klorida, sebagai berikut:
Gambar 4.15 menunjukkan reaksi antara asam klorida (HCl) dan besi (Fe), seng (Zn), dan magnesium (Mg). Reaksi-reaksi ini digunakan untuk menyiapkan gas hidrogen di laboratorium.
Gambar 4.15 Reaksi (a) besi (Fe), (b) seng (Zn), dan (c) magnesium (Mg) dengan asam hidroklorida membentuk gas hidrogen dan logam klorida (FeCl₂ ZnCl₂, MgCl₂). Reaktivitas logam-logam ini tercermin dalam laju pembentukan gas hidrogen, yang paling lambat untuk logam yang paling tidak reaktif, Fe, dan tercepat untuk logam yang paling reaktif, Mg.
Perpindahan Logam.
Suatu logam dalam suatu senyawa dapat digantikan oleh logam lain dalam keadaan unsur. Cara mudah untuk memprediksi apakah reaksi substitusi logam atau hidrogen akan benar-benar terjadi adalah dengan merujuk pada seri aktivitas (kadang-kadang disebut seri elektrokimia), ditunjukkan pada Gambar 4.16. Pada dasarnya, seri aktivitas adalah ringkasan yang mudah dari hasil dari banyak kemungkinan reaksi perpindahan yang serupa dengan yang telah dibahas. Menurut seri ini, setiap logam di atas hidrogen akan memindahkannya dari air atau dari asam, tetapi logam di bawah hidrogen tidak akan bereaksi dengan air atau asam. Faktanya, setiap logam yang terdaftar dalam seri aktivitas akan bereaksi dengan logam apa saja (dalam senyawa) di bawahnya. Misalnya, Zn berada di atas Cu, sehingga logam seng akan menggantikan ion tembaga dari tembaga sulfat.
Gambar 4.16 Seri aktivitas untuk logam. Logam-logam tersebut diatur sesuai dengan kemampuannya untuk menggantikan hidrogen dari asam atau air. Li (litium) adalah logam yang paling reaktif, dan Au (emas) adalah yang paling tidak reaktif.
Reaksi substitusi logam menemukan banyak aplikasi dalam proses metalurgi, yang tujuannya adalah untuk memisahkan logam murni dari bijihnya. Sebagai contoh, vanadium diperoleh dengan memperlakukan vanadium (V) oksida dengan logam kalsium :
V₂O₅(s) + 5Ca(l) → 2V(l) + 5CaO(s)
Dalam setiap kasus, logam yang bertindak sebagai zat pereduksi terletak di atas logam yang direduksi (yaitu, Ca di atas V dan Mg di atas Ti) dalam seri aktivitas. Kita akan melihat lebih banyak contoh dari jenis reaksi ini di Bab 19.
Substitusi Halogen.
Seri aktivitas lainnya yang merangkum perilaku halogen dalam reaksi perpindahan halogen:
F₂ > Cl₂ > Br₂ > I₂
Kekuatan unsur-unsur ini sebagai zat pengoksidasi berkurang jika kita mengurutkan Golongan 7A dari florin ke iodin, sehingga molekul florin dapat menggantikan ion klorida, bromida, dan iodida dalam larutan.
Persamaan substitusi adalah
Persamaan ionik adalah
Molekul bromin, pada gilirannya, dapat menggantikan ion iodida dalam larutan
Membalikkan peran halogen tidak menghasilkan reaksi. Dengan demikian, brom tidak dapat menggantikan ion klorida, dan yodium tidak dapat menggantikan ion bromida dan klorida.
Reaksi perpindahan halogen memiliki aplikasi industri langsung. Halogen sebagai suatu gugus adalah yang paling reaktif dari unsur-unsur bukan logam. Semua halogen adalah agen pengoksidasi kuat. Akibatnya, halogen ditemukan di alam dalam keadaan gabungan (dengan logam) sebagai halida dan tidak pernah sebagai unsur bebas.
Memulihkan halogen dari halida mereka membutuhkan proses oksidasi, yang diwakili oleh
2X⁻ → X₂ + 2e⁻
di mana X menunjukkan unsur halogen. Air laut dan air asin alami (misalnya, air bawah tanah yang bersentuhan dengan endapan garam) adalah sumber yang kaya akan ion Cl₂, Br₂, dan I₂. Satu-satunya cara untuk melakukan oksidasi adalah dengan cara elektrolitik.
Bromin dibuat secara industri dengan mengoksidasi ion Br₂ dengan klor, yang merupakan agen pengoksidasi yang cukup kuat untuk mengoksidasi ion Br₂ tetapi bukan air:
2Br⁻(aq) → Br₂(l) + 2e⁻
Salah satu sumber terkaya ion Br₂ adalah Laut Mati — sekitar 4000 bagian per juta (ppm) berdasarkan massa semua zat terlarut di Laut Mati adalah Br. Setelah oksidasi ion Br₂, brom dihilangkan dari larutan dengan meniupkan udara ke atas larutan, dan campuran udara-bromin kemudian didinginkan untuk memadatkan bromin (Gambar 4.17).
Yodium juga dibuat dari air laut dan air garam alami oleh oksidasi ion I₂ dengan klorin. Karena ion Br₂ dan I₂ selalu ada di sumber yang sama, keduanya teroksidasi oleh klorin. Namun, relatif mudah untuk memisahkan Br₂ dari I₂ karena yodium adalah padatan yang sedikit larut dalam air. Prosedur peniupan udara akan menghilangkan sebagian besar bromin yang terbentuk tetapi tidak akan memengaruhi kehadiran yodium.
Gambar 4.17 Pembuatan industri brom (cairan merah berasap) dengan mengoksidasi larutan berair yang mengandung ion Br₂ dengan gas klor.
5) Reaksi disproporsionasi
Jenis reaksi redoks yang khusus adalah reaksi disproporsionasi. Dalam reaksi disproporsionasi, suatu unsur dalam satu keadaan oksidasi secara bersamaan dioksidasi dan direduksi. Satu reaktan dalam reaksi disproporsionasi selalu mengandung unsur yang dapat memiliki setidaknya tiga keadaan oksidasi. Unsur itu sendiri dalam keadaan oksidasi menengah; yaitu, tingkat oksidasi yang lebih tinggi dan lebih rendah ada untuk unsur tersebut dalam produk. Dekomposisi hidrogen peroksida adalah contoh dari reaksi disproporsionasi:
Di sini bilangan oksidasi oksigen dalam reaktan (-1) meningkat menjadi nol pada O₂ dan menurun menjadi -2 pada H₂O. Contoh lain adalah reaksi antara molekul klorin dan larutan NaOH:
Reaksi ini menjelaskan pembentukan zat pemutih rumah tangga, karena ion hipoklorit (ClO₂) yang mengoksidasi zat pembawa warna dalam noda, mengubahnya menjadi senyawa tidak berwarna.
Akhirnya, menarik untuk membandingkan reaksi redoks dan reaksi asam-basa. Keduanya analog dengan reaksi asam-basa yang melibatkan transfer proton sedangkan reaksi redoks melibatkan transfer elektron. Namun, sementara reaksi asam basa cukup mudah dikenali (karena selalu melibatkan asam dan basa), tidak ada prosedur sederhana untuk mengidentifikasi proses redoks. Satu-satunya cara yang pasti adalah membandingkan bilangan oksidasi dari semua unsur dalam reaktan dan produk. Setiap perubahan dalam bilangan oksidasi menjamin bahwa reaksi tersebut bersifat redoks.
Contoh
Klasifikasikan reaksi redoks berikut dan tunjukkan perubahan dalam bilangan oksidasi unsur:
(a) 2N₂O(g) → 2N₂(g) + O₂(g)
(b) 6Li(s) + N₂(g) → 2Li₃N(s)
(c) Ni(s) + Pb(NO₃)₂(aq) → Pb(s) + Ni(NO₃)₂(aq)
(d) 2NO₂(g) + H₂O(l) → HNO₂(aq) + HNO₃(aq)
Strategi
Tinjau definisi reaksi pembentukan, reaksi penguraian, reaksi pembakaran, reaksi perpindahan, dan reaksi disproporsionasi.
Penyelesaian
(a) Ini adalah reaksi penguraian karena satu reaktan diubah menjadi dua produk yang berbeda. Bilangan oksidasi N berubah dari +1 menjadi 0, sedangkan O berubah dari -2 menjadi 0.
(b) Ini adalah reaksi pembentukan (dua reaktan membentuk produk tunggal). Bilangan oksidasi Li berubah dari 0 menjadi +1 sedangkan N berubah dari 0 menjadi -3.
(c) Ini adalah reaksi perpindahan logam. Logam Ni menggantikan (mereduksi) ion Pb²⁺. Bilangan oksidasi Ni meningkat dari 0 menjadi +2 sedangkan Pb menurun dari +2 menjadi 0.(d) Bilangan oksidasi N adalah +4 dalam NO₂ dan +3 dalam HNO₂ dan +5 dalam HNO₃. Karena bilangan oksidasi dari unsur yang sama meningkat dan menurun, ini adalah reaksi disproporsionasi.
1) Prosedur Percobaan
- Siapkan alat dan bahan yang akan digunakan di library proteus
- Susunlah alat dan bahan tersebut seperti gambar di bawah ini
- Resistor 1 dan 2 diberi hambatan 2k, sedangkan Resistor 3 diberi hambatan 100
- Besar tegangan led dan buzzer adalah 2.2 V
- Sedangkan power yang digunakan tergantung atau sama dengan perangkat yang terhubung pada power tersebut
- Setelah semua komponen terangkai, maka cobalah untuk menjalankannya.
- Dekatkan senter pada sensor
- Jika rangkaian benar, maka lampunya akan hidup bersamaan dengan itu juga akan terdengar suara dari buzzernya.
- Jika senter dijauhkan maka lampu akan mati dan tidak menyala.
2) Rangkaian Simulasi
Download Videoklik disini
Download Simulasi Proteusklik disini
Download Gambar Rangkaianklik disini
Download HTMLklik disini
Download Datasheet Resistorklik disini
Download Datasheet TIP41klik disini
Download Datasheet Torch LDRklik disini
Download Datasheet 74LS00klik disini
Download Datasheet Buttonklik disini
Download Datasheet Buzzerklik disini
Download Datasheet LEDklik disini
Tidak ada komentar:
Posting Komentar