BAB 6 membahas larutan elektrolit dan konsep redoks. Larutan elektrolit dapat menghantar listrik karena mengandung ion yang bergerak bebas, seperti NaCl dan HCl. Konsep redoks berkembang dari pengikatan dan pelepasan oksigen menjadi pelepasan dan penerimaan elektron. Bilangan oksidasi menunjukkan muatan atom dalam senyawa.

1. BAB 6
LARUTAN ELEKTROLIT
DAN KONSEP REDOKS
6.1 Larutan Elektrolit dan
Nonelektrolit
6.2 Reaksi Redoks

2. Larutan Elektrolit dan Nonelektrolit
Larutan dapat dibedakan atas:
a. Larutan elektrolit, yaitu larutan
yang dapat menghantarkan listrik
b. Larutan nonelektrolit, yaitu
larutan yang tidak dapat
menghantarkan listrik
Air tidak menghantarkan listrik
(lampu pijar tidak menyala),
sedangkan larutan HCl dan
larutan NaOH menghantar
listrik (lampu pijar menyala).

3. Teori Ion Svante Arrhenius
Menurut Arrhenius, larutan elektrolit dapat menghantar listrik
karena mengandung ion-ion yang dapat bergerak bebas. Ion-ion
itulah yang menghantar arus listrik melalui larutan NaCl,
HCl, NaOH, dan CH3COOH tergolong elektrolit.
Zat-zat ini dalam air terurai menjadi ion-ion berikut.
NaCl Na (aq) + Cl (aq)
HCl(g) H (aq) + Cl (aq)
NaOH(s) Na (aq) + OH (aq)
CH3COOH(l) CH3COO (aq) + H (aq)
Contoh:
C2H5OH(l) C2H5OH(aq)
etanol
CO(NH2)(s) CO(NH2)2(aq)
urea
+ -
+ -
+ -
+ -

4. Elektrolit Senyawa Ion dan Senyawa Kovalen Polar
Perbedaan antara elektrolit senyawa ion dengan senyawa
kovalen polar disimpulkan sebagai berikut.

5. Elektrolit Kuat dan Elektrolit Lemah
Perbedaan antara elektrolit kuat dan elektrolit lemah.
a. Larutan magnesium klorida merupakan elektrolit kuat. Zat
terlarut mengion sempurna.
b. Larutan asam cuka adalah lemah. Zat terlarut mengion
sebagian kecil.

6. Banyak-sedikitnya elektrolit yang mengion dinyatakan dengan
derajat ionisasi atau derajat disosiasi (ἀ).
• Jika semua zat yang dilarutkan mengion, maka derajat
ionisasinya = 1
• Jikatidak ada yang mengion, maka derajat ionisasinya = 0.
Zat elektrolit yang mempunyai derajat ionisasi besar
(mendekati 1) kita sebut elektrolit kuat, sedangkan yang
derajat ionisasinya kecil (mendekati 0) kita sebut elektrolit
lemah.

7. Contoh:
Elektrolit kuat:
Larutan garam dapur (NaCl),larutan asam sulfat
(H2SO4), larutan asam klorida (HCl), dan larutan
natrium hidroksida.
Elektrolit lemah:
Larutan asam cuka (CH3COOH) dan larutan
amonia (NH3).

8. Perkembangan Konsep Reduksi dan Oksidasi
a. Oksidasi-Reduksi sebagai Pengikatan dan Pelepasan Oksigen
- Oksidasi adalah pengikatan oksigen.
- Reduksi adalah elepasan oksigen.
- Sumber oksigen pada reaksi oksidasi disebut oksidator.
- Zat yang menarik oksigen pada reaksi reduksi disebut
reduktor.
Gas metana bereaksi dengan oksigen menghasilkan panas yang dapat digunakan
untuk memasak.

9. b. Oksidasi-Reduksi sebagai Pelepasan dan
Penerimaan Elektron
- Oksidasi adalah pelepasan elektron.
- Reduksi adalah penyerapan elektron.
- Oksidator = menangkap elektron; mengalami
reduksi.
- Reduktor = melepas elektron; mengalami oksidasi.

10. b. Oksidasi-Reduksi sebagai Penambahan dan
Penurunan Bilangan Oksidasi
- Oksidasi adalah pertambahan bilangan oksidasi.
- Reduksi adalah penurunan bilangan oksidasi.
- Oksidator = mengalami penurunan bilangan
oksidasi.
- Reduktor = mengalami pertambahan bilangan
oksidasi.

11. Bilangan Oksidasi
Besarnya muatan yang diemban oleh suatu atom dalam
suatu senyawa, jika semua elektron ikatan didistribusikan
kepada unsur yang lebih elektronegatif.
Contoh:
Bilangan oksidasi H dan O dalam H2O
Rumus Lewis H2O
Oleh karena O lebih elektronegatif daripada H, maka elektron ikatan
didistribusikan pada atom O. Jadi, bilangan oksidasi O = -2, sedangkan H
masing-masing = +1.

12. Contoh:
Bilangan oksidasi O dan F dalam OF2.
Rumus Lewis OF2 adalah:
Oleh karena F lebih elektronegatif daripada O, maka
elektron ikatan didistribusikan pada atom F. Jadi, bilangan
oksidasi F = -1 dan O = +2.

13. Aturan Menentukan Bilangan Oksidasi
1. Unsur bebas mempunyai bilangan oksidasi = 0
2. Flourin, unsur yang paling elektronegatif dan membutuhkan 1 tambahan
elektron, mempunyai bilangan oksidasi -1 pada semua senyawanya
3. Bilangan oksidasi unsur logam selalu bertanda positif.
4. Bilangan oksidasi suatu unsur dalam suatu ion tunggal sama dengan
muatannya
5. Bilangan oksidasi H umumnya = +1, kecuali dalam senyawanya dengan
logam, bilangan oksidasi H = -1
6. Bilangan oksidasi O umumnya = -2
7. Jumlah bilangan oksidasi unsur-unsur dalam suatu senyawa = 0
8. Jumlah bilangan oksidasi unsur-unsur dalam suatu ion poliatom =
muatannya

14. Contoh Menentukan Bilangan Oksidasi
a. CH4 : Bilangan oksidasi (b.o) H = +1 -4 +1 bilangan oksidasi b.o C + (4 x
b.o H) = 0 C H4
b.o C + (4 x (+1)) = 0 -4 +4 jumlah bilangan
Maka, b.o C = -4 oksidasi
c. H2S2O7 : Bilangan oksidasi H = +1
Bilangan oksidasi O = -2 +1 +6 -2
(2 x (+1)) + (2 x b.o S) + (7 x (-2)) = 0 H2 S2 O7
2 x b.o S = +12 +2 +12 -14
Maka, b.o S = + 12 = +6
2
d. CrO7 : Bilangan oksidasi O = -2 +6 -2
(2 x b.o Cr) + (7 x (-2)) = -2 Cr2 O7
2 x b.o Cr = +12 +12 -14
Maka b.o Cr = +6
2-
2-

15. Reaksi Disproporsionasi dan Reaksi Konproporsionasi
Reaksi disproporsionasi adalah reaksi redoks yang oksidator dan reduktornya
merupakan zat yang sama. Jadi, sebagian dari zat itu mengalami oksidasi, dan
sebagian lagi mengalami reduksi.
Contoh:
Reaksi antara klorin dengan larutan NaOH:
0 -1 +1
Cl2(g) + 2NaOH(aq) NaCl(aq) + NaClO(aq) + H2O(l)
Reaksi disproporsionasi adalah reaksi redoks yang oksidator dan reduktornya
merupakan zat yang sama. Jadi, sebagian dari zat itu mengalami oksidasi, dan
sebagian lagi mengalami reduksi.
Contoh:
Reaksi antara klorin dengan larutan NaOH:
-2 +4 0

16. Tata Nama IUPAC
Banyak unsur yang dapat membentuk senyawa dengan lebih dari satu
macam tingkat oksidasi. Salah satu cara yang disarankan IUPAC untuk
membedakan adalah dengan menuliskan bilangan oksidasinya dalam tanda
kurung dengan angka Romawi.
Contoh:
a. Senyawa ion
Cu2S : tembaga(I) sulfida
CuS : tembaga(II) sulfida
c. Senyawa kovalen
N2O : nitrogen(I) oksida
N2O3 : nitrogen(III) oksida
Namun demikian, tata nama senyawa kovalen biner yang lebih umum
digunakan adalah dengan cara menyebutkan angka indeksnya.
N2O : dinitrogen monoksida
N2O3 : dinitrogen trioksida