Kimia

Materi Kelas XII - Semester I
Konsetrasi Larutan

Konsetrasi larutan merupakan cara untuk menyatakan hubungan kuantitatif antara zat terlarut
dan pelarut.

Konsentrasi : jumlah zat tiap satuan volum (besaran intensif)
Larutan encer : jumlah zat terlarut sangat sedikit
Larutan pekat : jumlah zat terlarut sangat banyak
Cara menyatakan konsentrasi: molar, molal, persen, fraksi mol, bagian per sejuta
(ppm), dll

Molaritas (M)

Molaritas adalah jumlah mol zat terlarut dalam satu liter larutan. Rumus Molaritas adalah :

Contoh :

Berapakah molaritas 0.4 gram NaOH (Mr = 40) dalam 250 mL larutan ?

Jawab :

Normalitas (N)

Normalitas merupakan jumlah mol-ekivalen zat terlarut per liter larutan. Terdapat hubungan
antara Normalitas dengan Molaritas, yaitu :

Mol-ekivalen :

Asam/basa: jumlah mol proton/OH- yang diperlukan untuk menetralisir suatu asam /
basa.

Contoh :

1 mol Ca(OH)2 akan dinetralisir oleh 2 mol proton;

1 mol Ca(OH)2 setara dengan 1 mol-ekivalen; Ca(OH)2 1M = Ca(OH)2 2N

Redoks : jumlah mol elektron yang dibutuhkan untuk mengoksidasi atau mereduksi
suatu unsur

Contoh :

1 mol Fe+3 membutuhkan 3 mol elektron untuk menjadi Fe;

1 mol Fe+3 setara dengan 3 mol-ekivalen;

Fe+3 1 M = Fe+3 3 N atau Fe2O3 6 N

Molalitas (m)

Molalitas adalah jumlah mol zat terlarut dalam 1000 gram pelarut.

Rumus Molalitas adalah :

Contoh :

Berapa molalitas 4 gram NaOH (Mr=40) dalam 500 gram air?

Jawab :

molalitas NaOH

= (4/40)/500 g air

= (0.1 x 2 mol)/1000 g air

= 0,2 m

Fraksi Mol (X)

Fraksi mol adalah perbandingan antara jumlah mol suatu komponen dengan jumlah total
seluruh komponen dalam satu larutan. Fraksi mol total selalu satu. Konsentrasi dalam bentuk
ini tidak mempunyai satuan karena merupakan perbandingan.

Contoh :

Suatu larutan terdiri dari 2 mol zat A, 3 mol zat B, dan 5 mol zat C. Hitung fraksi mol
masing-masing zat !

Jawab :

XA = 2 / (2+3+5) = 0.2
XB = 3 / (2+3+5) = 0.3
XC = 5 / (2+3+5) = 0.5

XA + XB + XC = 1

Persen Berat (% w/w)

Persen berat menyatakan jumlah gram berat zat terlarut dalam 100 gram larutan.

Contoh :

Larutan gula 5%, berarti dalam 100 gram larutan gula terdapat :

(5/100) x 100 gram gula = 5 gram gula
(100 – 5) gram air= 95 gram air

Bagian per juta (part per million, ppm)

ppm = massa komponen larutan (g) per 1 juta g larutan. Untuk pelarut air : 1 ppm setara
dengan 1 mg/liter.

A. Apakah Larutan Itu?
Larutan adalah campuran yang bersifat homogen atau serbasama. Jika Anda melarutkan 2
sendok makan gula putih (pasir) ke dalam segelas air, maka Anda telah mendapatkan larutan
gula.

B. Perbedaan Larutan Berdasarkan
Daya Hantar Listrik
Berdasarkan daya hantar listriknya, larutan terbagi menjadi 2 golongan yaitu larutan elektrolit
dan larutan non elektrolit. Sedangkan elektrolit dapat dikelompokkan menjadi larutan
elektrolit kuat dan elektrolit lemah sesuai skema penggolongan berikut.

Bagaimanakah Anda dapat dengan mudah mengelompokkan larutan ke dalam elektrolit kuat,
elektrolit lemah ataupun non elektrolit?

Larutan elektrolit adalah larutan yang dapat menghantarkan arus listrik. Sedangkan larutan
non elektrolit tidak dapat menghantarkan listrik.

Elektrolit Kuat
- terionisasi sempurna
- menghantarkan arus listrik
- lampu menyala terang
- terdapat gelembung gas

Larutan elektrolit kuat dapat berupa :
Asam Kuat : HCl, H2SO4, HNO3, HClO4
Basa Kuat : NaOH, KOH, Ca(OH)2
Garam : NaCl, K2SO4, CaCl2
Garam adalah senyawa yang terbentuk dari sisa asam dan basa dengan reaksi sebagai berikut
:

Asam + Basa ---> Garam + H2O misal,

2HCl + Ca(OH)2 ---> CaCl2 + 2H2O

dari reaksi di atas terlihat garam tersusun dari gabungan Cl- sebagai ion negatif (anion) dan
Ca2+ sebagai ion positif (kation), contoh ion2 lain yang dapat membentuk garam yakni :

Kation : Na+, L+, K+, Mg2+, Ca2+, Sr2+, Ba2+, NH4+
-
Anion : Cl , Br-, I-, SO42-, NO3-, ClO4-, HSO-, CO32-, HCO32-

sebagai contoh garam yang dapat terbentuk dari gabungan kation dan anion di atas antara lain
:

Penggabungan ion2 di atas berdarkan prinsip KPK yang kita pelajari sewaktu di SD....sebagai
contoh muatan Mg adalah +2 sedangkan Br adalah -1 agar seimbang Mg cukup sebuah
sedangkan Br nya dua buah sehingga menjadi MgBr2. Saat terurai Br tidak menjadi Br2
namun kembali ke bentuk semula Br sebanyak dua buah.

Elektrolit Lemah
- terionisasi sebagian
- menghantarkan arus listrik
- lampu menyala redup
- terdapat gelembung gas

Daya hantarnya buruk dan memiliki derajat ionisasi (kemampuan mengurai menjadi ion2nya)
kecil. Makin sedikit yang terionisasi, makin lemah elektrolit tersebut. Dalam persamaan
reaksi ionisasi elektrolit lemah ditandai dengan panah dua arah (bolak-balik) artinya reaksi
berjadal dua arah...di satu sisi terjadi peruraian dan di sisi lain terbentuk kembali ke bentuk
senyawa mula2.

Contoh larutan elektrolit lemah adalah semua asam lemah dan basa lemah.....asam adalah
yang menghasilkan/melepas H+ dan basa yang menghasilkan OH- atau menangkap H+

misalnya :

kekuatan elektrolit lemah ditentukan oleh derajad dissosiasinya.....yang dirumuskan :

maka berdasarkan rumus di atas untuk mendapatkan jumlah zat mengion dilakukan dengan
cara mengalikan jumlah sat mula2 dengan derajat dissosiasinya....semakin besar harga derajat
dissosiasinya maka semakin banyak konsentrasi larutan yang terurai menjadi ion2ya
(mengion)

Non Elektrolit
- tidak terionisasi
- tidak menghantarkan arus listrik
- lampu tidak menyala

Contoh :
C6H12O6 (amilum/karbohidrat), C12H22O11, CO(NH2)2 (Urea) dan C2H5OH (Alkohol/etanol),
dll

Penyebab Larutan Elektrolit dapat Menghantarkan
Listrik
Sebagai contoh larutan elektrolit adalah HCl....Larutan HCl di dalam air mengurai menjadi
kation (H+) dan anion (Cl-). Terjadinya hantaran listrik pada larutan HCl disebabkan ion H+
menangkap elektron pada katoda dengan membebaskan gas Hidrogen (H2). Sedangkan ion-
ion Cl- melepaskan elektron pada anoda dengan menghasilkan gas klorin (Cl2).

Perhatikan gambar berikut.

Hubungan Elektrolit dengan Jenis Ikatan Kimia
Jika diperhatikan lebih teliti dari jenis ikatannya, larutan elektrolit ada yang berasal dari
ikatan ionik dan ada juga yang berasal dari ikatan kovalen polar....Sebagai contoh larutan
NaCl dan NaOH berasal dari senyawa ion, sedangkan HCl, CH3COOH, NH4Cl berasal dari
senyawa kovalen (tentang jenis2 akan saya bahas dalam artikel tersendiri)

Daya Hantar Listrik Senyawa Ion :
Dapatkah Anda membedakan daya hantar listrik untuk garam pada saat kristal,
lelehan dan larutan?

NaCl adalah senyawa ion, jika dalam keadaan kristal sudah sebagai ion-ion, tetapi ion-ion itu
terikat satu sama lain dengan rapat dan kuat, sehingga tidak bebas bergerak. Jadi dalam
keadaan kristal (padatan) senyawa ion tidak dapat menghantarkan listrik, tetapi jika garam
yang berikatan ion tersebut dalam keadaan lelehan atau larutan, maka ion-ionnya akan
bergerak bebas, sehingga dapat menghantarkan listrik.
Pada saat senyawa NaCl dilarutkan dalam air, ion-ion yang tersusun rapat dan terikat akan
tertarik oleh molekul-molekul air dan air akan menyusup di sela-sela butir-butir ion tersebut
(proses hidasi) yang akhirnya akan terlepas satu sama lain dan bergerak bebas dalam larutan.

NaCl (s) + air ---> Na+(aq) + Cl-(aq)

Daya Hantar Listrik Senyawa Kovalen

Senyawa kovalen terbagi menjadi senyawa kovalen non polar misalnya : F 2, Cl2, Br2, I2, CH4
dan kovalen polar misalnya : HCl, HBr, HI, NH3. Dari hasil percobaan, hanya senyawa yang
berikatan kovalen polarlah yang dapat menghantarkan arus listrik.

Bagaimanakah hal ini dapat dijelaskan?

Kalau kita perhatikan, bahwa HCl merupakan senyawa kovalen di atom bersifat polar,
pasangan elektron ikatan tertarik ke atom Cl yang lebih elektro negatif dibanding dengan
atom H. Sehingga pada HCl, atom H lebih positif dan atom Cl lebih negatif.

Struktur lewis:

Jadi walaupun molekul HCl bukan senyawa ion, jika dilarutkan ke dalam air maka larutannya
dapat menghantarkan arus listrik karena menghasilkan ion-ion yang bergerak bebas. Jadi
ikatan kovalen polar di dalam air mampu terurai menjadi ion2 penyusunnya.

Apakah HCl dalam keadaan murni dapat menghantarkan arus listrik?

Karena HCl dalam keadaan murni berupa molekul-molekul tidak mengandung ion-ion, maka
cairan HCl murni tidak dapat menghantarkan arus listrik. namun dalam kenyataannya karena
HCl berbentuk cair tidak ada HCl yang benar2 murni 100% sehingga HCl dan ikatan kovalen
lainnya yang berbentuk cair bukannya tidak dapat menghantarkan listrik namun sukar dalam
menghantarkan listrik.

Untuk dapat membedakan larutan elektrolit ionik dan kovalen perhatikanlah contoh2 di
bawah ini :

Cara Menentukan Kekuatan Larutan Elektrolit
kekuatan larutan elektroit ditentukan oleh beberapa faktor :

Jenis larutan elektrolit, tentu saja elektrolit kuat dalam konsentrasi yang sama atau
hampir sama mempunyai kekuatan jauh lebih besar jika dibanding larutan
nonelektrolit. Sebab dalam larutan non elektrolit lemah hanya sebagian kecil larutan
yang terurai menjadi ion2nya (misal dengan derajat dissosiasi = 0,00001 berarti yang
terurai hanya 0,001% dari total konsentrasinya) sedangkan larutan elektrolit kuat
hampir semuanya terurai (100% dari konsentrasi terurai)
Kadar/Konsentrasinya, bila sama jenisnya (sama2 elektrolit lemah atau sama2
elektrolit kuat) kekuatan larutan elektrolit ditentukan oleh konsentrasinya...semakin
besar konsentrasi maka semakin besar kekuatannya. karena semakin banyak yang
mengion.
Jumlah ion yang terbentuk per molekul, konsentrasi larutan bukan satu2nya faktor
yang mempengaruhi kekuatan larutan elektrolit....jumlah ion yang terbentuk per
molekul pun juga punya pengaruh. sebagai contoh coba kalian perhatikan reaksi

penguraian KCl dan CaCl2 pada contoh penguraian sebelumnya....dalam reaksi
tersebut tiap satu molekul KCl menghasilkan 2 ion yaitu satu ion K+ dan satu ion Cl-
sedangkan dalam reaksi penguraian CaCl2 menghasilkan satu ion Ca+ dan dua ion Cl-
....sehingga total Kcl menghasilkan 2 ion dan CaCl menghasilkan 3 ion.

misalnya :

Bandingkan kekuatan 0,3 K KCl dengan 0,2 M CaCl...?
Jawab :
Karena keduanya merupakan elektrolit kuat maka konsentrasi dan jumlahion per molekol lah
yang menentukan...
Konsentrasi Ion pada KCl = 0,3 M.2 ion = 0,6 M
Konsentrasi Ion CaCl2 = 0,2 M.3 ion = 0,6 M

berarti kekuatan elektrolit kedua larutan tersebut sama....

Sifat Koligatif Larutan

Gambaran umum sifat koligatif

Sifat koligatif larutan adalah sifat larutan yang tidak tergantung pada macamnya zat
terlarut tetapi semata-mata hanya ditentukan oleh banyaknya zat terlarut (konsentrasi zat
terlarut).

Apabila suatu pelarut ditambah dengan sedikit zat terlarut (Gambar 6.2), maka akan didapat
suatu larutan yang mengalami:

1. Penurunan tekanan uap jenuh
2. Kenaikan titik didih
3. Penurunan titik beku
4. Tekanan osmosis

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.

Penurunan Tekanan Uap Jenuh

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 penguapan berkurang.

Gambaran penurunan tekanan uap

Menurut Roult :

p = po . XB

keterangan:

p : tekanan uap jenuh larutan

po : tekanan uap jenuh pelarut murni

XB : fraksi mol pelarut

Karena XA + XB = 1, maka persamaan di atas dapat diperluas menjadi :

P = Po (1 – XA)

P = Po – Po . XA

Po – P = Po . XA

Sehingga :

ΔP = po . XA

keterangan:

ΔP : penuruman tekanan uap jenuh pelarut

po : tekanan uap pelarut murni

XA : 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 20oC adalah 18 mmHg.

Kenaikan Titik Didih

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:

ΔTb = m . Kb

keterangan:

ΔTb = kenaikan titik didih (oC)

m = molalitas larutan

Kb = tetapan kenaikan titik didihmolal

(W menyatakan massa zat terlarut), maka kenaikan titik didih larutan dapat dinayatakan
sebagai:

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

Tb = (100 + ΔTb) oC

Penurunan Titik Beku

Untuk penurunan titik beku persamaannya dinyatakan sebagai:

ΔTf = penurunan titik beku

m = molalitas larutan

Kf = tetapan penurunan titik beku molal

W = massa zat terlarut

Mr = massa molekul relatif zat terlarut

p = massa pelarut

Apabila pelarutnya air dan tekanan udara 1 atm, maka titik beku larutannya dinyatakan
sebagai:

Tf = (O – ΔTf)oC

Tekanan Osmosis

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

Menurut Van’t hoff tekanan osmosis mengikuti hukum gas ideal:

PV = nRT

Karena tekanan osmosis = Π , maka :

π° = tekanan osmosis (atmosfir)
C = konsentrasi larutan (M)
R = tetapan gas universal. = 0,082 L.atm/mol K
T = suhu mutlak (K)

Tekanan osmosis

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

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.

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 garam dapur: NaCl(aq) → Na+(aq) + Cl-(aq) karena terurai menjadi 2 ion,
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.

Untuk Kenaikan Titik Didih dinyatakan sebagai :

n menyatakan jumlah ion dari larutan elektrolitnya.

Untuk Penurunan Titik Beku dinyatakan sebagai :

Untuk Tekanan Osmosis dinyatakan sebagai :

π° = C R T [1+ α(n-1)]

Contoh :

Hitunglah kenaikan titik didih dan penurunan titik beku dari larutan5.85 gram garam dapur
(Mr = 58.5) dalam 250 gram air ! (untuk air, Kb= 0.52 dan Kf= 1.86)

Jawab :

Larutan garam dapur,

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.

Pada konsentrasi yang sama, sifat koligatif larutan elektrolit memliki nilai yang lebih besar
daripada sifat koligatif larutan non elektrolit[6]. Banyaknya partikel zat terlarut hasil reaksi
ionisasi larutan elektrolit dirumuskan dalam faktor Van't Hoff[6]. Perhitungan sifat koligatif
larutan elektrolit selalu dikalikan dengan faktor Van't Hoff[6] :

Keterangan :

= faktor Van't Hoff

n = jumlah koefisien kation

= derajat ionisasi

Penurunan Tekanan Uap Jenuh

Rumus penurunan tekanan uap jenuh dengan memakai faktor Van't Hoff adalah :

=P0

Kenaikan Titik Didih

Persamaannya adalah:

=

Penurunan Titik Beku

Persamaannya adalah :

=

Tekanan Osmotik

Persamaannya adalah :

=

Diagram Fasa Air
Selama ini pembahasan perubahan mutual antara tiga wujud materi difokuskan pada keadaan
cair. Dengan kata lain, perhatian telah difokuskan pada perubahan cairan dan padatan, dan
antara cairan dan gas. Dalam membahas keadaan kritis zat, akan lebih tepat menangani tiga
wujud zat secara simultan, bukan membahas dua dari tiga wujud zat.

Gambar 7.5 Diagram fasa. Tm adalah titik leleh normal air, , T3 dan P3 adalah titik tripel, Tb
adalah titik didih normal, Tc adalah temperatur kritis, Pc adalah tekanan kritis.

Diagram fasa merupakan cara mudah untuk menampilkan wujud zat sebagai fungsi suhu dan
tekanan. Sebagai contoh khas, diagram fasa air diberikan di Gambar 7.5. Dalam diagram fasa,
diasumsikan bahwa zat tersebut diisolasi dengan baik dan tidak ada zat lain yang masuk atau
keluar sistem.

Pemahaman Anda tentang diagram fasa akan terbantu dengan pemahaman hukum fasa Gibbs,
hubungan yang diturunkan oleh fisikawan-matematik Amerika Josiah Willard Gibbs (1839-
1903) di tahun 1876. Aturan ini menyatakan bahwa untuk kesetimbangan apapun dalam
sistem tertutup, jumlah variabel bebas-disebut derajat kebebasan F- yang sama dengan jumlah
komponen C ditambah 2 dikurangi jumlah fasa P, yakni,

F=C+2-P … (7.1)

Jadi, dalam titik tertentu di diagram fasa, jumlah derajat kebebasan adalah 2 – yakni suhu dan
tekanan; bila dua fasa dalam kesetimbangan-sebagaimana ditunjukkan dengan garis yang
membatasi daerah dua fasa hanya ada satu derajat kebebasan-bisa suhu atau tekanan. Pada
ttik tripel ketika terdapat tiga fasa tidak ada derajat kebebasan lagi. Dari diagram fasa, Anda
dapat mengkonfirmasi apa yang telah diketahui, dan lebih lanjut, Anda dapat mempelajari
apa yang belum diketahui. Misalnya, kemiringan yang negatif pada perbatasan padatan-cairan
memiliki implikasi penting sebagaimana dinyatakan di bagian kanan diagram, yakni bila
tekanan diberikan pada es, es akan meleleh dan membentuk air. Berdasarkan prinsip Le
Chatelier, bila sistem pada kesetimbangan diberi tekanan, kesetimbangan akan bergeser ke
arah yang akan mengurangi perubahan ini. Hal ini berarti air memiliki volume yang lebih
kecil, kerapatan leb besar daripada es; dan semua kita telah hafal dengan fakta bahwa s
mengapung di air.

Sebaliknya, air pada tekanan 0,0060 atm berada sebagai cairan pada suhu rendah, sementara
pada suhu 0,0098 °C, tiga wujud air akan ada bersama. Titik ini disebut titik tripel air. Tidak
ada titik lain di mana tiga wujud air ada bersama.

Selain itu, titik kritis (untuk air, 218 atm, 374°C), yang telah Anda pelajari, juga ditunjukkan
dalam diagram fasa. Bila cairan berubah menjadi fasa gas pada titik kritis, muncul keadaan
antara (intermediate state), yakni keadaan antara cair dan gas. Dalam diagram fasa keadaan di
atas titik kritis tidak didefinisikan.

ISOTONIK

Larutan isotonik adalah suatu larutan yang mempunyai konsentrasi zat terlarut yang sama
(tekanan osmotik yang sama) seperti larutan yang lain, sehingga tidak ada pergerakan air.

Larutan isotonik dengan larutan pada sel tidak melibatkan pergerakan jaringan molekul yang
melewati membran biologis tidak sempurna. Larutan – larutan yang tersisa dalam
kesetimbangan osmotik yang berhubungan dengan membran biologis tertentu disebut
isotonik. Ini berbeda dengan larutan – larutan iso-osmotik yang tidak melibatkan pergerakan
jaringan molekul ketika dipisahkan oleh membran semipermeabel. Sebuah larutan yang
mempunyai konsentrasi garam yang sama contohnya sel-sel tubuh yang normal dan darah.
Hal ini juga berbeda dengan larutan hipertonik ataupun larutan hipotonik. Minuman isotonik
dapat di minum untuk menggantikan fluida dan mineral yang digunakan tubuh selama
aktifitas fisik.

HIPERTONIK

Larutan hipertonik adalah suatu larutan dengan konsentrasi zat terlarut lebih tinggi (tekanan
osmotik yang lebih tinggi) dari pada yang lain sehingga air bergerak ke luar sel.

Dalam lingkungan hipertonik, tekanan osmotik menyebabkan air mengalir keluar sel. Jika
cukup air dipindahkan dengan cara ini, sitoplasma akan mempunyai konsentrasi air yang
sedikit sehingga sel tidak berfungsi lagi.

Biloks
Pengertian Bilangan Oksidasi

Dengan bilangan oksidasi akan mempermudah dalam pengerjaan reduksi atau oksidasi dalam
suatu reaksi redoks.

Kita akan membuat contoh dari Vanadium. Vanadium membentuk beberapa ion, V2+ dan V3+.
Bagaimana ini bisa terjadi? Ion V2+ akan terbentuk dengan mengoksidasi logam, dengan
memindahkan 2 elektron:

Vanadium kini disebut mempunyai biloks +2.

Pemindahan satu elektron lagi membentuk ion V3+:

Vanadium kini mempunyai biloks +3.

Pemindahan elektron sekali lagi membentuk bentuk ion tidak biasa, VO2+.

Biloks vanadium kini adalah +4. Perhatikan bahwa biloks tidak didapat hanya dengan
menghitung muatan ion (tapi pada kasus pertama dan kedua tadi memang benar).

Bilangan oksidasi positif dihitung dari total elektron yang harus dipindahkan-mulai dari
bentuk unsur bebasnya.

Vanadium biloks +5 juga bisa saja dibentuk dengan memindahkan elektron kelima dan
membentuk ion baru.

Setiap kali vanadium dioksidasi dengan memindahkan satu elektronnya, biloks vanadium
bertambah 1.

Sebaliknya, jika elektron ditambahkan pada ion, biloksnya akan turun. Bahkan dapat didapat
lagi bentuk awal atau bentuk bebas vanadium yang memiliki biloks nol.

Bagaimana jika pada suatu unsur ditambahkan elektron? Ini tidak dapat dilakukan pada
vanadium, tapi dapat pada unsur seperti sulfur.

Ion sulfur memiliki biloks -2.

Kesimpulan

Biloks menunjukkan total elektron yang dipindahkan dari unsur bebas (biloks positif) atau
ditambahkan pada suatu unsur (biloks negatif) untuk mencapai keadaan atau bentuknya yang
baru.

Oksidasi melibatkan kenaikan bilangan oksidasi

Reduksi melibatkan penurunan bilangan oksidasi

Dengan memahami pola sederhana ini akan mempermudah pemahaman tentang konsep
bilangan oksidasi. Jika anda mengerti bagaimana bilangan oksidasi berubah selama reaksi,
anda dapat segera tahu apakah zat dioksidasi atau direduksi tanpa harus mengerjakan
setengah-reaksi dan transfer elektron.

Mengerjakan bilangan oksidasi

Biloks tidak didapat dengan menghitung jumlah elektron yang ditransfer. Karena itu
membutuhkan langkah yang panjang. Sebaliknya cukup dengan langkah yang sederhana, dan
perhitungan sederhana.

E Biloks dari unsur bebas adalah nol. Itu karena unsur bebas belum mengalami oksidasi atau
reduksi. Ini berlaku untuk semua unsur, baik unsur dengan struktur sederhana seperti Cl2 atau
S8, atau unsur dengan struktur besar seperti karbon atau silikon.

* Jumlah biloks dari semua atom atau ion dalam suatu senyawa netral adalah nol.

* Jumlah biloks dari semua atom dalam suatu senyawa ion sama dengan jumlah muatan ion
tersebut.

* Unsur dalam senyawa yang lebih elektronegatif diberi biloks negatif. Yang kurang
elektronegatif diberi biloks positif. Ingat, Fluorin adalah unsur paling elektronegatif,
kemudian oksigen.

* Beberapa unsur hampir selalu mempunyai biloks sama dalam senyawanya:

Bilangan
unsur Pengecualian
Oksidasi

Logam
selalu +1
golongan I

Group 2 metals selalu +2

Oksigen biasanya -2 Kecuali dalam peroksida dan F2O (lihat dibawah)

Hidrogen biasanya +1 Kecuali dalam hidrida logam, yaitu -1 (lihat

dibawah)

Fluorin selalu -1

Kecuali dalam persenyawaan dengan O atau F (lihat
Klorin biasanya -1
dibawah)

Alasan pengecualian

Hidrogen dalam hidrida logam

Yang termasuk hidrida logam antara lain natrium hidrida, NaH. Dalam senyawa ini, hidrogen
ada dalam bentuk ion hidrida, H-. Biloks dari ion seperti hidrida adalah sama dengan muatan
ion, dalam contoh ini, -1.

Dengan penjelasan lain, biloks senyawa netral adalah nol, dan biloks logam golongan I dalam
senyawa selalu +1, jadi biloks hidrogen haruslah -1 (+1-1=0).

Oksigen dalam peroksida

Yang termasuk peroksida antara lain, H2O2. Senyawa ini adalah senyawa netral, jadi jumlah
biloks hidrogen dan oksigen harus nol.

Karena tiap hidrogen memiliki biloks +1, biloks tiap oksigen harus -1, untuk mengimbangi
biloks hidrogen.

Oksigen dalam F2O

Permasalahan disini adalah oksigen bukanlah unsur paling elektronegatif. Fluorin yang paling
elektronegatif dan memiliki biloks -1. Jadi biloks oksigen adalah +2.

Klorin dalam persenyawaan dengan fluorin atau oksigen

Klorin memiliki banyak biloks dalam persenyawaan ini. Tetapi harus diingat, klorin tidak
memiliki biloks -1 dalam persenyawaan ini.

Contoh soal bilangan oksidasi

Apakah bilangan oksidasi dari kromium dalam Cr2+?

Untuk ion sederhana seperti ini, biloks adalah jumlah muatan ion, yaitu +2 (jangan lupa tanda
+)

Apakah bilangan oksidasi dari kromium dalam CrCl3?

CrCl3 adalah senyawa netral, jadi jumlah biloksnya adalah nol. Klorin memiliki biloks -1.
Misalkan biloks kromium adalah n:

n + 3 (-1) = 0

n = +3

Apakah bilangan oksidasi dari kromium dalam Cr(H2O)63+?

Senyawa ini merupakan senyawa ion, jumlah biloksnya sama dengan muatan ion. Ada
keterbatasan dalam mengerjakan biloks dalam ion kompleks seperti ini dimana ion logam
dikelilingi oleh molekul-molekul netral seperti air atau amonia.

Jumlah biloks dari molekul netral yang terikat pada logam harus nol. Berarti molekul-
molekul tersebut dapat diabaikan dalam mengerjakan soal ini. Jadi bentuknya sama seperti
ion kromium yang tak terikat molekul, Cr3+. Biloksnya adalah +3.

Apakah bilangan oksidasi dari kromium dalam ion dikromat, Cr2O72-?

Biloks oksigen adalah -2, dan jumlah biloks sama dengan jumlah muatan ion. Jangan lupa
bahwa ada 2 atom kromium.

2n + 7(-2) = -2
n = +6

Apakah bilangan oksidasi dari tembaga dalam CuSO4?

Dalam mengerjakan soal oksidasi tidak selalu dapat memakai cara sederhana seperti diatas.
Permasalahan dalam soal ini adalah dalam senyawa terdapat dua unsur (tembaga dan sulfur)
yang biloks keduanyadapat berubah.

Ada dua cara dalam memecahkan soal ini:

E Senyawa ini merupakan senyawa ionik, terbentuk dari ion tembaga dan ion sulfat, SO42-,
untuk membentuk senyawa netral, ion tembaga harus dalam bentuk ion 2+. Jadi biloks
tembaga adalah +2.

E Senyawa ini juga dapat ditulis tembaga(II)sulfat. Tanda (II) menunjukkan biloksnya adalah
2. Kita dapat mengetahui bahwa biloksnya adalah +2 dari logam tembaga membentuk ion
positif, dan biloks adalah muatan ion.

Menggunakan bilangan oksidasi

Dalam penamaan senyawa

Anda pasti pernah tahu nama-nama ion seperti besi(II)sulfat dan besi(III)klorida. Tanda (II)
dan (III) merupakan biloks dari besi dalam kedua senyawa tersebut: yaitu +2 dan +3. Ini
menjelaskan bahwa senyawa mengandung ion Fe2+ dan Fe3+.

Besi(II)sulfat adalah FeSO4. Ada juga senyawa FeSO3 dengan nama klasik besi(II)sulfit.
Nama modern menunjukkan biloks sulfur dalam kedua senyawa.
Ion sulfat yaitu SO42-. Biloks sulfur adalah +6. Ion tersebut sering disebut ion sulfat(VI).

Ion sulfit yaitu SO32-. Biloks sulfur adalah +4. Ion ini sering disebut ion sulfat(IV). Akhiran -
at menunjukkan sulfur merupakan ion negatif.

Jadi lengkapnya FeSO4 disebut besi(II)sulfat(VI), dan FeSO3 disebut besi(II)sulfat(IV).
Tetapi karena kerancuan pada nama-nama tersebut, nama klasik sulfat dan sulfit masih
digunakan.

Menggunakan bilangan oksidasi untuk menentukan yang dioksidasi dan yang direduksi.

Ini merupakan aplikasi bilangan oksidasi yang paling umum. Seperti telah dijelaskan:

Oksidasi melibatkan kenaikan bilangan oksidasi

Reduksi melibatkan penurunan bilangan oksidasi

Pada contoh berikut ini, kita harus menentukan apakah reaksi adalah reaksi redoks, dan jika
ya apa yang dioksidasi dan apa yang direduksi.

Contoh 1:

Reaksi antara magnesium dengan asam hidroklorida:

Apakah ada biloks yang berubah? Ya, ada dua unsur yang berupa senyawa pada satu sisi
reaksi dan bentuk bebas pada sisi lainnya. Periksa semua biloks agar lebih yakin.

Biloks magnesium naik, jadi magnesium teroksidasi. Biloks hidrogen turun, jadi hidrogen
tereduksi. Klorin memiliki biloks yang sama pada kedua sisi persamaan reaksi, jadi klorin
tidak teroksidasi ataupun tereduksi.

Contoh 2:

Reaksi antara natrium hidroksidsa dengan asam hidroklorida:

Semua bilangan oksidasi diperiksa:

Ternyata tidak ada biloks yang berubah. Jadi, reaksi ini bukanlah reaksi redoks.

Contoh 3:

Reaksi antara klorin dan natrium hidroksida encer dingin:

Jelas terlihat, biloks klorin berubah karena berubah dari undur bebas menjadi dalam
persenyawaan. Bilangan oksidasi diperiksa:

Klorin ternyata satu-satunya unsur yang mengalami perubahan biloks. Lalu, klorin
mengalami reduksi atau oksidasi? Jawabannya adalah keduanya. Satu atom klorin mengalami
reduksi karena biloksnya turun, atom klorin lainnya teroksidasi.

Peristiwa seperti ini disebut reaksi disproporsionasi. Reaksi disproporsionasi yaitu reaksi
dimana satu unsur mengalami oksidasi maupun reduksi.

Menggunakan bilangan oksidasi untuk mengerjakan proporsi reaksi

Bilangan oksidasi dapat berguna dalam membuat proporsi reaksi dalam reaksi titrasi, dimana
tidak terdapat informasi yang cukup untuk menyelesaikan persamaan reaksi yang lengkap.

Ingat, setiap perubahan 1 nilai biloks menunjukkan bahwa satu elektron telah ditransfer. Jika
biloks suatu unsur dalam reaksi turun 2 nilai, berarti unsur tersebut memperoleh 2 elektron.

Unsur lain dalam reaksi pastilah kehilangan 2 elektron tadi. Setiap biloks yang turun, pasti
diikuti dengan kenaikan yang setara biloks unsur lain.

Ion yang mengandung cerium dengan biloks +4 adalah zat pengoksidasi (rumus molekul
rumit, tidak sekedar Ce4+). Zat tersebut dapat mengoksidasi ion yang mngandung
molybdenum dari biloks +2 menjadi +6. Biloks cerium menjadi +3 ( Ce4+). Lalu, bagaimana
proporsi reaksinya?

Biloks molybdenum naik sebanyak 4 nilai. Berarti biloks cerium harus turun sebanyak 4 nilai
juga.

Tetapi biloks cerium dalam tiap ionnya hanya turun 1 nilai, dari +4 menjadi +3. Jadi jelas
setidaknya harus ada 4 ion cerium yang terlibat dalam setiap reaksi dengan molybdenum ini.

Proporsi reaksinya adalah 4 ion yang mengandung cerium dengan 1 ion molybdenum.

Redoks
Redoks (singkatan dari reaksi reduksi/oksidasi) adalah istilah yang menjelaskan berubahnya
bilangan oksidasi (keadaan oksidasi) atom-atom dalam sebuah reaksi kimia.

Hal ini dapat berupa proses redoks yang sederhana seperti oksidasi karbon yang
menghasilkan karbon dioksida, atau reduksi karbon oleh hidrogen menghasilkan
metana(CH4), ataupun ia dapat berupa proses yang kompleks seperti oksidasi gula pada tubuh
manusia melalui rentetan transfer elektron yang rumit.

Istilah redoks berasal dari dua konsep, yaitu reduksi dan oksidasi. Ia dapat dijelaskan dengan
mudah sebagai berikut:

Oksidasi menjelaskan pelepasan elektron oleh sebuah molekul, atom, atau ion
Reduksi menjelaskan penambahan elektron oleh sebuah molekul, atom, atau ion.

Walaupun cukup tepat untuk digunakan dalam berbagai tujuan, penjelasan di atas tidaklah
persis benar. Oksidasi dan reduksi tepatnya merujuk pada perubahan bilangan oksidasi
karena transfer elektron yang sebenarnya tidak akan selalu terjadi. Sehingga oksidasi lebih
baik didefinisikan sebagai peningkatan bilangan oksidasi, dan reduksi sebagai penurunan
bilangan oksidasi. Dalam prakteknya, transfer elektron akan selalu mengubah bilangan
oksidasi, namun terdapat banyak reaksi yang diklasifikasikan sebagai "redoks" walaupun
tidak ada transfer elektron dalam reaksi tersebut (misalnya yang melibatkan ikatan kovalen).

Reaksi non-redoks yang tidak melibatkan perubahan muatan formal (formal charge) dikenal
sebagai reaksi metatesis.

Dua bagian dalam sebuah reaksi redoks.

Oksidator dan reduktor

Senyawa-senyawa yang memiliki kemampuan untuk mengoksidasi senyawa lain dikatakan
sebagai oksidatif dan dikenal sebagai reduktor atau agen oksidasi. Oksidator melepaskan
elektron dari senyawa lain, sehingga dirinya sendiri tereduksi. Oleh karena ia "menerima"
elektron, ia juga disebut sebagai penerima elektron. Oksidator bisanya adalah senyawa-
senyawa yang memiliki unsur-unsur dengan bilangan oksidasi yang tinggi (seperti H2O2,
MnO4−, CrO3, Cr2O72−, OsO4) atau senyawa-senyawa yang sangat elektronegatif, sehingga
dapat mendapatkan satu atau dua elektron yang lebih dengan mengoksidasi sebuah senyawa
(misalnya oksigen, fluorin, klorin, dan bromin).

Senyawa-senyawa yang memiliki kemampuan untuk mereduksi senyawa lain dikatakan
sebagai reduktif dan dikenal sebagai [[oksidator]] atau agen reduksi. Reduktor melepaskan
elektronnya ke senyawa lain, sehingga ia sendiri teroksidasi. Oleh karena ia "mendonorkan"
elektronnya, ia juga disebut sebagai penderma elektron. Senyawa-senyawa yang berupa
reduktor sangat bervariasi. Unsur-unsur logam seperti Li, Na, Mg, Fe, Zn, dan Al dapat
digunakan sebagai reduktor. Logam-logam ini akan memberikan elektronnya dengan mudah.
Reduktor jenus lainnya adalah reagen transfer hidrida, misalnya NaBH4 dan LiAlH4),
reagen-reagen ini digunakan dengan luas dalam kimia organik[1][2], terutama dalam reduksi
senyawa-senyawa karbonil menjadi alkohol. Metode reduksi lainnya yang juga berguna
melibatkan gas hidrogen (H2) dengan katalis paladium, platinum, atau nikel, Reduksi katalitik
ini utamanya digunakan pada reduksi ikatan rangkap dua ata tiga karbon-karbon.

Cara yang mudah untuk melihat proses redoks adalah, reduktor mentransfer elektronnya ke
oksidator. Sehingga dalam reaksi, reduktor melepaskan elektron dan teroksidasi, dan
oksidator mendapatkan elektron dan tereduksi. Pasangan oksidator dan reduktor yang terlibat
dalam sebuah reaksi disebut sebagai pasangan redoks.

Contoh reaksi redoks

Salah satu contoh reaksi redoks adalah antara hidrogen dan fluorin:

Kita dapat menulis keseluruhan reaksi ini sebagai dua reaksi setengah: reaksi oksidasi

dan reaksi reduksi

Penganalisaan masing-masing reaksi setengah akan menjadikan keseluruhan proses kimia
lebih jelas. Karena tidak terdapat perbuahan total muatan selama reaksi redoks, jumlah
elektron yang berlebihan pada reaksi oksidasi haruslah sama dengan jumlah yang dikonsumsi
pada reaksi reduksi.

Unsur-unsur, bahkan dalam bentuk molekul, sering kali memiliki bilangan oksidasi nol. Pada
reaksi di atas, hidrogen teroksidasi dari bilangan oksidasi 0 menjadi +1, sedangkan fluorin
tereduksi dari bilangan oksidasi 0 menjadi -1.

Ketika reaksi oksidasi dan reduksi digabungkan, elektron-elektron yang terlibat akan saling
mengurangi:

Dan ion-ion akan bergabung membentuk hidrogen fluorida:

Reaksi penggantian

Redoks terjadi pada reaksi penggantian tunggal atau reaksi substitusi.

Sebagai contoh, reaksi antara larutan besi dan tembaga(II) sulfat:

Persamaan ion dari reaksi ini adalah:

Terlihat bahwa besi teroksidasi:

dan tembaga tereduksi:

Contoh-contoh lainnya

Besi(II) teroksidasi menjadi besi(III)

hidrogen peroksida tereduksi menjadi hidroksida dengan keberadaan sebuah asam:

H2O2 + 2 e− → 2 OH−

Persamaan keseluruhan reaksi di atas adalah:

2Fe2+ + H2O2 + 2H+ → 2Fe3+ + 2H2O

denitrifikasi, nitrat tereduksi menjadi nitrogen dengan keberadaan asam:

2NO3− + 10e− + 12 H+ → N2 + 6H2O

Besi akan teroksidasi menjadi besi(III) oksida dan oksigen akan tereduksi membentuk besi(III)
oksida (umumnya dikenal sebagai perkaratan):

4Fe + 3O2 → 2 Fe2O3

Pembakaran hidrokarbon, contohnya pada mesin pembakaran dalam, menghasilkan air,
karbon dioksida, sebagian kecil karbon monoksida, dan energi panas. Oksidasi penuh bahan-
bahan yang mengandung karbon akan menghasilkan karbon dioksida.

Dalam kimia organik, oksidasi seselangkah (stepwise oxidation) hidrokarbon menghasilkan
air, dan berturut-turut alkohol, aldehida atau keton, asam karboksilat, dan kemudian
peroksida.

Reaksi redoks dalam industri

Proses utama pereduksi bijih logam untuk menghasilkan logam didiskusikan dalam artikel
peleburan.

Oksidasi digunakan dalam berbagai industri seperti pada produksi produk-produk pembersih.

Reaksi redoks juga merupakan dasar dari sel elektrokimia.

Reaksi redoks dalam biologi

Atas: asam askorbat (bentuk tereduksi Vitamin C)
Bawah: asam dehidroaskorbat (bentuk teroksidasi Vitamin C)

Banyak proses biologi yang melibatkan reaksi redoks. Reaksi ini berlangsung secara simultan
karena sel, sebagai tempat berlangsungnya reaksi-reaksi biokimia, harus melangsungkan
semua fungsi hidup. Agen biokimia yang mendorong terjadinya oksidasi terhadap substansi
berguna dikenal dalam ilmu pangan dan kesehatan sebagai oksidan. Zat yang mencegah
aktivitas oksidan disebut antioksidan.

Pernapasan sel, contohnya, adalah oksidasi glukosa (C6H12O6) menjadi CO2 dan reduksi
oksigen menjadi air. Persamaan ringkas dari pernapasan sel adalah:

C6H12O6 + 6 O2 → 6 CO2 + 6 H2O

Proses pernapasan sel juga sangat bergantung pada reduksi NAD+ menjadi NADH dan reaksi
baliknya (oksidasi NADH menjadu NAD+). Fotosintesis secara esensial merupakan kebalikan
dari reaksi redoks pada pernapasan sel:

6 CO2 + 6 H2O + light energy → C6H12O6 + 6 O2

Energi biologi sering disimpan dan dilepaskan dengan menggunakan reaksi redoks.
Fotosintesis melibatkan reduksi karbon dioksida menjadi gula dan oksidasi air menjadi
oksigen. Reaksi baliknya, pernapasan, mengoksidasi gula, menghasilkan karbon dioksida dan
air. Sebagai langkah antara, senyawa karbon yang direduksi digunakan untuk mereduksi
nikotinamida adenina dinukleotida (NAD+), yang kemudian berkontribusi dalam
pembentukan gradien proton, yang akan mendorong sintesis adenosina trifosfat (ATP) dan
dijaga oleh reduksi oksigen. Pada sel-sel hewan, mitokondria menjalankan fungsi yang sama.
Lihat pula Potensial membran.

Istilah keadaan redoks juga sering digunakan untuk menjelaskan keseimbangan antara
NAD+/NADH dengan NADP+/NADPH dalam sistem biologi seperti pada sel dan organ.
Keadaan redoksi direfleksikan pada keseimbangan beberapa set metabolit (misalnya laktat
dan piruvat, beta-hidroksibutirat dan asetoasetat) yang antarubahannya sangat bergantung
pada rasio ini. Keadaan redoks yang tidak normal akan berakibat buruk, seperti hipoksia,
guncangan (shock), dan sepsis.

Siklus redoks

Berbagai macam senyawa aromatik direduksi oleh enzim untuk membentuk senyawa radikal
bebas. Secara umum, penderma elektronnya adalah berbagai jenis flavoenzim dan koenzim-
koenzimnya. Seketika terbentuk, radikal-radikal bebas anion ini akan mereduksi oskigen
menjadi superoksida. Reaksi bersihnya adalah oksidasi koenzim flavoenzim dan reduksi
oksigen menjadi superoksida. Tingkah laku katalitik ini dijelaskan sebagai siklus redoks.

Contoh molekul-molekul yang menginduksi siklus redoks adalah herbisida parakuat, dan
viologen dan kuinon lainnya seperti menadion. [3]PDF (2.76 MiB)

Menyeimbangkan reaksi redoks

Untuk menuliskan keseluruhan reaksi elektrokimia sebuah proses redoks, diperlukan
penyeimbangan komponen-komponen dalam reaksi setengah. Untuk reaksi dalam larutan, hal
ini umumnya melibatkan penambahan ion H+, ion OH-, H2O, dan elektron untuk menutupi
perubahan oksidasi.

Media asam

Pada media asam, ion H+ dan air ditambahkan pada reaksi setengah untuk menyeimbangkan
keseluruhan reaksi. Sebagai contoh, ketika mangan(II) bereaksi dengan natrium bismutat:

Reaksi ini diseimbangkan dengan mengatur reaksi sedemikian rupa sehingga dua setengah
reaksi tersebut melibatkan jumlah elektron yang sama (yakni mengalikan reaksi oksidasi
dengan jumlah elektron pada langkah reduksi, demikian juga sebaliknya).

Reaksi diseimbangkan:

Hal yang sama juga berlaku untuk sel bahan bakar propana di bawah kondisi asam:

Dengan menyeimbangkan jumlah elektron yang terlibat:

Persamaan diseimbangkan:

Media basa

Pada media basa, ion OH- dan air ditambahkan ke reaksi setengah untuk menyeimbangkan
keseluruhan reaksi.Sebagai contoh, reaksi antara kalium permanganat dan natrium sulfit:

Dengan menyeimbangkan jumlah elektron pada kedua reaksi setengah di atas:

Persamaan diseimbangkan:

Titrasi Permanganometri
Permanganometri merupakan titrasi yang dilakukan berdasarkan reaksi oleh kalium
permanganat (KMnO4).

Reaksi

Reaksi ini difokuskan pada reaksi oksidasi dan reduksi yang terjadi antara KMnO4 dengan
bahan baku tertentu. Titrasi dengan KMnO4 sudah dikenal lebih dari seratus tahun.
Kebanyakan titrasi dilakukan dengan cara langsung atas alat yang dapat dioksidasi seperti
Fe+, asam atau garam oksalat yang dapat larut dan sebagainya. Beberapa ion logam yang
tidak dioksidasi dapat dititrasi secara tidak langsung dengan permanganometri seperti:

(1) ion-ion Ca, Ba, Sr, Pb, Zn, dan Hg (I) yang dapat diendapkan sebagai oksalat. Setelah
endapan disaring dan dicuci, dilarutkan dalam H2SO4 berlebih sehingga terbentuk asam
oksalat secara kuantitatif. Asam oksalat inilah yang akhirnya dititrasi dan hasil titrasi dapat
dihitung banyaknya ion logam yang bersangkutan.

(2) ion-ion Ba dan Pb dapat pula diendapkan sebagai garam khromat. Setelah disaring, dicuci,
dan dilarutkan dengan asam, ditambahkan pula larutan baku FeSO4 berlebih. Sebagian Fe2+
dioksidasi oleh khromat tersebut dan sisanya dapat ditentukan banyaknya dengan
menitrasinya dengan KMnO4.

Sumber-sumber kesalahan pada titrasi permanganometri, antara lain terletak pada: Larutan
pentiter KMnO4¬ pada buret Apabila percobaan dilakukan dalam waktu yang lama,
larutan KMnO4 pada buret yang terkena sinar akan terurai menjadi MnO2 sehingga pada titik
akhir titrasi akan diperoleh pembentukan presipitat coklat yang seharusnya adalah larutan
berwarna merah rosa.

Penambahan KMnO4 yang terlalu cepat pada larutan seperti H2C2O4

Pemberian KMnO4 yang terlalu cepat pada larutan H2C2O4 yang telah ditambahkan H2SO4
dan telah dipanaskan cenderung menyebabkan reaksi antara MnO4- dengan Mn2+¬. MnO4-
+ 3Mn2+ + 2H2O ↔ 5MnO2 + 4H+

Penambahan KMnO4 yang terlalu lambat pada larutan seperti H2C2O4

Pemberian KMnO4 yang terlalu lambat pada larutan H2C2O4 yang telah ditambahkan
H2SO4 dan telah dipanaskan mungkin akan terjadi kehilangan oksalat karena membentuk
peroksida yang kemudian terurai menjadi air.

H2C2O4 + O2 ↔ H2O2 + 2CO2↑

H2O2 ↔ H2O + O2↑

Hal ini dapat menyebabkan pengurangan jumlah KMnO4 yang diperlukan untuk titrasi yang
pada akhirnya akan timbul kesalahan titrasi permanganometri yang dilaksanakan.

1. Sifat sifat Kalium Permanganat

Kalium permanganate adalah oksidator kuat. Reagen ini dapat diperoleh dengan mudah, tidak
mahal, dan tidak membutuhkan indicator terkecuali untuk larutan yang amat encer. Satu tetes
0,1 N permanganate memberikan warna merah muda yang jelas pada volume dari larutan
yang biasa dipergunakan dalam sebuah titrasi. Warna ini digunakanuntuk mengindikasi
kelebihan reagen tersebut. Kelemahannya adalah dalam medium HCL. Cl-dapat teroksidasi,
demikian juga larutannya, memiliki kestabilan yang terbatas.

Reaksi yang paling umum ditemukan dalam laboratorium adalah reaksi yang terjadi dalam
larutan-larutan yang bersifat asam, 0.1 N atau lebih besar:

MnO4- + 8H+ + 5e ? Mn2+ + 4H2O E° = +1,51 V

Permanganate bereaksi secara cepat dengan banyak agen pereduksi berdasarkan reaksi ini,
namun beberapa substansi membutuhkan pemanasan atau penggunaan sebuah katalis untuk
mempercepat reaksi. Sebagai contoh, permanganate adalah agen unsure pengoksidasi yang
cukup kuat unuk mengoksidasi Mn(II) menjadi MnO2 , titik akhir permanganate tidak
permanen dan warnanya dapat hilang karena reaksi:

3Mn2+ + 2MnO4- + 2H2O ? 5MnO2 (s) + 4H+

Ungu Tidak berwarna

Reaksi ini berjalan lambat dalam keadaan asam, tapi cepat dalam keadaan netral. Kelebihan
sedikit dari permanganate yang hadir pada titik akhir dari titrasi cukup untuk mengakibatkan
terjadinya pengendapan sejumlah MnO2. Bagaimanapun juga, mengingat reaksinya berjalan
lambat, MnO2 tidak diendapkan secara normal pada titik akhir titrasi-titrasi permanganate.

Tindakan pencegahan khusus harus dilakukan dalam pembuatan larutan permanganate.
Mangan oksida mengkatalisis dekomposisi larutan permanganate. Jejak-jejak dari MnO2 yang
semula ada dalam permanganate, atau berbentuk akibat reaksi antara permanganate dengan
jejak-jejak dari agen-agen pereduksi di dalam air, mengarah pada dekomposisi. Tindakan-
tindakan ini biasanya berupa larutan Kristal-kristalnya, pemanasan untuk menghancurkan
substansi-substansi yang dapat direduksi, dan penyaringan melalui asbestos atau gelas yang
disinter (filter-filter non pereduksi) untuk menghilangkan MnO2. Biasanya sebelum disaring
dipanaskan terlebih dahulu selama 15-30 menit, jika tidak dipanaskan, sebagai alternative
larutan didiamkan dalam suhu ruang selama 2-3 hari. Larutan tersebut kemudian
distandardisasi, dan jika disimpan dalam gelap dan tidak diasamkan, konsentrasinya tidak
akan banyak berubah selama beberapa bulan.

Larutan kalium permanganate harus disimpan dalam tempat yang bersih, berbahan kaca
dengan warna gelap yang sebelumnya telah dibersihkan dengan larutan pembersih kemudian
dibilas dengan deionised water.

Larutan-larutan permanganate yang bersifat asam tidak stabil karena asam permanganate
terdekomposisi dan air teroksidasi dengan persamaan:

4MnO4- + 4H+ ? 5MnO2 (s) + 3O2 (g) + 2H2O

Ini adalah sebuah reaksi lambat di dalam larutan-larutan encer pada suhu ruangan.
Penguraiannya dikatalisis oleh cahaya panas asam-basa, ion Mn(II) dan MnO2. Namun
demikian, jangan pernah menambahkan permanganate berlebih ke dalam sebuah unsure
reduksi dan kemudian menaikkan suhu untuk mempercepat oksidasi, karena reaksi yang
nantinya muncul akan berlangsung dengan laju yang rendah.

1. Standar-standar Primer untuk Permanganat

Natrium Oksalat

Senyawa ini, Na2C2O4 merupakan standar primer yang baik untukpermanganat dalam larutan
asam. Senyawa ini dapat diperoleh dengan tingkat kemurnian tinggi, stabil pada saat
pengeringan, dan non higroskopis. Reaksinya dengan permanganate agak sedikit rumit dan
berjalan lambat pada suhu ruangan, sehingga larutan biasanya dipanaskan sampai sekitar
60°C. Bahkan pada suhu yang lebih tinggi reaksinya mulai dengan lambat, namun
kecepatannya eningkat ketika ion mangan (II) terbentuk. Mangan (II) bertindak sebagai
katalis, dan reaksinya disebut autokatalitik, karena katalisnya diproduksi di dalam reaksi itu
sendiri. Ion tersebut dapat memberikan efek katalitiknya dengan cara bereaksi dengan cepat
dengan permanganate untuk membentuk mangan berkondisi oksidasi menengah (+3 atau +4),
di mana pada gilirannya secara cepat mengoksidasi ion oksalat, kembali ke kondisi divalent.

Persamaan utnuk reaksi antara oksalat dan permanganate adalah

5C2O42- + 2MnO4- + 16H+ ? 2Mn2+ + 10CO2 + 8H2O

Hal ini digunakan untuk analisis Fe (II), H2C2O4, Ca dan banyak senyawa lain. Selama
beberapa tahun analisis-analisis prosedur yang disarankan oleh McBride1, yang
mengharuskan seluruh titrasi berlangsung perlahan pada suhu yang lebih tinggi dengan
pengadukan yang kuat. Belakangan, Fowler dan Bright2 menyelidiki secara menyeluruh
reaksinya dan menganjurkan agar hampir semua permanganate ditambahkan secara tepat ke
larutan yang diasamkan pada suhu ruangan. Setelah reaksinya selesai, larutan tersebut
dipanaskan sampai 60°C dan titrasi diselesaikan pada suhu ini. Prosedur ini mengeliminasi
kesalahan apa pun yang disebabkan oelh pembentukan hydrogen peroksida.

Besi

Kawat besi dengan tingkat kemurnian yang tinggi dapat dijadikan sebagai standar primer.
Unsur ini larut dalam asam klorida encer, dan semua besi (III) yang diproduksi selama proses
pelarutan direduksi menjadi besi (II). Oksidasi dari ion klorida oleh permanganate berjalan
lambat pada suhu ruangan. Namun demikian, dengan kehadiran besi, oksidasi akan berjalan
lebih cepat.

Meskipun besi (II) adalah agen pereduksi yang lebih kuat daripada ion klorida, ion yang
belakangan disebut ini teroksidasi secara bersamaan dengan besi. Kesulitan semacam ini
tidak ditemukan dalam oksidasi dari As2O3 ataupun Na2C2O4 dalam larutan asam klorida.

Sebuah larutan dari mangan (II) sulfat, asam sulfat dan asam fosfat, disebut larutan
“pencegah”, atau larutan Zimmermann-Reinhardt, dapat ditambahkan ke dalam larutan asam
klorida dari besi sebelum dititrasi dengan permanganate. Asam fosfat menurunkan
konsentrasi dari ion besi (III)dengan membentuk sebuah kompleks, membantu memaksa
reaksi berjalan sampai selesai, dan juga menghilangkan warna kuning yang ditunjukkan oleh
besi (III) dalam media klorida. Kompleks fosfat ini tidak berwarna, dan titik akhirnya lebih
jelas.

Arsen (III) Oksida
Hidrogen peroksida
Nitrat

1. Penentuan-penentuan dengan Permanganat

Penentuan besi dalam bijih-bijih besi adalah salah satu aplikasi terpenting dari titrasi-titrasi
permanganate. Asam terbaik untuk melerutkan bijih-bijh besi adalah asm klorida, dan Timah
(II) klorida sering ditambahkan untuk membantu proses pelarutan. Sebelum titrasi dengan
permanganate setiap besi (III) harus direduksi menjadi besi (II). Timah (II) klorida biasanya
dipergunakan untuk mereduksi besi dalam sampel-sampel yang telah dilarutkan dalam asam
klorida. Larutan pencegah Zimmermann-Reinhardt lalu ditambahkan jika titrasi akan
dilakukan dengan permanganate.

Banyak agen pereduksi selain besi (II) dapat ditentukan melalui titrasi langsung dengan
permanganate dalam larutan asam. Diantaranya adalah: Antimon (III) , Arsenik (III), Bromin,
Titanium (III), Tungsten (III), Uranium (IV), Vanadium (IV).

Sebuah standar KMnO4 dapat pula dipergunakan secara tidak langsung dalam penentuan
agen-agen pengoksidasi, khususnya oksida-oksida yang lebih tinggi dari metal-metal seperti
timbale dan mangan. Oksida-oksida semacam ini sulit untuk dilarutkan dalam asam-asam
atau basa-basa tanpa mereduksi metal ke kondisi oksidasi yang lebih rendah. Adalah tidak
praktis untuk mentitrasi substansi-substansi ini secara langsung, karena reaksi dari zat padat
dengan suatu agen pereduksi adalah lambat. Maka sampel direaksikan dengan suatu agen
pereduksi berlebih dan dipanaskan untuk menyelesaikan reasi. Kemudian kelebihan agen
pereduksi ini dititrasi dengan permanganate standar. Beragam agen reduksi dapat
dipergunakan, seperti As2O3 dan Na2C2O4.

Elektrokimia
Keadaan standar didefinisikan sebagai keadaan pada 25o C (298.15 K), pada keaktifan satu
untuk semua zat dalam sel elektrokimia pada sel dengan arus nol pada tekanan 1 bar (105
Pa). Untuk reaksi yang melibatkan ion H+, keadaan standar adalah pH = 0 (sekitar
konsentrasi asam 1 molar).

Dalam kasus elektrode hidrogen digunakan sebagai potensial elektrode standar, gas hidrogen
1 atm (aH2 = 1) dikontakkan perlahan dengan elektroda platinum-hitam yang dibenamkan
dalam larutan asam kuat dengan keaktifan, aH+ = 1. Potentialnya diungkapkan sebagai:

dan menurut definisi E0 = 0 dalam keadaan standar. Elektroda hidrogen dalam keadaan
standar disebut sebagai elektrode hidrogen standar atau NHE. Walaupun potensial reduksi
biasanya diungkapkan dengan rujukan NHE standar, elektrode hidrogen sukar ditangani.
Oleh karena itu elektrode kalomel jenuh atau Ag/AgCl digunakan sebagai elektroda rujukan
untuk pengukuran elektrokimia sehari-hari dan potensial percobaan diukur terhadap
elektroda ini atau dikonversi pada nilai NHE. Bila nilai NHE diset menjadi 0, nilai SCE
0.242 V, dan Ag/AgCl adalah 0.199 V.

Reaksi redoks terjadi hanya bila pasangan redoks ada dan reaktannya dapat berupa oksidator
atau reduktor bergantung pasangan reaksinya. Kemampuan relatif redoksnya dapat
diungkapkan secara numerik dengan memberikan potensial reduksi setengah reaksinya, E0
(Tabel 3.1). Perubahan energi bebas reaksi berhubungan dengan E0,

n adalah jumlah elektron yang diserahterimakan dan f adalah konstanta Faraday, 96500
C.mol-1.

Misalnya, untuk dua reaksi

Tidak berlangsung bebas, tetapi bila H+ (aq) dan Zn(s) ada, reaksi redoks akan berlangsung.
Persamaan yang menyatakan reaksi yang berlangsung didapat bila reaksi ke-2 dikurangi
dengan persamaan reaksi pertama

Perubahan energi bebas reaksi redoks keseluruhan adalah selisih perubahan energi masing-
masing setengah reaksi.

Karena setengah sel pada dasarnya hanya imajiner dan umumnya digunakan sebagai
pasangan, perubahan energi bebas ∆G01 untuk H+ diset 0. Dalam hal ini karena didapat hasil
percobaan ∆G0 sebesar -147 kJ, maka ∆G02 bernilai 147 kJ. Potensial E0 yang berkaitan
dengan ∆G0 setengah reaksi disebut potensial reduksi standar.

Maka

Potensial standar berbagai setengah reaksi ditentukan dengan menggunakan prosedur yang
mirip dengan yang disebutkan tadi (Tabel 3.1). E0 reaksi redoks dapat dihitung dengan
mengkombinasikan E0 setengah reaksi ini.

Bila E0 reaksi redoks positif, ∆G0 bernilai negatif dan reaksi berlangsung spontan. Akibatnya
selain menggunakan perubahan energi bebas potensial reduksi juga dapat digunakan untuk
menentukan kespontanan reaksi. Semakin besar potensial reduksi semakin kuat kemampuan
oksidasinya. Nilai positif atau negatif berdasarkan nilai potensial reduksi proton adalah 0, dan
harus dipahami bahwa nilai positif tidak harus berarti mengoksidasi, dan nilai negatif bukan
berarti mereduksi. Deretan yang disusun berdasarkan kekuatan redoks disebut deret
elektrokimia.

Elektrolisis

a. Sel dan elektrolisis

Dalam sel, reaksi oksidasi reduksi berlangsung dengan spontan, dan energi kimia yang
menyertai reaksi kimia diubah menjadi energi listrik. Bila potensial diberikan pada sel dalam
arah kebalikan dengan arah potensial sel, reaksi sel yang berkaitan dengan negatif potensial
sel akan diinduksi. Dengan kata lain, reaksi yang tidak berlangsung spontan kini diinduksi
dengan energi listrik. Proses ini disebut elektrolisis. Pengecasan baterai timbal adalah contoh
elektrolisis.

Reaksi total sel Daniell adalah

Zn + Cu2+(aq) –> Zn2+(aq) + Cu (10.36)

Andaikan potensial lebih tinggi dari 1,1 V diberikan pada sel dengan arah kebalikan dari
potensial yang dihasilkan sel, reaksi sebaliknya akan berlangsung. Jadi, zink akan mengendap
dan tembaga akan mulai larut.

Zn2+(aq) + Cu –> Zn + Cu2+(aq) (10.37)

Gambar 10.6 menunjukkan representasi skematik reaksi kimia yang terjadi bila potensial
balik diberikan pada sel Daniell. Bandingkan dengan Gambar 10.2.

Gambar 10.6 Electrolisis. Reaksi kebalikan dengan yang terjadi pada sel Daniell akan
berlangsung. Zink mengendap sementara tembaga akan melarut.

b. Hukum elektrolisis Faraday

Di awal abad ke-19, Faraday menyelidiki hubungan antara jumlah listrik yang mengalir
dalam sel dan kuantitas kimia yang berubah di elektroda saat elektrolisis. Ia merangkumkan
hasil pengamatannya dalam dua hukum di tahun 1833.

Hukum elektrolisis Faraday

1. Jumlah zat yang dihasilkan di elektroda sebanding dengan jumlah arus listrik yang melalui
sel.
2. Bila sejumlah tertentu arus listrik melalui sel, jumlah mol zat yang berubah di elektroda
adalah konstan tidak bergantung jenis zat. Misalnya, kuantitas listrik yang diperlukan untuk
mengendapkan 1 mol logam monovalen adalah 96 485 C(Coulomb) tidak bergantung pada
jenis logamnya.

C (Coulomb) adalah satuan muatan listrik, dan 1 C adalah muatan yang dihasilkan bila arus 1
A (Ampere) mengalir selama 1 s. Tetapan fundamental listrik adalah konstanta Faraday F,
9,65 x104 C, yang didefinisikan sebgai kuantitas listrik yang dibawa oleh 1 mol elektron.
Dimungkinkan untuk menghitung kuantitas mol perubahan kimia yang disebabkan oleh aliran
arus listrik yang tetap mengalir untuk rentang waktu tertentu.

Contoh soal 10.7 hukum elektrolisis Faraday

Arus sebesar 0,200 A mengalir melalui potensiometer yang dihubungkan secara seri selama
20 menit. Satu potensiometer memiliki elektrode Cu/CuSO4 dan satunya adalah elektrode Pt/
H2SO4 encer. Anggap Ar Cu = 63,5. Tentukan

1. jumlah Cu yang mengendap di potensiometer pertama.
2. Volume hidrogen pada S. T. P. yang dihasilkan di potensiometer kedua.

Jawab
Jumlah muatan listrik yang lewat adalah 0,200 x 20 x 60 = 240, 0 Cï¼Ž

1. Reaksi yang terlibat adalah Cu2+ + 2e-–> Cu, maka massa (w) Cu yang diendapkan adalah. w
(g) = [63,5 (g mol-1)/2] x [240,0 (C)/96500(C mol-1)] = 0,079 g
2. Karena reaksinya 2H+ + 2e-–> H2, volume hidrogen yang dihasilkan v (cm3) adalah.
v (cm3) = [22400 (cm3mol-1)/2] x [240,0(C)/96500(C mol-1)] = 27,85 cm3

c. Elektrolisis penting di industri

Elektrolisis yang pertama dicoba adalah elektrolisis air (1800). Davy segera mengikuti dan
dengan sukses mengisolasi logam alkali dan alkali tanah. Bahkan hingga kini elektrolisis
digunakan untuk menghasilkan berbagai logam. Elektrolisis khususnya bermanfaat untuk
produksi logam dengan kecenderungan ionisasi tinggi (misalnya aluminum). Produksi
aluminum di industri dengan elektrolisis dicapai tahun 1886 secara independen oleh penemu
Amerika Charles Martin Hall (1863-1914) dan penemu Perancis Paul Louis Toussaint
Héroult (1863-1914) pada waktu yang sama. Sukses elektrolisis ini karena penggunaan
lelehan Na3AlF6 sebagai pelarut bijih (aluminum oksida; alumina Al2O3)ï¼Ž

Sebagai syarat berlangsungnya elektrolisis, ion harus dapat bermigrasi ke elektroda. Salah
satu cara yang paling jelas agar ion mempunyai mobilitas adalah dengan menggunakan
larutan dalam air. Namun, dalam kasus elektrolisis alumina, larutan dalam air jelas tidak tepat
sebab air lebih mudah direduksi daripada ion aluminum sebagaimana ditunjukkan di bawah
ini.

Al3+ + 3e-–> Al potensial elektroda normal = -1,662 V (10.38)

2H2O +2e-–> H2 + 2OH- potensial elektroda normal = -0,828 V (10.39)

Metoda lain adalah dengan menggunakan lelehan garam. Masalahnya Al2O3 meleleh pada
suhu sangat tinggi 2050 °C, dan elektrolisis pada suhu setinggi ini jelas tidak realistik.
Namun, titik leleh campuran Al2O3 dan Na3AlF6 adalah sekitar 1000 °C, dan suhu ini mudah
dicapai. Prosedur detailnya adalah: bijih aluminum, bauksit mengandung berbagai oksida
logam sebagai pengotor. Bijih ini diolah dengan alkali, dan hanya oksida aluminum yang
amfoter yang larut. Bahan yang tak larut disaring, dan karbon dioksida dialirkan ke filtratnya
untuk menghasilkan hidrolisis garamnya. Alumina akan diendapkan.

Al2O3(s) + 2OH-(aq)–> 2AlO2- (aq) + H2O(l) (10.40)

2CO2 + 2AlO2 -(aq) + (n+1)H2O(l) –> 2HCO3- (aq) + Al2O3·nH2O(s) (10.41)

Alumina yang didapatkan dicampur dengan Na3AlF6 dan kemudian garam lelehnya
dielektrolisis. Reaksi dalam sel elektrolisi rumit. Kemungkinan besar awalnya alumina
bereaksi dengan Na3AlF6 dan kemudian reaksi elektrolisis berlangsung.

Al2O3 + 4AlF63-–> 3Al2OF62- + 6F- (10.42)

Reaksi elektrodanya adalah sebagai berikut.

Elektroda negatif: 2Al2OF62- + 12F- + C –> 4AlF63- + CO2 + 4e- (10.43)

Elektroda positif: AlF63- + 3e-–> Al + 6F- (10.44)

Reaksi total: 2Al2O3 + 3C –> 4Al + 3CO2 (10.45) Kemurnian aluminum yang didapatkan
dengan prosedur ini kira-kira 99,55 %. Aluminum digunakan dalam kemurnian ini atau
sebagai paduan dengan logam lain. Sifat aluminum sangat baik dan, selain itu, harganya juga
tidak terlalu mahal. Namun, harus diingat bahwa produksi aluminum membutuhkan listrik
dalam jumlah sangat besar.

Latihan

10.1 Bilangan oksidasi

Tentukan bilangan oksidasi setiap unsur yang ditandai dengan hurugf tebal dalam senyawa
berikut.

(a) HBr (b) LiH (c) CCl4 (d) CO (e) ClO- (f) Cl2O7 (g) H2O2 (h) CrO3 (i) CrO42- (j) Cr2O72-

10.1 Jawab

(a) +1 (b) -1 (c) +4 (d) +2 (e) +1 (f) +7 (g) -1 (h) +6 (i) +6 (j) +6

10.2 Reaksi oksidasi reduksi

Untuk tiap reaksi berikut, tentukan bilangan oksidasi atom berhuruf tebal. Tentukan oksidan
dan reduktan dan tentukan perubahan bilangan oksidasinya.

(a) PbO2 + 4H+ + Sn2+ –> Pb2+ + Sn4+ + 2H2O

(b) 5As2O3 + 4MnO4- + 12H+ –> 5As2O5 + 4Mn2+ + 6H2O

10.2 Jawab

(a) Pb: +4 –> +2 direduksiï¼Ž Sn: +2 –> +4 dioksidasi

(b) As: +3 –> +5 dioksidasiï¼Ž Mn: +7 –> +2 direduksi

10.3 Titrasi oksidasi reduksi

0,2756 g kawat besi dilarutkan dalam asam sedemikian sehingga Fe3+ direduksi menjadi Fe2+.
Larutan kemudian dititrasi dengan K2Cr2O7 0,0200 mol.dm-3 dan diperlukan 40,8 cm3 larutan
oksidan untuk mencapai titik akhir. Tentukan kemurnian (%) besinya.

10.3 Jawab

99,5 %

10.4 Potensial sel

Tentukan potensial sel (pada 25°C) yang reaksi totalnya diberikan dalam persamaan berikut.
Manakah yang akan merupakan sel yang efektif?

1. Mg + 2H+ –> Mg2+ + H2
2. Cu2+ + 2Ag –> Cu + 2Ag+
3. 2Zn2+ + 4OH-–> 2Zn + O2 + 2H2O

10.4 Jawab

1. Mg –> Mg2+ +2e-, +2,37 Vï¼Ž 2H+ + 2e-–> H2, 0,00 V; potensial sel: +2,37 Vï¼Œefektifï¼Ž
2. Cu2+ + 2e-–> Cu, 0,337 Vï¼Ž Ag–> Ag+ + e-, -0,799 V, potensial sel: -0,46 Vï¼Œtidak efektifï¼Ž
3. Zn2+ + 2e-–> Zn, -0,763 Vï¼Ž 4OH-–> 4e- + O2 + 2H2O, -0.401 V potensial sel: -1,16 Vï¼Œ tidak
efektifï¼Ž

10.5 Persamaan Nernst

Hitung potensial sel (pada 25°C) yang reaksi selnya diberikan di bawah ini.

Cd + Pb2+ –> Cd2+ + Pb

[Cd2+] = 0,010 mol dm-3; [Pb2+] = 0,100 mol dm-3

10.5 Jawab

0,30 V

10.6 Hukum Faraday

Bismut dihasilkan dengan elektrolisis bijih sesuai dengan persamaan berikut. 5,60 A arus
listrik dialirkan selama 28,3 menit dalam larutan yang mengandung BiO+. Hitung massa
bismut yang didapatkan.

BiO+ + 2H+ + 3e- –> Bi + H2O

10.6 Jawab

6,86 g

Elektrolisis merupakan proses kimia yang mengubah energi listrik menjadi energi kimia.
Komponen yang terpenting dari proses elektrolisis ini adalah elektrode dan larutan elektrolit.

Elektroda yang digunakan dalam proses elektolisis dapat digolongkan menjadi dua, yaitu:

Elektroda inert, seperti kalsium (Ca), potasium, grafit (C), Platina (Pt), dan emas (Au).
Elektroda aktif, seperti seng (Zn), tembaga (Cu), dan perak (Ag).

Elektrolitnya dapat berupa larutan berupa asam, basa, atau garam, dapat pula leburan garam
halida atau leburan oksida. Kombinasi antara larutan elektrolit dan elektrode menghasilkan
tiga kategori penting elektrolisis, yaitu:

1. Elektrolisis larutan dengan elektrode inert
2. Elektrolisis larutan dengan elektrode aktif
3. Elektrolisis leburan dengan elektrode inert

Pada elektrolisis, katode merupakan kutub negatif dan anode merupakan kutub positif. Pada
katode akan terjadi reaksi reduksi dan pada anode terjadi reaksi oksidasi. Contoh-contoh
reaksi elektrolisis adalah sebagai berikut:

Penerapan dalam industri

Elektrolisis yang pertama dicoba adalah elektrolisis air (1800). Davy segera mengikuti dan
dengan sukses mengisolasi logam alkali dan alkali tanah. Bahkan hingga kini elektrolisis
digunakan untuk menghasilkan berbagai logam. Elektrolisis khususnya bermanfaat untuk
produksi logam dengan kecenderungan ionisasi tinggi (misalnya aluminum). Produksi
aluminum di industri dengan elektrolisis dicapai tahun 1886 secara independen oleh penemu
Amerika Charles Martin Hall (1863-1914) dan penemu Perancis Paul Louis Toussaint
Héroult (1863-1914) pada waktu yang sama. Sukses elektrolisis ini karena penggunaan
lelehan Na3AlF6 sebagai pelarut bijih (aluminum oksida; alumina Al2O3)

Sebagai syarat berlangsungnya elektrolisis, ion harus dapat bermigrasi ke elektroda. Salah
satu cara yang paling jelas agar ion mempunyai mobilitas adalah dengan menggunakan
larutan dalam air. Namun, dalam kasus elektrolisis alumina, larutan dalam air jelas tidak tepat

sebab air lebih mudah direduksi daripada ion aluminum sebagaimana ditunjukkan di bawah
ini.

Al3+ + 3e-–> Al potensial elektroda normal = -1,662 V (10.38)

2H2O +2e-–> H2 + 2OH- potensial elektroda normal = -0,828 V (10.39)

Metoda lain adalah dengan menggunakan lelehan garam. Namun Al2O3 meleleh pada suhu
sangat tinggi, sekitar 2050 °C, dan elektrolisis pada suhu setinggi ini jelas tidak mungkin.
Namun, titik leleh campuran Al2O3 dan Na3AlF6 adalah sekitar 1000 °C, dan suhu ini mudah
dicapai. Prosedur detailnya adalah: bijih aluminum, bauksit mengandung berbagai oksida
logam sebagai pengotor. Bijih ini diolah dengan alkali, dan hanya oksida aluminum yang
amfoter yang larut. Bahan yang tak larut disaring, dan karbon dioksida dialirkan ke filtratnya
untuk menghasilkan hidrolisis garamnya. Alumina akan diendapkan.

Al2O3(s) + 2OH-(aq)–> 2AlO2- (aq) + H2O(l) (10.40) 2CO2 + 2AlO2 -(aq) + (n+1)H2O(l) –>
2HCO3- (aq) + Al2O3·nH2O(s) (10.41)

Alumina yang didapatkan dicampur dengan Na3AlF6 dan kemudian garam lelehnya
dielektrolisis. Reaksi dalam sel elektrolisi rumit. Kemungkinan besar awalnya alumina
bereaksi dengan Na3AlF6 dan kemudian reaksi elektrolisis berlangsung.

Al2O3 + 4AlF63-–> 3Al2OF62- + 6F- (10.42)

Reaksi elektrodanya adalah sebagai berikut.

Elektroda negatif: 2Al2OF62- + 12F- + C –> 4AlF63- + CO2 + 4e- (10.43)

Elektroda positif: AlF63- + 3e-–> Al + 6F- (10.44)

Reaksi total: 2Al2O3 + 3C –> 4Al + 3CO2 (10.45) Kemurnian aluminum yang didapatkan
dengan prosedur ini kira-kira 99,55 %. Aluminum digunakan dalam kemurnian ini atau
sebagai paduan dengan logam lain. Sifat aluminum sangat baik dan, selain itu, harganya juga
tidak terlalu mahal. Namun, harus diingat bahwa produksi aluminum membutuhkan listrik
dalam jumlah sangat besar.

Penerapan elektrolisis lainnya adalah penyepuhan logam, yaitu proses pemurnian logam dari
pengotor, seperti pemurnian tembaga untuk pembuatan kabel listrik. Contoh lainnya adalah
proses pelapisan perak kepada peralatan makan seperti sendok dan garpu.

Sejarah

1800 - William Nicholson dan Johann Ritter dekomposisi air menjadi hidrogen dan
oksigen.
1807 - Potassium, Sodium, Barium, Calcium dan Magnesium ditemukan oleh
Humphry Davy menggunakan elektrolisis.
1886 - Fluorine ditemukan oleh Henri Moissan menggunakan elektrolisis.
1886 - Proses Hall-Héroult dikembangkan untuk pembuatan aluminium.
1890 - Proses Castner-Kellner dikembangkan untuk pembuatan natrium hidroksida.

Hukum Faraday
Faraday mengamati peristiwa elektrolisis melalui berbagai percobaan yang dia lakukan.
Dalam pengamatannya jika arus listrik searah dialirkan ke dalam suatu larutan elektrolit,
mengakibatkan perubahan kimia dalam larutan tersebut.

Sehingga Faraday menemukan hubungan antara massa yang dibebaskan atau diendapkan
dengan arus listrik. Hubungan ini dikenal dengan Hukum Faraday.

Menurut Faraday

1. Jumlah berat (massa) zat yang dihasilkan (diendapkan) pada elektroda sebanding
dengan jumlah muatan listrik (Coulumb) yang dialirkan melalui larutan elektrolit
tersebut.
2. Masa zat yang dibebaskan atau diendapkan oleh arus listrik sebanding dengan bobot
ekivalen zat-zat
tersebut.

Dari dua pernyataan diatas, disederhanakan menjadi persamaan :

dimana,

M = massa zat dalam gram
e = berat ekivalen dalam gram = berat atom: valensi
i = kuat arus dalam Ampere
t = waktu dalam detik
F = Faraday

Dalam peristiwa elektrolisis terjadi reduksi pada katoda untuk mengambil elektron yang
mengalir dan oksidasi pada anoda yang memberikan eliran elektron tersebut. Dalam hal ini
elektron yang dilepas dan yang diambil dalam jumlah yang sama.

Bobot zat yang dipindahkan atau yang tereduksi setara dengan elektron, sehingga masa yang
dipindahkan merupakan gram ekivalen dan sama dengan mol elektron. Faraday
menyimpulkan bahwa Satu faraday adalah jumlah listrik yang diperlukan untuk
menghasilkan satu ekivalen zat pada elektroda.

Muatan 1 elektron = 1,6 x 10-19 Coulomb
1 mol elektron = 6,023 x 1023 elektron
Muatan untuk 1 mol elektron = 6,023 . 1023 x 1,6 . 10-19
= 96.500 Coulomb
= 1 Faraday

Michael Faraday (lahir 22 September 1791 – meninggal 25 Agustus 1867 pada umur 75
tahun) ialah ilmuwan Inggris yang mendapat julukan "Bapak Listrik", karena berkat usahanya
listrik menjadi teknologi yang banyak gunanya. Ia mempelajari berbagai bidang ilmu
pengetahuan, termasuk elektromagnetisme dan elektrokimia. Dia juga menemukan alat yang
nantinya menjadi pembakar Bunsen, yang digunakan hampir di seluruh laboratorium sains
sebagai sumber panas yang praktis.

Efek magnetisme menuntunnya menemukan ide-ide yang menjadi dasar teori medan magnet.
Ia banyak memberi ceramah untuk memopulerkan ilmu pengetahuan pada masyarakat umum.
Pendekatan rasionalnya dalam mengembangkan teori dan menganalisis hasilnya amat
mengagumkan.

Masa Kecil

Michael Faraday dilahirkan di Newington Butts, London,Britania Raya. Keluarganya pindah
ke London pada musim dingin tahun 1790. Dan pada musim semi tahun itu Faraday
dilahirkan. Faraday adalah anak ketiga dari 4 bersaudara yang hanya sedikt mengenyam
pendidikan formal. Pada usia 14 tahun ia magang sebagai penjual dan penjilid buku. Selama
tujuh tahun bekerja sebagai penjual dan penjilid buku memberikan ia banyak kesempatan
untuk membaca banyak buku dan pada masa inilah ia mengembangkan rasa
keingintahuannya pada Sains.
Pada Usia 20 tahun ia berhenti magang dan menghadiri kuliah yang disampaikan oleh
Humpry Davy. Dari situlah ia kemudian berhubungan dengan Davy dan akhirnya menjadi
asisten Davy saat ilmuwan itu mengalami gangguan pada penglihatannya akibat dari nitrogen
trichloride. Dan dari sinilah ia akhrinya memulai kisah hidupnya yang luar biasa.

Pencapaian Ilmiah
Kimia

Faraday memulai kerjanya pada bidang Kimia adalah saat sebagai asisten Humphry Davy. Ia
berhasil menemukan zat Klorin Dan Karbon. Ia juga berhasil mencairkan beberapa gas,
menyelidiki campuran baja dan membuat beberapa jenis kaca baru yang dimaksudkan untuk
tujuan optika. Faraday adalah orang yang pertama menemukan Bunsen Burner. Yang kini
telah digunakan secara luas diseluruh dunia.
Faraday secara ektensif bekerja pada bidang kimia. Menemukan zat kimia lainnya yaitu
Benzena dan mencairkan gas klorin. Pencairan gas klorin bertujuan untuk menetapkan bahwa
gas adalah uap dari cairan yang memiliki titik didih rendah dan memberikan konsep dasar
yang lebih pasti tentang pengumpulan molekul. Ia juga telah menentukan komposisi dari
klorin klatrat hidrat. Faraday adalah penemu Hukum Elektrolisis dan mempopulerkan istilah
anode, katode, elektrode serta ion. Ia juga adalah orang pertama yang mempelajari tentang
logam nanopartikel.

Kelistrikan dan Magnet

Faraday menjadi terkenal berkat karyanya mengenai kelistrikan dan magnet. Eksperimen
pertamanya ialah membuat konstruksi tumpukan volta dengan 7 uang setengah sen, ditumpuk
bersama dengan 7 lembaran seng serta 6 lembar kertas basahan air garam. Dengan konstruksi
ini ia berhasil menguraikan magnesium sulfat.

Pada tahun 1821 Hans Christian Ørsted mempublikasikan fenomena elektromagnetisme. Dari
sinilah Faraday kemudian memulai penelitian yang bertujuan untuk membuat alat yang dapat
menghasilkan "rotasi elektromagnetik". Salah satu alat yang berhasil ia ciptakan adalah
homopolar motor, pada alat ini terjadi gerakan melingkar terus-menerus yang ditimbulkan
oleh gaya lingakaran magnet mengelilingi kabel yang diperpanjang hingga ke dalam
genangan merkuri dimana sebelumnya sudah diletakan sebuah magnet pada genangan
tersebut, maka kabel akan berputar mengelilingi magnet apabila dialiri arus listrik dari
baterai. Penemuan inilah yang menjadi dasar dari teknologi elektromagnetik saat ini.

Faraday membuat terobosan baru ketika ia melilitkan dua kumparan kabel yang terpisah dan
menemukan bahwa kumparan pertma akan dilalui oleh arus, sedangkan kumparan kedua
dimasukan dimasukan arus. Inilah yang saat ini dikenal sebagai induksi timbal-balik. Hasil
percobaan ini menghasilkan bahwa "perubahan pada medan magnet dapat menghasilkan
medan listrik" yang kemudian dibuat model matematikanya oleh James Clerk Maxwell dan
dikenal sebagai Hukum Faraday.

Diagmatisme

Pada tahun 1845 Faraday menemukan bahwa bahwa banyak materi menunjukan penolakan
yang lemah dari sebuah medan listrik. Peristiwa inilah yang ia beri nama Diagmatisme.
Faraday juga menemukan bahwa bidang polarisasi dari cahaya terpolarisasi linier dapat
diputar dengan penerapan dari sebuah bidang magnet eksternal searah dengan arah gerak
cahaya. Inilah yang disebut dengan Efek Faraday.
Kemudian pada tahun 1862, Faraday menggunakan sebuah spektroskop untuk mencari
perbedaan perubahan cahaya, perubahan dari garis-garis spektrum dengan menerapkan
medan magnetik. Tetapi peralatan yang dia gunakan pada saat itu belum memadai, sehingga
tak cukup untuk menentukan perubahan spektrum yang terjadi. Kemudian penelitian ini
dilanjutkan oleh Peter Zeeman kemudian ia mempublikasikan hasilnya pada tahun 1897 dan
menerima nobel fisika tahun 1902 berkat refrensi dari Faraday.

Kutipan

"Tiada yang terlalu indah untuk menjadi kenyataan."
"Kerjakan. Selesaikan. Terbitkan." - nasehatnya kepada William Crookes yang masih muda

Dalam sel elektrolisis bayaknya massa yang terbentuk pada elektrode dapat dihitung dengan
hukum Faraday.

Hukum Faraday I

” Massa zat yang terbentuk pada elektrode selama elektrolisis berbanding lurus dengan
jumlah listrik yang mengalir melalui sel elektrolisis’’.

m = massa zat hasil pada elektrode (gram)
F = arus listrik (Faraday)
Q = muatan listrik (coulomb)
i = kuat arus listrik (ampere)
t = waktu elektrolisis (detik)

Untuk logam, maka PBO = valensi logam

Contoh: Cu+2 + 2e → Cu PBO Cu = 2

Untuk gas, umumnya PBO = 2, khusus gas O2 PBO = 4

Contoh :
2H+ + 2e → H2 PBO = 2
2H2O(l) → 4H+ + O2 + 4e PBO = 4

Hukum Faraday II

” Dalam elektrolisis dengan sejumlah arus yang sama (rangkaian sel elektrolisis seri) akan
dihasilkan berbagai jenis zat dengan jumlah ekivalen zat tersebut’’.

Hukum I Faraday (1831 1832): massa zat yang dibebaskan pada elektrolisis (G)
berbanding lurus dengan jumlah listrik yang digunakan (Q).

G=Q

Jumlah muatan listrik (Q) sama dengan hasil kali dari kuat arus (i) dengan waktu (t)

Q = i . t (coulomb)

Jadi persamaan di atas dapat dituliskan sebagai berikut:

G = it

Contoh

arus 1 amper yang dialirkan selama 1 menit (60 detik) ke dalam larutan CuSO4
mengendapkan 0,4 gram tembaga dikatode, maka:

a). Arus 2 amper dalam 1 menit (120 coulomb) akan mengendapkan 0,8 g Cu

b). Arus 1 amper dalam 2 menit (120 coulomb) akan mengendapkan 0,8 g Cu

c). Arus 2 amper dalam 2 menit (240 copulomb) akan mengendapkan 1,6 g Cu

Hukum II Faraday : “massa zat yang dibebaskan pada elektrolisis (G) berbanding
lurus dengan massa ekivalen zat itu (ME)”.

G = ME

Massa ekivalen dari unsur-unsur logam sama dengan massa atom relatif (Ar) di bagi dengan
perubahan bilangan oksidasinya (pbo)

ME= Ar/pbo

Contoh

Contoh pada elektrolisis larutan CuSO4 terjadi reduksi ion Cu2+ menjadi Cu

Cu2+(aq) + 2e –––→ Cu(s)

Oleh karena tembaga mengalami perubahan bilangan oksidasi sebesar 2, maka massa
ekivalen

Cu = ArCu/2

= 63,5/2 = 31,75

Apabila listrik yang sama banyak dialirkan kedalam dua atau lebih sel elektrolisis yang
berbeda, maka perbandingan massa zat-zat yang dibebaskan sama dengan perbandingan
massa ekivalennya.

Contoh

Misalkan arus i amper dialirkan selama t detik ke dalam larutan CuSO4 dan larutan
AgNO3 yang di hubungkan seri.(pada hubungan seri jumlah listrik yang memasuki kedua sel
adalah sama). Listrik akan mengendapkan Cu dan Ag pada katoda masing-masing sel. Sesuai
dengan hukum faraday II, perbandingan massa Cu dengan Ag yang di endapkan sama dengan
pebandingan massa ekivalennya.

GCu : Gag = ME Cu : MEAg

Misalkan massa Cu yang diendapkan 10 g maka massa perak dapat dihitung sebagai berikut:

GCu : Gag = ME Cu : MEAg

= 34,05 g

Penggabungan Hukum Faraday I dan II menghasilkan persamaan sebagai berikut:

G = k . i . t . ME

Faraday menemukan harga faktor pembanding k = jadi, persamaan diatas dapat
dinyatakan sebagai berikut:

Dengan

G = massa zat yang dibebaskan (dalam gram)

i = kuat arus (dalam amper)

t = waktu (dalam detik)

ME = massa ekivalen

Contoh soal

Hitunglah massa tembaga yang dapat dibebaskan oleh arus 10 amper yang dialirkan
selama 965 detik ke dalam larutan CuSO4 (Cu = 63,5)

Jawab:

Cu di endapkan di katoda menurut persamaan berikut ini:

Cu2+(aq) + 2e –––→ Cu (s)

A. LOGAM GOLONGAN ALKALI
1. SIFAT-SIFAT
Terletak di gol IA pada SPU, di alam tidak dijumpai dalam keadaan bebas (sangat reaktif)
Na dan K banyak terdapat di alam sebagai senyawa, sedangkan yang lain hanya sedikit.
Energi ionisasi dan keelektronegatifannya kecil,
Makin besar nomor atom makin kecil energi kohesinya sehingga bersifat lunak, reduktor
kuat, larut dalam larutan amonia, nyala bunsen berwarna spesifik.
Penyimpanan dalam minyak tanah / hidrokarbon yang inert (menghindari oksidasi O2).

2. PEMBUATAN ALKALI
Dengan mereduksi oksidanya, atau dengan mengelektrolisis leburan garamnya.
Natrium diperoleh dengan proses Down. Kalium diperoleh dengan mengalirkan uap
natrium melalui leburan KCl.

3. PENGGUNAAN ALKALI
Aliasi Na / K : pendingin reaktor atom, aliasi Li / Pb : pembungkus kabel lunak, Aliasi Li /
Al : penambah daya tahan korosi aluminium, Rb dan Cs membentuk aliasi dengan Na dan K :
sel fotolistrik, dan Na : mereduksi TiCl4 menjadi logam Ti.

4. PERSENYAWAAN ALKALI
NaCl : bahan pengawet dan pembuatan senyawa yang lain.
NaOH (soda api) : pembuatan senyawa lain, bahan baku pembuatan sabun dan deterjen,
dalam industri kertas, rayon dan serat.
Na2CO3 (soda) : dalam industri kaca, kertas, detergen, untuk proteksi logam dan
menurunkan kesadahan air.
NaHCO3 (soda kue) : dalam pembuatan roti, menghilangkan bau tengik pada mentega,
menghilangkan gom pada sutera, menghilangkan lilin dan lemak pada bulu wol, dan
campuran bahan pemadam kebakaran.

B. LOGAM GOLONGAN ALKALI TANAH
1. SIFAT-SIFAT
Terletak di gol IIA dalam SPU, di alam banyak dijumpai dalam bentuk senyawa.
Bersifat sangat reaktif, namun < gol IA, reduktor kuat, nyala bunsen khas
Elektropositif, makin besar nomor atom makin berkurang energi ionisasinya, keelektro-
negatifan kecil, struktur tidak sama dalam satu golongan, energi kohesi besar sehingga sifat
lebih keras dan titik lelehnya lebih tinggi > gol IA.
Mudah bereaksi dengan O2 membentuk oksida, dengan air membentuk basa kecuali Be dan
Mg akan membuat lapisan oksida yang melindungi terhadap reaksi selanjutnya, dengan asam
encer membentuk garam dan membebaskan H2, Be bersifat amfoter, makin ke bawah
hidroksidanya makin mudah larut, tetapi karbonat dan sulfatnya sebaliknya, kestabilan
karbonat terhadap pemanasan makin bertambah.

2. PEMBUATAN ALKALI TANAH
Magnesium diperoleh dengan proses Down : (1) mengendapkan sebagai Mg(OH)2, (2)
diubah jadi MgCl2 dan dikristalkan sebagai MgCl2.6H2O (3) leburan kristal dielektrolisis.

3. PENGGUNAAN ALKALI TANAH
Be : industri nuklir dan tabung sinar X, Mg : campuran pembuatan badan pesawat terbang
dan mobil, pereaksi Grignard dan pereduksi, Ca : memperkeras timbal, dan senyawa alkali
tanah banyak dipakai untuk campuran kembang api.
Senyawa yang penting CaO (kapur tohor / gamping) dan Ca(OH)2 : bahan baku industri,
pengolahan air limbah dan air sadah, industri gula, dan pembuatan soda.
CaCO3 : pada industri kertas, makanan dan gula, campurannya dengan MgCO3 dan
Mg(OH)2 sebagai basa penetral asam lambung (antasida).
CaSO4 (gips / batu tahu) : sebagai cetakan, pembalut tulang patah, pembuatan kapur tulis,
bahan warna dalam industri cat.
MgSO4.7H2O (garam inggris) : obat pencahar.

C. UNSUR-UNSUR LOGAM PERIODA KETIGA
1. PENGERTIAN
Terdiri dari 8 unsur, yaitu : Natrium (Na), Magnesium (Mg), Aluminium (Al), Silikon (Si),
Phospor (P), Belerang / Sulfur (S), Klorin (Cl), dan Argon (Ar).
Unsur Na, Mg, Al : logam, Si : metaloid (semi logam), P, S, Cl, Ar : non logam.

2. SIFAT-SIFAT
Sifat Logam
 Dari kiri ke kanan, sifat logam unsur perioda ketiga semakin berkurang, karena elek-
tronegativitasnya semakin besar, sehingga semakin mudah membentuk ion negatif.
 Titik leleh Na ke Si meningkat, pada P dan S menurun cukup drastik, karena adanya
perbedaan struktur kristal padatan-padatan tersebut.
 Si titik lelehnya tertinggi karena mampu membentuk struktur kovalen raksasa.

Sifat Reduktor dan Oksidator
 Dari kiri ke kanan harga energi ionisasi (EI) semakin besar, semakin sukar melepas elektron,
sifat reduktornya semakin berkurang, sifat oksidator semakin bertambah.
 Na : reduktor terkuat, Cl : oksidator terkuat.
 Unsur-unsur perioda ketiga memiliki lebih dari satu biloks.

Sifat Asam dan Basa
 Unsur-unsur perioda ketiga bisa bertindak sebagai asam maupun basa.
 Jika EI kecil unsur mudah melepas elektron, sehingga elektron memusat di sekililing atom O,
menyebabkan atom O bersifat negatif. Sifat negatif O akan mengikat atom H yang bermuatan
positif, sehingga terbentuklah ion OH-.

3. BEBERAPA UNSUR LOGAM PERIODA KETIGA DI ALAM
Aluminium (Al)
Sifat-sifat Aluminium
 Banyak terdapat di alam sebagai mineral, misal bauksit (Al2O3.2H2O), kriolit (Na3AlF6),
feldspar (K2O.Al2O3.3SiO2), dan tanah liat (Al2Si2O7.2H2O).
 Sifatnya yang ringan banyak dimanfaatkan untuk peralatan rumah tangga, kerangka pesawat
terbang dan bangunan modern.
 Berwarna putih mengkilat, daya hantar panas dan listrik yang baik, amfoter, tahan korosi
(membentuk lapisan oksida, mencegah reaksi lebih lanjut), reduktor kuat.

Pembuatan Aluminium
 Dibuat dari elektrolisis leburan Al2O3 dalam kriolit cair dengan elektroda C melalui 2 tahap :
(1) pemurnian, diperoleh oksidanya, (2) Al2O3 dicampur kriolit (menurunkan titik lebur dan
sebagai pelarut) lalu dilebur dan dielektrolisis (Proses Hall-Heroult).

Kegunaan Aluminium
 Bahan konstruksi bangunan, kendaraan bermotor, kapal laut, pesawat terbang
 Bahan peralatan dapur, seperti panci, sendok makan, dan sebagainya.
 Wadah kemasan biskuit, rokok, kembang gula, dan sebagainya.
 Tawas (KAl(SO4)2.12 H2O) untuk menjernihkan air.

b. Silikon (Si)
Sifat-sifat Silikon
 Di alam terdapat dalam bentuk senyawa silikat, seperti SiO2 / pasir / kuarsa, tanah liat
(Al2Si2O7.2H2O), juga pada asbes dan mika.
Pembuatan Silikon
 Dibuat melalui reduksi SiO2 dengan C dalam tanur listrik, Si yang dihasilkan dimurnikan
dengan menambahkan gas Cl2, Gas SiCl4 yang dihasilkan direduksi dengan gas H2 (suhu
tinggi), dan menghasilkan Si murni.

Kegunaan Silikon
 Logam Si : bahan baku mikroprosesor (mikrochip), kalkulator saku, dan baterai solar.
 SiO2 digunakan untuk membuat kaca (gelas).
 Tanah liat (Al2Si2O7.2H2O) digunakan untuk membuat semen
 Silikon karbida (SiC) digunakan sebagai bahan untuk gerinda pemotong
 Natrium silikat (Na2SiO3) sebagai bahan pengisi pembuatan sabun atau deterjen.

c. Phospor (P)
Sifat-sifat Phospor
 Di alam terdapat sebagai batuan fosforit (Ca3(PO4)2), fluoroapatit (CaF2.3Ca3(PO4)2).
 non logam yang cukup reaktif, tidak ditemukan dalam keadaan bebas.
 mempunyai beberapa allotrop, yaitu phospor putih dan phospor merah.
 Perbedaan keduanya adalah :
Phospor putih Phospor merah
o
 titik leburnya rendah (44 C) dan  titik leburnya 59oC, dan terbakar
terbakar pada titik leburnya di atas suhu 300oC.
 beracun  tidak beracun
 bercahaya (fosforesensi)  tidak bercahaya
 larut dalam CS2  tidak larut dalam CS2
 berbau ozon  tidak berbau
 metastabil  selalu stabil

Pembuatan Phospor
 Diperoleh melalui proses Wohler, hasilnya disimpan dalam air (mudah terbakar).

Persenyawaan Phospor
 Bereaksi dengan beberapa unsur membentuk senyawa : fosfida (Na3P dan Mg3P2).
 Bereaksi dengan H2 membentuk fosfin (PH3). Fosfida terhidrolisis membentuk fosfin.
 Senyawa yang penting : halida phospor, missal : PCl3 yang bereaksi dengan O2 membentuk
phosporilklorida (POCl3) : bahan pemadam kebakaran.
 Oksida P : P2O3 dan P2O5 dapat membentuk dimer P4O6 dan P4O10 : bahan baku pembuatan
pupuk, zat aditif makanan, dan detergen.
 H2PO4- dan HPO42- merupakan sistem buffer dalam darah.

Kegunaan Phospor
 P merah tidak beracun, stabil : dalam pembuatan korek api dan kembang api.

d. Belerang / Sulfur (S)
Sifat-sifat Belerang
 Di alam, sebagai unsur bebas maupun dalam senyawanya (sulfida dan sulfat).
 Memiliki 2 allotrop, belerang rhombis (α), titik leleh 112,8oC dan belerang monoklin (β),
titik leleh 119,25oC.

Pembuatan Belerang
 Dapat diperoleh dengan 2 cara, yaitu :
(1) Cara Sisilia : S yang ada di permukaan tanah / batu dipanaskan hingga melebur dan terpisah
dari batuan, lalu S dimurnikan dengan cara sublimasi.
(2) Cara Frasch : S yang ada di dalam tanah (di bumi) disemprot dengan hembusan air panas (±
1700C) melalui pipa bor di bawah permukaan tanah, sehingga menekan S cair ke atas. S yang
dihasilkan kemurniannya 99,5%.

Persenyawaan Belerang
 Senyawa terpenting S : H2SO4, sebagai bahan baku pembuatan senyawa sulfat, membuat
pupuk superphospat, dan elektrolit pada aki kendaraan bermotor.
 Asam sulfat dapat dibuat dengan 2 cara, yaitu :
(1) Proses Kontak : bahan dasarnya gas SO2, katalisator V2O5, suhu 400oC. Asam sulfat yang
dihasilkan memiliki kadar 98%.

(2) Proses Bilik Timbal : bahan dasarnya gas SO2, katalisator uap nitroso (campuran NO dan
NO2). H2SO4 yang dihasilkan memiliki kemurnian yang lebih rendah dari proses kontak yaitu
80%.

Kegunaan Asam Sulfat
 Bahan baku pembuatan senyawa (NH4)2SO4 / pupuk ZA, MgSO4 (obat pencahar), ZnSO4
(obat emesis / pembuat muntah), Al2(SO4)3 / tawas, FeSO4.7H2O (bahan pembuat tinta),
pupuk superphospat, elektrolit pada aki, dalam industri tekstil / bahan kulit / cat / obat-
obatan.

D. UNSUR LOGAM TRANSISI PERIODE KEEMPAT

1. PENGERTIAN
Terdiri dari unsur-unsur Scandium (Sc), Titanium (Ti), Vanadium (V), Kromium (Cr),
Mangan (Mn), Besi (Fe), Kobalt (Co), Nikel (Ni), Tembaga (Cu) dan Seng (Zn).

2. SIFAT-SIFAT
Sifat Umum
 Logam padat dan dapat menghantarkan arus listrik dan panas dengan baik.
 Membentuk senyawa yang pada umumnya berwarna, mempunyai beberapa biloks.
 Pada umumnya dapat membentuk senyawa kompleks, bersifat paramagnetik.
 Memiliki titik leleh > unsur golongan utama yang merupakan logam.
 Unsur transisi dan senyawanya dapat bertindak sebagai katalis.

Sifat Logam
 Memiliki banyak elektron tak berpasangan yang bebas bergerak pada kisi kristalnya sehingga
dapat membentuk ikatan logam yang kuat. Akibatnya logamnya bersifat kekerasan dan
kerapatan tinggi, titik leleh tinggi, dan penghantar listrik yang baik.
Sifat Kemagnetan
 Pada umumnya memiliki elektron yang tidak berpasangan, sehingga dapat diinduksi oleh
medan magnet dan bersifat paramagnetik (dapat ditarik oleh magnet), seperti : Sc, Ti, V, Cr
dan Mn.
 Unsur yang memiliki elektron berpasangan (Zn dan Cu) bersifat diamagnetik (tidak tertarik
oleh medan magnet). Unsur Fe, Co, Ni bersifat ferromagnetik, meski logam ini dijauhi
medan magnet, tetapi induksi magnet logam ini tidak hilang.

Ion Berwarna
 Warna disebabkan oleh tingkat energi elektron yang hampir sama. Elektron-elektron dapat
bergerak ke tingkat yang lebih tinggi dengan mengabsorpsi sinar tampak yang terlihat oleh
mata.
Unsur Ion Warna Unsur Ion Warna
Sc Sc3+ Tidak berwarna Mn2+ Merah muda
Ti2+ Ungu Mn Mn3+ Merah-coklat
Ti Ti3+ Ungu-hijau MnO4- Coklat-ungu
Ti4+ Tidak berwarna Fe2+ Hijau
Fe
V2+ Ungu Fe3+ Jingga
V3+ Hijau Co2+ Merah muda
V Co
VO2+ Biru Co3+ Biru
VO43- Merah Ni2+ Hijau
Ni
Cr2+ Biru Ni3+ Merah
Cr3+ Hijau Cu+ Tidak berwarna
Cr Cu
CrO42- Kuning Cu2+ Biru
Cr2O72- jingga Zn Zn2+ Tidak berwarna

Bilangan Oksidasi
 Logam transisi pada umumnya memiliki > 1 biloks.
Unsur +1 +2 +3 +4 +5 +6 +7
Sc - - * - - - -
Ti - ° ° * - - -
V ° ° ° * * - -
Cr - ° * - - * -
Mn - * ° * - ° *
Fe - * * ° - ° -
Co - * ° - - - -
Ni - * ° - - - -
Cu ° * - - - - -
Zn - * - - - - -
Keterangan : * : biloks yang stabil
° : biloks yang tidak stabil

Katalis
 Logam dan senyawanya digunakan sebagai katalis, pada pembuatan ammonia : katalis Fe,
pembuatan H2SO4 : katalis V2O5, reaksi organik : katalis logam Ni dan Pt

3. KEGUNAAN UNSUR-UNSUR PERIODA KEEMPAT
Skandium (Sc) : sebagai komponen pada lampu listrik yang berintensitas tinggi.
Titanium (Ti) : di alam terdapat sebagai TiO2 dan FeTiO3, sebagai paduan logam yang
sangat keras dan tahan karat.

Vanadium (V) : di alam sebagai V2O5, katalis pada pembuatan H2SO4 (proses kontak),
dengan Fe : baja vanadium yang keras, kuat, dan tahan karat (untuk per mobil).
Krom (Cr) : logam keras dan tahan karat, dihasilkan dari bijih ferokromit, FeO.Cr2O3,
penyepuh (plating) pada peralatan logam (menahan korosi dan menambah keindahan),
pigmen dan penyamak kulit. Nikrom : 15% Cr + 60% Ni + 25% Fe (alat pemanas).
Mangan (Mn) : di alam sebagai MnO2 / bercampur dengan oksida besi, digunakan dalam
proses pembuatan baja karena dapat mengikat oksigen agar tidak terjadi gelembung-
gelembung gas yang dapat menyebabkan baja keropos.
Besi (Fe) : di alam dalam bijih hematite, siderit, dan magnetit, logam yang murah, mudah
berkarat (dicampur dibuat V / Mn : baja), besi cair (besi tuang) banyak mengandung C yang
menjadi sangat keras jika dingin.
Kobalt (Co) dan Nikel (Ni) : paduan logam (alloy), misal : alnico (campuran Al, Ni, dan
Co) yang memiliki sifat kemagnetan kuat. Ni : sebagai bahan campuran stainless steel, Co :
sebagai bahan sintesis vitamin B-12.
Tembaga (Cu) : di alam dalam senyawa kalkopirit (CuFeS2), kalkosit (Cu2S), dan malasit
(Cu2(OH)2CO3), ditemukan bersama Au dan Ag. Cu : kabel listrik dan peralatan rumah
tangga. Cu : paduan logam, seperti kuningan (+ Zn), perunggu (+ Zn, Mn, Sn), monel (+ Ni,
Fe).
Seng (Zn) : di alam sebagai zinsit (ZnO), sfalerit / zink blende (ZnS), pembuatan atap
(tidak mudah berkarat), batu baterai, campuran kuningan, melapisi logam besi agar tidak
berkarat, pigmen lithopone (putih) pada pembuatan cat, alat elektronik (menghamburkan
sinar X) : pada tabung televisi, oscilloscope, dan fluoroscope sinar X.

E. EMAS
Termasuk logam transisi golongan IB.
Merupakan reduktor terkuat (dalam deret Volta terletak paling kanan)
Sebagai mineral yang dapat di tambang di tempat-tempat tertentu. Di alan dalam keadaan
unsur bebas.
Logam yang lunak, mudah dibentuk menjadi perhiasan atau dicampur dengan logam lain
agar lebih keras dan kuat.
Tidak mudah bereaksi dengan senyawa lain sehingga disebut logam mulia.

F. GAS MULIA
1. PENGERTIAN
Terletak di golongan VIIIA dalam SPU, terdiri dari : Helium (He), Neon (Ne), Argon (Ar),
Kripton (Kr), Xenon (Xe) dan Radon (Rn).

2. SIFAT – SIFAT
Gas tidak berwarna, tidak berasa, tidak berbau, satu-satunya kelompok gas yang partikel
berwujud atom tunggal (monoatomik), sehingga stabil (sukar bereaksi dengan unsur lain).
Kestabilan unsur gas mulia disebabkan : (1) kulit terluarnya 8 e- (kecuali He 2 e-), sehingga
sukar bereaksi dengan unsur lain, (2) harga EI unsur-unsur gas mulia sangat tinggi, sehingga
sukar bereaksi dengan unsur-unsur lain.

3. PERSENYAWAAN UNSUR GAS MULIA
Ditemukan 1962 oleh Neil Barlett dan Lohman : mereaksikan PtF6 + O2 menghasilkan zat
berwarna merah jingga, diduga strukturnya O2+PtF6-. Kemudian XePtF6 suatu padatan
berwarna kuning ditemukan dari reaksi Xe + PtF6, disusul sintesa XeF2, XeF4 dan XeF6.
Pembentukan senyawa gas mulia harus memenuhi syarat : memiliki EI yang cukup rendah
(Kr, Xe, Rn), hanya bereaksi dengan unsur yang sangat elektronegatif (F dan O). Contoh
senyawa lain : XeO2, XeO4, H2XeO4 (asam xenat), H4XeO6 (asam perxenat), NaHXeO4,
Na4XeO6, KrF2, KrF4, RnF2, dan RnF4.

4. KEGUNAAN UNSUR GAS MULIA
Helium (He) : pengisi balon udara (ringan dan tidak dapat terbakar), isi tabung udara bagi
penyelam (80% He + 20% O), He cair : pendingin (refrigerant), pada reaktor nuklir,
menciptakan lingkungan yang inert untuk mencegah oksidasi (penyepuhan).
Neon (Ne) : lampu reklame (warna merah), Ne cair : pendingin dalam reaktor nuklir,
membuat indikator tekanan tinggi, penangkal petir, dan tabung televisi.
Argon (Ar) : pengisi ruangan dalam bola lampu listrik biasa karena tidak bereaksi dengan
kawat wolfram, menciptakan lingkungan inert, lampu neon (warna merah muda pada tekanan
rendah dan biru pada tekanan tinggi).
Kripton (Kr) : dengan Ar untuk mengisi lampu fluoresensi, spektrum atom Kr untuk
menetapkan ukuran panjang “satu meter” standar, lampu kilat fotografi kecepatan tinggi.
Xenon (Xe) : pembuatan tabung elektron, pembiusan pada pembedahan, bahan baku
pembuatan senyawa-senyawa xenon.
Radon (Rn) : bersifat radioaktif, digunakan dalam terapi radiasi bagi penderita kanker.
G. GOLONGAN HALOGEN

1. PENGERTIAN
Terletak di golongan VIIA, terdiri dari : Fluorin (F), Clorin (Cl), Bromin (Br), Iodin (I),
dan Astatin (As).
Disebut halogen karena bila unsur ini bereaksi dengan logam akan membentuk garam
(bahasa Yunani halos = garam dan genes = pembentuk).
Merupakan non logam yang paling reaktif (mudah bereaksi dengan zat lain).
Di alam dalam mineralnya, seperti F : fluorspaar (CaF2), kriolit (Na3AlF6) dan fluorapatit
(Ca5(PO4)3F), Cl : sebagai NaCl dalam air laut, Br dan I : sedikit dalam air laut, I : sebagai
NaIO3 yang bercampur dengan sendawa Chile.

2. SIFAT-SIFAT UNSUR HALOGEN
mempunyai sifat sangat reaktif (7 e- valensi), stabil dengan menerima 1 e- senyawa.
Sifat Fisika
 Dalam bentuk unsur sebagai molekul diatomik (X2), di alam selalu dalam bentuk senyawanya,
yaitu F2, Cl2, Br2, dan I2.
 Kestabilan molekul berkurang dari atas ke bawah, karena penambahan jari-jari atom, sehingga
energi ikatannya juga berkurang dari atas ke bawah.

Halogen Titik leleh (oC) Titik didih (oC) Kerapatan Kelarutan
Fluorin -220 -118 1,1 bereaksi
Klorin -100 -35 1,5 20
Bromin -7 59 3,0 42
Iodin 113 183 5,0 3
 Dari atas ke
bawah tiitik didih / lelehnya semakin meningkat. Semakin besar Mr, gaya tarik antar
partikelnya semakin besar, sehingga untuk memutuskan gaya tarik ini, diperlukan energi
yang besar, akibatnya titik didih / lelehnya semakin besar.
 Pada suhu kamar, fluorin (kuning muda) dan klorin (hijau kekuningan) : gas, , bromin : cair
dan mudah menguap, coklat, iodin : padat dan mudah menyublim, ungu.
 Semua halogen berbau merangsang dan menusuk
 Kelarutan halogen berkurang dari fluorin ke iodin

Sifat Kimia

Halogen Fluorin Klorin Bromin Iodin
Massa atom 19 35,5 80 127
Jari-jari atom 72 99 115 133
Keelektronegatifan 4,0 3,0 2,8 2,5
Energi ionisasi 1680 1260 1140 1010
Energi ikatan 155 240 190 149
Afinitas elektron -328 -349 -325 -295

Kimia

Recommended

Recommended

More Related Content

What's hot

What's hot (18)

Viewers also liked

Viewers also liked (20)

Similar to Kimia

Similar to Kimia (20)

Kimia