BAB 6LARUTAN ELEKTROLIT DAN KONSEP REDOKS

6.1 Larutan Elektrolit dan Nonelektrolit6.2 Reaksi Redoks

Larutan Elektrolit dan NonelektrolitLarutan dapat dibedakan atas:

a. Larutan elektrolit, yaitu larutan yang dapat menghantarkan listrik

b. Larutan nonelektrolit, yaitu larutan yang tidak dapat menghantarkan listrik

Air tidak menghantarkan listrik (lampu pijar tidak menyala),

sedangkan larutan HCl dan larutan NaOH menghantar

listrik (lampu pijar menyala).

Teori Ion Svante Arrhenius

Menurut Arrhenius, larutan elektrolit dapat menghantar listrik karena mengandung ion-ion yang dapat bergerak bebas. Ion-ion itulah yang menghantar arus listrik melalui larutan NaCl, HCl, NaOH, dan CH3COOH tergolong elektrolit.

Zat-zat ini dalam air terurai menjadi ion-ion berikut.NaCl Na (aq) + Cl (aq)

HCl(g) H (aq) + Cl (aq)

NaOH(s) Na (aq) + OH (aq)

CH3COOH(l) CH3COO (aq) + H (aq)

Contoh:

C2H5OH(l) C2H5OH(aq)

etanol

CO(NH2)(s) CO(NH2)2(aq)

urea

+ -

+ -

+ -

+ -

Elektrolit Senyawa Ion dan Senyawa Kovalen Polar

Perbedaan antara elektrolit senyawa ion dengan senyawa kovalen polar disimpulkan sebagai berikut.

Elektrolit Kuat dan Elektrolit Lemah

Perbedaan antara elektrolit kuat dan elektrolit lemah.

a. Larutan magnesium klorida merupakan elektrolit kuat. Zat terlarut mengion sempurna.

b. Larutan asam cuka adalah lemah. Zat terlarut mengion sebagian kecil.

Banyak-sedikitnya elektrolit yang mengion dinyatakan dengan derajat ionisasi atau derajat disosiasi ( ).ἀ

• Jika semua zat yang dilarutkan mengion, maka derajat ionisasinya = 1• Jikatidak ada yang mengion, maka derajat ionisasinya = 0.

Zat elektrolit yang mempunyai derajat ionisasi besar (mendekati 1) kita sebut elektrolit kuat, sedangkan yang derajat ionisasinya kecil (mendekati 0) kita sebut elektrolit lemah.

Contoh:

Elektrolit kuat:

Larutan garam dapur (NaCl),larutan asam sulfat (H2SO4), larutan asam klorida (HCl), dan larutan natrium hidroksida.

Elektrolit lemah:

Larutan asam cuka (CH3COOH) dan larutan amonia (NH3).

Perkembangan Konsep Reduksi dan Oksidasi

a. Oksidasi-Reduksi sebagai Pengikatan dan Pelepasan Oksigen

- Oksidasi adalah pengikatan oksigen.

- Reduksi adalah elepasan oksigen.

- Sumber oksigen pada reaksi oksidasi disebut oksidator.

- Zat yang menarik oksigen pada reaksi reduksi disebut

reduktor.

Gas metana bereaksi dengan oksigen menghasilkan panas yang dapat digunakan untuk memasak.

b. Oksidasi-Reduksi sebagai Pelepasan dan Penerimaan Elektron

- Oksidasi adalah pelepasan elektron.

- Reduksi adalah penyerapan elektron.

- Oksidator = menangkap elektron; mengalami reduksi.

- Reduktor = melepas elektron; mengalami oksidasi.

b. Oksidasi-Reduksi sebagai Penambahan dan Penurunan Bilangan Oksidasi

- Oksidasi adalah pertambahan bilangan oksidasi.

- Reduksi adalah penurunan bilangan oksidasi.

- Oksidator = mengalami penurunan bilangan oksidasi.

- Reduktor = mengalami pertambahan bilangan oksidasi.

Bilangan OksidasiBesarnya muatan yang diemban oleh suatu atom dalam

suatu senyawa, jika semua elektron ikatan didistribusikan kepada unsur yang lebih elektronegatif.

Contoh:

Bilangan oksidasi H dan O dalam H2O

Rumus Lewis H2O

Oleh karena O lebih elektronegatif daripada H, maka elektron ikatan didistribusikan pada atom O. Jadi, bilangan oksidasi O = -2, sedangkan H masing-masing = +1.

Contoh:Bilangan oksidasi O dan F dalam OF2.

Rumus Lewis OF2 adalah:

Oleh karena F lebih elektronegatif daripada O, maka elektron ikatan didistribusikan pada atom F. Jadi, bilangan oksidasi F = -1 dan O = +2.

Aturan Menentukan Bilangan Oksidasi

1. Unsur bebas mempunyai bilangan oksidasi = 0

2. Flourin, unsur yang paling elektronegatif dan membutuhkan 1 tambahan elektron, mempunyai bilangan oksidasi -1 pada semua senyawanya

3. Bilangan oksidasi unsur logam selalu bertanda positif.

4. Bilangan oksidasi suatu unsur dalam suatu ion tunggal sama dengan muatannya

5. Bilangan oksidasi H umumnya = +1, kecuali dalam senyawanya dengan logam, bilangan oksidasi H = -1

6. Bilangan oksidasi O umumnya = -2

7. Jumlah bilangan oksidasi unsur-unsur dalam suatu senyawa = 0

8. Jumlah bilangan oksidasi unsur-unsur dalam suatu ion poliatom = muatannya

Contoh Menentukan Bilangan Oksidasia. CH4 : Bilangan oksidasi (b.o) H = +1 -4 +1 bilangan oksidasi b.o C + (4 x

b.o H) = 0 C H4

b.o C + (4 x (+1)) = 0 -4 +4 jumlah bilangan Maka, b.o C = -4 oksidasi

c. H2S2O7 : Bilangan oksidasi H = +1

Bilangan oksidasi O = -2 +1 +6 -2

(2 x (+1)) + (2 x b.o S) + (7 x (-2)) = 0 H2 S2 O7

2 x b.o S = +12 +2 +12 -14

Maka, b.o S = + 12 = +6

2

d. CrO7 : Bilangan oksidasi O = -2 +6 -2

(2 x b.o Cr) + (7 x (-2)) = -2 Cr2 O7

2 x b.o Cr = +12 +12 -14

Maka b.o Cr = +6

2-

2-

Reaksi Disproporsionasi dan Reaksi KonproporsionasiReaksi disproporsionasi adalah reaksi redoks yang oksidator dan reduktornya merupakan zat yang sama. Jadi, sebagian dari zat itu mengalami oksidasi, dan sebagian lagi mengalami reduksi.

Contoh:

Reaksi antara klorin dengan larutan NaOH:

0 -1 +1

Cl2(g) + 2NaOH(aq) NaCl(aq) + NaClO(aq) + H2O(l)

Reaksi disproporsionasi adalah reaksi redoks yang oksidator dan reduktornya merupakan zat yang sama. Jadi, sebagian dari zat itu mengalami oksidasi, dan sebagian lagi mengalami reduksi.

Contoh:

Reaksi antara klorin dengan larutan NaOH:

-2 +4 0

2H2S + SO2 3S + 2H2O

Tata Nama IUPACBanyak unsur yang dapat membentuk senyawa dengan lebih dari satu macam tingkat oksidasi. Salah satu cara yang disarankan IUPAC untuk membedakan adalah dengan menuliskan bilangan oksidasinya dalam tanda kurung dengan angka Romawi.

Contoh:

a. Senyawa ion

Cu2S : tembaga(I) sulfida

CuS : tembaga(II) sulfida

c. Senyawa kovalen

N2O : nitrogen(I) oksida

N2O3 : nitrogen(III) oksida

Namun demikian, tata nama senyawa kovalen biner yang lebih umum

digunakan adalah dengan cara menyebutkan angka indeksnya.

N2O : dinitrogen monoksida

N2O3 : dinitrogen trioksida