BAB 6 - LARUTAN ELEKTROLIT DAN KONSEP REDOKS

BAB 6
LARUTAN ELEKTROLIT DAN KONSEP REDOKS

1) Larutan Elektrolit dan Non Elektrolit
o Larutan elektrolit adalah larutan yang dapat menghantarkan arus listrik.
o Larutan elektrolit dapat berupa asam, basa maupun garam.
Contoh : HCl, H2SO4, NaOH, NaCl
o Dibedakan menjadi 2 yaitu :
a) Larutan elektrolit kuat = ditandai dengan lampu yang menyala terang.
b) Larutan elektrolit lemah = ditandai dengan lampu yang menyala redup atau lampu yang tidak menyala namun dalam larutan timbul gelembung gas (contoh : larutan amonia, asam cuka).

o Larutan non elektrolit adalah larutan yang tidak dapat menghantarkan arus listrik.
Contoh : larutan gula, larutan urea, larutan alkohol.
o Air sebenarnya tidak dapat menghantarkan arus listrik, tetapi daya hantar larutan tersebut disebabkan oleh zat terlarutnya.

2) Teori Ion Svante Arrhenius
“ Larutan elektrolit dapat menghantarkan arus listrik karena mengandung ion-ion yang dapat bergerak bebas ”
Contoh :
NaCl (aq) Na+(aq) + Cl-(aq)
CH3COOH(aq) CH3COO-(aq) + H+(aq)

Zat non elektrolit dalam larutan, tidak terurai menjadi ion-ion tetapi tetap berupa molekul.
Contoh :
C2H5OH (l) C2H5OH (aq)
CO(NH2)2 (s) CO(NH2)2 (aq)


3) Proses terjadinya hantaran listrik
Contoh :
• Hantaran listrik melalui larutan HCl. Dalam larutan, molekul HCl terurai menjadi ion H+ dan Cl- :
HCl (aq) H+(aq) + Cl-(aq)
• Ion-ion H+ akan bergerak menuju Katode (elektrode negatif / kutub negatif), mengambil elektron dan berubah menjadi gas hidrogen.
2H+(aq) + 2e H2(g)
• Ion-ion Cl- bergerak menuju Anode (elektrode positif / kutub positif), melepas elektron dan berubah menjadi gas klorin.
2Cl-(aq) Cl2(g) + 2e
• Jadi : arus listrik menguraikan HCl menjadi H2 dan Cl2 (disebut reaksi elektrolisis).
2H+(aq) + 2Cl-(aq) H2(g) + Cl2(g)

Permasalahan : (diskusikan dengan kelompok kalian)
o Bagaimana jika seandainya yang dipakai adalah larutan CuCl2?
o Di elektroda mana yang akan terbentuk lapisan tembaga (Cu)?
o Di elektroda mana yang akan terbentuk gas klorin (Cl2)?
o Jelaskan proses terjadinya hantaran listrik! (lengkapi dengan reaksi ionisasinya)

4) Elektrolit yang berasal dari Senyawa Ion dan Senyawa Kovalen Polar
a) Senyawa Ion
• Dalam bentuk padatan, senyawa ion tidak dapat menghantarkan arus listrik karena ion-ionnya tidak dapat bergerak bebas.
• Dalam bentuk lelehan maupun larutan, ion-ionnya dapat bergerak bebas sehingga lelehan dan larutan senyawa ion dapat menghantarkan arus listrik.

b) Senyawa Kovalen Polar
o Contoh : asam klorida cair, asam asetat murni dan amonia cair.
o Senyawa-senyawa ini dalam bentuk murninya merupakan penghantar listrik yang tidak baik.
o Jika dilarutkan dalam air (pelarut polar) maka akan dapat menghantarkan arus listrik dengan baik.
Penjelasannya :
o Senyawa-senyawa tersebut memiliki kemampuan melarut dalam air karena disamping air sendiri merupakan molekul dipol, pada prinsipnya senyawa-senyawa tersebut jika bereaksi dengan air akan membentuk ion-ion.
HCl(l) + H2O(l) --> H3O+(aq) + Cl-(aq)
( ion hidronium )
CH3COOH(l) + H2O(l)--> H3O+(aq) + CH3COO-(aq)
( ion asetat )
NH3(l) + H2O(l)--> NH4+(aq) + OH-(aq)
( ion amonium )

o Oleh karena itu, larutan senyawa kovalen polar merupakan larutan elektrolit.

Keterangan tambahan :
Ion yang terdapat dalam air dapat terbentuk dengan 3 cara :
1). Zat terlarut merupakan senyawa ion, misal : NaCl
Reaksi ionisasinya : lengkapi sendiri
2). Zat terlarut merupakan senyawa kovalen polar, yang larutannya dalam air dapat terurai menjadi ion-ionnya, misal : H2SO4
Reaksi ionisasinya : lengkapi sendiri
3). Zat terlarut merupakan senyawa kovalen yang dapat bereaksi dengan air, sehingga membentuk ion, misal : NH3
Reaksi ionisasinya : NH3(l) + H2O(l)--> NH4+(aq) + OH-(aq)
( ion amonium )
o Daya hantar listrik air murni biasa digolongkan sebagai non konduktor. Akan tetapi, sebenarnya air merupakan suatu konduktor yang sangat buruk. Zat elektrolit akan meningkatkan konduktivitas air, sedangkan zat non elektrolit tidak.
o Arus listrik adalah aliran muatan. Arus listrik melalui logam adalah aliran elektron, dan arus listrik melalui larutan adalah aliran ion-ion.
o Zat elektrolit dapat berupa senyawa ion atau senyawa kovalen polar yang dapat terhidrolisis (bereaksi dengan air).
o Senyawa ion padat tidak menghantar listrik, tetapi lelehan dan larutannya dapat menghantar listrik.
5) Elektrolit Kuat dan Elektrolit Lemah
Pada konsentrasi yang sama, elektrolit kuat mempunyai daya hantar lebih baik daripada elektrolit lemah. Hal ini terjadi karena molekul zat elektrolit kuat akan lebih banyak yang terion jika dibandingkan dengan molekul zat elektrolit lemah.
Banyak sedikitnya elektrolit yang mengion dinyatakan dengan derajat ionisasi atau derajat disosiasi (), yaitu perbandingan antara jumlah zat yang mengion dengan jumlah zat yang dilarutkan.

Zat elektrolit yang mempunyai  besar (mendekati 1) disebut elektrolit kuat sedangkan yang mempunyai  kecil (mendekati 0) disebut elektrolit lemah.
Contoh elektrolit kuat = larutan NaCl, larutan H2SO4, larutan HCl, larutan NaOH
Contoh elektrolit lemah = larutan CH3COOH dan larutan NH3.

Reaksi Reduksi - Oksidasi ( Redoks )

Perkembangan Konsep Redoks
a). Reaksi redoks sebagai reaksi pengikatan dan pelepasan oksigen
1). Oksidasi adalah : reaksi pengikatan oksigen.
Contoh :
o Perkaratan besi (Fe).
4Fe(s) + 3O2(g)--> 2Fe2O3(s)
o Pembakaran gas metana
CH4(g) + 2O2(g)--> CO2(g) + 2H2O(g)
o Oksidasi tembaga oleh udara
2Cu(s) + 3O2(g)--> 2CuO(s)
o Oksidasi glukosa dalam tubuh
C6H12O6(aq) + 6O2(g)--> 6CO2(g) + 6H2O(l)
o Oksidasi belerang oleh KClO3
3S(s) + 2KClO3(s)--> 2KCl(s) + 3SO2(g)
o Sumber oksigen pada reaksi oksidasi disebut oksidator. Dari contoh di atas, 4 reaksi menggunakan oksidator berupa udara dan reaksi terakhir menggunakan oksidator berupa KClO3

2). Reduksi adalah : reaksi pelepasan atau pengurangan oksigen.
Contoh :
• Reduksi bijih besi dengan CO
Fe2O3(s) + 3CO(g)--> 2Fe(s) + 3CO2(g)
• Reduksi CuO oleh H2
CuO(s) + H2(g)--> Cu(s) + H2O(g)
• Reduksi gas NO2 oleh logam Na
2NO2(g) + Na(s)--> N2(g) + Na2O(s)
• Zat yang menarik oksigen pada reaksi reduksi disebut reduktor. Dari contoh di atas, yang bertindak sebagai reduktor adalah gas CO, H2 dan logam Na.
• Permasalahan : Reaksi apakah yang terjadi pada reduktor?

b). Reaksi redoks sebagai reaksi pelepasan dan pengikatan / penerimaan elektron
1). Oksidasi adalah : reaksi pelepasan elektron.
o Zat yang melepas elektron disebut reduktor (mengalami oksidasi).
o Pelepasan dan penangkapan elektron terjadi secara simultan artinya jika ada suatu spesi yang melepas elektron berarti ada spesi lain yang menerima elektron. Hal ini berarti : bahwa setiap oksidasi disertai reduksi.
o Reaksi yang melibatkan oksidasi reduksi, disebut reaksi redoks, sedangkan reaksi reduksi saja atau oksidasi saja disebut setengah reaksi.
Contoh : (setengah reaksi oksidasi)
K K+ + e
Mg Mg2+ + 2e

2). Reduksi adalah : reaksi pengikatan atau penerimaan elektron.
• Zat yang mengikat/menerima elektron disebut oksidator (mengalami reduksi).
Contoh : (setengah reaksi reduksi)
Cl2 + 2e 2Cl-
O2 + 4e 2O2-

Contoh : reaksi redoks (gabungan oksidasi dan reduksi)
Oksidasi: Ca --> Ca2+ + 2e
Reduksi : S + 2e --> S2- +
Redoks : Ca + S --> Ca2+ + S2-

c). Reaksi redoks sebagai reaksi peningkatan dan penurunan bilangan oksidasi
1). Oksidasi adalah : reaksi dengan peningkatan bilangan oksidasi (b.o).
Zat yang mengalami kenaikan bilangan oksidasi disebut reduktor.

2). Reduksi adalah : reaksi dengan penurunan bilangan oksidasi (b.o).
Zat yang mengalami penurunan bilangan oksidasi disebut oksidator.

Konsep Bilangan Oksidasi

o Bilangan oksidasi suatu unsur dalam suatu senyawa adalah muatan yang diemban oleh atom unsur itu jika semua elektron ikatan didistribusikan kepada unsur yang lebih elektronegatif.

Aturan Menentukan Bilangan Oksidasi
1). Semua unsur bebas mempunyai bilangan oksidasi = 0 (nol).
Contoh : bilangan oksidasi H, N dan Fe dalam H2, N2 dan Fe = 0.
2). Fluorin, unsur yang paling elektronegatif dan membutuhkan tambahan 1 elektron, mempunyai bilangan oksidasi -1 pada semua senyawanya.
3). Bilangan oksidasi unsur logam selalu bertanda positif (+).
Contoh :
Unsur golongan IA, IIA dan IIIA dalam senyawanya memiliki bilangan oksidasi berturut-turut +1, +2 dan +3.
4). Bilangan oksidasi suatu unsur dalam suatu ion tunggal = muatannya.
Contoh : bilangan oksidasi Fe dalam ion Fe3+ = +3
Perhatian :
Muatan ion ditulis sebagai B+ atau B-, sedangkan bilangan oksidasi ditulis sebagai +B atau –B.
5). Bilangan oksidasi H umumnya = +1, kecuali dalam senyawanya dengan logam (hidrida) maka bilangan oksidasi H = -1.
Contoh :
Bilangan oksidasi H dalam HCl, H2O, NH3 = +1
Bilangan oksidasi H dalam NaH, BaH2 = -1
6). Bilangan oksidasi O umumnya = -2.
Contoh :
Bilangan oksidasi O dalam senyawa H2O, MgO, BaO = -2.
Perkecualian :
a). Dalam F2O, bilangan oksidasi O = +2
b). Dalam peroksida, misalnya H2O2, Na2O2 dan BaO2, biloks O = -1.
c). Dalam superoksida, misalnya KO2 dan NaO2, biloks O = -
7). Jumlah biloks unsur-unsur dalam suatu senyawa netral = 0.
8). Jumlah biloks unsur-unsur dalam suatu ion poliatom = muatannya.
Contoh : dalam ion = (2 x b.o S) + (3 x b.o O) = -2

Penggolongan Reaksi Berdasarkan Perubahan Bilangan Oksidasi

a) Reaksi Bukan Redoks
Pada reaksi ini, b.o setiap unsur dalam reaksi tidak berubah (tetap).

b) Reaksi Redoks
Pada reaksi ini, terjadi peningkatan dan penurunan b.o pada unsur yang terlibat reaksi.

Keterangan :
Oksidator = H2SO4
Reduktor = Fe
Hasil reduksi = H2
Hasil oksidasi = FeSO4

c) Reaksi Otoredoks ( Reaksi Disproporsionasi )
Pada reaksi ini, yang bertindak sebagai oksidator maupun reduktor’nya merupakan zat yang sama.
Contoh :

Keterangan :
Oksidator = I2
Reduktor = I2
Hasil reduksi = NaI
Hasil oksidasi = NaIO3

d) Reaksi Konproporsionasi
Pada reaksi ini, yang bertindak sebagai hasil oksidasi maupun hasil reduksi’nya merupakan zat yang sama.

Tata Nama IUPAC ( Penamaan Senyawa Kimia Berdasarkan Biloks’nya )
Yaitu : dengan cara menuliskan biloks’nya dalam tanda kurung dengan menggunakan angka Romawi.