REAKSI REDOKS

·         Pernahkah Anda melihat besi maupun seng berkarat?

·      Benda perhiasan yang disepuh kembali karena warnanya yang pudar?

·      Atau yang lebih sederhana ketika kita mengupas buah apel, beberapa saat akan terjadi perubahan warna. Mengapa hal itu bisa terjadi?

Semua kejadian atau peristiwa di atas merupakan contoh dari reaksi oksidasi atau reduksi yang akrab kita sebut sebagai reaksi redoks.

Sesuai dengan perkembangannya, ada tiga konsep untuk menjelaskan reaksi oksidasi reduksi (redoks). Konsep tersebut adalah sebagai berikut:

1.  Konsep redoks berdasarkan pelepasan dan pengikatan oksigen.

2. Konsep redoks berdasarkan pelepasan dan penerimaan elektron.

3. Konsep redoks berdasarkan kenaikan dan penurunan bilangan oksidasi.

Berikut penjelasan sederhana untuk ketiga konsep reaksi oksidasi reduksi (redoks) di atas.

Kata kuncinya:

Oksidasi :

·         pelepasan elektron ( dalam reaksi elektron berada di ruas kanan )

·         menangkap oksigen

·         melepas Hidrogen

·         Bilangan Oksidasi (Biloks)nya bertambah

Reduksi :

·         penangkapan elektron (dalam reaksi elektron berada di ruas kiri )

·         melepas oksigen

·         menangkap Hidrogen

·         Bilangan Oksidasi (Biloks)nya berkurang

Reaksi Redoks adalah reaksi yang didalamnya terjadi perpindahan elektron secara berurutan dari satu spesies kimia ke spesies kimia lainnya, yang sesungguhnya terdiri atas dua reaksi yang berbeda, yaitu oksidasi (kehilangan elektron) dan reduksi (memperoleh elektron). Reaksi ini merupakan pasangan, sebab elektron yang hilang pada reaksi oksidasi sama dengan elektron yang diperoleh pada reaksi reduksi. Masing-masing reaksi (oksidasi dan reduksi) disebut reaksi paruh (setengah reaksi), sebab diperlukan dua setengah reaksi ini untuk membentuk sebuah reaksi  dan reaksi keseluruhannya disebut reaksi redoks.

Ada tiga definisi yang dapat digunakan untuk oksidasi, yaitu kehilangan elektron, memperoleh oksigen, atau kehilangan hidrogen. Dalam pembahasan ini, kita menggunakan definisi kehilangan elektron

Oksidasi adalah reaksi dimana suatu senyawa kimia kehilangan elektron selama perubahan dari reaktan menjadi produk. Sebagai contoh, ketika logam Kalium bereaksi dengan gas Klorin membentuk garam Kalium Klorida (KCl), logam Kalium kehilangan satu elektron yang kemudian akan digunakan oleh klorin. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

K  —–>    K+ + e-

Ketika Kalium kehilangan elektron, para kimiawan mengatakan bahwa logam Kalium itu telah teroksidasi menjadi kation Kalium.

Seperti halnya oksidasi, ada tiga definisi yang dapat digunakan untuk menjelaskan reduksi, yaitu memperoleh elektron, kehilangan oksigen, ataumemperoleh hidrogen. Reduksi sering dilihat sebagai proses memperoleh elektron. Sebagai contoh, pada proses penyepuhan perak pada perabot rumah tangga, kation perak direduksi menjadi logam perak dengan cara memperoleh elektron. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

Ag+ + e- ——>   Ag

Ketika mendapatkan elektron, para kimiawan mengatakan bahwa kation perak telah tereduksi menjadi logam perak.

Baik oksidasi maupun reduksi tidak dapat terjadi sendiri, harus keduanya. Ketika elektron tersebut hilang, sesuatu harus mendapatkannya.  Sebagai contoh, reaksi yang terjadi antara logam seng dengan larutan tembaga (II) sulfat dapat dinyatakan dalam persamaan reaksi berikut :

Zn(s) + CuSO4(aq) ——>  ZnSO4(aq) + Cu(s)

Zn(s) + Cu2+(aq) ——>  Zn2+(aq) + Cu(s) (persamaan ion bersih)

Sebenarnya, reaksi keseluruhannya terdiri atas dua reaksi paruh :

Zn(s) ——>   Zn2+(aq) + 2e-

Cu2+(aq) + 2e- ——>  Cu(s)

1.   Perkembangan Konsep Reduksi dan Oksidasi

a.  Oksidasi-Reduksi sebagai Pengikatan dan Pelepasan Oksigen

Pada awalnya, pengertian oksidasi dan reduksi dikaitkan dengan oksigen.

Oksidasi adalah pengikat oksigen

Reduksi adalah pelepasan oksigen

Adapun contoh yang terkait dengan reaksi oksidasi berdasarkan konsep ini adalah sebagai berikut:

1) Perkaratan logam besi

Reaksi perkaratan logam besi:

4Fe_(s) + 3O_2(g) --> 2Fe₂O_3(s) [karat besi]

2) Pembakaran bahan bakar (misalnya gas metana, minyak tanah, LPG, solar)

Reaksi pembakaran gas metana (CH₄): akan menghasilkan gas karbon dioksida dan uap air.

CH_4(g) + O_2(g) --> CO_2(g) + 2H₂O_(g)
 

3) Oksidasi glukosa (C₆H₁₂O₆) dalam tubuh (respirasi). Di dalam tubuh, glukosa di pecah menjadi senyawa yang lebih sederhana seperti carbon dioksida dan air.

C₆H₁₂O_6(aq) + 6O_2(g) --> 6CO_2(g) + 6H₂O_(l)
 

4) Oksidasi tembaga Cu, belarang S, dan belerang dioksida SO2:

Cu_(s) + O_2(g) --> CuO_(s)

S_(s) + O_2(g) --> SO_2(g)

SO_2(g) + O_2(g) --> SO_3(g)
 

5) Buah apel maupun pisang setelah dikupas akan berubah warna menjadi kecoklatan

6) Minyak makan yang disimpan terlalu lama dan dalam kondisi terbuka akan menyebabkan bau tengik hasil dari pengikatan oksigen (teroksidasi)

Senyawa yang terbentuk dari hasil reaksi dengan oksigen  dinamakan oksida sehingga reaksi antara oksigen dan suatu unsur dinamakan reaksi oksidasi. Karat  besi  adalah  senyawa  yang  terbentuk  dari  hasil  reaksi  antara besi dan oksigen (besi oksida). Perkaratan besi merupakan salah satu contoh dari reaksi  oksidasi. 

b.  Oksidasi-Reduksi sebagai Pelepasan dan Penerimaan Elektron

Dalam konsep redoks, peristiwa pelepasan elektron dinamakan oksidasi, sedangkan  peristiwa  penerimaan  elektron  dinamakan  reduksi. Reaksi redoks pada peristiwa perkaratan besi dapat dijelaskan dengan reaksi  berikut:

Oksidasi adalah reaksi pelepasan elektron

Contoh reaksi oksidasi :

1) Fe → Fe²⁺ + 2e

2) Ca → Ca²⁺ + 2e

3) 2 Cl^- → Cl₂ + 2e

Reduksi adalah reaksi penerimaan elektron

Contoh reaksi reduksi :

1) Fe³⁺ + 3e → Fe

2) S + 2e → S^2-

3) Cl + e → Cl^-

c.  Reaksi Redoks Berdasarkan Perubahan Bilangan Oksidasi

Oksidasi adalah reaksi dengan penambahan bilangan oksidasi

Reduksi adalah reaksi dengan pengurangan bilangan oksidasi

Reaksi oksidasi selalu disertai dengan reaksi reduksi, sehingga biasa disebut reaksi redoks.

Contoh :

+2 biloks bertambah +4

┌──────────────┐

Fe₂O_3(s) + 3 CO_(g) → 2 Fe + 3 CO_2(g)

└────────────────┘

+3 biloks berkurang 0

Bilangan oksidasi Fe penurunan dari +3 menjadi 0, disebut reduksi

Bilangan oksidasi C mengalami kenaikan dari +2 menjadi +4, disebut oksidasi.

Zat yang menyebabkan zat lain mengalami oksidasi disebut oksidator

zat tersebut mengalami reduksi.

Zat yang menyebabkan zat lain mengalami reduksi disebut reduktor

zat tersebut mengalami oksidasi

2.  Konsep Bilangan Oksidasi

a.  Pengertian Bilangan  Oksidasi

Bilangan oksidasi adalah bilangan bulat yang menyatakan muatan yang disumbangkan oleh atom unsur tesebut kepada molekul atau ion yang dibentuknya.

b.  Aturan penentuan bilangan oksidasi

1) Bilangan oksidasi unsure bebas (atom atau molekul unsure) adalah 0 (nol)

2) Bilangan oksidasi ion monoatom dan poliatom sama dengan muatan ionnya.

3) Jumlah bilangan oksidasi semua atom atau unsur dalam molekul atau senyawa adalah 0 (nol), misalnya pada senyawa MgO jumlah bilangan oksidasi unsure Mg dan O sama dengan nol. Sedangkan jumlah bilangan oksidasi untuk atom atau unsur pembentuk ion poliatom sama dengan muatan ion poliatomnya, misalnya pada ion NH₄⁺ jumlah bilangan oksidasi unsur N dan H adalah +1

Tentukan biloks S pada H₂SO₄, jika diketahui bilangan oksidasi H₂SO₄ = 0?

Jawab :

(2 x BO H) + (1 x BO S) + (4 x BO O) = 0

(2 x 1) + (1 x BO S) + (4 x (-2)) = 0

2 + BO S - 8 = 0

BO S = +6

4) Bilangan oksidasi unsur golongan IA adalah +1, dan unsur golongan IIA adalah +2. Misalnya, bilangan oksidasi Na pada NaCl, NaOH, Na₂SO₄ dalah +1. Sedangkan bilangan oksidasi Ca pada CaO, CaCl₂, CaSO₄, Ca(OH)₂ adalah +2.

5) Bilangan oksidasi unsur golongan VIA pada senyawa biner adalah -2, misalnya bilangan oksidasi S pada H₂S, Na₂S, dan MgS adalah -2. Bilangan oksidasi unsur golongan VIIA pada senyawa biner adalah -1. Misalnya bilangan oksidasi Cl pada senyawa NaCl, CaCl₂, MgCl₂, HCl, FeCl₃ adalah -1.

6) Bilangan oksidasi unsur H pada senyawanua adalah +1. Misalnya bilangan oksidasi unsur H pada senyawa HCl, H₂O, H₂S, dan NH₃ adalah +1. Sedangkan bilangan oksidasi unsur H pada senyawa hidrida adalah -1. Misalnya bilangan oksidasi unsur H pada NaH, CaH₂, AlH₃ adalah -1.

7) Bilangan oksidasi unsur O pada senyawanya adalah -2, kecuali pada senyawa biner dengan F, bilangan oksidasi O nya adalah +2. Bilangan oksidasi unsur O pada senyawa peroksida seperti H₂O₂ dan BaO₂ adalah -1.

3.  Reaksi disproporsionasi dan reaksi konproporsionasi

a. Reaksi disproporsionasi ( autoredoks ) adalah reaksi redoks yang oksidator dan reduktornya merupakan zat yang sama. Jadi sebagian dari zat tersebut mengalami oksidsi dan sebagian lagi mengalami reduksi.

Contoh :

0 biloks turun -1

┌─────────────────┐

Cl_2(g) + 2 NaOH_(aq) → NaCl_(aq) + NaClO_(aq) + H₂O_(l)

└─────────────────────────┘

0 biloks naik +1

b. Reaksi Konproporsionasi adalah reaksi redoks yang hasil reduksi dan oksidasinya merupakan zat yang sama.

Contoh :

-2 biloks naik 0

┌───────────┐

H₂S + SO₂ → S + H₂O

└───────┘

+4 biloks turun 0

4.       Tata Nama IUPAC

Banyak unsur yang dapat membentuk senyawa dengan lebih dari satu macam tingkat oksidasi. Salah satu cara yang disarankan IUPAC untuk membedakan senyawa-senyawa seperti itu adalah dengan menuliskan bilangan oksidasinya dalam tanda kurung dengan angka romawi. Perhatikanlah contoh-contoh berikut:

a.   Senyawa Ion

Cu₂S  : Tembaga(I)Sulfida

CuS  : Tembaga(II)Sulfida

FeSO₄ : Besi(II)Sulfat

b.   Senyawa Kovalen

N₂O  : Nitrogen(I)Oksida

P₂O₅   : Fosforus(v)Oksida

Namun demikian, tata nama senyawa kovalen biner yang lebih umum digunakan adalah dengan cara menyebutkan angka indeksnya. Dengan cara ini, senyawa kovalen di atas diberi nama sebagai berikut:

 N₂O : dinitrogen monoksida

P₂O₅   : difosforus pentaoksida

5.  Pengolahan Air Kotor

Pernahkah Anda mengamati air sungai di desa atau di hutan? Umumnya air sungai di sana bersih, sehingga dapat digunakan untuk keperluan sehari-hari sepertiuntuk mencuci, untuk mandi, bahkan untuk air minum. Tidak demikian halnya dengan di daerah perkitaan atau daerah industri. Air sungai di daerah itu seringkali kotor dan berbau tidak sedap. Hal itu terjadi karena banyaknya sampah atau limbah yang dibuang ke saluran air dan akhirnya masuk ke sungai. Di negara maju, air harus diolah terlabih dahulu sebelum dialirkan ke sungai, sehingga sungainya tetap bersih dan dapat digunakan untuk rekreasi.

Salah satu jenis limbah dalam air kotor adalah limbah organik, yaitu limbah yang merupakan sisa-sisa makhluk hidup. Limbah seperti itu dapat berasal dari rumah tanga maupun industri. Limbah organik dapat diolah dengan memanfaatkan aksi bakteri pengurai yang disebut bakteri aerob. Air kotor (sewage) mengandung berbagai macam limba, seperti bahan organik, lumpur, minyak, oli, bakteri patogen, virus, garam-garaman, pestisida, detergen, logam berat, dan berbagai macam limbah plastik. Oleh karena itu, air kotor harus diproses untuk mengurangi sebanyak mungkin limbah-limbah tersebut.

Berbagai macam parameter digunakan untuk menggambarkan keadaan air limbah. Misalnya kekeruhan, zat padat tersuspensi, kandungan zat pada terlarut, kesamaan (pH), jumlah oksigen terlarut (dissolved oxygen =DO), dan kebutuhan oksigen biokimia (biochemical oxygen demand = BOD).

Do adalah ukuran jumlah oksigen terlarut. Oksigen terlarut dapat berasal dari uadra atau dari hasil fotosintesis tumbuhan air. Oksigen terlarut ini dibutuhkan oleh hewan-hewan air untuk pernafasannya. Hewan-hewan air dapat bertahan hidup jila kandungan oksigen terlarut (DO) tidak kurang dari 5 ppm. Oksigen terlarut juga digunakan oleh bakteri aerob dalam menguraikan sampah organik (oxygen-demanding materalis) yang terdapat di dalam air. Banyak oksigen yang diperlukan oleh bakteri aerob untuk menuraikan sampah organik dalam suatu contoh air disebut BOD. Semakin banyak sampah organik dalam air, semakin besar nilai BOD. Sebaliknya, kandungan oksigen terlarut (DO) akan semakin kecil.

Pengolahan air limbah dapat dibagai dalam tiga tahap, yaitu tahap primer, sekunder, dan tersier. Pengolahan tahap primer dimaksudkan untuk memisahkan sampah yang tidak larut an pengendapan(sedimentasi). Tahap sekunder dimaksudkan untuk menghilangkan BOD, yaitu dengan cara mengoksidasinya. Selanjutnya, tahap tersier dimaksudkan untuk menghilangkan sampah lain yang masih ada, seperti limbah organic beracun, logam berat, dan bakteri. Pengolahan tahap tersier dilakukan untuk pegolahan air bersih. Pada bagian berikut akan dibahas salah satu cara perngolahan air limbah pada tahap sekunder, yaitu cara Lumpur aktif (activated sludge process).

Lumpur aktif adalah Lumpur yang kaya dengan bakteri aerob, yatiu bakteri yang dapat menguraikan limbah organik dengan cara mengalami biodegenari (oxygen-demanding materials).

Bakteri aerob mengubah sampah organik dalam air menjadi biomassa dari gas CO₂. sementara nitrogen organik diubah menjadi ammonium dan nitrat, fosforus organik diubah menjadi fosfat.

Biomassa hasil degradasi tetap berada dalam tangki aerasi hingga bekteri melewati massa pertumbuha cepatnya (lonh phase). Setelah itu akan mengalami flokulasi membentuk padatan yang lebih mudah mengendap. Dari tangki pengendapan, sebagian lumpur dibuang, sebagian lain disirkulasikan ke dalam tangki aerasi. Kombinasi antara bakteri dalam konsentrasi tinggi dan lapar (dalam Lumpur yang disirkulasi) dengan jumlah nutrient yang banyak (dalam air kotor), memungkinkan penguraian dapat berlangsung dengan cepat. Penguraian dengan metode Lumpur aktif hanya memerlukan beberapa jam, jauh lebih cepat dibandingkan dengan penguraian serupa yang terjadi secara alami dalam selokan atau air sungai.

2. Teori Ion Svante Arrhenius

Mengapa larutan elektrolit dapat menghantarkan listrik sedangkan larutan nonelektrolit tidak dapat menghantarkan listrik? Apakah anda dapat menjelaskan hal tersebut? Pertanyaan ini merupakan pekerjaan rumah para ahli sekitar akhir bad 19. Pada tahun 1887, Arrhenius berhasil menjelaskan hantaran listrik melalui elektrolit dengan teori ionisasi. Menurut Arrhenius, larutan elektrolit dapat menghantarkan listrik karena mengandung ion-ion yang dapat bergerak bebas. Ion-ion itulah yang menghantarkan arus listrik melalui larutan. Berikut ini contoh dari zat-zat yang terurai dalam air menjadi ion-ion bebas:
NaCL ⇾ Na^⁺ (aq) + CL⁻ (aq)

HCL ⇾ H⁺ (aq) + CL⁻ (aq)

NaOH ⇾ Na^⁺ (aq) + OH⁻ (aq)

Adapun zat nonelektrolit dalam larutan tidak terurai menjadi ion-ion, tetapi tetap berupa molekul. Contoh:

C₂H₅OH (l) ⇾ C₂H₅OH (aq)

Etanol

CO(NH₂)₂ (S) ⇾ CO(NH₂)₂ (aq)

1.2 Gambar perbedaan antara larutan elektrolit dan nonelektrolit.elektrolit (NaCL) dalam larutan terurai menjadi ion-ion,sedangkan nonelektrolit(gula) tetap sebagai molekul.

3. Elektrolit Senyawa Ion dan Senyawa Kovalen Polar

Teori Arrhenius dapat menjelaskan bagaimana larutan elektrolit menghantarkan arus listrik, yaitu karena adanya ino-ion bebas yang bergerak dalam larutan. Namun demikian, masih ada pertanyaan lain, yaitu mengapa sebagian zat dapat menghasilkan ion, sedangkan yang lain tidak?

Hal ini dapat dijelaskan dengan memperhatikan jenis ikatan dalam senyawa elektrolit. Dalam kaitan ini, kita dapat membedakan elektrolit ke dalam senyawa ion atau senyawa kovalen yang polar.

a.   Senyawa Ion

Seperti telah diketahui, senyawa ion terdiri atas ion-ion, misalnya NaCL dan NaOH. NaCl terdiri atas ion Na^⁺ dan CL⁻, sedangkan NaOH terdiri atas ion Na⁺ dan OH⁻. Dalam Kristal (padatan), ion-ion itu tidak dapat bergerak bebas, melainkan diam pada tempatnya. Oleh karena itu, padatan senyawa ion tidak menghantarkan listrik. Akan tetapi, jika senyawa ion dilelehkan atau dilarutkan, maka ion-ionnya dapat bergerak bebas, sehingga lelehan dan larutan senyawa ion dapat menghantar listrik.

1.3      Gambar susunan ion dalm padatan,larutan dan gas.

b.   Senyawa Kovalen Polar

Bagaimana halnya dengan senyawa kovalen yang terdiri dari molekul-molekul? Molekul bersifat netral dan tidak dapat menghantar listrik. Akan tetapi, sebagaimana anda ketahui, sebagian lain bersifat nonpolar, misalnya CH₄. Oleh karen bersifat polar, maka air kita sebut sebagai pelarut polar.

Berbagai zat dengan molekul polar, seperti HCL dan CH₃COOH, jika dilarutkan dalam air, dapat mengalami ionisasi sehingga larutannya dapat menghantar listrik. Hal ini dapat terjadi karena antarmolekul polar tersebut terdapat suatu gaya tarik-menarik yang dapat memutusklan ikatan-ikatan tertentu dalam molekul tersebut. Perhatikan kembali ionisasi HCL dan CH₃COOH berikut:

        HCL (g) ⇾ H⁺(aq) + CL⁻(aq)

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

Meskipun demikian, tidak semua molekul polar dapat mengalami ionisasi dalam air. Molekul nonpolar, sebagaimana dapat diduga, tidak ada yang bersifat elektrolit.

Perbedaan elektrolit senyawa ion dan senyawa kovalen

Senyawa	Padatan/murni	Lelehan	Larutan
Ion	Non elektrolit	Elektrolit	Elektrolit
Kovalen	Non elektrolit	Elektrolit	Elektrolit

4.  Elektrolit Kuat dan Elektrolit Lemah

·         Larutan Elektrolit kuat
Larutan yang dapat menghantarkan arus listrik dengan kuat karena mengalami ionisasi sempurna. Jika diuji dengan alat uji elektrolit dapat memberikan nyala lampu terang dan timbul gelembung. Contoh :larutan HCl,H2SO4,NaCl,NaOH,KCl
Reaksi ionisasi yang terjadi : HCl → H⁺ + Cl^-
H2SO4 → 2H⁺ + SO4^-2
NaCl → Na⁺ + Cl^-
NaOH → Na⁺ + OH^-

·         Larutan Elektrolit Lemah
Larutan yang hanya mampu mengalami ionisasi sebagian sehingga dapat menghantarkan arus listrik dengan lemah.Jika diuji dengan alat uji elektrolit akan memberikan nyala lampu redup dan timbul gelembung gas atau hanya timbul gelembung gas saja.
Contoh larutan elektrolit lemah:CH3COOH , NH4OH ,HCN , dan Al(OH)3
CH3COOH → H⁺ + CH3COO^-
NH4OH → NH4⁺ + OH^-
HCN → H⁺ + CN^-
Al(OH)3 → Al⁺³ + 3OH^-

·         Perbedaan keduanya dapat dilihat dari tabel berikut ini,

No	Elektrolit		Non-elektrolit
	Lemah	Kuat
1	Kurang dapat menghantarkan listrik dengan baik	Dapat menghantarkan listrik dengan sangat baik	Tidak dapat menghantarkan listrik
2	Terjadi proses ionisasi (terurai menjadi ion-ion) yang tidak sempurna Lampu menyala redup atau	Terjadi proses ionisasi (terurai menjadi ion-ion) dengan sempurna	Tidak terjadi proses ionisasi
3	ada gelembung gas (sedikit)	Lampu menyala terang dan ada banyak gelembung gas	Lampu tidak menyala dan tidak ada gelembung gas
4	Berupa larutan asam basa lemah	Berupa larutan asam basa kuat	Berupa larutan gula, alkohol dan urea

Banyak sedikitnya elektrolit yang mengion dinyatakan dengan derajat ionisasi atau derajat disosiasi (∝), yaitu perbandingan antara jumlah zat yang mengion dengan jumlah zat yang dilarutkan.

      Kekuatan ionisasi suatu larutan diukur dengan derajat ionisasi dan dapat disederhanakan dalam persamaan dibawah ini:

Jika semua zat yang dilarutkan mengion, maka derajat ionisasinya= 1; sebaliknya, jika tidak ada yang mengion maka derajat ionisasinya = 0. Jadi, batas-batas nilai derajat ionisasi (∝) adalah 0 ≤ ∝ ≤ 1.

Zat elektrolit yang mempunyai derajat ionisasi besar(mendekati 1) kita sebut elektrolit kuat, sedangkan yang ionisasinya kecil (mendekati 0) kita sebut elektrolit lemah. Elaktrolit kuat mempunyai daya hantar yang relatif baik, meskipun konsentrasinya relative kecil ; sedangkan elektrolit lemah mempunyai daya hantar yang relatif  buruk, meskipun konsentrasinya relatif besar. Pada konsentrasi yang sama, elektrolit kuat mempunyai daya hantar yang lebih baik daripada elektrolit lemah.