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 tetapiv 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§ ), yaitu perbandingan antara jumlahaionisasi atau derajat disosiasi ( zat yang mengion dengan jumlah zat yang dilarutkan.
Dirumuskan :
1£ a £; 0

besar (mendekati 1) disebut elektrolita Zat elektrolit yang mempunyai § kecil (mendekati 0) disebut elektrolitakuat sedangkan yang mempunyai 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 RedoksØ
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-

o Tentukan mana yang reduktor dan oksidator!
o Tentukan mana yang hasil oksidasi dan hasil reduksi!

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.
Contoh :




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






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.
Contoh :
Pada NaCl : atom Na melepaskan 1 elektron kepada atom Cl, sehingga b.o Na = +1 dan Cl = -1.

Pada H2O :

Karena atom O lebih elektronegatif daripada atom H maka elektron ikatan didistribusikan kepada atom O.
Jadi b.o O = -2 sedangkan H masing-masing = +1.





Aturan Menentukan Bilangan Oksidasiv
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).
Contoh :


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

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 )v
Yaitu : dengan cara menuliskan biloks’nya dalam tanda kurung dengan menggunakan angka Romawi.
Contoh : lengkapi sendiri !
Diposkan oleh ramlah antika di


Hukum Dasar Kimia

1). Hukum Kekekalan Massa ( Hukum Lavoisier ).
Yaitu : “Dalam sistem tertutup, massa zat sebelum dan sesudah reaksi adalah sama.”
Contoh :
40 gram Ca + 16 gram O2 ® 56 gram CaO
12 gram C + 32 gram O2 ® 44 gram CO2
3 gram H2 + 24 gram O2 ® 27 gram H2O

Contoh soal :
Pada wadah tertutup, 4 gram logam kalsium dibakar dengan oksigen, menghasilkan kalsium oksida. Jika massa kalsium oksida yang dihasilkan adalah 5,6 gram, maka berapa massa oksigen yang diperlukan?
Jawaban :
m Ca = 4 gram
m CaO = 5,6 gram
m O2 = ..?
Berdasarkan hukum kekekalan massa :
Massa sebelum reaksi = massa sesudah reaksi
m CaÛ + m O2 = m CaO
m O2Û = m CaO - m Ca
= (5,6 – 4,0) gram
= 1,6 gram
Jadi massa oksigen yang diperlukan adalah 1,6 gram.


2). Hukum Perbandingan Tetap ( Hukum Proust ).
Yaitu : “Perbandingan massa unsur-unsur dalam suatu senyawa adalah tetap dan tertentu.”
Contoh :
Air tersusun oleh unsur-unsur hidrogen (H2) dan oksigen (O2) dengan perbandingan yang selalu tetap yaitu :
11,11 % : 88,89 % = 1 : 8
Nomor Massa H2 (gram) Massa O2 (gram) Massa H2O (gram) Massa zat sisa
1 1 8 9 -
2 2 16 18 -
3 3 16 18 1 gram H2
4 3 25 27 1 gram O2
5 4 25 28,125 0,875 gram H2

Cara penyelesaiannya :
1) Tentukan “pereaksi pembatasnya” terlebih dulu, dengan cara :
a) Bagilah massa tiap-tiap reaktan/pereaksi dengan angka banding awalnya (angka di baris 1 data)!
b) Bandingkan harga dari hasil pembagian tersebut!
c) Pereaksi pembatas => reaktan/pereaksi yang mempunyai “angka hasil bagi yang kecil”.
2) Besarnya massa pereaksi pembatas digunakan sebagai acuan untuk menghitung besarnya massa reaktan yang terpakai saat reaksi dan menghitung besarnya massa produk yang diperoleh saat reaksi.
3) Hitunglah massa reaktan lain (bukan pereaksi pembatas) yang tersisa!
Keterangan :
Pereaksi pembatas adalah pereaksi yang semua massanya habis terpakai saat reaksi berlangsung.
Contoh soal :
Jika diketahui perbandingan massa besi (Fe) dan belerang (S) dalam pembentukan senyawa besi (II) sulfida (FeS) adalah 7 : 4 maka tentukan :
a) Massa besi yang dibutuhkan untuk bereaksi dengan 8 gram belerang!
b) Massa belerang yang tersisa, jika sebanyak 21 gram Fe direaksikan dengan 15 gram S!
c) Massa S dan massa Fe yang dibutuhkan untuk menghasilkan 22 gram senyawa FeS!
Jawab :
Reaksi :
7 4 11
Massa zat sebelum dan sesudah reaksi adalah sama, sehingga 7 gram Fe akan bereaksi dengan 4 gram S membentuk 11 gram FeS.
a) Massa S = 8 gram
Massa Fe = …?
Massa Fe =
Jadi massa Fe yang dibutuhkan adalah 14 gram.
b) 21 gram Fe direaksikan dengan 15 gram S, berarti :
Fe : S = 21 : 15 = 7 : 5
Belerang berlebih, berarti seluruh Fe habis bereaksi.
Massa Fe yang bereaksi = 21 gram
Massa S yang bereaksi =
Massa S yang tersisa = ( 15-12 ) gram = 3 gram
Jadi massa S yang tersisa adalah 3 gram.
c) Untuk membentuk 22 gram FeS :
m Fe =
m S =
Jadi massa Fe dan S yang dibutuhkan adalah 14 gram dan 8 gram.


3). Hukum Kelipatan Perbandingan / Hukum Perbandingan Berganda ( Hukum Dalton ).
Yaitu : “Jika dua jenis unsur dapat membentuk lebih dari satu macam senyawa, maka perbandingan massa salah satu unsur yang terikat pada unsur lain (yang massanya sama), hasil perbandingannya merupakan bilangan bulat dan sederhana.”
Contoh :
Unsur C dan O dapat membentuk dua jenis senyawa, yaitu CO dan CO2.
Jika massa C dalam kedua senyawa itu sama (berarti angka indeks’nya sama), maka :
Massa O dalam CO : massa O dalam CO2 akan merupakan bilangan bulat dan sederhana (yaitu = 1:2 ).
No Senyawa Massa C Massa O Massa C : Massa O Massa O pada CO :
Massa O pada CO2
1 CO 12 gram 16 gram 12 : 16 16 : 32 = 1 : 2
2 CO2 12 gram 32 gram 12 : 32





Contoh soal :
Karbon dapat bergabung dengan hidrogen dengan perbandingan 3 : 1, membentuk gas metana. Berapa massa hidrogen yang diperlukan untuk bereaksi dengan 900 gram C pada metana?
Jawab :
C : H = 3 : 1 sehingga :
900Û : m H = 3 : 1
Û massa H = ; Jadi massa H yang diperlukan adalah 300 gram.

4). Hukum Perbandingan Volum ( Hukum Gay Lussac ).
Yaitu : “Pada suhu dan tekanan yang sama, perbandingan volum gas-gas yang bereaksi dan hasil reaksi merupakan bilangan bulat dan sederhana.”
Contoh :
Dua volum gas hidrogen bereaksi dengan satu volum gas oksigen membentuk dua volum uap air.
gas hidrogen + gas oksigen ® uap air
2 V 1 V 2 V
Perbandingan volumenya = 2 : 1 : 2


5). Hukum Avogadro.
Yaitu : “Pada suhu dan tekanan yang sama, gas-gas yang volumnya sama mengandung jumlah partikel yang sama pula.”
Contoh :
Pada pembentukan molekul H2O
2L H2(g) + 1L O2(g) ® 2L H2O(g)



2 molekul H2 1 molekul O2 2 molekul H2O

Catatan :
Jika volume dan jumlah molekul salah 1 zat diketahui, maka volume dan jumlah molekul zat lain dapat ditentukan dengan menggunakan persamaan :

dan


Keterangan :
V = volume molekul ( L )
X = jumlah partikel ( molekul )



Contoh soal :
Pada suhu dan tekanan yang sama, sebanyak 2 L gas nitrogen (N2) tepat bereaksi dengan gas H2 membentuk gas NH3 (amonia).
Tentukan :
a) Persamaan reaksinya!
b) Volume gas H2 yang diperlukan!
c) Volume gas NH3 yang dihasilkan!
Jawab :
a) Persamaan reaksinya :

b) V H2 =
= = 6 L
Jadi volume gas H2 yang diperlukan dalam reaksi adalah 6 L.
c) V NH3 =
= = 4 L
Jadi volume gas NH3 yang dihasilkan oleh reaksi tersebut adalah 4 L.