Jumat, 26 September 2014

hiburan dulu....

https://www.reverbnation.com/artist/fb_share/hug3l

Jumat, 19 September 2014

SEL VOLTA

29 Votes

Sel Galvani atau disebut juga dengan sel volta adalah sel elektrokimia yang dapat menyebabkan terjadinya energi listrik dari suatu reaksi redoks yang spontan. reaksi redoks spontan yang dapat mengakibatkan terjadinya energi listrik ini ditemukan oleh Luigi Galvani dan Alessandro Guiseppe Volta.
Sel Volta adalah rangkaian sel yang dapat menghasilkan arus listrik. Dalam sel tersebut terjadi perubahan dari reaksi redoks menghasilkan arus listrik.
Sel volta terdiri atas elektroda tempat berlangsungnya reaksi oksidasi disebut anoda(electrode negative), dan tempat berlangsungnya reaksi reduksi disebut katoda(electrode positif).

Rangkaian Sel Galvani

Contoh rangkaian sel galvani.

sel galvani terdiri dari beberapa bagian, yaitu:

voltmeter, untuk menentukan besarnya potensial sel.
jembatan garam (salt bridge), untuk menjaga kenetralan muatan listrik pada larutan.
anoda, elektroda negatif, tempat terjadinya reaksi oksidasi. pada gambar, yang bertindak sebagai anoda adalah elektroda Zn/seng (zink electrode).
katoda, elektroda positif, tempat terjadinya reaksi reduksi. pada gambar, yang bertindak sebagai katoda adalah elektroda Cu/tembaga (copper electrode).

Proses dalam Sel Galvani

Pada anoda, logam Zn melepaskan elektron dan menjadi Zn²⁺ yang larut.

Zn(s) → Zn²⁺(aq) + 2e^-

Pada katoda, ion Cu²⁺ menangkap elektron dan mengendap menjadi logam Cu.

Cu²⁺(aq) + 2e^- → Cu(s)

hal ini dapat diketahui dari berkurangnya massa logam Zn setelah reksi, sedangkan massa logam Cu bertambah. Reaksi total yang terjadi pada sel galvani adalah:

Zn(s) + Cu²⁺(aq) → Zn²⁺(aq) + Cu(s)

Sel Volta dalam kehidupan sehari – hari :

1. Sel Kering (Sel Leclanche)

Dikenal sebagai batu baterai. Terdiri dari katode yang berasal dari karbon(grafit) dan anode logam zink. Elektrolit yang dipakai berupa pasta campuran MnO2, serbuk karbon dan NH4Cl.
Persamaan reaksinya :
Katode : 2MnO2 + 2H+ + 2e ” Mn2O3 + H2O
Anode : Zn ” Zn2+ + 2e
Reaksi sel : 2MnO2 + 2H+ + Zn ” Mn2O3 + H2O + Zn2

2. Sel Aki

Sel aki disebut juga sebagai sel penyimpan, karena dapat berfungsi penyimpan listrik dan pada setiap saat dapat dikeluarkan . Anodenya terbuat dari logam timbal (Pb) dan katodenya terbuat dari logam timbal yang dilapisi PbO2.Reaksi penggunaan aki :
Anode : Pb + SO4 2- ” PbSO4 + 2e
Katode : PbO2 + SO42-+ 4H++ 2e ” PbSO4 + 2H2O
Reaksi sel : Pb + 2SO4 2- + PbO2 + 4H+ ” 2PbSO4 + 2H2O

Reaksi Pengisian aki :
2PbSO4 + 2H2O ” Pb + 2SO4 2- + PbO2 + 4H+

3. Sel Perak Oksida

Sel ini banyak digunakan untuk alroji, kalkulator dan alat elektronik.
Reaksi yang terjadi :
Anoda : Zn(s) + 2OH-(l) ” Zn(OH)2(s) + 2e
Katoda : Ag2O(s) + H2O(l) + 2e ” 2Ag(s) + 2OH-(aq)
Reaksi Sel : Zn(s) + Ag2O(s) + H2O(l) ” Zn(OH)2(s) + 2Ag(s)
Potensial sel yang dihasilkan adalah 1,34 V

4. Sel Nikel Cadmium (Nikad)

Sel Nikad merupakan sel kering yang dapat diisi kembali (rechargable). Anodenya terbuat dari Cd dan katodenya berupa Ni2O3 (pasta). Beda potensial yang dihasilkan sebesar 1,29 V. Reaksinya dapat balik :
NiO(OH).xH2O + Cd + 2H2O → 2Ni(OH)2.yH2O + Cd(OH)2

5. Sel Bahan Bakar

Sel Bahan bakar merupakan sel Galvani dengan pereaksi – pereaksinya (oksigen dan hidrogen) dialirkan secara kontinyu ke dalam elektrode berpori. Sel ini terdiri atas anode dari nikel, katode dari nikel oksida dan elektrolit KOH.
Reaksi yang terjadi :
Anode : 2H2(g) + 4OH-(aq) → 4H2O(l) + 4e
Katode : O2(g) + 2H2O(l) + 4e → 4OH-(aq)
Reaksi sel : 2H2(g) + O2 → 2H2O(l)

Alternatif menyetarakan Reaksi Redoks

Cara Alternatif Menyetarakan Reaksi Redoks

Posted on 2 Oktober 2013 by Urip Kalteng

Banyak jalan menuju Roma. Selalu ada alternatif untuk melakukan sesuatu guna menghasilkan sesuatu yang sama bahkan mungkin lebih praktis atau simpel. Demikian pula pada proses menyetarakan reaksi redoks. Cara yang umum selama ini adalah dengan metode bilangan oksidasi dan metode setengah reaksi serta metode aljabar yang sangat matematis. Kemudian ada cara penyetaraan reaksi redoks dengan memodifikasi metode setengah reaksi itu. Saya juga mendapatinya dengan cara berbeda tepatnya pada perubahan langkah penyelesaian.
Memang tujuan utama dalam penyetaraan reaksi redoks adalah menyamakan, atom dan muatan yang terlibat dalam reaksi redoks. Apapun caranya boleh-boleh saja dalam upaya menyetarakan itu.
Untuk metode yang sudah umum di sini tidak dibahas.
METODE SETENGAH REAKSI YANG DIMODIFIKASI
Metode setengah reaksi yang dimodifikasi seperti bahasan yang ditulis Sukisman Putardi, UNY. Bisa dilihat artikelnya berikut “Modifikasi Metode Setengah Reaksi untuk Menyetarakan Reaksi pada Pembelajaran Konsep Reaksi Redoks dan Elektrokimia di SMA” kemudian simak bahasannya mulai halaman 105. Cara ini dikatakan merupakan cara (relatif) mudah untuk menyetarakan reaksi redoks meskipun masih perlu dilakukan pembuktian di lapangan.
Modifikasi ini ditulis oleh Pak Sukisman Putardi dengan memodifikasi bagian penyamaan jumlah atom O (oksigen) dengan menambahkan ion OH- dan menambahkan ion H+ pada ruas yang kekurangan atom H. Hal ini dilakukan tanpa perlu memperhatikan suasana reaksi berlangsung dalam suasana apapun (asam, basa, atau netral untuk sementara tidak diperdulikan). Harapannya siswa tidak dipusingkan terlalu banyak aturan. Kemudian pada tahap akhir baru dilakukan penyesuaian suasana, jika reaksi redoks berlangsung dalam suasana asam maka kedua ruas pada tahap akhir ini ditambahkan ion H+, kalau berlangsung dalam suasana basa kedua ruas ditambahkan ion OH-.
Contoh penerapannya penyetaraan reaksi redoks Bi₂O₃ + ClO^–→ BiO₃^– + Cl^–dengan metode setengah reaksi yang dimodifikasi dapat dilihat atau diunduh dari pranala ini.
METODE KOMBINASI (BILOKS DAN SETENGAH REAKSI)
Metode ini adalah metode setengah reaksi tetapi pada proses penyetaraannya hanya memperhatikan atom yang mengalami perubahan bilangan oksidasi (biloks) saja.
Tahapan penyataraannya adalah sebagai berikut:

Menentukan unsur yang mengalami perubahan bilangan oksidasi dan memasangkan sebagai dua persamaan setengah reaksi
Menyamakan jumlah elektron yang dilepas dan yang diterima dengan mengalikannya dengan bilangan bulat yang sesuai jika diperlukan
Menyamakan jumlah unsur yang terlibat sesuai persamaan reaksi semula dengan mengalikannya dengan bilangan bulat yang sesuai
Menjumlahkan semua spesi yang ada pada ruas yang bersesuaian
Menyesuaikan setiap zat yang terlibat seperti dalam reaksi semula.
Untuk reaksi berlangsung dalam suasana basa pada ruas yang kelebihan O tambahkan H₂O sebanyak lebihnya jumlah O–nya kemudian setarakan jumlah H dengan menambahkan OH^- pada ruas lainnya.
Untuk reaksi berlangsung dalam suasana asam pada ruas yang kekurangan O tambahkan H₂O sebanyak kekurangan jumlah O–nya kemudian setarakan jumlah H dengan menambahkan H⁺ pada ruas yang lainnya.

Contoh soal:
Setarakan reaksi

Bi₂O₃ + ClO^–→ BiO₃^– + Cl^–(lihat cara penyelesaiaannya atau download dari ini)
As₂S₅ + HNO₃ → H₃AsO₄ + H₂SO₄ + NO₂ + H₂O (lihat cara penyelesaiaannya atau download dari ini)

Cara Sederhana Menyetarakan reaksi redoks

Cara Mudah Menyetarakan Persamaan Reaksi Redoks

Posted on 6 Oktober 2013 by Urip Kalteng

menyetarakan reaksi redoks dengan cara mudah bu urip kalteng

Diantara beberapa metode atau cara menyetarakan reaksi redoks ada satu yang saya rekomendasikan untuk dipilih siswa. Metode penyetaraan persamaan reaksi redoks tersebut adalah dengan menggunakan metode setengah rekasi yang dimodifikasi. Bagian yang dimodifikasi adalah pada bagian menyetarakan jumlah atom O.
Jika metode setengah reaksi adalah dengan menambahkan H₂O pada ruas atau sisi yang kekurangan O. Pada metode setengah reaksi yang dimodifikasi ini adalah dengan menambahkan ion OH^– untuk sisi yang kekurangan atom O, apapun suasana reaksinya. Urusan suasana akan disesuaikan pada tahap akhir penyetaraan. Pada metode ini tidak memerlukan perhitungan bilangan oksidasi yang untuk sebagian siswa ini kadang merasa menyulitkannya.
Adapun langkah-langkah atau tahapan penyetaraannya adalah sebagai berikut:

Membagi reaksi menjadi 2 bagian setengah reaksi, kumpulkan spesi-spesi yang memiliki kesamaan atom (kecuali O dan H tidak perlu untuk diperhatikan). Diperbolehkan menambahkan zat yang sama pada dua bagian setengah reaksi jika diperlukan.
Menyetarakan jumlah atom selain atom O dan H
Menyetarakan jumlah atom O dengan menambahkan OH^- untuk sisi yang kekurangan O dalam suasana apapun, dan menyetarakan jumlah atom H dengan menambahkan H⁺ untuk sisi yang kekurangan H
Menyetarakan jumlah muatan dengan menambahkan e^–,
Bila perlu mengalikan setiap setengah reaksi dengan bilangan bulat agar elektron yang dilepas sama dengan yang diterima. Ingat reaksi redoks kan reaksi serah terima elektron.
Menjumlahkan kedua setengah reaksi, dan menuliskan sisa selisih jika dijumpai spesi sama yang ada di ruas kiri dan ruas kanan
Menambahkan H⁺ atau OH^– (sesuai dengan suasana yang diminta) jika diperlukan
Jika pada satu ruas terdapat ion H⁺ dan juga OH^– maka perlu mengonversinya jadi molekul H₂O
Memastikan jumlah atom dan muatan sudah setara.

Contoh 1. Setarakan reaksi berikut:
Na₂Cr₂O₇ + SnI₂ + HI → CrI₃ + SnI₄ + NaI + H₂O

Pisahkan reaksi menjadi 2 setengah reaksi, pastikan senyawa yang berpasangan itu memiliki kesamaan atom (kecuali O dan H)

Na₂Cr₂O₇ + HI → CrI₃ + NaI + H₂O
SnI₂ → SnI₄ …. (bagian ini pasti akan bermasalah karena jumlah I tidak akan pernah sama kalau kondisinya begitu. Oleh karena itu boleh “diakali” dengan menambahkan HI juga pada ruas kiri. Mengapa dipilih HI , karena ini yang paling mungkin). Sehingga penulisannya menjadi seperti di bawah ini.

Na₂Cr₂O₇ + HI → CrI₃ + NaI + H₂O
SnI₂ + HI → SnI₄

Setarakan jumlah atom (selain O dan H) yang ada di ruas kanan dan kiri

Na₂Cr₂O₇ + 8HI → 2CrI₃ + 2NaI + H₂O
SnI₂ + 2HI → SnI₄

Setarakan jumlah atom O dan H yang ada di ruas kanan dan kiri

Menyetarakan atom O adalah dengan menambahkan OH^- pada ruas yang kekurangan atom O
Menyetarakan atom H adalah dengan menambahkan H⁺ pada ruas yang kekurangan atom H

Na₂Cr₂O₇ + 8HI → 2CrI₃ + 2NaI + H₂O + 6OH^-
SnI₂ + 2HI → SnI₄ + 2H⁺

Setarakan muatan ruas kiri dan kanan dengan menambahkan e^-pada ruas yang lebih positif

Na₂Cr₂O₇ + 8HI + 6e^– → 2CrI₃ + 2NaI + H₂O + 6OH^-
SnI₂ + 2HI → SnI₄ + 2H⁺ + 2e^–

Samakan jumlah elektron yang dilepas dengan yang diterima

|x1| Na₂Cr₂O₇ + 8HI + 6e^– → 2CrI₃ + 2NaI + H₂O + 6OH^-
|x3| SnI₂ + 2HI → SnI₄ + 2H⁺ + 2e^–

Na₂Cr₂O₇ + 8HI + 6e^– → 2CrI₃ + 2NaI + H₂O + 6OH^-
3 SnI₂ + 6HI → 3 SnI₄ + 6H⁺ + 6e^–

Jumlahkan spesi (molekul, ion, elektron) yang berada pada ruas yang sama dari kedua reaksi, dan tuliskan sisa hasil selisih untuk spesi yang ada pada kedua ruas

Na₂Cr₂O₇ + 8HI + 6e^– → 2CrI₃ + 2NaI + H₂O + 6OH^-
3 SnI₂ + 6HI → 3 SnI₄ + 6H⁺ + 6e^– +
====================================================================
Na₂Cr₂O₇ + 8HI + 6e^– + 3SnI₂ + 6HI → 2CrI₃ + 2NaI + H₂O + 6OH^–+ 3SnI₄ + 6H⁺ + 6e^–

Tuliskan sisa hasil selisih untuk spesi yang ada pada kedua ruas

Na₂Cr₂O₇ + 8HI + 6e^– + 3 SnI₂ + 6HI → 2CrI₃ + 2NaI + H₂O + 6OH^–+ 3SnI₄ + 6H⁺ + 6e^–
Na₂Cr₂O₇ + 8HI + 3SnI₂ + 6HI → 2CrI₃ + 2NaI + H₂O + 6OH^–+ 3SnI₄ + 6H⁺

Pada langkah ini tidak diperlukan penambahan ion H⁺ atau OH^- karena reaksi di atas termasuk reaksi yang telah lengkap, jadi secara otomatis atom H dan OH akan sama (biasanya akan begitu, seperti reaksi ini). Penerapannya coba lihat contoh 2.

Jika terdapat spesi H⁺ dan OH^- dalam satu ruas dapat di konversi menjadi H₂O dan spesi yang sama digabungkan.

Na₂Cr₂O₇ + 8HI + 3SnI₂ + 6HI → 2CrI₃ + 2NaI + H₂O + 6OH^–+ 3SnI₄ + 6H⁺
Na₂Cr₂O₇ + 14HI + 3SnI₂ → 2CrI₃ + 2NaI + H₂O + 6H₂O + 3SnI₄
Na₂Cr₂O₇ + 14HI + 3SnI₂ → 2CrI₃ + 2NaI + 7H₂O + 3SnI₄

Jadi hasil penyetaraannya adalah:
Na₂Cr₂O₇ + 14HI + 3SnI₂ → 2CrI₃ + 2NaI + 7H₂O + 3SnI₄

Contoh 2. Setarakan reaksi berikut :
Bi₂O₃ + ClO^–→ BiO₃^– + Cl^–

Pemecahan menjadi setengah reaksi:

Bi₂O₃ → BiO₃^–
ClO^– → Cl^–

Menyamakan jumlah atom selain O dan H:

Bi₂O₃ → 2BiO₃^–
ClO^– → Cl^–

Menyamakan jumlah atom O dengan menambahkan OH^- dan menyamakan H dengan menambahkan H⁺ serta muatan:

Reaksi Oksidasi: Bi₂O₃ + 3OH^– → 2BiO₃^– + 3H⁺
Reaksi Reduksi: ClO^–+ H⁺ → Cl^–+ OH^–

Menyamakan jumlah muatan dengan menambahkan e^–dan menyamakan elektron yang dilepas dan yang diterima dengan mengalikan ruas dengan bilangan bulat yang sesuai:

|x1| Bi₂O₃ + 3OH^– → 2BiO₃^– + 3H⁺ + 4e^–
|x2| ClO^–+ H⁺ + 2e^– → Cl^–+ OH^–

Menjumlahkan semua spesi yang ada di setiap ruas dengan membandingkan ruas kiri dan kanan:

Bi₂O₃ + 3OH^– → 2BiO₃^– + 3H⁺ + 4e^–
2ClO^–+ 2H⁺ + 4e^–→ 2Cl^–+ 2OH^–+
========================================================
Bi₂O₃ + 3OH^– + 2ClO^–+ 2H⁺ + 4e^– → 2BiO₃^– + 3H⁺ + 2Cl^–+ 2OH^–+ 4e^–

Hilangkan setiap ruas jika dijumpai spesi yang sama, biasanya berupa e^–dan ion H⁺ atau ion OH^- :

Bi₂O₃ + 3OH^– + 2ClO^–+ 2H⁺ + 4e^– → 2BiO₃^– + 3H⁺ + 2Cl^–+ 2OH^–+ 4e^–
Bi₂O₃ + OH^– + 2ClO^–→ 2BiO₃^– + H⁺ + 2Cl^–

Reaksi dalam suasana asam atau basa?

Asam….Jika reaksi berlangsung dalam suasan ASAM maka perlu menambahkan sejumlah H⁺ pada kedua ruas untuk menetralkan OH^– :

Bi₂O₃ + OH^– + 2ClO^–+ H⁺ → 2BiO₃^– + H⁺ + 2Cl^–+ H⁺
Bi₂O₃ + 2ClO^–+ H₂O → 2BiO₃^– + 2Cl^–+ 2H⁺

Basa…. Jika reaksi berlangsung dalam suasan BASA maka perlu menambahkan sejumlah OH^– pada kedua ruas untuk menetralkan H⁺ :

Bi₂O₃ + OH^– + 2ClO^–+ OH^–→ 2BiO₃^– + H⁺ + 2Cl^–+ OH^–
Bi₂O₃ + 2ClO^–+ 2OH^– → 2BiO₃^– + 2Cl^–+ H₂O

Reaksi Redoks

Reaksi redoks merupakan reaksi yang melibatkan reaksi reduksi dan reaksi oksidasi. Pengertian reaksi oksidasi dan reaksi reduksi berkembang sesuai dengan perkembangan ilmu kimia. Reaksi reduksi dan reaksi oksidasi banyak terjadi dalam kehidupan sehari-hari, misalnya reaksi pembakaran, pembuatan cuka dari alkohol, peristiwa pemecahan glukosa di dalam tubuh, perkaratan besi, dan lain-lainnya.

Pengertian Reaksi Redoks

Pada awalnya konsep reduksi dan oksidasi (redoks) terbatas pada reaksi yang melibatkan pelepasan dan pengikatan oksigen. Reaksi okseidasi merupakan reaksi pengikatan oksigen oleh suatu zat.

Contoh:

C(s) + O2(g) → CO2(g)

H2(g) + O2(g) → H2O(l)

2Cu(s) + O2(g) → 2CuO(s)

Reaksi reduksi merupakan reaksi pelepasan oksigen oleh suatu zat.

Contoh:

HgO(s) → Hg(l) + O2(g)

FeO(s) + CO(g) → Fe(s) + CO2(g)

Tinjauan reaksi reduksi dan oksidasi berdasarkan pengikatan dan pelepasan oksigen ternyata kurang universal (luas) karena reaksi kimia tidak hanya melibatkan oksigen saja. Misalnya, reaksi kimia antara gas klorin dan logam natrium membentuk natrium klorida.

Na(s) + ½Cl2(g) → NaCl(s)

Konsep reaksi reduksi dan oksidasi selanjutnya dijelaskan dengan menggunakan konsep perpindahan (transfer) elektron. Oksidasi adalah reaksi pelepasan elektron, sedangkan reduksi adalah reaksi pengikatan elektron. Dengan menggunakan konsep tersebut, maka dapat dijelaskan terjadinya reaksi oksidasi dan reaksi reduksi pada reaksi antara gas klorin dengan logam natrium sebagai berikut.

Na(s) + ½ Cl2(g) → NaCl(s)

Dalam reaksi itu terdapat 2 peristiwa, yaitu:

Na(s) → NA+(s) + e- ……… (oksidasi)

½ Cl2 + e- → Cl- ……… (reduksi)

Berdasrkan konsep tersebut dapat dinyatakan bahwa peristiwa reaksi oksidasi reduksi terjadi secara bersamaan.

Reaksi transfer elektron terjadi pada senyawa-senyawa yang berikatan ion. Ion positif terbentuk karena suatu atom melepas elektronnya, sedangkan ion negatif terbentuk karena suatu atom mengikat elektron. Oleh karena itu, konsep reaksi redoks yang didasrkan pada perpindahan (transfer) elektron cukup memuaskan untuk menjelaskan reaksi-reaksi pembentukkan senyawa ion.

Bilangan Oksidasi dan Reaksi Redoks

Konsep reaksi redoks yang lebih universal untuk menjelaskan reaksi yang melibatkan senyawa kovalen adalah konsep reaksi redoks berdasarkan perubahan bilangan oksidasi.

Reaksi redoks yang sukar dijelaskan dengan konsep oksigen dan konsep elektron dapat dengan mudah dijelaskan menggunakan konsep bilangan oksidai.

Bilangan oksidasi

Bilangan oksidasi atau tingkat oksidasi suatu unsur merupakan bilangan bulat positif atau negatif yang diberikan kepada suatu unsur dalam membentuk senyawa. Bilangan oksidasi suatu unsur ditentukan dengan memeperhatikan hal-hal berikut.

a) Senyawa ion

Bilangan oksidasi unsur pada ion monoatomik merupakan muatan riil dari ion-ion senyawa tersebut.

Contoh:

Senyawa NaCl, terbentuk dari ion Na+ dan Cl-, maka bilangan oksidasi atom Na dalam NaCl adalah +1, dan bilangan oksidasi Cl adalah -1.

b) Senyawa kovalen

Hal yang perlu diperhatikan pada penentuan bilangan oksidasi dalam senyawa kovalen adalah harga skala keelektronegatifan dari masing-masing atom penyusunnya.

Atom-atom unsur yang mempunyai harga skala keelektronegatifan lebih tinggi menunjukkan bahwa daya tarik atom tersebut terhadap pasangan elektron ikatan lebih kuat. Oleh karena lebih kuat menarik pasangan elektron, maka seakan-akan menjadi bermuatan negatif, dan karena itu bilangan oksidasinya diberi angka negatif. Atom-atom yang mempnyai harga keelektronegatifan lebih rendah diberi bilangan oksidasi positif.

Contoh:

Senyawa HCl terbentuk dari atom hidrogen (keelektronegatifan H = 2,0) dan atom klorin (keelektronegatifan Cl = 3,0) dengan menggunakan pasangan elektron bersama. Pasangan elektron bersama ini lebih tertarik kepada atom Cl, maka atom klorin diberi bilangan oksidasi -1, sedangkan atom hidrogen diberi bilangan oksidasi +1.

Penentuan bilangan oksidasi

Untuk menentukan bilangan oksidasi suatau atom dalam suatu senyawa dapat dipergunakan beberapa ketentuan berikut ini.

1. Bilangan oksidasi unsur bebas (tidak bersenyawa) adalah 0 (nol).

2. Jumlah aljabar bilangan oksidasi seluruh atom-atom dalam suatu senyawa adalah 0 (nol).

3. Jumlah aljabar bilangan oksidasi seluruh atom-atom dalam suatu ion poliatomik sama dengan muatan ion tersebut.

4. Unsur-unsur tertentu dalam membentuk senyawa mempunyai bilangan oksidasi tertentu, misalnya:

Atom-atom golongan IA (Li, Na, K, Rb, Cs, dan Fr) dalam senyawa mempunyai bilangan oksidasi +1.
Atom-atom golongan IIA (Be, Mg, Ca, Sr, dan Ba) dalam senyawa mempunyai bilangan oksidasi +2.
Atom-atom golongan IIIA (B, Al, dan Ga) dalam senyawa mempunyai bilangan oksidasi +3.
Atom hidrogen (H) dalam senyawa umumnya mempunyai bilangan oksidasi +1, kecuali dalam hidrida logam. Hidrida logam adalah senyawa yang terbentuk dari unsur logam dan hidrogen. Pada hidrida logam, seperti LiH, NaH, CaH2, MgH2, dan AlH3, atom hidrogen diberi bilangan ksidasi -1.
Atom oksigen (O) di dalam senyawa umumnya mempunyai bilangan oksidasi -2, kecuali pada senyawa peroksida dan OF2.

Pada peroksida, seperti H2O2, Na2O, dan BaO, atom oksigen diberi bilangan oksidasi -1, sedangkan pada OF2 diberi bilangan oksidasi +2

Konsep reaksi redoks berdasarkan bilangan oksidasi

Dengan menggunakan konsep bilangan oksidasi, maka suatu reaksi yang rumit dapat diketahui zat mana yang mengalami reduksi dan oksidasi.

Contoh:

Reaksi : CuO(s) + H2(g) → Cu(s) + H2O(g)

Menurut konsep oksigen pada reaksi diatas, terdapat dua reaksi, yaitu:

Reaksi reduksi : CuO → Cu

Reaksi oksidasi : H2 → H2O

Bila dihitung bilangan oksidasinya, maka

Reaksi reduksi : CuO → Cu

(Bilangan oksidasi Cu pada CuO = +2 dan pada Cu = 0)

Reaksi oksidasi : H2 → H2O

(Bilangan oksidasi H pada H2 = 0 dan pada H2O = +1)

Dari contoh reaksi tersebut dapat disimpulkan bahwa:

Reaksi oksidasi adalah reaksi yang disertai dengan kenaikan bilangan oksidasi. Reaksi reduksi adalah reaksi yang disertai dengan penurunan bilangan oksidasi. Reaksi oksidasi dan reaksi reduksi umumnya terjadi secara bersamaan dalam satu reaksi, maka kemudian disebut reaksi redoks.

Pengoksidasi dan Pereduksi

Dalam reaksi redoks terdapat zat-zat yang bertindak sebagai pereduksi (reduktor) dan pengoksidasi (oksidator). Pereduksi atau reduktor adalah zat yang dalam reaksi redoks tersebut menyebabkan zat lain mengalami reduksi. Dalam hal ini pereduksi mengalami oksidasi. Pengoksidasi atau oksidator adalah zat yang dalam reaksi redoks tersebut menyebabkan zat lain mengalami oksidasi. Dalam hal ini pengoksidasi mengalami reduksi.

Dalam reaksi di atas, Fe bertindak sebagai pereduksi dan HCl sebagai pengoksidasi, sedangkan FeCl2 merupakan hasil oksidasi dan gas H2 hasil reduksi. Atom klorin dalam reaksi ini tidak mengalami oksidasi maupun redukasi.

Apabila dalam reaksi tersebut zat mengoksidasi atau meredukasi dirinya sendiri maka peristiwanya disebut reaksi otoredoksi

Tata Nama Senyawa

Salah satu manfaat bilangan oksidasi adalah untuk memberikan nama suatu senyawa yang bisa membentuk beberapa senyawa dengan unsur lain. Sebagai contoh, besi dapat membentuk dua macam senyawa dengan oksigen, yaitu FeO dan Fe2O3. Untuk pemberian nama kedua senyawa tersebut kakan mengalami kesulitan bila tidak memperhatikan bilangan oksidasinya, sebab keduanya merupakan senyawa yang bernama oksida. Untuk mengatasi hal tersebut bilangan oksidasi besi dicantumkan dalam pemberian nama sehingga mudah dibedakan. Kedua nama senyawa tersebut, yaitu:

FeO : besi (II) oksida

Fe2O3 : besi (III) oksida

Jadi untuk unsur logam yang dapat membentuk senyawa dengan lebih dari satu bilangan oksidasi, maka pada penamaan bilangan oksidasinya disertakan setelah nama logam tersebut dan diletakkan dalam tanda kurung ()

Titik didih dan titik beku larutan (KIMIA XII SMA/MA)

Kenaikan Titik Didih dan Penurunan Titik Beku

Saturday, February 22nd 2014. | rumus kimia

Kenaikan Titik Didih dan Penurunan Titik Beku – Mari sobat kita lanjutkan materi kita tentang sifat koligatif larutan. Pada postingan sebelumnya telah dibahas tentang penurunan tekanan uap. Sekarang kita akan bercerita panjang lebar tentang sifat koligatif larutan Kenaikan titik didih dan Penurunan Titik Beku. Kita akan belajar tentang kedua sifat tersebut berikut rumus dan contoh soalnya.

Kenaikan Titik Didih Larutan

Coba sobat renungkan, ketika sobat merebus air murni dan merebus air gula, kira-kira akan lebih cepat mendidih air murni atau air gula? Jawabannya adalah air gula. Buat yang belum percaya silahkan dipraktekan dirumah. Semakin banyak jumlah gula yang terlarut maka akan lebih lama mendidihnya. Pada peristiwa tersebut terjadi kenaikan titik didih larutan. Sama seperti penurunan tekanan uap larutan yang merupakan fungsi konsentrasi dari partikel zat terlarut. Ia tidak tergantung pada jenis zat terlarut. Kenaikan titik didih juga demikian. Pada larutan encer, kenaikan titik didi larutan (ΔTb) sama dengan molalitas (m) larutan yang mengandung pertikel zat terlarut (nonvolatil) dikalikan dengan tetapan kenaikan titik didih molal (K_b). Kenaikan titik didih ini dirumuskan:

ΔT_b = T_b – T_b^o = m K_b
Keterangan
ΔT_b= kenaikan titik didih larutan
T_b= titik didih larutan
T_b^o= titik didih pelarut murni
m = molalitas
K_f = tetapan kenaikan titik didih molal (^oC kg mol^-1)
molalitas adalah jumlah mol terlarut perkilogram pelarut, dapat sobat cari dengan m = mol zat terlarut / kg pelarut
nilai molalitas hanya tergantung pada jumlah mol zat terlarut dan massa pelarut, ia tidak tergantung pada jenis zat terlarut.

Penurunan Titik Beku larutan

Di beberapa negara yang mengalami musin dingin (musim salju) seperti kanada, inggris, amerika, dan beberapa negara subtropis, ternyata disana garam banyak digunakan untuk mencairkan jalan-jalan yang beku. Apa sebabnya? Ini adalah akibat dari salah satu sifat koligatif larutan penurunan titik beku. Coba sobat perhatikan ilustrasi di bawah ini:

kenaikan titik didih dan penurunan titik beku sifat koligatif larutan

(a). Pada bejana a terdapat pelarut murni dan padatan pelarut murni yang timbul akibat proses pendinginan. Ada kesimbangan pada kedua wujud pelarut murni tersebut. Molekul pelarut murni dalam wujud cair maupun pada dapat bergabung dengan mudah.

(b). Pada saat dalam pelarut murni telah ditambahkan zat terlarut X akan menyebabkan proses perubahan wujud dari cair ke padat tidak akan seefektif pada pelarut murni karena terhalang oleh molekul zat terlarut X. Kesetimbangan akan bergerser ke wuwjud cairan. Jadi ketika sobat ingin membekukan larutan tersebut diperlukan suhu yang lebih rendah. Jadi terjadi penurunan titik beku jika dibandingkan dengan titik beku pelarut murni. Berapa penurunan titik beku ini? Sama seperti pada kenaikan titik didih larutan, penurunan titik beku (ΔT_f) sama dengan perkalian antara molalitas (m) dengan tetapan penurunan titik beku molal (K_f)

ΔT_f = T_f^o – T_f= m K_f
Keterangan
ΔT_f= kenaikan titik didih larutan
T_f= titik beku larutan
T_f^o= titik beku pelarut murni
m = molalitas
K_f = tetapan penurunan titik beku molal (^oC kg mol^-1)

Contoh Soal

Sebanyak 0, 6 gram urea, CO(NH₂)₂ sobat larutkan ke dalam 40 gram air. Jika larutan tersebut kita anggap idela, tentukan berapa titik didih dan titik beku larutan. Diketahui Kb H₂O = 0,512 ^oC kg mol^-1 dan K_f H₂O = 1,86 ^oC kg mol^-1

Jawaban
Mr dari urea CO(NH₂)₂ = 60 gram (C = 12, N = 14, H = 1, C = 12)
Jumlah mol zat terlarut = 0,6/6 = 0,1
molalitas = 0,1 / (4 x 10^-2) = 2,5

Titik Didih Larutan

Kenaikan titik didih(ΔT_b) = m K_b= 2,5 x 0,512 = 1,28 ^oC
Titik didih = 100 + 1,28 = 101,28 ^oC

Titik Beku Larutan

Penurunan titik beku (ΔT_f) = T_f^o – T_f= m K_f = 2,5 x 1,86 = 4,65
Titik beku = 0 – 4,65 = -4,65 ^oC

Tekanan Osmosis Larutan (KIMIA XII SMA/MA)

Tekanan osmosis larutan

Osmosis adalah peristiwa mengalirnya molekulmolekul pelarut ke dalam larutan secara spontan melalui selaput semipermeabel, atau peristiwa mengalirnya molekul-
molekul zat pelarut dari larutan yang lebih encer ke larutan yang lebih pekat. Proses osmosis terdapat kecenderungan untuk menyetimbangkan konsentrasi antara
dua larutan yang saling berhubungan melalui membran.

Peristiwa osmosis
Keterangan:
A = larutan gula
B = selaput semipermeabel
C = air

Perhatikan peristiwa osmosis pada gambar diatas . Gambar tersebut menunjukkan osmometer yang diisi larutan gula, kemudian dimasukkan ke dalam gelas kimia
yang berisi air, ternyata permukaan larutan gula pada osmometer naik. Akan tetapi, jika di atas torak diberi beban tertentu, maka aliran air ke dalam osmometer dapat dicegah.
Gaya yang diperlukan untuk mengimbangi desakan zat pelarut yang mengalir melalui selaput semipermeabel ke dalam larutan disebut tekanan osmosis larutan.

Pengimbangan tekanan osmosis
Keterangan:
A = larutan gula
B = selaput semipermeabel
C = air

Hubungan tekanan osmosis dengan kemolaran larutan oleh Van’t Hoff dapat dirumuskan sebagai berikut.

π = MRT

Keterangan:
π = tekanan osmosis (atm)
M = molaritas (mol/liter)
T = suhu mutlak (K)
R = ketetapan gas (0,082) L.atm.mol^–1K^–1
Hukum Van’t Hoff ini hanya berlaku pada larutan nonelektrolit.

Contoh soal:
1. Tentukan tekanan osmosis larutan C₁₂H₂₂O₁₁
0,01 M pada suhu 25 °C?
Jawab:
π = MRT
= 0,01 × 0,082 × 298 = 0,24 atm

2. Satu liter larutan mengandung 45 gram zat X. Pada
suhu 27 °C, larutan tersebut mempunyai tekanan osmosis
3,24 atm. Tentukan massa molekul relatif zat
tersebut!
Jawab
T= 27 °C= 27 + 273= 300 Kelvin
π = MRT =(gram/Mr):liter x RT
3,24=(gram/Mr):liter x 0,082 L.atm.mol^–1K^–1 × 300 K
3,24 = 45 gram/Mr ×0,082 L.atm.mol⁻¹K⁻¹ × 300 K
Mr = 45×0,082×300 :3,24
= 341,66

soal-soal UTS KIMIA XII SMA/MA

1. Bila 4 gram natrium hidroksida, NaOH dilarutkan dalam 900 gram air, tentukan besar penurunan tekanan
    uap air yang terjadi !!!
    Diketahui tekanan uap air pada kondisi tersebut 360 mmHg, Ar Na=40, O=16, H=1.

2. Bila 6 gram urea, CO(NH2)2 dilarutkan dalam air 1000 gram, tentukan besar
    titik didih dan titik beku larutannya !!!
    Diketahui Kb H₂O = 0,512 ^oC kg mol^-1 dan K_f H₂O = 1,86 ^oC kg mol^-1,
    Ar C=12, N=14, O=16, H=1.

3. Tekanan osmosis 17 gram zat nonelektrolit dalam 1 liter larutan pada suhu 27^oC adalah 1,5 atm.
    Tentukan massa molekul relatif zat tersebut !

4. Diketahui nilai potensial reduksi standar berikut :
    Na⁺(aq) + e^- → Na(s) E^o = - 2,713 volt
    Ca²⁺(aq) + 2e^- → Ca(s) E^o = - 2,84 volt
Tentukan logam yang kalah dan logam yang menang bila keduanya terjadi terhubung (contact body) !

5. Diketahui dua elektrode sebagai berikut,
    Mg²⁺(aq) + 2e^- → Mg(s) E^o = - 2,24 volt
    Fe²⁺(aq) + 2e^- → Fe(s)       E^o = - 0,44 volt
Tuliskan persamaan reaksi yang reaksinya terjadi secara spontan, hitunglah harga E^o selnya !

6. Diketahui dual elektrode sebagai berikut,
    Ag⁺(aq) + e^- → Ag(s) E^o = + 0,80 volt
    Cu²⁺(aq) + 2e^- → Cu(s)   E^o = + 0,34 volt
Tuliskan notasi sel dari reaksi yang terjadi secara tidak spontan, hitunglah harga E^o selnya !

7. Tuliskan deskripsi perbedaan antara sel Volta dengan sel Elektrolisis !

8. Pada elektrolisis larutan NaCl, tentukan,
    a) reaksi yang terjadi pada Katoda
b) reaksi yang terjadi pada Anoda
    Diketahui nilai potensial reduksi standar berikut,
    Na⁺(aq) + e^- → Na(s)   E^o = - 2,713 volt
    Cl₂(g) + 2e^- →   2Cl^- (aq)                    E^o = + 1,358 volt
O₂(g) + 4H⁺(aq) + 4e^- → 2H₂O(l)    E^o = + 1,229 volt
2H₂O +2e^-(l) →   2OH ^-(aq) + H₂E^o = - 0,83 volt

9. Dari elektrolisis larutan NaCl, tuliskan notasi sel-nya dan harga E^o selnya !

10. Dari elektrolisis garam NaCl cair, tuliskan reaksi sel-nya dan harga E^o selnya !