Reaksi transfer elektron dan kesetimbang

Oleh:

Fuada H. R.

70100112023

Farmasi A

DAFTAR ISI

UIN Alauddin Makassar

Fakultas Ilmu Kesehatan

Halaman

Judul

………

1

Daftar

Isi

………..

………...2

Kata

Pengantar

………3

Bab

I

Pendahuluan

………..……4

Bab

II

Pembahasan

………..…….5

Bab

III

Penutup

………. 18

Daftar

Pustaka

KATA PENGANTAR

مـــــييححرررلا نحمرحيرررلا هحللا محــــــــــــــسيبح

Puji syukur penulis panjatkan kehadirat Allah SWT, atas rahmat-Nya maka penulis dapat menyelesaikan penyusunan makalah “

Reaksi transfer

elektron dan kesetimbangan reaksi redoks

” ini.

Penulisan makalah ini merupakan salah satu tugas yang diberikan oleh dosen pembimbing mata kuliah Kimia Analisis Farmasi pada semester genap di Universitas Islam Negeri Alauddin Makassar.

Dalam Penulisan makalah ini penulis merasa masih banyak kekurangan baik pada teknis penulisan maupun materi, mengingat akan keterbatasan yang dimiliki penulis. Untuk itu kritik dan saran dari semua pihak sangat penulis harapkan demi penyempurnaan pembuatan makalah ini.

Akhirnya penulis berharap semoga Allah memberikan imbalan yang setimpal pada mereka yang telah memberikan bantuan terutama bagi dosen pembimbing mata kuliah Kimia Analisis Farmasi ini, dan teman-teman lainnya serta dapat menjadikan semua bantuan ini sebagai ibadah. Amiin Yaa Robbal ‘Alamiin. Amin.

Samata, 31 maret 2013

Bab I

Pendahuluan

A. Latar Belakang

Reaksi transfer elektron ada dua jenis yakni reduksi (menangkap elektron sebagian atau keseluruhan) dan oksidasi (kehilangan elektron sebagian atau keseluruhan). Oksidator merupakan zat yang mengoksidasi zat lain sedangkan reduktor adalah zat yang mereduksi zat lain. Ada dua unsur yang khas pada reakso redoks yakni adanya unsur bebas dan adanya perubahan bilangan oksidasi. Unsur yang mengalami perubahan bilangan oksidasi adalah unsur (elemen) bebas dan semua atom dalam senyawa kecuali H, O, Golongan IA dab IIA dalam tabel periodik. Salah satu contoh reaksi redoks adalah antara hidrogen dan fluorin

Pengetahuan mengenai reaksi transfer elektron dan kesetimbangan reaksi redoks adalah sangat penting dan dalam makalah ini dipaparkan beberapa penjelasan yang mendukung pengetahuan untuk memahami reaksi dan kesetimbangan reaksi redoks.

B. Rumusan Masalah

1. Pengertian dan penjelasan mengenai reduksi oksidasi ? 2. Pengertian dan penjelasan mengenai sel galvanik ?

3. Pengertian dan penjelasan mengenai persamaan Nernst ?

4. Pengertian dan penjelasan mengenai Elektrode dan potensial sel ?

Bab II

Pembahasan

A. Reduksi Oksidasi

Berdasarkan konsep pertama:

a. Oksidasi adalah peristiwa pengikatan oksigen

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

1) Perkaratan logam besi

Reaksi perkaratan logam besi:

4Fe(s) + 3O2(g) --> 2Fe2O3(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.

CH4(g) + O2(g) --> CO2(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.

C6H12O6(aq) + 6O2(g) --> 6CO2(g) + 6H2O(l)

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

Cu(s) + O2(g) --> CuO(s) S(s) + O2(g) --> SO2(g) SO2(g) + O2(g) --> SO3(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). Zat yang mengikat oksigen kita sebut sebagai reduktor/pereduksi.

Berdasarkan contoh-contoh reaksi oksidasi di atas, maka reduktor untuk reaksi: 1) Besi Fe; 2) Metana CH4; 3) Glukosa C6H12O6; 4) Cu, S, SO2

b. Reduksi adalah peristiwa pelepasan oksigen (kebalikan dari reaksi oksidasi)

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

F2O3(s) + CO(g) --> 2Fe(s) + CO2(g)

2) Reduksi kromium(III) oksida Cr2O3 oleh aluminium Al

Cr2O3(s) + 2Al(s) --> 2Cr(s) + Al2O3(s)

3) Reduksi tembaga(II) oksida CuO oleh gas hidrogen H2

CuO(s) + H2(g) --> Cu(s) + H2O(g)

4) Reduksi SO3, KClO3, dan KNO3:

SO3(g) --> SO2(g) + O2(g) 3KClO3(s) --> 2KCl(s) + 3O2(g) 2KNO3(aq) --> 2KNO2(aq) + O2(g)

Zat yang melepas oksigen kita sebut sebagai oksidator/pengoksidasi. Berdasarkan contoh-contoh reaksi reduksi di atas, maka oksidator untuk reaksi: 1) Hematit Fe2O3; 2) Kromium(III) oksida Cr2O3; 3)

Tembaga(II) oksida CuO; 4) SO3, KClO3, KNO3.

2. Konsep redoks berdasarkan pelepasan dan penerimaan elektron.

Pelepasan dan penerimaan elektron terjadi secara simultan, artinya jika suatu spesi melepas elektron berarti ada spesi lain yang

menyerapnya. Hal ini berlaku untuk ikatan kimia.

Berdasarkan konsep yang kedua:

a. Oksidasi adalah peristiwa pelepasan elektron b. Reduksi adalah penerimaan elektron

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

1) Reaksi natrium dengan clorin membentuk natrium klorida NaCl Oksidasi : Na --> Na+ _{+ e [melapas 1 elektron]}

Reduksi : Cl + e --> Cl- _{[menerima 1 elektron]} ---

Na + Cl --> Na+ _{+ Cl}- _{--> NaCl}

Reduksi : S + 2e --> S2- _{[menerima 2 elektron]} ---

Ca + S --> Ca2+ _{+ S}2- _{--> CaS}

Zat yang melepas elektron (oksidasi) disebut reduktor, sedangkan zat yang menerima elektron (reduksi) disebut oksidator.

3. Konsep redoks berdasarkan kenaikan dan penurunan bilangan oksidasi.

Dalam berbagai kasus reaksi oksidasi yang kompleks, sulit untuk menentukan spesi mana yang mengalami oksidasi dan reduksi. Contoh reaksi berikut:

2KMnO4 + 3H2SO4 + H2C2O4 --> K2SO4 + 2MnSO4 + 2CO2 + 4H2O

Untuk menjawab pertanyaan ini, maka digunakan konsep reaksi oksidasi reduksi berdasarkan kenaikan dan penurunan bilangan oksidasi (biloks). Berdasarkan konsep yang ketiga.

a. Oksidasi adalah pertambahan biloks b. Reduksi adalah penurunan biloks

B. Sel Galvanik

Sel Galvanik 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 galvani terdiri dari beberapa bagian, yaitu:

1. voltmeter, untuk menentukan besarnya potensial sel.

3. anode, elektrode negatif, tempat terjadinya reaksi oksidasi. pada gambar, yang bertindak sebagai anode adalah elektrode Zn/seng (zink electrode).

4. katode, elektrode positif, tempat terjadinya reaksi reduksi. pada gambar, yang bertindak sebagai katode adalah elektrode Cu/tembaga (copper electrode).

Bila Anda celupkan dua logam dengan kecenderungan ionisasi yang berbeda dalam larutan elektrolit (larutan elektrolit), dan menghubungkan kedua elektroda dengan kawat, sebuah sel akan tersusun. Pertama, logam dengan kecenderungan lebih besar terionisasi akan teroksidasi, menghasilkan kation, dan terlarut dalam larutan elektrolit. Kemudian elektron yang dihasilkan akan bermigrasi ke logam dengan kecenderungan ionisasi lebih rendah melalui kawat. Pada logam dengan kecenderungan ionisasi lebih rendah, kation akan direduksi dengan menerima elektron yang mengalir ke elektroda.

Proses dalam Sel Galvani

Pada anode, logam Zn melepaskan elektron dan menjadi Zn2+ _{yang larut.}

Zn(s) → Zn2+_{(aq) + 2e}

-Pada katode, 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:

Gambar sel volta

Reaksi tersebut merupakan reaksi redoks yang spontan yang dapat digunakan untuk memproduksi listrik melalui suatu rangkaian sel elektrokimia.

C. Persamaan Nernst

Walther Hermann Nernst adalah kimiawan Jerman yang menerapkan asas-asas termodinamika ke sel listrik. Dia menciptakan sebuah persamaan yang dikenal sebagai persamaan Nernst, yang menghubungkan voltase sel ke propertinya. Lepas dari Joseph Thomson, ia menjelaskan mengapa senyawa terionisasi dengan mudah dalam air. Penjelasan ini disebut aturan Nernst-Thomson yang menyatakan bahwa sulit halnya bagi ion yang ditangkap untuk menarik satu sama lain melalui insulasi molekul air, sehingga terdisosiasi.

dalam larutan air jika bahan pengoksidasi dan pereduksi tidak sama. Dalam sel Galvani oksidasi diartikan sebagai dilepaskannya elektron oleh atom, molekul atau ion dan reduksi berarti diperolehnya elektron oleh partikel-partikel itu. Sebagai contoh reaksi oksidasi sederhana dan berlangsung spontan adalah bila lembar tipis zink dibenamkan dalam suatu larutan tembaga sulfat maka terjadi logam tembaga menyepuh pada lembaran zink dan lembaran zink lambat laun melarut dan dibebaskan energi panas.

Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut.

Zn + CuSO4 → ZnSO4 + Cu

Reaksi yang sebenarnya adalah antara ion zink dengan tembaga yaitu : Zn + Cu2+ _{→ Zn}2+ _{+ Cu}

Tiap atom zink kehilangan dua elektron dan tiap ion tembaga memperoleh dua elektron untuk menjadi sebuah atom tembaga.

Oksidasi : Zn → Zn2+ ₊ 2e-Perbedaan potensial ini disebut potensial sel dan diukur dalam volt (V). Jika potensial sel besar maka sejumlah elektron tertentu yang berjalan antara kedua elekroda dapat melakukan kerja listrik yang besar. Sebaliknya, jika potensial sel kecil maka elektron dalam jumlah yang sama hanya dapat melakukan sedikit kerja.

Pada persamaan Nernst, bukanlah suatu tetapan kesetimbangan karena larutan-larutan yang diperikan adalah pada konsentrasi-konsentrasi awal dan bukan konsentrasi-konsentrasi kesetimbangan. Bila suatu sel volta telah mati atau terdiscas habis, barulah sistem itu berada dalam kesetimbangan. Pada kondisi ini Esel = 0 dan faktor K dalam persamaan Nernst setara dengan tetapan kesetimbangan. Oleh karena itu, potensial elektroda standar dihubungkan dengan tetapan kesetimbangan untuk reaksi sel.

Persamaan tersebut dapat disederhanakan menjadi :

D. Elektrode dan Potensial Sel

Arus listrik yang terjadi pada sel volta disebabkan elektron mengalir dari elektroda negatif ke elektroda positif. Hal ini disebabkan karena perbedaan potensial antara kedua elektroda. Andaikan kita mengukur perbedaan potensial (∆V) antara dua elektroda dengan menggunakan potensiometer ketika arus listrik yang dihasilkan mengalir sampai habis. Maka akan diperoleh nilai limit atau perbedaan potensial saat arus listriknya nol yang disebut sebagai potensial sel (E°sel).

Perbedaan potensial yang diamati bervariasi dengan jenis bahan elektroda dan konsentrasi serta temperatur larutan elektrolit. Sebagai contoh untuk sel Daniell, bila diukur dengan potensiometer beda potensial pada suhu 25°C saat konsentrasi ion Zn2+ _{dan Cu}2+ _{sama adalah 1,10 V.} Bila elektroda Cu/Cu2+ _{dalam sel Daniell diganti dengan elektroda Ag/Ag}+ _, potensial sel adalah 1,56 V. Jadi dengan berbagai kombinasi elektroda dapat menghasilkan nilai potensial sel yang sangat bervariasi. Jadi alat potensiometer digunakan untuk mengukur perbedaan potensial antara

dua elektroda sedangkan untuk mengukur nilai potensial mutlak untuk

suatu elektroda tidak bisa dilakukan.

Oleh karena itu, diperlukan suatu elektroda yang dipakai sebagai standar atau pembanding dengan elektroda-elektroda yang lainnya. Dan telah ditentukan yang digunakan sebagai elektroda standar adalah

elektroda Hidrogen. Elektroda Hidrogen terdiri dari gas H2 dengan tekanan

Potensial sel yang terdiri atas pasangan elektroda hidrogen/standar (H/H+_{) dan elektroda Zn/Zn}2+ _{adalah -0,76 V. Bila elektroda Zn/Zn}2+ _diganti dengan elektroda Cu/Cu2+ _{maka besar potensial selnya menjadi +0,34 V.}

H2 + Zn2+_{→ 2H}+ _{+ Zn E° = -0,76 V} H2 + Cu2+_{→ 2H}+ _{+ Cu E° = +0,34 V}

karena besarnya potensial elektroda hidrogen = 0,00 V maka potensial reduksi (E°red) Zn dan Cu dapat ditentukan :

Zn2+ _{+ 2e → Zn E° = -0,76 V disingkat E°red Zn = -0,76 V} Cu2+ _{+ 2e → Cu E° = +0,34 V disingkat E°red Cu = +0,34 V}

Potensial reduksi (E°red) menunjukkan kecenderungan untuk menerima elektron. jadi berdasarkan nilai potensial elektroda di atas, potensial elektroda Zn bernilai negatif (-) menunjukkan bahwa Zn/Zn2+ lebih sukar untuk menerima elektron/direduksi dibanding dengan H/H+ dan Cu bernilai positif (+) menunjukkan bahwa Cu/Cu2+ _{lebih mudah} untuk menerima elektron/direduksi dibanding dengan H/H+_.

Semakin sukar untuk direduksi berarti semakin mudah untuk dioksidasi dan sebaliknya semakin mudah direduksi berarti semakin sukar dioksidasi. karena besar potensial oksidasi (E°oks) berlawanan dengan

potensial reduksi (E°red).

Zn → Zn2+ _{+ 2e E° = +0,76 V disingkat E°oks Zn = +0,76 V}

Cu → Cu2+ _{+ 2e E° = -0,34 V disingkat E°oks Cu = -0,34 V}

Potensial Sel Volta

Potensial sel volta dapat ditentukan dengan percobaan dengan menggunakan potemsiometer/voltmeter dan secara teoritis potensial sel dapat dihitung berdasarkan perbedaan potensial reduksi (E°red) kedua elektroda atau penjumlahan potensial oksidasi pada anoda dengan

potensial reduksi pada katoda.

sebagai contoh pada sel daniel :

Zn2+ _{+ 2e → Zn E° = -0,76 V}

Yang mempunyai harga potensial reduksi (E°red) lebih kecil akan di oksidasi dan yang potensial reduksi (E°red) lebih besar akan direduksi.

Anoda (oksidasi) : Zn → Zn2+ _{+ 2e E° = +0,76 V}

Katoda (reduksi) : Cu2+ _{+ 2e → Cu E° = +0,34 V}

Reaksi total (redoks) : Zn + Cu2+_{→ Zn}2+ _{+ Cu E° = +1,10 V}

secara singkat dapat dihitung :

Nilai E°red yang lebih kecil akan dioksidasi dan yang lebih besar akan direduksi. maka Zn akan dioksidasi dan Cu akan direduksi.

E°oks Zn = +0,76 V

E°red Cu = +0,34 V

E°sel = E°oks + E°red = 0,76 + 0,34 = 1,10 V

nilai potensial sel (E°sel) yang positif menunjukkan bahwa reaksi tersebut dapat berlangsung secara spontan. maka sebaliknya reaksi :

Cu + Zn2+ _{→ Cu}2+ _{+ Zn E° = -1,10 V}

Nilai potensial sel (E°sel) nya negatif menunjukkan bahwa dalam keadaan normal tidak akan terjadi reaksi. Reaksi dapat terjadi bila ada suplai elektron dari luar/dialiri listrik yang akan dibahas pada bab sendiri

yakni pada bab elektrolisis.

Tabel Potensial Elektroda Standar

Setengah Reaksi Reduksi ( pada

Katoda ) E

°_red

(volts)

Li+_{(aq) + e}-_{→ Li(s)}

-3.04

K+_{(aq) + e}-_{→ K(s)}

-2.92

Ca2+_{(aq) + 2e}- _{→ Ca(s)}

2.07

F2(g) + 2e-_{→ 2F}-_(aq)

2.87

tabel di atas lebih dikenal sebagai deret volt, adapun deret volta disusun dalam baris sebagai berikut :

K-Ba-Sr-Ca-Na-Mg-Al-Zn-Cr-Fe-Ni-Sn-Pb-H-Cu-Hg-Ag-Pt-Au

Semakin ke kanan semakin mudah direduksi yang berarti semakin mudah menerima elektron dan merupakan oksidator (penyebab zat lain mengalami oksidasi).

Semakin ke kiri semakin mudah dioksidasi yang berarti semakin mudah melepas elektron dan merupakan reduktor (penyebab zat lain mengalami reduksi).

Logam di sebelah kiri dapat bereaksi dengan ion logam di sebelah kanannya :

Zn + Cu2+ _{→ Zn}2+ _{+ Cu}

Logam di sebelah kanan tidak dapat bereaksi dengan ion logam di sebelah kirinya:

Cu + Zn2+ _{→ tidak bereaksi}

Bab III

Penutup

Kesimpulan:

a. Konsep redoks dapat dibedakan atas; pelepasan dan pengikatan oksigen, pelepasan dan penerimaan elektron, kenaikan dan penurunan bilangan oksidasi.

c. Bila suatu sel volta telah mati atau terdiscas habis, barulah sistem itu berada dalam kesetimbangan. Pada kondisi ini Esel = 0 dan faktor K dalam persamaan Nernst setara dengan tetapan kesetimbangan.

d. nilai limit atau perbedaan potensial saat arus listrik dua elektroda nol yang disebut sebagai potensial sel (E°sel).

Daftar Pustaka

http://tekimku.blogspot.com/2011/07/kesetimbangan-reaksi-oksidasi-reduksi.html

http://id.wikipedia.org/w/index.php?title=Sel_galvani&oldid=6063283

http://kimia.upi.edu/utama/bahanajar/kimia%20dasar/elektrokimia/Sel %20galvan1.htm

http://vickyprajaputra.blogspot.com/2012/04/persamaan-nernst.html http://mediabelajaronline.blogspot.com/2011/09/potensial-elektroda.html

http://kimia.upi.edu/utama/bahanajar/kimia

%20dasar/elektrokimia/Potensial%20Elektroda%20standar.htm

http://kimia.upi.edu/utama/bahanajar/kimia