SubmitYahoo TERMOKIMIA ~ Febri Irawanto - ilmu kita

Minggu, 03 Juli 2011

TERMOKIMIA


TERMOKIMIA
Bagian dari ilmu kimia yang mempelajari perubahan kalor atau panas suatu zat yang menyertai suatu reaksi atau proses kimia dan fisika disebut termokimia. Secara operasional termokimia berkaitan dengan pengukuran dan pernafsiran perubahan kalor yang menyertai reaksi kimia, perubahan keadaan, dan pembentukan larutan. Termokimia merupakan pengetahuan dasar yang perlu diberikan atau yang dapat diperoleh dari reaksi-reaksi kimia, tetapi juga perlu sebagai pengetahuan dasar untuk pengkajian teori ikatan kimia dan struktur kimia. Fokus bahasan dalam termokimia adalah tentang jumlah kalor yang dapat dihasilkan oleh sejumlah tertentu pereaksi serta cara pengukuran kalor reaksi.
Termokimia merupakan penerapan hukum pertama termodinamika terhadap peristiwa kimia yang membahas tentang kalor yang menyertai reaksi kimia. Untuk memahami termokimia perlu dibahas tentang:
(a) Sistem, lingkungan, dan alam semesta.
(b) Energi yang dimiliki setiap zat.
(c) Hukum kekekalan energi.
  1. Pengukuran energi dalam reaksi kimia
Satuan internasional standar untuk energi yaitu Joule (J) diturunkan dari energi kinetik. Satu joule = 1 kgm2/s2. Setara dengan jumlah energi yang dipunyai suatu benda dengan massa 2 kg dan kecepatan 1 m/detik (bila dalam satuan Inggris, benda dengan massa 4,4 lb dan kecepatan 197 ft/menit atau 2,2 mile/jam).
1 J = 1 kg m2/s2
Satuan energi yang lebih kecil yang dipakai dalam fisika disebut erg yang harganya = 1x10-7 J. Dalam mengacu pada energi yang terlibat dalam reaksi antara pereaksi dengan ukuran molekul biasanya digantikan satuan yang lebih besar yaitu kilojoule (kJ). Satu kilojoule = 1000 joule (1 kJ = 1000J). Semua bentuk energi dapat diubah keseluruhannya ke panas dan bila seorang ahli kimia mengukur energi, biasanya dalam bentuk kalor. Cara yang biasa digunakan untuk menyatakan panas disebut kalori (singkatan kal). Definisinya berasal dari pengaruh panas pada suhu benda. Mula-mula kalori didefinisikan sebagai jumlah panas yang diperlukan untuk menaikkan temperatur 1 gram air dengan suhu asal 150C sebesar 10C. Kilokalori (kkal) seperti juga kilojoule merupakan
satuan yang lebih sesuai untuk menyatakan perubahan energi dalam reaksi kimia. Satuan kilokalori juga digunakan untuk menyatakan energi yang terdapat dalam makanan. Dengan diterimanya SI, sekarang juga joule (atau kilojoule) lebih disukai dan kalori didefinisi ulang dalam satuan SI. Sekarang kalori dan kilokalori didefinisikan secara eksak sebagai berikut :
1 kal = 4,184 J
1 kkal = 4,184 kJ

2.  ENERGI YANG DIMILIKI SETIAP ZAT

Energi apakah yang dimiliki oleh suatu zat? Memahami energi lebih sulit dari pada memahami suatu zat. Sebab energi tidak dapat dilihat, tidak dapat dipegang atau dimasukkan ke dalam botol untuk dipelajari. Apa yang dapat dipelajari tentang energi? Dalam energi yang penting adalah dampak energi pada suatu materi atau benda. Energi biasanya dinyatakan sebagai kapasitas atau kemampuan untuk melakukan kerja, yang dimiliki oleh suatu zat dan dapat menyebabkan suatu proses terjadi. Sebuah mobil yang bergerak memiliki energi sebab mobil tersebut dapat melakukan kerja pada mobil yang lain, misalnya menubruk. Benda yang jatuh dapat melakukan kerja terhadap benda lain, misalnya memecahkan kaca. Energi yang dimiliki oleh suatu benda apabila benda itu bergerak disebut energi kinetik.
                Energi potensial adalah energi yang tersimpan dalam sebuah benda, yang diakibatkan oleh gaya tarik atau gaya tolak dari benda atau obyek lain. Atom-atom terdiri atas partikel-partikel yang bermuatan listrik. Ada yang saling tarik-menarik dan ada yang tolak-menolak. Karena muatannya maka elektron dan inti atom memiliki energi potensial. Energi potensial itu bisa berubah bila jarak antara inti dan elektron berubah. Dengan demikian, terjadi perubahan energi potensial nilai elektron berpindah dari atom satu ke atom yang lainnya dalam pembentukan ion-ion. Energi potensial atom-atom juga akan berubah bila terjadi pemilikan bersama elektron dalam pembentukan molekul. Menurut teori kinetik, setiap zat baik yang berwujud padat, cair dan gas pada suhu lebih besar dari nol kelvin terdiri atas banyak partikel-partikel kecil berupa molekul-molekul atau atom-atom yang terus menerus bergerak secara acak dan beraneka ragam, saling bertumbukan dan saling berpantulan. Karena adanya gerak acak
tersebut maka gaya yang dihasilkan saling meniadakan atau menghapuskan, kita tidak menyadari bahwa ada partikel-partikel kecil yang bergerak secara acak, saling bertumbukan dan berpantulan. Hal ini disebabkan karena partikel-partikel kecil tidak dapat dilihat. Adanya gerakan translasi (berpindah tempat), rotasi (berputar), dan vibrasi (bergetar). seperti pada Gambar 4.

                Di samping itu, dapat terjadi perpindahan tingkat energi elektron dalam atom atau molekul. Setiap gerakan, dipengaruhi oleh banyak faktor dan dapat berubah bentuk bila saling bertumbukan.
Akibatnya, besar energi gerakan satu partikel akan berbeda dengan yang lain. Jumlah total energi semua partikel dalam sistem disebut energi dalam atau internal energy (U). Komponen utama dari energi dalam yang menjadi pusat perhatian kita adalah energi termal, yaitu energi yang terkait dengan gerakan molekul-molekul sistem, dan energi kimia, yaitu energi yang terkait dengan ikatan kimia dan interaksi antar molekul. Energi dalam tergolong fungsi keadaan, yaitu besaran yang harganya bergantung pada keadaan sistem, tidak pada asal usulnya. Perhatikan gambar 5. Keadaan suatu sistem ditentukan oleh jumlah mol (n), suhu (T), dan tekanan (P). Karena itu, nilai mutlak U tidak dapat dihitung.
 
                Nilai energi dalam dari suatu zat tidak dapat ditentukan. Akan tetapi, dalam termokimia kita hanya akan berkepentingan dengan perubahan energi dalam (?U). Oleh karena itu merupakan fungsi
keadaan. Bila sistem mengalami peristiwa, mungkin akan mengubah energi dalam, misalnya dari U1 (keadaan awal) menjadi U2 (keadaan akhir). Maka perubahan energi dalam pada suatu proses hanya dapat ditentukan oleh energi dalam mula-mula dan energi dalam akhir, yang dapat ditulis: ?U = U 2 – U1
Untuk suatu reaksi kimia, perubahan energi dalam reaksi sama dengan energi dalam produk dikurangi dengan energi dalam pereaksi atau reaktan. Atau dinyatakan ?U = Up – Ur Jika energi dalam produk lebih besar dari pada energi dalam pereaksi, maka perubahan energi dalam sistem akan bertanda positif, dan sebaliknya. Energi dalam tergolong sifat ekstensif, yaitu sifat yang bergantung pada jumlah zat. Jika energi dalam dari 1 mol air adalah x kJ, maka energi dalam dari 2 mol air, pada suhu dan tekanan yang
sama adalah 2 x kJ. Walaupun nilai mutlak U1 dan U2 tidak diketahui, perubahannya dapat diketahui dari perubahan suhu sistem. Jika suhu naik menandakan gerakan partikel lebih cepat dan berarti energi dalam bertambah. Sebaliknya , jika suhu turun berarti energi dalam berkurang . Perhatikan Gambar 6

  1. Panas reaksi dan termokimia

Pelajaran mengenai panas reaksi dinamakan termokimia yang merupakan bagian dari cabang ilmu pengetahuan yang lebih besar yaitu termodinamika. Sebelum pembicaraan mengenai prisip termokimia ini kita lanjutkan, akan dibuat dulu definisi dari beberapa istilah. Salah satu dari istilah yang akan dipakai adalah sistim. Sistim adalah sebagian dari alam semesta yang sedang kita pelajari. Mungkin saja misalnya suatu reaksi kimia yang terjadi dalam suatu gelas kimia. Di luar sistim adalah lingkungan. Dalam menerangkan suatu sistim, kita harus memperinci sifat-sifatnya secara tepat. Diberikan suhunya, tekanan, jumlah mol dari tiap zat dan berupa cairan, padat atau gas. Setelah semua variabel ini ditentukan berarti semua sifat-sifat sistim sudah pasti, berarti kita telah menggambarkan keadaan dari sistim. Bila perubahan terjadi pada sebuah sistim maka dikatakan
bahwa sistim bergerak dari keadaan satu ke keadaan yang lain. Bila sistim diisolasi dari lingkungan sehingga tak ada panas yang dapat mengalir maka perubahan yang terjadi di dalam sistim adalah perubahan adiabatik. Selama ada perubahan adiabatik, maka suhu dari sistim akan menggeser, bila reaksinya eksotermik akan naik
sedangkan bila reaksinya endotermik akan turun. Bila sistim tak diisolasi dari lingkungannya, maka panas akan mengalir antara keduanya, maka bila terjadi reaksi, suhu dari sistim dapat dibuat tetap. Perubahan yang terjadi pada temperatur tetap dinamakan perubahan isotermik. Telah dikatakan, bila terjadi reaksi eksotermik atau endotermik maka pada zat-zat kimia yang terlibat akan terjadi perubahan energi potensial. Panas reaksi yang kita ukur akan sama dengan perubahan energi potensial ini. Mulai sekarang kita akan menggunakan perubahan ini dalam beberapa kuantitas sehingga perlu ditegakkan beberapa peraturan untuk menyatakan perubahan secara umum. Simbol . (huruf Yunani untuk delta) umumnya dipakai untuk menyatakan perubahan kuantitas. Misalnya perubahan suhu dapat ditulis dengan .T, dimana T menunjukkan temperatur. Dalam praktek biasanya dalam menunjukkan perubahan adalah dengan cara mengurangi temperatur akhir dengan temperatur mula-mula.
.T = Takhir – Tmula-mula
Demikian juga, perubahan energi potensial (Ep)
.(E.P) = EPakhir – EPawal
Dari definisi ini didapat suatu kesepakatan dalam tanda aljabar untuk perubahan eksoterm dan endoterm. Dalam perubahan eksotermik, energi potensial dari hasil reaksi lebih rendah dari energi potensial pereaksi berarti EPakhir lebih rendah dari EPmula-mula. Sehingga harga .EP mempunyai harga negatif. Kebalikannya dengan reaksi endoterm, dimana harga .EP adalah positif.
4. Reaksi eksoterm dan endoterm

i)      Reaksi Eksoterm

Pada reaksi eksoterm terjadi perpindahan kalor dari sistem ke lingkungan atau pada reaksi tersebut dikeluarkan panas. Pada reaksi eksoterm harga .H = negatif ( - )
Contoh :               C(s) + O2(g)   CO2(g) + 393.5 kJ ;
ΔH = -393.5 kJ

ii)     Reaksi endoterm
Pada reaksi terjadi perpindahan kalor dari lingkungan ke sistem atau pada reaksi tersebut dibutuhkan panas.
Pada reaksi endoterm harga .H = positif ( + )
Contoh :
CaCO3(s)   CaO(s) + CO2(g)- 178.5 kJ ; .H = +178.5 kJ



  1. Entalpi (H) dan perubahan entalpi (ΔH)




            Gambar 8.6 Kalorimeter Bomb
Reaksi yang terjadi dalam ”kalorimeter bomb” berada pada volume yang tetap karena bejana bomb tak dapat membesar atau mengecil. Berarti bila gas terbentuk pada reaksi di sini, tekanan akan membesar maka tekanan pada sistim dapat berubah. Karena pada keadaan volume yang tetap maka panas reaksi yang diukur dengan kalorimeter bomb disebut panas reaksi pada volume tetap. Kalorimeter cangkir kopi berhubungan dengan udara dan bila ada reaksi yang menghasilkan gas, gasnya dapat menguap ke udara dan tekanan pada sistim dapat tetap konstan. Maka perubahan energi diukur dengan kalorimeter cangkir kopi adalah panas reaksi padatekanan tetap.
Pengukuran panas reaksi pada reaksi pada volume tetap dan tekanan tetap tak banyak berbeda tapi tidak sama. Karena kebanyakan reaksi yang ada kepentingannya bagi kita dilakukan dalam wadah terbuka jadi berhubungan dengan tekanan udara yang tetap dari atmosfir, maka akan dibicarakan hanya panas reaksi pada tekanan tetap.
Panas reaksi pada tekanan tetap disebut perubahan entalpi dan reaksi dan diberikan dengan simbol .H. Definisinya :
ΔH = HakhirHmula-mula

Walaupun ini merupakan definisi yang biasa dari .H, keadaan entalpi H, mula-mula dan akhir (yang sebenarnya berhubungan dengan jumlah energi yang ada pada keadaan ini) tak dapat diukur. Ini disebabkan karena jumlah energi dari sistem termasuk jumlah dari semua energi kinetik dan energi potensialnya. Jumlah energi total ini tidak dapat diketahui karena kita tidak mengetahui secara pasti berapa kecepatan pergerakan molekul-molekul dari sistim dan juga berapa gaya tarik menarik dan tolak menolak antara molekul dalam sistim tersebut. Bagaimanapun definisi yang diberikan oleh persamaan yang diatas sangat penting karena telah menegakkan tanda aljabar .H untuk perubahan eksoterm dan endotermik. Perubahan eksotermik Hakhir lebih kecil dari Hmula-mula. Sehingga harga .H adalah negatif. Dengan analisis yang sama kita mendapatkan harga .H untuk perubahan endotermik harganya positif.
Istilah yang digunakan pada perubahan entalpi :




Gambar 8.7 Perubahan Entalphi
1. Entalpi Pembentakan Standar ( ΔHf ):
ΔH untuk membentuk 1 mol persenyawaan langsung dari unsurunsurnya yang diukur pada 298 K dan tekanan 1 atm.
Contoh : H2(g) + 1/2 O2(g) ->H2O (l) ;ΔHf = -285.85 kJ

2. Entalpi Penguraian:
ΔH dari penguraian 1 mol persenyawaan langsung menjadi unsur-unsurnya (= Kebalikan dari ΔH pembentukan).
Contoh : H2O(l) -> H2(g) + 1/2 O2(g) ; ΔH = +285.85 kJ.

3. Entalpi Pembakaran Standar (ΔHc ):
ΔH untuk membakar 1 mol persenyawaan dengan O2 dari udara yang diukur pada 298 K dan tekanan 1 atm.
Contoh: CH4(g) + 2O2(g) ->CO2(g) + 2H2O(l) ; ΔHc = -802 kJ.

4. Entalpi Reaksi:
ΔH dari suatu persamaan reaksi di mana zat-zat yang terdapat dalam persamaan reaksi dinyatakan dalam satuan mol dan koefisien-koefisien persamaan reaksi bulat sederhana.
Contoh: 2Al + 3H2SO4 ->Al2(SO4)3 + 3H2 ; ΔH = -1468 kJ

5. Entalpi Netralisasi:
ΔH yang dihasilkan (selalu eksoterm) pada reaksi penetralan asam atau basa.
Contoh: NaOH(aq) + HCl(aq) -> NaCl(aq) + H2O(l); ΔH = -890.4 kJ/mol

6. Hukum Lavoisier-Laplace
"Jumlah kalor yang dilepaskan pada pembentukan 1 mol zat dari unsur-unsurnya sama dengan jumlah kalor yang diperlukan untuk menguraikan zat tersebut menjadi unsur-unsur pembentuknya."
Artinya : Apabila reaksi dibalik maka tanda kalor yang terbentuk juga dibalik dari positif menjadi negatif atau sebaliknya.
Contoh: N2(g) + 3H2 ->2NH3__ ΔH = - 112 kJ
2NH3(g) -> N2(g) + 3H2(g) ;ΔH = + 112 kJ
  1. Hukum Hess mengenai jumlah panas




Gambar 8. 8 Hess
Contoh Soal : Diketahui diagram siklus sebagai berikut :


 







Gambar 8.9 Diagram siklus panas reaksi
Maka reaksinya bisa digambarkan sebagai berikut :





 









Gambar 8.10 Siklus Hess
Karena entalpi adalah fungsi keadaan, maka besaran .H dari reaksi kimia tak tergantung dari lintasan yang dijalani pereaksi untuk membentuk hasil reaksi. Untuk melihat pentingnya pelajaran mengenai panas dari reaksi ini, kita lihat perubahan yang sudah dikenal yaitu penguapan dari air pada titik didihnya. Khususnya, kita perhatikan perubahan 1 mol cairan air, H2O(l) menjadi 1 mol air berupa gas, H2O(g) pada 1000C dan tekanan 1 atm. Proses ini akan mengabsorbsi 41 kJ, maka ΔH = +41 kJ. Perubahan keseluruhan dapat ditulis dengan persamaan :


Persamaan yang ditulis diatas, dimana perubahan energi juga diperlihatkan, dinamakan persamaan termokimia. Dalam persamaan termokimia koefisiennya diambil sebagai jumlah mol dari pereaksi dan hasil reaksi. Persamaan termokimia di atas ini menyatakan bahwa 1 mol cairan air telah berubah manjadi 1 mol air berbentuk uap dengan mengabsorbsi 41 kJ kalori.
Perubahan 1 mol cairan air menjadi 1 mol uap air selalu akan mengabsorbsi jumlah energi yang sama ini, tentunya bila keadaan mula-mula dan akhirnya sama tak menjadi soal bagaimana kita melakukan perubahan itu. Caranya dapat juga sedemikian jauh yaitu dengan cara menguraikan air tersebut menjadi uap H2 dan O2 lalu menggabungkan kedua unsur ini kembali menjadi uap air. Keseluruhan perubahan entalpinya tetap sama yaitu +41 kJ. Sehingga kita dapat melihat keseluruhan perubahan sebagai hasil urutan langkah-langkah dan harga ΔH untuk keseluruhan proses adalah jumlah dari perubahan entalpi yang terjadi selama perjalanan ini. Pernyataan terakhir ini merupakan bagian dari Hukum Hess mengenai jumlah panas.

Tahap-tahap reaksi
Jadi, .H1 = .H2 + .H3 + .H4
Keadaan transisi mungkin saja lebih dari dua

Persamaan termokimia berlaku sabagai alat alat yang penting untuk menggunakan hukum Hess. Misalnya persamaan termokimia yang berhubungan dengan cara tak langsung yang baru saja diperlihatkan untuk menguapkan air pada 1000C

Perhatikan bahwa koefisien pecahan dapat digunakan dalam persamaan termokimia. Ini disebabkan karena koefisien ½ berarti ½ mol (dalam persamaan kimia biasa, koefisien ½ biasanya dihindarkan karena untuk tingkat molekuler tak ada artinya ; setengah atom atau
molekul tak ada artinya dalam suatu zat kimia). Kedua persamaan di atas menunjukkan bahwa diperlukan 283 kJ untuk menguraikan 1 mol H2O(l) menjadi unsur-unsurnya dan 242 kJ dikeluarkan ketika unsur-unsur tersebut bergabung lagi membentuk 1 mol H2O(g). Hasil akhir perubahan (penguapan dari satu mol air) didapat dengan menjumlahkan kedua persamaan reaksi dan menghilangkan zat-zat yang ada di kedua belah pihak.


 





Kita dapat juga mengatakan bahwa panas dari keseluruhan reaksi sama dengan jumlah aljabar dari panas reaksi untuk kedua langkah reaksi tersebut.
Jadi bila kita menjumlahkan persamaan kimia untuk mendapatkan hasil akhir perubahan harus juga menjumlahkan panas reaksi yang berhubungan.





 






Gambar 8.11 Diagram Endoterm dan Eksoterm

Untuk menerangkan perubahan termokimia, dapat juga digambarkan secara grafik. Gambar semacam ini biasa disebut diagram entalpi. Perhatikan bahwa titik 0,0 nya adalah entalpi dari unsur-unsur bebasnya. Pemilihan ini hanya secara kesepakatan sebab yang penting adalah menentukan perbedaan dari H. Harga yang pasti dari entalpi absolut tak bisa diketahui. Hanya perbedaan entalpi (ΔH) yang bisa diukur.







Gambar 8.12 Diagram tingkat energi Hess
Dimana ΔH1 = ΔH2 + ΔH3 + ΔH4
Keadaan transisi mungkin saja lebih dari dua






Diagram Siklus







Gambar 8.13 Diagram siklus Hess
Dimana ΔH1 = ΔH2 + ΔH3 + ΔH4
Keadaan transisi mungkin saja lebih dari dua

Panas pembentukan
Ada suatu macam persamaan termokimia yang penting yang berhubungan dengan pembentukan satu mol senyawa dari unsurunsurnya. Perubahan entalpi yang berhubungan dengan reaksi ini disebut panas pembentukan atau entalpi pembentukan yang diberi simbol ΔHƒ. Misalnya persamaan termokimia untuk pembentukan air dan uap air pada 1000C dan 1 atm masing-masing.
Bagaimana dapat kita gunakan persamaan ini untuk mendapatkan panas penguapan dari air? Yang jelas persamaan (1) harus kita balik, lalu dijumlahkan dengan persamaan (2). Jangan lupa untuk mengubah tanda ΔH. (Jika pembentukan H2O (l) eksoterm, seperti dicerminkan oleh ΔHƒ yang negatif, proses kebalikannya haruslah endoterm) yang berarti eksoterm menjadi positif yang berarti menjadi endoterm.



REDOKS
Redoks (singkatan dari reaksi reduksi/oksidasi) adalah istilah yang menjelaskan berubahnya bilangan oksidasi (keadaan oksidasi) atom-atom dalam sebuah reaksi kimia. Hal ini dapat berupa proses redoks yang sederhana seperti oksidasi karbon yang menghasilkan karbon dioksida, atau reduksi karbon oleh hidrogen menghasilkan metana(CH4), ataupun ia dapat berupa proses yang kompleks seperti oksidasi gula pada tubuh manusia melalui rentetan transfer elektron yang rumit. Istilah redoks berasal dari dua konsep, yaitu reduksi dan oksidasi. Ia dapat dijelaskan dengan mudah sebagai berikut:
Oksidasi dan reduksi tepatnya merujuk pada perubahan bilangan oksidasi karena transfer elektron yang sebenarnya tidak akan selalu terjadi. Sehingga oksidasi lebih baik didefinisikan sebagai peningkatan bilangan oksidasi, dan reduksi sebagai penurunan bilangan oksidasi. Dalam prakteknya, transfer elektron akan selalu mengubah bilangan oksidasi, namun terdapat banyak reaksi yang diklasifikasikan sebagai "redoks" walaupun tidak ada transfer elektron dalam reaksi tersebut (misalnya yang melibatkan ikatan kovalen). Reaksi non-redoks yang tidak melibatkan perubahan muatan formal (formal charge) dikenal sebagai reaksi metatesis.
Ø Oksidator dan reduktor
Senyawa-senyawa yang memiliki kemampuan untuk mengoksidasi senyawa lain dikatakan sebagai oksidatif dan dikenal sebagai oksidator atau agen oksidasi. Oksidator melepaskan elektron dari senyawa lain, sehingga dirinya sendiri tereduksi. Oleh karena ia "menerima" elektron, ia juga disebut sebagai penerima elektron. Oksidator bisanya adalah senyawa-senyawa yang memiliki unsur-unsur dengan bilangan oksidasi yang tinggi (seperti H2O2, MnO4, CrO3, Cr2O72−, OsO4) atau senyawa-senyawa yang sangat elektronegatif, sehingga dapat mendapatkan satu atau dua elektron yang lebih dengan mengoksidasi sebuah senyawa (misalnya oksigen, fluorin, klorin, dan bromin). Senyawa-senyawa yang memiliki kemampuan untuk mereduksi senyawa lain dikatakan sebagai reduktif dan dikenal sebagai reduktor atau agen reduksi. Reduktor melepaskan elektronnya ke senyawa lain, sehingga ia sendiri teroksidasi. Oleh karena ia "mendonorkan" elektronnya, ia juga disebut sebagai penderma elektron. Senyawa-senyawa yang berupa reduktor sangat bervariasi. Unsur-unsur logam seperti Li, Na, Mg, Fe, Zn, dan Al dapat digunakan sebagai reduktor. Logam-logam ini akan memberikan elektronnya dengan mudah. Reduktor jenus lainnya adalah reagen transfer hidrida, misalnya NaBH4 dan LiAlH4), reagen-reagen ini digunakan dengan luas dalam kimia organik[1][2], terutama dalam reduksi senyawa-senyawa karbonil menjadi alkohol. Metode reduksi lainnya yang juga berguna melibatkan gas hidrogen (H2) dengan katalis paladium, platinum, atau nikel, Reduksi katalitik ini utamanya digunakan pada reduksi ikatan rangkap dua ata tiga karbon-karbon. Cara yang mudah untuk melihat proses redoks adalah, reduktor mentransfer elektronnya ke oksidator. Sehingga dalam reaksi, reduktor melepaskan elektron dan teroksidasi, dan oksidator mendapatkan elektron dan tereduksi. Pasangan oksidator dan reduktor yang terlibat dalam sebuah reaksi disebut sebagai pasangan redoks.
Ø Contoh reaksi redoks
Salah satu contoh reaksi redoks adalah antara hidrogen dan fluorin:
 \mathrm{H}_{2} + \mathrm{F}_{2} \longrightarrow 2\mathrm {HF}
Kita dapat menulis keseluruhan reaksi ini sebagai dua reaksi setengah: reaksi oksidasi
 \mathrm{H}_{2} \longrightarrow 2\mathrm{H}^{+} + 2e^-
dan reaksi reduksi
 \mathrm{F}_{2} + 2e^- \longrightarrow 2\mathrm{F}^{-}
Penganalisaan masing-masing reaksi setengah akan menjadikan keseluruhan proses kimia lebih jelas. Karena tidak terdapat perbuahan total muatan selama reaksi redoks, jumlah elektron yang berlebihan pada reaksi oksidasi haruslah sama dengan jumlah yang dikonsumsi pada reaksi reduksi. Unsur-unsur, bahkan dalam bentuk molekul, sering kali memiliki bilangan oksidasi nol. Pada reaksi di atas, hidrogen teroksidasi dari bilangan oksidasi 0 menjadi +1, sedangkan fluorin tereduksi dari bilangan oksidasi 0 menjadi -1. etika reaksi oksidasi dan reduksi digabungkan, elektron-elektron yang terlibat akan saling mengurangi:
\frac{\begin{array}{rcl}
\mathrm{H}_{2} & \longrightarrow & 2\mathrm{H}^{+} + 2e^{-}\\
\mathrm{F}_{2} + 2e^{-} & \longrightarrow & 2\mathrm{F}^{-}
\end{array}}{\begin{array}{rcl}
\mathrm{H}_{2} + \mathrm{F}_{2} & \longrightarrow & 2\mathrm{H}^{+} + 2\mathrm{F}^{-}
\end{array}}
Dan ion-ion akan bergabung membentuk hidrogen fluorida:
\mathrm{H}_{2} + \mathrm{F}_{2}\, \ \longrightarrow \ 2\mathrm{H}^{+} + 2\mathrm{F}^{-}\ \longrightarrow \ 2\mathrm{HF}

Ø Reaksi penggantian

Redoks terjadi pada reaksi penggantian tunggal atau reaksi substitusi. Komponen redoks dalam tipe reaksi ini ada pada perubahan keadaan oksidasi (muatan) pada atom-atom tertentu, dan bukanlah pada pergantian atom dalam senyawa.
Sebagai contoh, reaksi antara larutan besi dan tembaga(II) sulfat:
 \mathrm{Fe} + \mathrm{CuSO}_{4} \longrightarrow \mathrm{FeSO}_{4} + \mathrm{Cu}
Persamaan ion dari reaksi ini adalah:
\mathrm{Fe} + \mathrm{Cu}^{2+} \longrightarrow \mathrm{Fe}^{2+} + \mathrm{Cu}
Terlihat bahwa besi teroksidasi:
\mathrm{Fe} \longrightarrow \mathrm{Fe}^{2+} + 2{e}^{-}
dan tembaga tereduksi:
\mathrm{Cu}^{2+} + 2{e}^{-} \longrightarrow \mathrm{Cu}



Ø Reaksi redoks dalam industri
Proses utama pereduksi bijih logam untuk menghasilkan logam didiskusikan dalam artikel peleburan. Oksidasi digunakan dalam berbagai industri seperti pada produksi produk-produk pembersih.
Reaksi redoks juga merupakan dasar dari sel elektrokimia.
Ø Reaksi redoks dalam biologi
Banyak proses biologi yang melibatkan reaksi redoks. Reaksi ini berlangsung secara simultan karena sel, sebagai tempat berlangsungnya reaksi-reaksi biokimia, harus melangsungkan semua fungsi hidup. Agen biokimia yang mendorong terjadinya oksidasi terhadap substansi berguna dikenal dalam ilmu pangan dan kesehatan sebagai oksidan. Zat yang mencegah aktivitas oksidan disebut antioksidan. Pernapasan sel, contohnya, adalah oksidasi glukosa (C6H12O6) menjadi CO2 dan reduksi oksigen menjadi air. Persamaan ringkas dari pernapasan sel adalah:
C6H12O6 + 6 O2 → 6 CO2 + 6 H2O
Proses pernapasan sel juga sangat bergantung pada reduksi NAD+ menjadi NADH dan reaksi baliknya (oksidasi NADH menjadu NAD+). Fotosintesis secara esensial merupakan kebalikan dari reaksi redoks pada pernapasan sel:
6 CO2 + 6 H2O + light energy → C6H12O6 + 6 O2
Energi biologi sering disimpan dan dilepaskan dengan menggunakan reaksi redoks. Fotosintesis melibatkan reduksi karbon dioksida menjadi gula dan oksidasi air menjadi oksigen. Reaksi baliknya, pernapasan, mengoksidasi gula, menghasilkan karbon dioksida dan air. Sebagai langkah antara, senyawa karbon yang direduksi digunakan untuk mereduksi nikotinamida adenina dinukleotida (NAD+), yang kemudian berkontribusi dalam pembentukan gradien proton, yang akan mendorong sintesis adenosina trifosfat (ATP) dan dijaga oleh reduksi oksigen. Pada sel-sel hewan, mitokondria menjalankan fungsi yang sama. Lihat pula Potensial membran. Istilah keadaan redoks juga sering digunakan untuk menjelaskan keseimbangan antara NAD+/NADH dengan NADP+/NADPH dalam sistem biologi seperti pada sel dan organ. Keadaan redoksi direfleksikan pada keseimbangan beberapa set metabolit (misalnya laktat dan piruvat, beta-hidroksibutirat dan asetoasetat) yang antarubahannya sangat bergantung pada rasio ini. Keadaan redoks yang tidak normal akan berakibat buruk, seperti hipoksia, guncangan (shock), dan sepsis.

Ø Siklus redoks

Berbagai macam senyawa aromatik direduksi oleh enzim untuk membentuk senyawa radikal bebas. Secara umum, penderma elektronnya adalah berbagai jenis flavoenzim dan koenzim-koenzimnya. Seketika terbentuk, radikal-radikal bebas anion ini akan mereduksi oskigen menjadi superoksida. Reaksi bersihnya adalah oksidasi koenzim flavoenzim dan reduksi oksigen menjadi superoksida. Tingkah laku katalitik ini dijelaskan sebagai siklus redoks. Contoh molekul-molekul yang menginduksi siklus redoks adalah herbisida parakuat, dan viologen dan kuinon lainnya seperti menadion.

Ø Menyeimbangkan reaksi redoks
Untuk menuliskan keseluruhan reaksi elektrokimia sebuah proses redoks, diperlukan penyeimbangan komponen-komponen dalam reaksi setengah. Untuk reaksi dalam larutan, hal ini umumnya melibatkan penambahan ion H+, ion OH-, H2O, dan elektron untuk menutupi perubahan oksidasi.
Ø Penyetaraan persamaan reaksi redoks
Tahapan:
1. Tentukan perubahan bilangan oksidasi.
2. Setarakan perubahan bilangan oksidasi.
3. Setarakan jumlah listrik ruas kiri dan kanan dengan :
H+ pada larutan bersifat asam
OH- pada larutan bersifat basa
4. Tambahkan H2O untuk menyetarakan jumlah atom H.
Ø Perbedaan oksidasi reduksi
Perbedaan oksidasi reduksi lebih jelasnya dapat dilihat pada
Tabel 9.1
ELEKTROLISIS
Elektrolisis merupakan proses kimia yang mengubah energi listrik menjadi energi kimia. Komponen yang terpenting dari proses elektrolisis ini adalah elektroda dan elektrolit. Elektroda yang digunakan dalam proses elektolisis dapat digolongkan menjadi dua, yaitu:
  • Elektroda inert, seperti kalsium (Ca), potasium, grafit (C), Platina (Pt), dan emas (Au).
  • Elektroda aktif, seperti seng (Zn), tembaga (Cu), dan perak (Ag).
Elektrolitnya dapat berupa larutan berupa asam, basa, atau garam, dapat pula leburan garam halida atau leburan oksida. Kombinasi antara elektrolit dan elektroda menghasilkan tiga kategori penting elektrolisis, yaitu:
  1. Elektrolisis larutan dengan elektroda inert
  2. Elektrolisis larutan dengan elektroda aktif
  3. Elektrolisis leburan dengan elektroda inert
Pada elektrolisis, katoda merupakan kutub negatif dan anoda merupakan kutub positif. Pada katoda akan terjadi reaksi reduksi dan pada anoda terjadi reaksi oksidasi.
Sel eleltrolisis memiliki 3 ciri utama,yaitu :
J Ada larutan elektrolit yang mengandung ion bebas. Ion – ion ini dapat memberikan atau menerima electron sehingga electron dapat mengalir melalui larutan.
                J Ada 2 elektroda dalam sel elektrolisis.
J Ada sumber arus listrik dari luar,seperti baterai yang mengalirkan arus listrik searah ( DC ).
Elektroda yang menerima electron dari sumber arus listrik luar disebut Katoda, sedangkan elektroda yang mengalirkan electron kembali ke sumber arus listrik luar disebut Anoda. Katoda adalah tempat terjadinya reaksi reduksi dan anoda adalah tempat terjadinya reaksi oksidasi. Katoda merupakan elektroda negative karena menangkap electron sedangakn anoda merupakan elektroda positif karena melepas electron. Macam elektrolisis :
q Elektrolisis leburan elektrolit
            Dapat digunakan untuk menghantar ion-ion pada sel elektrolisis. Leburan elektrolit tanpa menggunakan air. Contohnya adalah NaCl.
q Elektrolisis air
                Jika arus listrik dilewatkan melalui 2 elektroda dalam air murni,tidak terjadi elektrolisis. Tetapi,jika larutan H2SO4 / KNO3 ditambahkan air murni dengan konsentrasi rendah, akan terjadi elektrolisis dan dapat menghantarkan arus listrik.
q Elektrolisis larutan elektrolit
            Reaksi yang terjadi tidak hanya melibatkan ion – ion dalam larutan saja,tetapi juga air. Contohnya adalah KI.


Ø Sel dan elektrolisis

Dalam sel, reaksi oksidasi reduksi berlangsung dengan spontan, dan energi kimia yang menyertai reaksi kimia diubah menjadi energi listrik. Bila potensial diberikan pada sel dalam arah kebalikan dengan arah potensial sel, reaksi sel yang berkaitan dengan negatif potensial sel akan diinduksi. Dengan kata lain, reaksi yang tidak berlangsung spontan kini diinduksi dengan energi listrik. Proses ini disebut elektrolisis. Pengecasan baterai timbal adalah contoh elektrolisis.
Reaksi total sel Daniell adalah
Ø  Zn + Cu2+(aq) –> Zn2+(aq) + Cu (10.36)
Andaikan potensial lebih tinggi dari 1,1 V diberikan pada sel dengan arah kebalikan dari potensial yang dihasilkan sel, reaksi sebaliknya akan berlangsung. Jadi, zink akan mengendap dan tembaga akan mulai larut.
Ø  Zn2+(aq) + Cu –> Zn + Cu2+(aq) (10.37)
Gambar 10.6 menunjukkan representasi skematik reaksi kimia yang terjadi bila potensial balik diberikan pada sel Daniell. Bandingkan dengan Gambar 10.2.
Gambar 10.6 Electrolisis. Reaksi kebalikan dengan yang terjadi pada sel Daniell akan berlangsung. Zink mengendap sementara tembaga akan melarut.

Ø Hukum elektrolisis Faraday

Di awal abad ke-19, Faraday menyelidiki hubungan antara jumlah listrik yang mengalir dalam sel dan kuantitas kimia yang berubah di elektroda saat elektrolisis. Ia merangkumkan hasil pengamatannya dalam dua hukum di tahun 1833.

Hukum elektrolisis Faraday
  1. Jumlah zat yang dihasilkan di elektroda sebanding dengan jumlah arus listrik yang melalui sel.
  2. Bila sejumlah tertentu arus listrik melalui sel, jumlah mol zat yang berubah di elektroda adalah konstan tidak bergantung jenis zat. Misalnya, kuantitas listrik yang diperlukan untuk mengendapkan 1 mol logam monovalen adalah 96 485 C(Coulomb) tidak bergantung pada jenis logamnya.
C (Coulomb) adalah satuan muatan listrik, dan 1 C adalah muatan yang dihasilkan bila arus 1 A (Ampere) mengalir selama 1 s. Tetapan fundamental listrik adalah konstanta Faraday F, 9,65 x104 C, yang didefinisikan sebgai kuantitas listrik yang dibawa oleh 1 mol elektron. Dimungkinkan untuk menghitung kuantitas mol perubahan kimia yang disebabkan oleh aliran arus listrik yang tetap mengalir untuk rentang waktu tertentu.

0 komentar:

Poskan Komentar

Share

Twitter Delicious Facebook Digg Stumbleupon Favorites More

 
Blog Pinger Free