Percobaan Viii (Reaksi Redoks)

LAPORAN PRAKTIKUM

KIMIA DASAR II

JUDUL PERCOBAAN:

REAKSI REDOKS

Disusun Oleh:

Ade Novianti N.R J2C008001

Adi Saputro J2C008002

Alfonsa Juwita R. J2C008003

Amalia F.F J2C008004

Amar Hidayat J2C008005

Anita Verawati P. J2C008007

JURUSAN KIMIA

FAKULTAS MATEMATIKA DAN ILMU PENGETAHUAN ALAM

UNIVERSITAS DIPONEGORO

SEMARANG

2009

PERCOBAAN 8

REAKSI REDOKS

I. Tujuan Percobaan

Mempelajari beberapa reaksi redoks

II. Dasar Teori

2.1 Reaksi Kimia

Reaksi kimia adalah zat yang mula-mula terdapat dan kemudian diubah selama

reaksi kimia. Suatu reaksi kimia menunjukkan umur atau lama bereaksi. Banyaknya atom

diruas kiri dan kanan anak panah adalah sama. Misalnya, persamaan berimbang untuk

reaksi antara H2 dan O2 yang menghasilkan air,ditulis dengan persamaan reaksi:

Rumus H2 menyatakan bahwa sebuah molekul hydrogen dari 2 atom itu adalah diatom

sama seperti molekul O2. Molekul air merupakan molekul triatom karena terdiri dari 3

atom. Persamaan ini menyatakan 2 molekul H2 bereaksi dengan satu molekul O2

menghasilkan 2 molekul air.

(Keenan,1986)

2.1.1 Reaksi Redoks

Terdapat sejumlah reaksi saat keadaan oksidasi berubah yang disertai

dengan pertukaran electron antara pereaksi. Ini disebut reaksi oksidasi reduksi

atau reaksi redoks. Dari sejarahnya dapat diketahui bahwa oksidasi dianggap

sebagai proses oksigen diambil dari suatu zat,sedangkan penangkapan hydrogen

disebut reduksi.

Reaksi oksidasi adalah suatu perubahan kimia dimana suatu zat

memberikan atau melepas electron,mengalami penambahan biloks/tingkat

oksidasi,terjadi di anoda pada suatu sel elektrokimia. Sedangkan reaksi reduksi

adalah suatu perubahan kimia dimana suatu zat menerima atau menangkap

electron,mengalami pengurangan biloks,dan terjadi di katoda pada suatu sel

elektrokimia.

(Svehla,1985)

2.1.2 Oksidasi dan Reduksi

Oksidasi dan reduksi dapat didefinisikan sebagai istilah berkurangnya atau

bertambahnya satu atau lebih elemen. Oksidasi didefinisikan sebagai kehilangan

satu atau lebih electron secara jelas oleh unsure terkecil yang terlibat dalam

suatu reaksi. Sedangkan reduksi didefinisikan sebagai bertambahnya satu atau

lebih electron secara jelas oleh unsure terkecil yang terdapat dalam suatu reaksi.

Reaksi redoks adalah suatu reaksi transfer electron yang mana electron dari

suatu unsure dioksidasi dengan kehilangan satu atau lebih electron ke unsur lain

yang direduksi ketika berperan sebagai sebuah penerima electron. Jumlah

electron yang hilang harus sama dengan jumlah electron yang bertambah.

Dalam reaksi karena terdapat transfer satu atau lebih electron dalam satu unsur

ke unsure yang lain.

Persamaan biasa:

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

Dalam reaksi redoks melibatkan campuran kovalen yang mana tidak

terdapat transfer electron. Walauoun satu atau lebih electron valensi dibagi

antara dua atom dengan pembagian pasangan electron ditarik lebih dekat ke

atom yang lebih elektronegatif pada masing-masing ikatan kovalen.

(Miller,1987)

2.1.3 Oksidator dan Reduktor

Reduktor adalah zat yang mengalami oksidasi. Sedangkan oksidator adalah

zat yang mengalami reduksi.

2.2 Bilangan Oksidasi

Dalam reaksi redoks ada perbedaan dalam bilangan oksidasi atau keadaan

oksidasi. Istilah ini digunakan untuk memperlihatkan sesuatu yang saling mengubah dari dua

atau lebih unsur. Misalnya reaksi antara magnesium dengan oksigen:

Terlihat bahwa biloks Mg berubah dari 0 menjadi +2 dan bilangan oksidasi oksigen berubah dari

0 menjadi -2. Dengan demikian, oksidasi Mg diikuti dengan bertambahnya biloks. Reduksi O2

sebaliknya diikuti dengan berkurangnya biloks. Dengan demikian,hal ini memberikan kepada

kita cara lebih umum untuk mendefinisikan oksidasi dan reduksi berkaitan dengan perubahan

dalam bilangan oksidasi dan reduksi.

(Brady,1994)

2.3 Penyetaraan Reaksi Redoks

Banyak reaksi redoks yang sulit disetarakan dengan cara menebak. Reaksi seperti itu

dapat disetarakan dengan metode setengah reaksi ataupun bilangan oksidasi. Metode setengah

reaksi atau metode ion elektron in didasarkan pada pengertian jumlah elektron yang dilepaskan

pada setengah reaksi redoks. Proses penyetaraan in berlangsung melalui tahap-tahap sebagai

berikut :

Contoh : K2Cr2O7 + HCl → KCl + CrCl3 + Cl2 + H2O

Langkah I : menulis kerangka dasar dari dari setengah reksi oksidasi dan setengah reaksi

reduksi secara terpisah dalam bentuk ion.

Oksidasi : Cl- → Cl2

Reduksi : Cr2O72- → 2Cr3+

Langkah II : masing-masing setengah reaksi tersebut disetarakan agar jumlah atom

sebelah kiri sama dengan sebelah kanan.

Oksidasi : 2Cl- → Cl2

Reduksi : Cr2O72+ + 14H+ → 2Cr3+ + 7H2O

Langkah III : jika ada spesies lain selain unsur yang mengalami perubahan bilanagna

oksidasi O2 dan H2, maka penyetaraannya dengan menambahkan spesies yang

bersangkutan pada ruas yang lainnya.

Dalam reaksi in tidak ada.

Langkah IV : menyetarakan muatan denangan menambahkan elektron pada ruas yang

jumlah muatannya lebih besar.

Oksidasi : 2Cl- → Cl2 +2e-

Reduksi : Cr2O72- + 14H+ + 6e → 2Cr3+ + 7H2O

Langkah V : menyetarakan jumlah elektron yang diserap pada setengah reaksi reduksi

dengan elektron tinggi yang dibebaskan pada setengah reaksi oksidasi denagn cara

memberi koefisien yang sesuai kemudian menjumlahkan kedua setengah reaksi tersebut.

Reaksi redoks yang setara :

Oksidasi : 2Cl- → Cl2 + 2e x3

Reduksi : Cr2O72- + 14H+ +6e → 2Cr3+ + 7H2O x1

Hasil :

Oksidasi : 6Cl- → 3Cl2 +6e

Reduksi : Cr2O72- + 14H + + 6e → 2Cr 3+ + 7H 2O +

o Cr2O72- + 6Cl- + 14 H + → 2Cr3+ + 3Cl2 + 7H2O

Persamaan reaksi ion tersebut sudah dianggap cukup. Apabila diperlukan, reaksi redoks

yang setara dapat ditunjukkan dari reaksi ionnya sehingga menjadi :

K2CrO7 + 14 HCl → 2 CrCl3 + 3Cl2 + 2KCl + 7H2O

(Petrucci, 1992)

2.4 Reaksi Disproporsionasi

Reaksi disproporsionasi adalah reaksi redoks yang terjadi simultan oleh suatu spesies.

Spesies ini mengandung unsur yang mempunyai bilangan oksidasi diantara bilangan oksidasi

tertinggi dan terendah. Atau denagn kata lain, suatu jenis atom ytang mengalami redoks atau

suatu jenis atom yang bilangan oksidasinya berubah. Reaksi disproporsionasi disebut juga reaksi

autoredoks.

Contoh :

a. Cl2(g) + 2OH-(aq) → ClO-

(aq) + Cl-(aq) + H2O(l)

b. 2H+(aq) + 3NO2(aq) → NO3(aq) + 2NO(g) + H2O(l)

(Lange, 1967)

2.5 Pendesakan Logam

Unsure logam cenderung mengalami oksidasi (melepas electron), sehingga semua logam

bersifat reduktor. Ada sebagian logam yang bersifat reduktor kuat dan reduktor lemah (mudah

teroksidasi).

Reduktor kuat sampai lemah :

Li, K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Mn, H2O2, Zn, Cr, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, Pb, H+, Sb, Bs, Cu, Hg,

Ag, Pb, Au.

Deret volta tersbut, semakin ke kanan sifat reduktornya makin kuat dan oksidasinya makin

lemah. Oleh karena itu, anggota deret volta yang lebih ke kanan melalui reduksi. Reaksi ini

disebut reaksi pendesakan logam.

(Rivai,1995)

2.6 potensial elektroda

Potensial elektroda Ɛº dapat diukur dalam larutan yang mengandung bentuk pengoksidasi

dan pereduksi dalam konsentrasi yang ekuimolar. Elektroda standar yakni yang bersentuhan

dengan larutan-larutan yang kadar ionya 1M dan tekanan 1 atm. Pengukuran suatu sel volta

adalah pengukuran gaya dorong dari reaksi redoks. Elektroda hydrogen standar digunakan

sebagai elektroda pembanding standar karena harga voltanya nol. Potensial elektroda standar

diukur secara langsung, namun potensial antara dua elektroda standar ideal dapat dihitung dari

pengukuran yang dilakukan terhadap larutan yang lebih encer.

Voltage sel keseluruhan diberikan kepada elektode disebut potensial reduksi standar.

Reaksi katode(reduksi) kebalikan dan elektroda yang sebagai anode dan menjalankan oksidasi.

(keenan,1991)

Table Potensial Reduksi.

Li+(aq) + e- -----> Li(s) -3.05

K+(aq) + e- -----> K(s) -2.93

Ba2+(aq) + 2 e- -----> Ba(s) -2.9

Sr2+(aq) + 2 e- -----> Sr(s) -2.89

Ca2+(aq) + 2 e- -----> Ca(s) -2.87

Na+(aq) + e- -----> Na(s) -2.71

Mg2+(aq) + 2 e- -----> Mg(s) -2.37

Be2+(aq) + 2 e- -----> Be(s) -1.85

Al3+(aq) + 3 e- -----> Al(s) -1.66

Mn2+(aq) + 2 e- -----> Mn(s) -1.18

2 H2O + 2 e- -----> H2(g) + 2 OH-(aq) -0.83

Zn2+(aq) + 2 e- -----> Zn(s) -0.76

Cr3+(aq) + 3 e- -----> Cr(s) -0.74

Fe2+(aq) + 2 e- -----> Fe(s) -0.44

Cd2+(aq) + 2 e- -----> Cd(s) -0.4

PbSO4(s) + 2 e- -----> Pb(s) + SO42-

(aq) -0.31

Co2+(aq) + 2 e- -----> Co(s) -0.28

Ni2+(aq) + 2 e- -----> Ni(s) -0.25

Sn2+(aq) + 2 e- -----> Sn(s) -0.14

Pb2+(aq) + 2 e- -----> Pb(s) -0.13

2 H+(aq) + 2 e- -----> H2(g) 0

Sn4+(aq) + 2 e- -----> Sn2+

(aq) 0.13

Cu2+(aq) + e- -----> Cu+

(aq) 0.13

SO42-

(aq) + 4 H+(aq) + 2 e- -----> SO2(g) + 2 H2O 0.2

AgCl(s) + e- -----> Ag(s) + Cl-(aq) 0.22

Cu2+(aq) + 2 e- -----> Cu(s) 0.34

O2(g) + 2 H2 + 4 e- -----> 4 OH-(aq) 0.4

I2(s) + 2 e- -----> 2 I-(aq) 0.53

MnO4-(aq) + 2 H2O + 3 e- -----> MnO2(s) + 4 OH-

(aq) 0.59

O2(g) + 2 H+(aq) + 2 e- -----> H2O2(aq) 0.68

Fe3+(aq) + e- -----> Fe2+

(aq) 0.77

Ag+(aq) + e- -----> Ag(s) 0.8

Hg22+

(aq) + 2 e- -----> 2 Hg(l) 0.85

2 Hg2+(aq) + 2 e- -----> Hg2

2+(aq) 0.92

NO3-(aq) + 4 H+

(aq) + 3 e- -----> NO(g) + 2 H2O 0.96

Br2(l) + 2 e- -----> 2 Br-(aq) 1.07

O2(g) + 4 H+(aq) + 4 e- -----> 2 H2O 1.23

MnO2(s) + 4 H+(aq) + 2 e- -----> Mn2+

(aq) + 2 H2O 1.23

Cr2O72-

(aq) + 14 H+(aq) + 6 e- -----> 2 Cr3+

(aq) + 7 H2O 1.33

Cl2(g) + 2 e- -----> 2 Cl-(aq) 1.36

Au3+(aq) + 3 e- -----> Au(s) 1.5

MnO4-(aq) + 8 H+

(aq) + 5 e- -----> Mn2+(aq) + 4 H2O 1.51

Ce4+(aq) + e- -----> Ce3+

(aq) 1.61

PbO2(s) + 4 H+(aq) + SO4

2-(aq) + 2 e- -----> PbSO4(s) + 2 H2O 1.7

H2O2(aq) + 2 H+(aq) + 2 e- -----> 2 H2O 1.77

Co3+(aq) + e- -----> Co2+

(aq) 1.82

O3(g) + 2 H+(aq) + 2 e- -----> O2(g) + H2O 2.07

F2(g) + 2 e- -----> F-(aq) 2.87

2.7 Indikator Redoks

Merupakan senyawa organik yang mempunyai sifat berbalik perubahan warnanya

apabila oksidasi maupun reduksi.

αn oksidasi + n ê = n reduksi

Keterangan: αn oksidasi : bentuk teroksidasi dari indikator

αn reduksi : bentuk tereduksi dari indikator

Potensial elektrodanya adalah:

∑ln ∑0 ln + 0,059 – 100 (ln oksidasi)

X (ln reduksi)

(Fessenden,1995)

2.8 Penentu Potensial Elektroda

Jika ∑0 adanya positif, maka reaksi ke kanan akan terjadi seperti yang ditulis dalam

tabel elektroda akan bertindak sebagai katode dari elektrode hidrogen sebagai anode. Jika

tanda ini negatif, reaksi ke kiri akan berlangsung sertamerta dan elektrode hidrogen akan

bertindak sebagai katode (mengambil reduksi) bila sebuah elektrode hidrogen.

a. bertindak sebagai katode, reaksinya adalah

2H+ + 2ê → H2 (reduksi)

b. bertindak sebagai anode, reaksinya adalah

H2 → 2H+ + 2ê (oksidasi)

Potensial reduksi bertambah untuk lithium sampai flou. Ini berarti bahwa terdapat

kecenderungan yang meningkat dan atas ke bawah untuk memperoleh ê (mengalami reduksi)

dan kecenderungan yang melepas ê (mengalami oksidasi). Volta sel merupakan jumlah

aljabar dari potensial oksidasi dan potensial reduksi.

Voltase standar untuk sel:

E0 sel : E0 reduksi+ E0 oksidasi

Jika voltase sel yang dihitung itu positif, reaksi sel itu akan berlangsung serta merta.

(Keenan,1986)

2.9 Agen-Agen Pengoksidasi

Agen-agen pengoksidasi adalah zat yang mengambil elektron dari zat yang

dioksidasi, denagn cara itu menyebabkan terjadinya oksidasi.

(Brady, 1999)

2.9.1 Natrium dan hidrogen peroksida (Na dan H2O2)

Hidrogen peroksida (H2O2) adalah senyawa pengoksidasi yang baik dengan potensial

standar positif yang besar.

H2O2 + 2H+ +2e- ↔ 2H2O E° = +1,77 V

Dalam larutan yang bersifat asam, senyawa in akan mengoksidasi Fe2+ menjadi Fe3+. Dalam

larutan alkali, akan mengoksidasi Cr3+ menjadi Cr2O72- dan Mn2+ menjadi MnO2.

2.9.2 Kalium dan amonium proksedisulfat

Ion peroksedisulfat adalah senyawa pengoksidasi yang kuat dalam larutan yang

bersifat asam.

S2O22- + 2e- ↔ 2SO4

2- E° = +2,01V

Senyawa in akan mengoksidasi Cr3+ menjadi Cr2O72-, Ce3+ menjadi Ce4+ dan Mn2+ menjadi

MnO4-. Reaksi biasanya dikatalis oleh sejumlah kecil ion perak (I), setelah oksidasi selesai,

kelebihan regen dapat dihilangkan dengan mendidihkan larutan.

2S2O22- + 2H2O ↔ 4SO4

2- + O2 +4 H+

2.9.3 Kalium permanganat

Keuntungan kalium permanganat adalah mudah diperoleh, tidak mahal, dan tidak

perlu indikator tertentu, kecuali pada laritan yang amat encer.

Reaksi :

MnO4- + 8H+ + 5e- → Mn2+ + 4H2O

2.9.4 Senyawa-senyawa dari Serium

Senyawa ini merupakan agen pengoksidasi yang kuat dan menkjalani reaksi tunggal.

Reaksi :

Ce4+ + e- → Ce3+

2.9.5 Kalium dikromat

Kalium dikromat merupakan pengoksidasi yang kuat.

Reaksi :

Cr2O72- + 14H+ + 6e- → 2Cr3+ + 7H2O

2.9.6 Iodin

Iodin merupakan pengoksidasi yang kuat.

Reaksi :

I2 + 2e- → 2I-

2.9.7 Asam perodat

Senyawa asam paraperiodat (H5IO6) merupakan agen pengoksidasi yang kuat.

Reaksi :

H5IO6 + 6H+ + 2e- → IO3- + 3H2O

2.9.8 Kalium bromat

Merupakan agen pengoksidasi yang kuat.

Reaksi :

BrO3- + 6H+ + 6e- → Br- + 3H2O

2.9.9 Brimustat

Merupakan agen pengoksidasi yang kuat, mengoksidasi Mn(II) menjadi MnO4-, Cr

(II) menjadi Cr2O72-, dan Cr (II) menjadi Cr (IV), Brimustat direduksi menjadi Bi (III)

(Underwood, 1992)

2.10 Agen Pereduksi

Agen-agen pereduksi adalah zat yang memeberi electron pada suatu zat lainnya yang

direduksi dengan cara menyebabkan terjadinya reduksi

(Brady,1999)

1. Sulfur dioksida dan hydrogen sulfide

Kedua zat tersebut merupakan agen-agen pereduksi yang relatif lambat

SO42- + 4H+ +2e H2SO3 + H2O

S + 2H+ H2S

Keduanya dapat menyebabkan Fe3+ menjadi Fe2+, V3+ menjadi V2+ .

(Brady,1999)

2. Timah (II) Klorida

Reagen ini digunakan untuk mereduksi Fe3+ menjadi Fe2+ dalam sampel yang telah dilarutkan

dalam HCl

(Brady,1999)

3. Ion Tiosulfat (S2O32-)

Ion tiosulfat bila direaksikan dengan oksidator kuat maka S2O32- akan teroksidasi menjadi ion

sulfat (SO42-) misalnya bila gas klor dialirkan pada larutan Na2SO4 , maka akan terjadi reaksi:

4Cl2 + S2O32-

+ 5H2O 8Cl- + 2SO42- + 10H+

(Brady,1999)

4. Besi (II)

Larutan besi(II) dalam 0,5-1 N H2sO4 dioksidasi secara lambat dan dipergunakan sebagai

larutan standar . Larutan permanganate, serium(IV), dan dikromat cocok dalam titrasi larutan

besi (III)

5. Kromium(II)

Kromium merupakan agen pereduksi yang kuat

Reaksi:

CFr3+ + e Cr2+ E0 = -0,14V

(Brady,1999)

6. Titanium(III)

Adalah agen pereduksi yang kuat yang berasal dari garam-garamnya.

Reaksi:

TiO2+ +2H+ + e Ti3+ + H2O E0=+0.104V

7. Oksalat dan arsenic(III)

Larutan standar asam oksalat cukup stabil larutan standar dari sodium oksalat lebih baik, tidak

stabil.

(Brady,1999)

8. Sulfit dan bisulfit

Garam0garam yang mengandung ion sulfat atau bisulfit biasanya dipakai sebagai reduktor.

Anionnya didapat dari netralisasi asam sulfat sebagian atau seluruhnya. Bila suasananya

basa, maka pereaksinya menjadi ion sulfat, baik untuk zat yang asalnya mengandung ion

sulfuit ataupun bisulfit.

(Brady,1999)

2.11 Analisa Bahan

1. CuSO4

Berwarna biru dan bersifat Higroskopis, digunakan sebagai fungisada, bahan pewarna dan

pengawet kayu

(Sarjoni, 2003)

2. Logam Alumunium

Berat atom 26,9315 , Tititk lebur 6600C dan titik didih 24500C , ringan dan berwarna

keperakan. Digunakan dalam industry pembuatan pesawat terbang, alat rumah tangga,

merupakan konduktor yang baik

(Sarjoni,2003)

3. Logam Zn

Berwarna putih kebiruan, tidak larfut dalam air dan larut dalam larutan asam sulfat

(Sarjoni, 2003)

4. Logam Cu

Berat atom 63,564. Merupakan konduktor yang baik dan tahan karat

Sarjoni, 2003)

5. Pb(NO3)2

Kristalnya berwarna putih, beracun, larut dalam air, alcohol, dan methanol

(Sarjoni, 2003)

6. Logam Fe

Bersifat magnet dan lunak. Terdapat di alam dalam bentuk karbonan sulfide

(The Merck Index,1976)

7. NaNO3

Memiliki berat molekul 85,04, tidak berwarna, kristalnya bening, butiran atau bubuknya

berwarna putih. Titik leburnya 3080C, Larutannya bersifat netral


8. H2O2

Berat molekulnya 34,02 tidak berwarna, kurang stabil, dapat membakar kulit. Tititk lebur

-0,430C titik didih 1520C, dapat larut dalam eter, mamapu diuraikan oleh beberapa pelarut

organic.


9. MnO2

Warnanya hitam, berbentuk Kristal, tidak larut dalam air, berfungsi sebagai katalis

(Parker,1986)

10. H2SO4

Berbentuk cair, berminyak, berwarna cokelat gelap, sangat korosif, beracun, dapat

menyebabkan iritasi pada mata dan kilit, mampu melarutkan semua logam.

(Sarjoni 2003)

11. KI

Berat molekul 116,02 berwarna putih, kristalnya berbentuk kubus, butiran atau bubuknya

berwarna putih, dapat larut dalam air, alcohol, methanol, aseton, gliserol dan glikol.


12. ZnSO4

Merupakan Kristal putih, deret volta 1,9 larut dalam air Digunakan sebagai skiptik

(Basri,1996)

13. Zn(NO3)2

Berupa larutan tidak berwarna, Larut dalam air dan alcohol,, tidak berbau, bersifat asam,

keasaman 5% adalah 5,1. Massa molekul 189,35 titik leleh 360C Densitas 2,065

(Basri1996)

14. FeCL3

Berupa Kristal berwarna cokelat, Lrut dalam ait, alcohol dan gliserol.

(Basri, 1996)

15. Kanji

Karbohidrat berwarna putih, tanpa bau, tanpa rasa, dan sangat penting bagi tumbuhan,

dihasilkan melalui proses fotosintesis. Adanya kanji dapat dibuktoikan dengan iodine

(Basri,1996)

III. METODE PERCOBAAN

3.1 Alat dan Bahan

a. Alat

-Tabung reaksi

-Gelas ukur

-Kertas amplas

-Pipet

-Tabung spirtus

-Penjepit

-Kaki tiga

-Gelas beker

b. Bahan

-CuSO4 -Pb(NO3)

-ZnSO4 -Logam Zn

-Logam Cu -Logam Al

-Logam Fe -FeCl3

-Pb(NO3)2 -NaNO3

-H2SO4 -KI

-Kanji -MnO2

3.2 Gambar Alat

Tabung reaksi gelas beker kaki tiga gelas ukur pipet

3.3 Cara Kerja

2ml CuSO4 0.5M

Tabung Reaksi

Pemasukan logam Zn

Pencatatan waktu dan hasil yang terjadi

Penjelasan dengan menggunakan tabel potensial elektroda

Hasil

2ml ZnSO4 0.5M

Tabung Reaksi

Pemasukan logam Cu

Pendiaman

Pencatatan hasil reaksi

Penjelasan dengan menggunakan tabel potensial elektroda

Hasil

larutan Pb(NO3)2 0.5ml

tabung reaksi

Pemasukan lsepotong

Al

Pengamatan

Penyusunan logam logam menurut kereaktifan

Penulisan persamaan reaksi

Hasil

Larutan ZnSO4 0.5M

Tabung reaksi

Pemasukan lsepotong Al

Pengamatan



Hasil

Larutan NaNO3 0.5M

Tabung Reaksi

Pemasukan lsepotong

Al

Pengamatan



Hasil


Tabung Reaksi

Pemasukan lsepotong

Fe

Pengamatan



Hasil

Larutan ZnSO4 0.5M

Tabung Reaksi

Pemasukan sepotong

Fe

Pengamatan



Hasil

Larutan NaNO3 0.5M

Tabung Reaksi

Pemasukan sepotong

Fe

Pengamatan



Hasil


Tabung Reaksi

Pemasukan sepotong

Cu

Pengamatan



Hasil

Larutan ZnSO4 0.5M

Tabung Reaksi

Pemasukan sepotong

Cu

Pengamatan



Hasil

Larutan NaNO3 0.5M

Tabung Reaksi

Pemasukan sepotong

Cu

Pengamatan



Hasil

10 tetes H2O2 0.1M

Tabung Reaksi

Penambahan MnO

Pengamatan

Hasil

5 tetes H2O2 0.1M

Tabung Reaksi

Penambahan 5 tetes

H2SO4 1M

Penambahan 10 tetes KI 0.1M

Penambahan 1 tetes larutan kanji

Pengamatan

Hasil

5 tetes FeCl3+10 tetes H2SO4+10 tetes KI

Tabung Reaksi

Pemasukan 5 tetes

FeCl3

Pengamatan

Pemanasan


Pengamatan

Hasil


Tabung Reaksi

Pemasukan 5 tetes H2SO4

Pengamatan

Pemanasan


Pengamatan

Hasil


Tabung Reaksi

Pemasukan 5 tetes KI

Pengamatan

Pemanasan


Pengamatan

Hasil

IV. DATA

PENGAMATAN

Perlakuan Pengamatan keterangan

2 mL larutan CuSO4 0,5 M

ditambah logam Zn

2 mL larutan ZnSO4 0,5 M

ditambah Cu

Pb(NO3)2 + Al

Zn(NO3)2 + Al

NaNO3 +Al

Pb(NO3)2 + Fe

Zn(NO3)2 + Fe

NaNO3 +Fe

Pb(NO3)2 + Cu

Zn(NO3)2 + Cu

NaNO3 +Cu

10 tetes H2O2 0,1 M

direaksikan dengan MnO2

5 tetes H2O2 0,1 M

direaksiakan dengan H2SO4,

KI dan larutan Kanji

5 tetes FeCl3, 10 tetes H2SO4 1

M, 10 tetes KI o,1 M

dipanaskan

Penambahan 1 tetes larutan

Kanji

Timbul gelembung gas

Zn hancur.

Tidak ada gelembung di logam Cu

Timbul gelembung pada logam Al

Timbul gelembung pada logam Al

Tidak ada gelembung di logam Al

Timbul gelembung pada logam Fe

Tidak ada gelembung di logam Fe

Tidak ada gelembung di logam Fe




Ada gelembung gas

Terbentuk warna ungu dan muncul

gas sesudah pemanasan

Setelah dipanaskan berwarna

orange, lalu diberi kanji menjadi

hitam.

(+)

(-)

(+)

(+)

(-)

(+)

(-)

(-)

(-)

(-)

(-)

(+)

(+)

(+)

V. PEMBAHASAN

Percobaan reaksi redoks ini bertujuan untuk mempelajari reaksi-reaksi redoks. Prinsip

yang digunakan dalam percobaan ini adalah transfer elektron dan perubahan bilangan oksidasi.

Sedangkan metode yang digunakan dalam reaksi redoks adalah reaksi pendesakan logam dan

reaksi disproporsionasi.

5.1 Mencampurkan logam Zn kedalam larutan CuSO4

Dalam tahap ini,dilakukan pencampuran antara logam Zn dengan CuSO4. Larutan CuSO4

yang berwarna biru ditambah dengan logam Zn lalu dipanaskan berubah menjadi biru

muda.Fungsi pemanasan yaitu untuk mempercepat reaksi karena pemansan dapat mempercepat

pencapaian energi aktivasi.Terbentuk logam Cu yang hancur menjadi serbuk-serbuk berwarna

coklat dan mengendap,serta terjadi gelembung-gelembung gas yang menandakan terjadinya

reaksi. Pencampuran ini dilakukan agar terjadi reaksi redoks. Reaksinya yaitu:

(Svehla,1985)

Dalam larutan CuSO4 dan logam Zn terjadi reaksi redoks. Logam Zn membentuk reaksi oksidasi

menjadi Zn2+,sedangkan Cu2+ mengalami reduksi menjadi Cu. Reaksi oksidasi adalah suatu

proses yang menyebabkan hilangnya elektron, sedangkan redusi adalah proses yang

menyebabkan hilangnya bertambahnya elektron.

E0 = +0,34 V

E0 = +0,76 V

E0 =+1,10 V

Dari reaksi tersebut dapat dilihat bahwa reaksi antara CuSO4 dengan Zn mempunyai potensial

standar sebesar =+1,10 (bernilai positif), maka reaksi dapat berlangsung spontan.

5.2 larutan ZnSO4 ditambahkan logam Cu

Pada percobaan ini tidak terjadi perubahan warna larutan, tidak adanya perubahan warna

menandakan bahwa reaksi tidak berlangsung. Tidak muncul sedikitpun gelembung pada logam

Cu. Reaksinya adalah:

Larutan ZnSO4 dan Cu tidak bereaksi karena pada deret volta Zn bereda disebelah kiri

Cu, maka Zn tidak dapat mereduksi Cu dasarkan deret volta. Logam yang berada disebelah

kirinya tidak dapat mereduksi.

Potensial Eo selnya adalah:

Karena potensial reduksinya hasilnya negatif maka reaksi tidak berlangsung secara

spontan.

5.3.1 reaksi Pb(NO3)2 dengan logam Al

Dalam percobaan ini, logam Al mengalami oksidasi, muncul gelembung gas pada logam

Al yang merupakan gas O2 dan gas H2 ketika logam Al dimasukan kedalam larutan Pb(NO3)2

dan dipanaskan. Logam Al mengalami oksidasi menjadi Al3+ yang hancur sedikit demi sedikit.

Adanya gelembung pada logam Al menendakan terjadinya oksidasi.

Reaksi antara Pb2+ dengan Al3+:

Potensial reduksinya:

Karena potensial reduksinya bernilai positif maka reaksinya terjadi secara spontan.

5.3.2 reaksi antara Zn(NO3)3 dengan logam Al

Pada percobaan ini terdapat gelembung gas yang keluar dari logam Al, gelembung

tersebut menendakan reaksi berlangsung spontan namun terjadi dalam waktu lama. Hal ini

menandakan kemampuan reduksinya kecil.

Reaksinya adalah:


Karena hasilnya positif maka terjadi reaksi spontan.

5.3.3 reaksi antara NaNO3 dengan logam Al

Pada percobaan ini tidak terdapat perubahan ,sehingga reaksi negative. Reaksi antara Al

dengan Na tidak spontan karena Al tidak dapat mereduksi Na+ karena kemampuan reduksi Na

lebih besar dari Al.

Reaksinya adalah:


Karena potensial reduksinya negatif maka tidak terjdi reaksi spontan.

5.3 Reaksi antara Pb(NO3),Zn(NO3)2,dan NaNO3 dengan logam Fe

Besi dengan larutan Pb(NO3)2

Pada percobaan ini besi yang telah di ampelas di masukkan ke dalam larutan Pb(NO 3)2

0,5M, kemudian dipanaskan. Fungsi pemanasan adalah untuk mempercepat terjadinya reaksi

karena saat pemanasan partikel-partikel dalam larutan akan bergarak lebih cepat sehingga

tumbukan lebih sering terjadi dan reaksi dapat berjalan lebih cepat.

Pada percobaan ini terlihat bahwa setelah pemanasan terdapat gelembung-gelembung gas

yang menandakan bahwa terjadi reaksi.

Fe Fe2+ + 2e E0=+0,44

Pb2++2e Pb E0=-0,13 +

Fe + Pb2+ Fe2+ + Pb E0=+0,31

Berdasarkan perhitungan E0sel dapat dilihat bahwa diperoleh hasil yang positif hal ini

sesuai dngan percobaan bahwa dapat terjadi reaksi anatara Fe dengan Pb(NO3)2

Reaksi:

Fe(s) + Pb(NO3)2 (aq) Pb(NO3)2 (aq) + Pb(s)

Besi dengan Larutan Zn(NO3)2

Pada percobaan ini besi yang telah di ampelas di masukkan ke dalam larutan Zn(NO 3)2




Setelah dilakukan pemanasan tidak terdapat perubahan/gelembung gas pada seng, hal ini

menunjukkan bahwa tidak terjadi reaksi.

Fe Fe2+ + 2e E0=+0,44

Zn2++2e Zn E0=-0,76 +

Fe + Zn2+ Fe2+ + Zn E0=-0,32

Berdasarkan hasil perhitungan E0Sel di atas diperoleh nilai yang negatif hal ini

menunjukkan bahwa reaksi tidak dapat berjalan dengan spontan/ tanpa diberi energi.

Reaksi:

Fe(s) + Zn(NO3)2(aq)

Besi dengan Na(NO3)2

Pada percobaan ini besi yang telah di ampelas di masukkan ke dalam larutan Zn(NO 3)2




Setelah dilakukan pemanasan tidak terdapat perubahan/gelembung gas pada seng, hal ini

menunjukkan bahwa tidak terjadi reaksi.

Fe Fe2+ + 2e E0=+0,44

2Na++2e 2Na E0=-2,71 +

Fe + 2Na+ Fe2+ + 2Na E0=-2,27

Berdasarkan hasil perhitungan E0Sel di atas diperoleh nilai yang negatif hal ini

menunjukkan bahwa reaksi tidak dapat berjalan dengan spontan/ tanpa diberi energi.

Reaksi:

Fe(s) + NaNO3(aq)

5.3.2 Reaksi antara Pb(NO3)2, Zn(NO3)2, dan NaNO3 dengan logam tembaga Cu

Logam Cu dimasukkan pada masing-masing larutan Pb(NO3)2, Zn(NO3)2, dan

NaNO3, kemudian dipanaskan untuk mempercepat terjadinya reaksi. Hasil yang diperoleh

dari ketiganya, yaitu tidak terbentuk gelembung gasO2 dan gas H2. Hal ini membuktikan

bahwa tidak adanya gejala-gejala yang menunjukkan terjadinya reaksi redoks. Ini terjadi

karena letak Cu pada deret volta berada di sebelah kanan logam Pb, Zn, dan Na, sehingga

Cu tidak dapat mendesak logam Pb, Zn, maupun Na.

Reaksi-reaksi yang terjadi :

Pb(NO3)2 + Cu

Pb2+ + 2e- → Pb EO = - 0,13 volt

Cu2+ + 2e- → Cu EO = + 0,34 volt

EO sel = - 0,13 – (+0,34)

= -0,47 volt

Zn(NO3)2 + Cu

Zn2+ + 2e- → Zn EO = -0,76 volt

Cu2+ +2e- → Cu EO = + 0,34 volt

EO sel = -0,76 – (+0,34) = - 1,10 volt

NaNO3 + Cu

Na+ + e- → Na EO = - 2,71 volt

Cu2+ + 2e- → Cu EO = + 0,34 volt

EO sel = -2,71 – (+0,34)

= -3,05 volt

(Svehla,1985)

Hasil EO sel negatif menunjukkan bahwa reaksi tidak berlangsung secara spontan.

5.4 Reaksi H2O2 dengan MnO2

Larutan H2O2 0,1 M direaksikan dengan MnO2,penggunaan MnO2 disini berfungsi

sebagai katalisator untuk mempercepat reaksi.Setelah penambahan MnO2 kemudian

larutan dipanaskan,pemanasan dilakukan untuk menguraikan H2O2 menjdi H2O dan

O2.Fungsi pemanasan yang lain adalah untuk mempercepat terjadinya penguraian H2O2.

Dengan dilakukannya pemanasan gerakan molekul-molekul H2O2 akan menjadi semakin

cepat sehingga tumbukan antar molekul H2O2 dengan MnO2 menjadi lebih sering. Hal ini

akan menyebabkan H2O2 cepat bereaksi dengan MnO2 sehingga H2O2 akan lebih cepat

terurai menjadi H2O dan O2. Ketika dilakukan pemanasan timbul gelembung-gelembung

kecil pada dinding tabung. Gelembung-gelembung kecil ini adalah O2 yang terbentuk dari

reaksi H2O2. reakssi yang terjai adalah :

(Chang,2005)

Reaksi diatas merupakan reaksi disproporsionasi , yaitu reaksi yang terjadi bila

beberapa senyawa pada keadaan intermediet bereaks membentuk spesies dengan bilangan

oksidasi yang berbeda. Reaksi ini juga disebut dengan reaksi autoredoks yaitu suatu

spesies bertindak sebagai reduktor dan oksidator.

5.5 Reaksi antsara H2O2, H2SO4, dan KI dengan larutan amilum

Reaksi ini bertujuan untuk membuktikan terjadinya reaksi redoks antara H2O2, H2SO4,

dan KI. Ketika H2O2 ditambahkan dengan H2SO4 warna larutan berwarna putih bening.H2O2

merupakan oksidator yang berfungsi sebagai donor ion H+ Penambahan H2SO4 berfungsi untuk

memberikan suasana asam agar terjadi reaksi antara H2O2 dengan KI. Lalu ditambahkan larutan

KI dan terjadi perubahan warna menjadi kuning muda.KI berfungsi sebagai indicator karena KI

apabila tereduksi menjadi I2 yang berwarna ungu pada larutan. Kemudian larutan tersebut

ditambahkan amilum yang bertujuan sebagai indikator redoks untuk membuktikan adanya I2

sebagai hasil produk reaksi. Setelah ditambahkan amilum dalam bentuk larutan,larutan berubah

warna menjadi warna ungu yang menunjukkan bahwa adanya iodin (I2) dalam produk. Kemudian

larutan dipanaskan. Setelah pemanasan larutan menjadi kuning. Hal ini terjadi karena amilum

yang terdapat di dalam larutan rusak akibat dari pemanasan.

(Miller, 1987)

Reaksi yang terjadi :

(Petrucci,1992)

5.6 Reaksi antara FeCl3, H2SO4, KI dan laruan amilum

FeCl3 ditambahkan H2SO4 terbentuk warna kuning. FeCl3 sebagai oksidator. Fungsi

penambahan H2SO4 yaitu untuk memberi suasana asam agar terjadi reaksi antara FeCl3 dengan

KI. Kemudian larutan tersebut ditambahkan larutan KI dan masih terbentuk warna kuning.

Setelah itu larutan dipanaskan sebentar. Pemanasan bertujuan untuk mempercepat reaksi, karena

kenaikan suhu dapat mempercepat tumbukan partikel sehingga dapat mempercepat pencapaian

energy aktivasi. Setetah itu ditambahkan amilum dan terjadi perubahan warna menjadi hijau tua.

Hal ini menunjukkan adanya I2 dalam reaksi redoks, karena fungsi penambahan amilum yaitu

sebagai indikator untuk mengetahui adanya I2. KI berfungsi sebagai indicator adanya amilum.

Reaksi yang terjadi :

2FeCl3 + 3H2SO4 + KI → Fe2(SO4)3 + 6HCl

(Petrucci,1992 )

Dilihat dari reaksi di atas, terlihat bahwa hidrogen pada HCl mengalami reduksi dari

biloks +1 menjadi 0 dan HCl sebagai oksidator. Iodin pada KI mengalami oksidasi dari biloks -1

menjadi 0 dan KI sebagai reduktor.

DAFTAR PUSTAKA

Basri,S.,2003,Kamus Kimia,Rineka Cipta,Jakarta

Brady,1994,Kimia Universitas Asas dan Struktur,Erlangga,Jakarta

Chang,R.,2005,Kimia Dasar Jilid 2,Erlangga,Jakarta

Fessenden,J.R.,1995,Kimia Organik,Erlangga,Jakarta

Keenan,1986,Ilmu Kimia Untuk Universitas,Erlangga,Jakarta

Miller,1987,Chemstry a Basic Introduction, Wadshot Publishing Company,USA

Parker,S.,1986,Chemical Terms,mc graw hill book Company, New York

Petrucci,1992,Kimia Dasar,Erlangga,Jakarta

Rivai,H.,1995,Asas Pemeriksaan Kimia,UI Press,Jakarta

Svehla,1985,Analisis Anorganik Makro dan Semimikro,PT.Kalman Media

Pustaka,Jakarta

Percobaan Viii (Reaksi Redoks)

Documents

Transcript of Percobaan Viii (Reaksi Redoks)