RANGKUMAN VOGEL KIMIA FARMASI REAKSI REDOKS
-
Upload
afrida-dwie-rahmatul-aryani -
Category
Documents
-
view
270 -
download
0
description
Transcript of RANGKUMAN VOGEL KIMIA FARMASI REAKSI REDOKS
1.35 OKSIDASI DAN REDUKSI
Oksidasi dan reduksi semua reaksi yang disebut dalam seksi-seksi di depan
adalah reaksi penggabungan ion, dimana bilangan oksidasi (valensi) spesi-spesi yang
bereaksi tidaklah berubah, namun terdapat sejumlah reaksi dalam mana keadaan
oksidasi berubah yang disertai dengan pertukaran elektron antara pereaksi.Ini disebut
reaksi oksidasi-reduksi atau reaksi redoks.
(a) Reaksi antara ion besi (III) dan timah (II) menuju terbentuk besi (II) dan
timah(IV):
2 Fe3+¿+Sn2+¿→ 2Fe 2+ ¿+ Sn4+¿¿¿¿ ¿
Jika reaksi ini dijalankan dengan hadirnya asam klorida, hilangnya warna kuning (ciri
khas Fe3+) dapat diamati dengan mudah. Dalam reaksi Fe3+ ini direduksi menjadi Fe2+
dan Sn2+ dioksidasi menjadi Sn4+. Sebenarnya apa yang terjadi adalah bahwa Sn2+
memberikan elektron- elektron Fe3+ jadi terjadilah transfer elektron.
(b) Jika sepotong besi (misalnya paku) dibenamkan dalam larutan tembaga
sulfat, paku ini akan tersalut dalam logam tembaga yang merah,
sementara itu dapat dibuktikan adanya besi (II) dalam larutan. Reaksi
yang berlangsung adalah
Fe+Cu2+¿→ Fe2+¿+Cu¿¿
Dalam hal ini logam besi menyumbangkan elektron- elektron kepada ion tembaga (II).
Fe teroksidasi menjadi Fe2+ dan Cu2+ tereduksi menjadi Cu.
(c) Pelarut zink dalam asam klorida juga merupakan reaksi oksidasi-
reduksi:
Zn+2H+¿ → Zn2+¿+H 2¿ ¿
Elektron diambil oleh H+ dari dalam Zn ; atom hidrogen tanpa-muatan bergabung
menjadi
molekul H2 dan keluar dari larutan. Disini Zn dioksidasi menjadi Zn2+ dan H+ direduksi
menjadi H2.
(d) Dalam suasana asam, ion bromat mampu mengoksidasi iodida menjadi
iod, sementara dirinya direduksi menjadi bromida.
BrO3−¿+6H +¿+6 I−¿→ Br
−¿+3I2+3H
2O ¿
¿¿ ¿
Tidak mudah untuk mengikuti serah terima elektron dalam hal ini karena suatu reaksi
asam basa (penetralan H+ menjadi H2O) berimpit dengan tahap redoksnya.
Definisi oksidasi dan reduksi dengan cara:
(i) Oksidasi adalah suatu proses yang mengakibatkan hilangnya satu elektron atau
lebih dalam satu zat (atom, ion atau molekul).
(ii) Reduksi sebaliknya adalah suatu proses yang mengakibatkan diperolehnya satu
elektron atau lebih oleh zat (atom, ion atau molekul).
(iii) Oksidasi dan reduksi selalu berlangsung dengan serempak. Ini sangat jelas,
karena elektron (elektron-elektron) yang dilepaskan oleh sebuah zat harus diambil
oleh zat yang lain.
1.36 SISTEM REDOKS (SETENGAH-SEL)
Meskipun semua reaksi oksidasi-reduksi didasarkan pada serah terima
elektron, hal ini tak selalu nampak dari persamaan reaksinya. Proses-proses ini lebih
baik untuk dipahami jika dipecah menjadi dua tahap yang terpisah, oksidasi satu zat
dan reduksi zat yang lain. Dilihat dari salah satu contoh yang dikutip dalam seksi
sebelumnya.
(a) Reaksi antara besi(III) dan timah(II)
2 Fe3+¿+Sn2+¿→ 2Fe 2+ ¿+ Sn4+¿¿¿¿ ¿ (i)
terdiri dari reduksi ion besi(III)
2 Fe3+¿+2 e−¿→ 2Fe 2+ ¿¿ ¿¿ (ii)
dan oksidasi ion timah(II)
Sn2+¿→ Sn4+¿+2e−¿¿ ¿¿ (iii)
Dalam tahap ini perlu untuk mencantumkan jumlah eksak elektron yang
dilepaskan atau yang diambil agar muatan berimbang. Mudah untuk melihat dari tahap-
tahap ini apa yang sebenarnya terjadi jika reaksi berlangsung: elektron dilepaskan Sn2+
dan diambil oleh Fe3+. Dapat juga dilihat bahwa persamaan (i) merupakan penjumlahan
(ii) dan (iii), tetapi elektron saling meniadakan dalam penjumlahan itu.
Pada umumnya, tiap reaksi oksidasi-reduksi dapat di anggap sebagai jumlah
tahap oksidasi dan reduksi. Tiap tahap oksidasi haruslah disertai suatu tahap reduksi
dan sebaliknya. Tahap reduksi ataupun oksidasi, yang melibatkan pelepasan ataupun
pengambilan elektron sering disebut reaksi setengah-sel (lebih sederhana setengah-
sel), karena dari gabungan mereka dapat disusun sel galvani (baterai). Reaksi oksidasi-
reduksi yang digunakan dalam contoh (a) berlangsung dalam satu arah tertentu;
misalnya Fe3+ dapat direduksi oleh Sn2+, tetapi reaksi kebalikannya, oksdasi Fe2+ oleh
Sn4+ tidak akan terjadi. Oleh karena itu, sebab digunakan panah tunggal dalam reaksi,
termasuk proses setengah-sel juga. Namun, jika diperiksa satu reaksi setengah-sel
secara tersendiri, dapatlah dikatakan bahwa biasanya reaksi ini reversible (tidak semua
reaksi setengah-sel secara termodinamis reversible). Jadi, sementara Fe3+ dapat
direduksi (misalnya oleh Sn2+) menjadi Fe2+, demikian pula Fe2+ dapat dioksidasi
menjadi Fe3+ dengan zat yang sesuai (misalnya MnO4-). Sangatlah logis untuk
menyatakan reaksi-reaksi setengah-sel ini sebagai kesetimbangan kimia, yang juga
melibatkan elektron, misalnya:
Fe3+¿+e−¿Fe2+¿¿¿ ¿ (i)
dan juga
Sn4+¿+2 e−¿Sn2+ ¿¿¿¿ (ii)
Fe2+¿+2e−¿ Fe ¿¿ (iii)
Cu2+¿+2 e−¿Cu ¿¿ (iv)
Zn2+¿+2 e−¿Zn ¿¿ (v)
H+¿+e−¿1 /2H 2¿ ¿ (vi)
I 2+2e−¿ 2 I−¿ ¿¿ (vii)
BrO3−¿+6H +¿+6 e−¿Br
−¿+3 H2
O¿¿¿ ¿ (viii)
MnO4−¿+8 H +¿+5 e−¿Mn
2+ ¿+ 4H2
O ¿¿¿¿ (ix)
O2+2H +¿+2e−¿ H 2O2¿ ¿ (x)
Zat-zat yang terlibat dalam kesetimbangan semacam itu membentuk suatu
sistem redoks. Dalam system redoks, suatu bentuk oksidasi dan reduksi dari suatu zat
ada dalam kesetimbangan, dalam mana elektron-elektron (dan beberapa kasus proton-
proton) dipertukarkan. Untuk maksud praktis sistem redoks akan dikelompokkan dalam
dua kategori.
(i) Sistem redoks biasa ialah sistem dalam mana antara bentuk oksidasi dan
bentuk reduksi zat hanya elektron yang dipertukarkan. Sistem semacama ini umumnya
dapat diberikan oleh kesetimbangan berikut :
a Ox + ne b Red
Disini Ox dan Red menyatakan masing-masing bentuk oksidasi dan reduksi dari zat itu,
a dan b bilangan stoikiometri, sedangkan n ialah banyaknya elektron yang
dipertukarkan. Jika banyaknya mol kedua ruas kesetimbangan sama (artinya a = b)
akan diperoleh sistem redoks homogen seperti (i) sampai dengan (v), dalam hal lain
seperti (vi) dan (vii) disebut tak-homogen. Dalam kasus paling sederhana a = b = 1,
bila sistem itu dapat ditulis sebagai
Ox + ne- Red
(ii) Sistem redoks dan asam basa gabungan melibatkan tidak hanya
pertukaran elektron, tetapi juga proton (ion hidronium) dipertukarkan, seperti dalam
sistem asam-basa. Sistem (viii) sampai dengan (x) diantara contoh adalah sistem
semacam itu. Sistem ini memang gabungan dari tahap redoks dan asam-basa.
Harus ditekankan bahwa sistem redoks tak harus terdiri dari ion. Meskipun
kebanyakan sistem anorganik terdiri dari sebagian atau seluruhnya dari ion-ion,
nyatanya sejumlah sistem redoks organic adalah kesetimbangan antara molekul. Asam
dehidroaskorbat (C6H6O6), dan asam askorbat (C6H8O6), misalnya adalah sistem redoks
yang tidak mengandung ion (kecuali ion hydrogen). Banyaknya sistem redoks organic
(seperti sistem kuinon-hidrokuinon) mengikuti pola yang serupa, dengan terlibatnya
dua proton dan dua elektron. Kenyataan banyak sistem redoks organik yang bersifat tak
reversibel; penggunaan panah rangkap dalam persamaan pada hal-hal semacam itu
sebenarnya tidak dapat dibenarkan.
1.37 MEMPERTIMBANGKAN PERSAMAAN OKSIDASI-REDUKSI.
Diikhtisarkan cara-cara dalam mana persamaan kimia dapat diberimbangkan,
dengan mengingat bahwa siapapun yang mempelajari analisis anorganik kualitatif,
telah mempelajari ilmu kimia dasar dan karena itu telah sangat mengenal prosedur ini.
Namun memberimbangkan persamaan oksidasi reduksi merupakan tugas yang sangat
sukar. Tanpa mengetahui banyaknya elektron yang dipertukarkan dalam dalam proses
itu, orang akan mudah membuat kekeliruan. Misalnya diperiksa reaksi antara ion
permanganat dan hidrogen peroksida dalam suasana asam. Bahkan jika diketahui
bahwa produk reaksi adalah ion mangan (II), gas oksigen dan air, persamaan yang
diperoleh dapat salah. Persamaan berikut
2MnO-4 + H2O2 + 6H+ → 2Mn2+ + 3O2 + 4H2O
2MnO-4 + 3H2O2 + 6H+ → 2Mn2+ + 4O2 + 6H2O
2MnO-4 + 5H2O2 + 6H+ → 2Mn2+ + 5O2 + 8H2O
2MnO-4 + 7H2O2 + 6H+ → 2Mn2+ + 6O2 + 10H2O
dst.
semua benar secara formil: banyaknya atom dan muatan dalam kedua ruas sama dalam
tiap persamaan. Padahal hanya satu (yang ketiga) yang benar-benar betul, dan
menyatakan dengan baik stoikiometri proses itu. Jika diperiksa tahap oksidasi dan
reduksi secara terpisah, hanya persamaan ketiga yang menghasilkan jumlah elektron
yang sama dalam tahap-tahap ini.
Agar persamaan oksidasi-reduksi itu berimbang haruslah dicari berapa
elektron yang dilepaskan oleh zat pereduksi dan diambil zat pengoksid. Ini dapat
dilakukan dengan mudah jika persamaan reaksi setengah-sel dari sistem redoks yang
dilibatkan itu diketahui. Dalam contoh diatas, jika kedua reaksi setengah-sel ditulis:
H2O2 ↔ O2 + 2H+ + 2e-
dan
MnO-4 + 8H+ + 5e- ↔ Mn2+ + 4H2O
dapatlah segera nampak bahwa 5 molekul hidrogen peroksida akan melepaskan 10
elektron, yang kemudian diambil oleh 2 ion permanganat. Dari angka banding ini
persamaan kemudian dapat diberimbangkan dengan sangat mudah.
Pada umumnya, memberimbangkan persamaan oksidasi-reduksi dilaksanakan
dengan mengambil langkah berikut:
1. Pastikan produk-produk reaksi.
2. Nyatakan persamaan reaksi setengah-sel dari tahap reduksi dan tahap oksidasi
yang dilibatkan.
3. Gandakan setiap persamaan setengah-sel dengan suatu faktor, sehingga dua
persamaan mengandung banyak elektron yang sama.
4. Akhirnya, tambahkan persamaan-persamaan ini dan saling tiadakan zat-zat yang
muncul pada ruas kiri dan ruas kanan dari persamaan yang diperoleh.
Contoh-contoh berikut dapat member ilustrasi:
Contoh 25. Uraikan reaksi yang berlangsung antara Fe3+ dan Sn2+.
1. Harus diketahui bahwa produknya adalah Fe2+ dan Sn4+.
2. Reaksi setengah-selnya adalah sebagai berikut:
Fe3+ + e- ↔ Fe2+ (i)
Sn2+ ↔ Sn4+ + 2e- (ii)
Kalikan (i) dengan 2, dan jumlahkan kedua persamaan itu:
2Fe3+ + 2e- + Sn2+ → 2Fe2+ + Sn4+ + 2e-
yang dapat disederhanakan menjadi
2Fe3+ + Sn2+ → 2Fe2- + Sn4+
Sangatlah perlu bagi mereka yang menggunakan buku ini untuk memiliki
pengetahuan yang rutin mengenai memberimbangkan persamaan oksidasi-reduksi.
Praktek lebih lanjut dapat diperoleh dengan menggabungkan berbagai zat pengoksida
dan pereduksi yang disebut dalam contoh.
1.39 REAKSI REDOKS DALAM SEL GALVANI
Pembahasan dalam reaksi redoks sel Galvani tidak hanya membahas
bagaimana reaksi oksidasi-reduksi berlangsung tetapi juga membahas mengapa reaksi
itu terjadi. Arah reaksi kimia diramalkan dari data termodinamika. Jika perubahan
energi bebas Gibbs dari suatu reaksi dihitung, maka dapat ditentukan reaksi tersebut
berlangsung atau tidak.
Proses oksidasi-reduksi elektron diserahterimakan dari satu ke lain spesi.
Serah terima ini dapat terjadi langsung yaitu ketika satu ion menabrak ion lain dan
elektron diteruskan dari satu ke ion-ionj lain. Untuk dapat meneruskan elektron,
dibutuhkan elektrode dan kabel dari satu ion ke ion lain. Alat tersebut adalah sel
galvani. Sebuah sel galvani terdiri dari dua setengah sel, masing-masing terdiri dari
sebuah elektrode dan sebuah elektrolit. Kedua elektrolit dihubungan dengan suatu
jembatan garam, dan jika elektrode itu dihubungkan dengan kawat, maka aliran
elektron mengalir sesuai arah yang ditunjukkan. Gerakan elektron dalam kawat
menunjukkan bahwa arus listrik sedang mengalir. Arah aliran elektron dalam sel ini
dikaitkan pada arah reaksi kimia yang dilibatkan dalam proses itu. Secara listrik, arah
aliran elektron bergantung pada tanda selisih potensial antar elektrode; elektron
mengalir dari elektrode negatif ke elektrode positif. Karena itu besarnya potensial
elektrode sangat penting dalam menafsirkan proses oksidasi-reduksi dalam cara yang
kuantitatif.
Berikut proses yang terjadi pada beberapa sel galvani :
a. Reduksi ion besi (III) dengan timah (II), yang mengakibatkan terbentuknya
ion besi (II) dan timah (IV). Reaksi yang terjadi adalah
2 Fe3+¿+Sn2+¿→ 2Fe 2+ ¿+ Sn4+¿¿¿¿ ¿ (i)
Jika larutan besi (III) klorida dan timah (II) klorida dicampur, reaksi ini akan
berlamgsung dalam sekejab. Larutan timah (II) klorida dan besi (III) klorida, masing-
masing diasamkan dengan HCl untuk meningkatkan daya hantar listrk, ditempatkan
pada gelas piala yang terpisah A dan B, dan kedua larutan itu dihubungkan dengan
jembatan garam yang mengandung NaCl.
Dalam larutan A :
Sn2+¿→ Sn4+¿+2e−¿¿ ¿¿ (ii)
Dua elektron diambil dari elektrode. Elektron ini kemudian dikirim ke elektrode lain
dimana mereka diambil oleh ion besi (III). Karena itu dalam larutan B reaksi akan
berlangsung seperti berikut .
2 Fe3+¿+2 e−¿→ 2Fe 3+ ¿¿¿¿ (iii)
Karena jumlah persamaan ii dan iii sama dengan i, akan nampak bahwa dasar operasi
sel galvani adalah proses oksidasi-reduksi, yang akan berlangsung normal seandainya
pereaksi-pereaksi itu dicampur. Perbedaan dasar antara kedua proses adalah bahwa
pereaksi (Fe3+¿dan Sn2+¿ ¿¿) dalam sel galvani terpisah satu dari yang lain.
b. Bila sepotong zink dicelupkan dalam sebuah larutan tembaga sulfat,
permukaannya akan tersalut dengan logam tembaga dan adanya ion zink
dapat diteteksi dalam larutan. Reaksi kimia yang terjadi dapat diuraikan
oleh persamaan berikut :
Cu2+¿+Zn→Cu+Zn2+¿ ¿¿ (iv)
Dalam proses ini elektron yang disumbangkan oleh atom zink diambil oleh ion
tembaga. Dalam bejana D lembaran tembaga yang dibenamkan dalam suatu larutan
tembaga sulfat, membentuk kutub + sel, sedangkan dalam bejana E lembaran zink yang
dicelupkan dalam larutan Zink sulfat adalah kutub - . Reaksi kimia yang terjadi dalam
bejana D dan E adalah
Zn→Sn2+¿+2 e−¿¿ ¿ (v)
dan
Cu2+¿+2 e−¿→ Cu¿¿ (vi)
Jumlah persamaan (v) dan (vi) sama dengan (iv), yang berarti bahwa proses kimia
dalam kedua kasus sama.
1.40 POTENSIAL ELEKTRODA
Bila sebuah sel galvani dibangun, selisih potensial antara kedua elektrode itu
dapat diukur. Jika aliran arus dapat diabaikan, selisih potensial ini sama dengan
tegangan gerak listrik (e. m. f) sel. E. m. f. Ini dapat dianggap sebagai harga mutlak dari
selisih dua potensial elektrode individu, E1 dan E2 .
e. m. f = | E1 - E2|
Potensial elektrode ini sendiri adalah selisih potensial, yang terbentuk antara
elektrode (fase padat) dan elektrolit (fase cair). Terjadinya potensial ini paling mudah
ditafsirkan oleh terbentuknya suatu lapisan rangkap pada batas fase. Jika sepotong
logam dicelupkan dalam suatu larutan yang mengandung ion – ionnya sendiri
( misalnya Zn dalam ZnSO4), dua proses akan segera mulai. Pertama, atom-atom dari
lapisan luar logam akan melarut, meninggalkan elektron-elektron pada logamnya
sendiri, dan perlahan-lahan berdifusi ke dalam larutan sebagai ion loga,. Kedua, ion
logam dari larutan akan mengambil elektron dari logam dan tertumpuk dalam bentuk
atom logam. Kedua proses ini mempunyai laju awal yang berlainan, jika laju pelarutan
lebih tinggi, daripada laju pengendapan, hasil netto proses ini adalahbahwa ion
bermuatan posotif berlebih akan menuju larutan, meninggalkan elektron berlebih pada
logamnya. Karena gaya tarik elektrostatik antara partikel yang bermuatan berlawanan,
elektron dalam fase logam dan ion dalam larutan akan bertumpuk pada batas fase yang
membentuk lapisan rangkap listrik. Sekali lapisan ini telah terbentuk, laju pelarutan
menjadi lebih lambat, karena tilakan dari lapisan ion, pada batas fase, sedangkan laju
pengendapan bertambah karena gaya tarik elektrostatis antar logam yang bermuatan
negatif dan ion bermuatan positif. Segera laju kedua proses itu menjadi sama dan suatu
kesetimbangan akan tercapai, bila pada suatu waktu tertentu, banyaknya ion yang
dinetralkan sama dengan banyaknya ion yang terbentuk. Akibatnya akan terjadi suatu
selisih potensial tertentu antara larutan dan logam, dan logam itu akan memperoleh
suatu potensial negatid relatif terhadap larutan.
Sebaliknya, jika laju awal pengendapan lebih tinggi daripada laju awal
pelarutan, lapisan rangkap listrik akan terbentuk dalam arti terbalik, dan hasilnya logam
menjadi postotf terhadap larutan. Inilah yang terjadi dengan elektrode tembaga dalam
sel Daniell.
Selisih potensial yang terbina antara logam dan suatu larutan dari garamnya
akan bergantung pada sifat dasar logam itu sendiri dan pada konsentrasi ion dalam
larutan. Untuk suatu elektrode logam reversibel dengan reaksi elektrode
Me → Me n++ ne-
Potensial elektrode E dapat dinyatakan sebagai.
E = E⁰ + RTnF
ln αMen+¿ ≈ E°+
RTnF
ln ¿¿
Dimana aktivitas α Men+¿¿ dalam kebanyakan hal dapat digantikan oleh
konsentrasi logam ¿. Persamaan ini pertama kali disimpulak oleh Nerst, dalam tahun
1888, dan karena itu disebut persamaan Nerst. Dalam persamaan itu R adalah tetapan
gas (dinyatakan dalam satuan yang sesuai misalnya R = 8,314 J K-1mol-1) F adalah
bilangan Faraday ( F = 9,6487 X 104 C mol-1), T adalah temperatur mutlak (K). E⁰ disebut potensial standar, suatu tetapan, yang khas untuk logam yang sedang dipelajari.
Elektrode-elektrode yang sedang dirujuk bersifat reversibel relatif terhadap ion
logamnya, yakni suatu kation. Adalah mungkin juga untuk membentuk elektrode yang
bersifat reversibel relatif terhadap suatu anion. Jadi, bila perak, yang bersentuhan
dengan perak klorida padat, dibenamkan ke dalam suatu larutan kalium klorida,
potensialnya akan bergantung pada konsentrasi ion klorida, dan elektrode itu akan
bersifat reversibel terhadap ion ini. Elektrode kalomel, yang diuraikan dalam bagian
1.22 juga reversibel terhadap ion klorida.
Tidaklah mungkin mengukur selisih potensial antara larutan dan elektroda
karena untuk itu larutan harus disambung ke suatu penghantar, yakni sepotong logam
lain harus dibenamkan. Pada batas fase akan terbentuk lagi suatu lapisan rangkap listrik
dan memang akan terkembangkan lagi suatu potensial elektrode yang lain yang tak
dikenal. Oleh karena itu tidak mungkin untuk mengukur potensial elektrode mutlak,
yang bisa hanyalah selisihnya. Seperti diketahui di atas, e. m. f. suatu sel dapat diukur
dengan relatif mudah, dan e. m. f. ini merupakan selisih aljabar dari dua potensial
elektrode. Dengan membentuk sel-sel daro dua elektrode, salah satunya selalu sama,
dapatnlah ditentukan harga relatif potensial-potensial elektrode itu, yang kemudian
ditentukan harga relatif potensial potensial elektrode itu, yang kemudian dapat
digunakan untuk maksud praktis. Yang harus dilakukan adalah memilih elektrode
rujukan standar, terhadap mana semua potensial elektrode dapat dihubungkan. Dalam
praktek elektrode rujukan standar yang digunakan untuk maksud pembandingan adalah
elektrode hidrogen standar. Ini adalah elektrode hidrogen reversibel, dengan tekanan
gas hidrogen sebesar 1,0133x103 Pa ( = 1 atm) yang berada dalam kesetimbangan
dengan ion hidrogen yang beraktivitas 1. Secara sembarang potensial elektrode ini
diambil berharga nol. Semua potensial elektrode kemudian dihitung pada skala
hidrogen ini.
Sebuah elektrode hidrogen standar dapat dibuat dengan mudah dari sebuah
lembaran platinum, yang disalut dengan hitam platinum dengan suatu proses
elektrolisis, dan yang dibenamkan dalam suatu larutan asam klorida yang aktivitas ion
hidrogennya sama dengan satu ( dalam praktek dapat digunakan suatu campuran antara
1000 g air dan 1,184 mol hidrogen klorida). Gas hidrogen pada tekanan sebesar 1 atm
dilewatkan pada lembaran itu, suatu bentuk elektrode hidrogen standar yang tidak
merepotkan ditunjukkan dalam gambar I.16. Gas itu dimasukkan lewat pipa samping C
dan keluar lewat lubang lubang B sekitar tabung gas A; dengan demikian lembaran itu
dijaga agar selalu betul-betul murni, yakni dengan mengalirkannya lewat larutan
KmNO4 dan AgNO3. Hubungan antara lembaran platinum yang disalut dalam tabung D
dengan rangkaian luar dibuat lewat merkurium dalam D. Hitam platinum mempunyai
sifat luar biasa dalam menyerap hidrogen dalam jumlah besar, dan memungkinkan
perubahan dari bentuk gas ke bentuk ion dan sebaliknya tanpa hambatan:
2H+ + 2e-↔ H2
Oleh karena itu elektrode ini berperilaku seakan akan seluruhnya terdiri dari
hidrogen, yakni sebagai suatu elektrode hidrogen. Dengan menghubungkan elektrode
hidrogen standar ini lewat jembatan garam ke sebuah elektrode yang potensialnya tidak
diketahui, diperolehlah suatu sel galvani, dan e. m. f. yang diukur akan sama dengan
potensial elektrode dari elektrode yang tak diketahui, tanda (aljabarnya) akan sama
dengan polaritas elektrode tersebut dalam sel itu. Dalam menggunakan elektrode
hidrogen standar sebagai suatu elektrode rujukan, haruslah ditunggu agar sistem
mencapai kesetimbangan; biasanya ditunggu 30-60 menit sebelum pengukuran final
diambil.
Karena lambatnya respons dan njelimetnya peralatan yang diperlukan untuk
menangani gas hidrigen, elektrode hidrogen standar hanya digunakan kadang-kadang
dalam praktek sebagai elektroda rujukan. Sebagai gantinya digunakan elektrode lain,
seperti elektrode kalomel atau elektrode perak perak klorida. Elektrode elektrode ini
mudah dimanipulasikan dan potensial elektrodenya konstan, setelaj sekali ditentukan
untuk selamanya dengan menggunakan elektrode hidrogen standar.
Dari persamaan Nernst nampak bahwa potensial elektrode suatu elektrode
logam, yang dibenamkan dalam larutan ion-ionnya. Bergantung pada konstrasi (lebih
tepat; aktivitas) ion-ion itu. Jika ion dalam larutan itu (1 mol ˠ-) maka rumus menjadi
E =E⁰
Jadi potensial elektrode menjadi sama dengan potensial elektrode standar itu
sendiri. Karena itu potensial elektrode standar suatu logam dapat didefinisikan sebagai
e. m. f. yang dihasilkan bila setengah-sel yang terdiri dari unsur itu dibenamkan dalam
larutan ionnya yang aktivitasnya satu, dikopel dengan sebuah elektride hidrogen
standar. Tanda potensial ini sama dengan polaritaselektrode dalam gabungan itu.
Tabel I.16 memaparkan harga potensial standar untuk elektrode logam, dalam
tabel ini logam ditata menurut potensial standar mereka, diawali dengan nilai negatif
dan berakhir dengan nilai positif. Apa yang diperoleh disebut deret elektrokimia logam
logam. Makin negatif potensial suatu logam, makin besar kecenderungannya untuk
melarut menjadi keadaan ion, dna sebaliknya. Suatu logam dengan potensial lebih
negatif akan menggeser logam apa saja dibawahnya dari larutan garamnya. Jadi
magnesium, alumunium, zink, dan besi semuanya akan menggantikan tembaga dari
larutannya, timbel akan menggeser tembaga, merkurium, maupun perak, tembaga akan
menggeser oeraj dan merkurium, dan seterusnya. Logam dengan potensial standar
negatif menggantikan hidrogen dan karenanya dapat melarut dalam asam dengan
membebaskan hidrogen; logam dengan potensial standar yang positif dapat melarut
hanya dalam asam yang bersifat mengoksidasi (seperti HNO3).
Potensial elektroda standar merupakan ungkapan kuantitatif dari kesediaan
unsur untuk melepaskan elektron. Oleh karena itu merupakan ukuran kekuatan suatu
logam sebagai zat pereduksi. Makin negatif potensial elektrode suatu logam, makin
kuat kerjanya sebagai pereduksi.
1.41 POTENSIAL OKSIDASI-REDUKSI
Persamaan (i) diatas menyatakan suatu setengah sel-redoks dengan ion logam
sebagai bentuk teroksidasi dan logamnya sendiri sebagai bentuk reduksi. Oleh karena
itu sangat logis untuk menyimpulkan bahwa tak hanya sistem redoks yang melibatkan
logam padat dalam reaksi setengah sel akanmenimbulkan suatu potensial elektrode
tetapi bahwa sistem oksidasi-reduksi apa saja dicirikan dengan semacam potensial.
Elektrode platinum, yang nyatanya bertindak sebagai elektrode lamban (inert), (yakni
sekedar sonde), mampu mengambil ataupun melepaskan elektron yang masing-masing
dilepaskan oleh gas hidrogen atau diterima oleh ion hidrogen. Pengalaman menunjukan
bahwa elektrode inert seperti platinum, emas (atau dalam beberapa hal merkurium),
mampu mengukur potensial yang berasal dari kesetimbangan oksidasi-reduksi. Sering
kali ini disebut potensial oksidasi-reduksi.
Meskipun potensial oksidasi-reduksi dapat diperlakukan dengan cara yang
umum, (seperti dalam kebanyakan buku kimia fisika dan elektrokimia), disini pertama-
tama akan dikelompokan sistem-sistem redoks dan kemudian potensial dibahas terpisah
dalam masing-masing kelas. Keempat kelas yang dibahas adalah: (a) elektrode logam,
(b) sistem redoks sederhana, (c) sistem redoks dan asam-basa gabungan dan (d)
elektrode gas.
(a) Elektrode logam
Reaksi setengah sel pada mana berdasar operasi elektrode logam ini
dapat dituliskan sebagai:
Dan potensial elektrode dapat dihitung dari pernyataan:
(b) Sistem redoks sederhana
Reaksi setengah selnya dapat dilambangkan secara umum sebagai
Ox menyatakan bentuk teroksidasi dan Red menyatakan bentuk
tereduksi dari pasangan redoks itu. Sistem semacam itu adalah
Potensial standar dapat diukur dalam larutan yang mengandung bentuk
teroksidasi dan tereduksi dalam konsentrasi (aktiitas) yang ekul-(molar). Jadi potensial
oksidasi-reduksi standar sistem besi (III)-besi (II) dapat diukur dalam larutan yang
larutan yang mengandung 0,1 M FeCl2 atau 0,01 M FeCl3 dan 0.01 M FeCl2 dan
seterusnya. Potensial standar dari sistem redoks sederhana (simpleks) ditunjukan pada
tabel I.17.Makin positif potensial standar itu,makin kuat bentuk teroksidasi selaku
pengoksid; makin negatif potensial standar, makin kuat bentuk tereduksi selaku
pereduksi.
(c) Sistem asam-basa redoks gabungan
Reaksi setengah sel sistem semacam itu dapat ditulis sebagai
Ox sekali lagi menyatakan bentuk teroksidasi dan Red bentuk tereduksi
dari sistem itu. Setengah sel semacam itu adalah
Potensial oksidasi-reduksi sekali lagi dapat diukur dengan suatu elektrode
platinum atau emas (lamban). Korelasi antara konsentrasi (aktivitas) dan potensial
oksidasi-reduksi dapat dinyatakan dengan persamaan Nernst
Dari ungkapan ini jelas bahwa potensial oksidasi reduksi sistem-sistem
semacam itu bergantung juga pada konsentrasi ion-hidrogen (pH) larutan. Potensial
oksidasi reduksi standar dapat diukur dalam suatu larutan yang mengandung bentuk-
bentuk teroksidasi dan tereduksi dengan konsentrasi sama.
Oksidasi reduksi standar dari sistem-sistem asam basa dan redoks gabungan
ditunjukan dalam tabel I.18. ketergantungan potensial oksidasi-reduksi pada pH
haruslah diingat ketika mencoba menyimpulkan sesuatu dari harga-harga tabel ini.
Ramalan mengenai arah reaksi sekali lagi dapat dilakukan berdasarkan harga-harga
potensial oksidasi reduksi.
(d) Elektrode gas
Zat-zat berbentuk gas, bila menyumbangkan atau menerima elektron,
dapat bertindak sebagai elektroda. Oleh karena gas itu sendiri tidak
menghantar kelistrikan, haruslah digunakan suatu elektrode lamban yang
sesuai (misalnya platinum atau grafit) sebagai hubungan ke rangkaian
listrik . elektrode lamban dapat bertindak sebagai katalis dalam proses
pengionan, seperti diketahui pada elektrode hidrogen.
Potensial elektrode gas dapat dihitung dengan mudah dengan
bentuk persamaan Nersnt yang sesuai. Ini akan dijelaskan dalam kaitan
dengan ketiga elektrode yang penting dalam praktek.
(i) Elektrode hidrogen bekerja berdasarkan reaksi setengah sel
Ini yang dianggap suatu sistem redoks sederhana, potensialnya dapat
dinyatakan sebagai
Dalam ungkapan ini aktivitas (atau konsentrasi) gas hidrogen tak dapat
diukur dengan mudah. Namun aktivitas ini dapat digantikan dengan
tekanan, karena pada temperatur tetap, aktivitas (atau konsentrasi)
berbanding lurus dengan tekanan.
1.42 PERHITUNGAN BERDASARKAN PERSAMAAN NERNST
Harga potensial standar biasanya tersedia untuk temperature kamar (25°C).
Oleh karena itu perhitungan berdasarkan persamaan Nernst biasanya terbatas pada
temperature ini (bila potensial diluar temperatur kamar harus dihitung, tidaklah cukup
sekedar menyisipkan teperatur yang bener ke dalam faktor pralogaritma dari persamaan
Nernst, karena potensional standart, E°, berubah dengan temperature juga. Korelasi
antara poensial electrode dan temperature diberikan oleh suatu bentuk yang tepat dari
persamaan Gibbs-helmholtz). Faktor pralogaritma dari persamaan Nernst didapatkan
karena di sederhanakan, dan dapat dimasukkan logaritma berdasarkan -10. Dengan R =
8,83143 JK-1mol-1, T = 298,15 K, F = 9,6487x104 Cmol-1 dan ln 10 = 2,0326, maka
diperoleh RTF
ln10=0,0592. Jadi potensial elektrode logam menjadi
E = E° + 0,0592
n log [Men+]
dan faktor pralogaritma yang sama dapat digunakan dalam semua bentuk lain dari
persamaan Nernst.
Salah satu contoh yang menggambarkan cara-cara menghitung poensial
oksidasi-reduksi adalah hitunglah e.m.f. sel Daniell, yang dibuat dengan mencelupkan
lembaran tembaga ke dalam larutan CuSO4 0,15 M dan batang seng ke dalam larutan
ZnSO4 0,25 M dan menggabung kedua sel itu.
Harga potensial standar adalah sebagai berikut :
untuk Cu2+ + 2e- Cu E°Cu = 0,34 V
dan
untuk Zn2+ + 2e- Zn E°Zn = -076 V
e.m.f. sel dapat dinyatakan sebagai
e.m.f. = |ECu - EZn|
Jadi mula-mula kedua potensial elektroda harus dihitung
ECu = E°Cu + 0,0592
2 log [Cu2+]
= 0,34 + 0,0592
2 log 0,15 = 0,316 V
Dan
EZn = E°Zn + 0,0592
2 log [Zn2+]
= -0,76 + 0,0592
2 log 0,25 = -0,778 V
Maka
e.m.f. = |ECu - EZn | = |0,316 – (-0,778)| = 1,094 V
1.43 KESIMPULAN YANG DITARIK DARI TABEL POTENSIAL OKSIDASI-
REDUKSI
Dari harga potensial oksidasi-reduksi mudahlah diketahui apakah suatu reaksi
oksidasi-reduksi tertentu dapat terjadi ataukah tidak. Dapatlah dikatakan bahwa makin
positif potensial oksidasi-reduksi suatu sistem redoks, makin kuat bentuk teroksidasi itu
selaku pengoksidasian dan sebaliknya: makin negatif potensial oksidasi-reduksinya,
makin kuat untuk bentuk tereduksinya selaku pereduksi. Arah suatu reaksi oksidasi-
reduksi juga dapat diramalkan dengan mudah; bentuk teroksidasi dari suatu sistem
dengan potensial yang lebih positif akan mengoksidasi bentuk tereduksi suatu sistem
yang potensialnya lebih negatif, dan tidak pernah sebaliknya. Dari table 1.17, misalnya
dapat dipetik dua sistem berikut:
Fe3+ + e- Fe2+ Eo = +0,76 V
Sn4- + 2e- Sn2+ Eo = +0,15 V
Karena harga relatif potensial oksidasi reduksi, ion besi(III) akan mengoksidasi ion
timah(II), reaksi
2 Fe3+¿+Sn2+¿→ 2Fe 2+ ¿+ Sn4+¿¿¿¿ ¿
dapat berlangsung hanya dalam arah ini dan tidak pernah dalam arah sebaliknya; yakni
ion besi(II) tak pernah mereduksi timah(IV).
Konsentrasi berbagai spesi haruslah diperlihatkan terutama jika melibatkan
sistem asam basa dan redoks gabungan. Dari data yang diambil dari table 1.17 dan
1.18, misalnya:
AsO43−¿+2 H +¿+2e
−¿AsO3
3−¿+ H2
O ¿¿¿ ¿ Eo = 0,56 V
I 2+2e−¿ 2 I−¿ ¿¿ Eo = 0,52 V
dapatlah ditarik kesimpulan bahwa ion arsenat akan mengoksidasi iodida:
AsO43−¿+ 2 H +¿+2 I
−¿→ I2+AsO
3
3−¿+H2
O ¿¿¿¿
Tetapi reaksi tak dapat berlangsung dalam arah sebaliknya. Nyatanya ini benar hanya
apabila larutan itu bersifat asam kuat (pH ≤ 0). Potensial oksidasi-reduksi sistem
arsenat sistem arsenat-arsenit bergantung pada pH:
E=Eo−0,05922
log ¿¿¿
¿ Eo−0,05922
log ¿¿¿
Pada pH = 6 potensial suatu larutan yang mengandung ion arsenat dan arsenit pada
konsentrasu yang sama akan berkurang menjadi +0,20 V. Oleh karena itu, pada
keadaan semacam itu reaksi kebalikan akan terjadi
I 2+ AsO33−¿+H2 O→ AsO4
3−¿+2 H+ ¿+2 I−¿¿¿ ¿¿
Kedua reaksi itu memang digunakan dalam analisis anorganik kualitatif.
1.44 TETAPAN KESETIMBANGAN REAKSI OKSIDASI-REDUKSI
Tetapan kesetimbangan reaksi oksidasi reduksi sangat terkaitkan pada selisih
potensial oksidasi-reduksi standart dari sistem-sistem yang terlibat. Bentuk umum
reaksi redoks adalah sebagai berikut:(ne-)
aOx1 + bRed2 + …. cOx2 + dRed1 + ... (i)
Disini sub skrip 1 dan 2 merujuk ke sistem redoks satu demi satu. Tetapan
kesetimbangan reaksi semacam itu, yang dinyatakan dengan konsentrasi adalah
K=¿¿ (ii)
Tetapan kesetimbangan ini dihubungkan dengan perubahan energi bebas standart, ∆Go,
dari reaksi ini:
−∆ G o=RT ln K (iii)
Tanda negatif berasal dari perjanjian yang biasanya digunakan dalam termodinamika
kimia. Perubahan energi babas standart ini sama dengan kerja listrik yang dilakukan
oleh sebuah sel galvani yang dibangun dari dua setengah sel yang dilibatkan dalam
reaksi (i). jika a mol Ox1 dan b mol Red2 dihabiskan dalam reaksi ini, maka kerja listrik
yang dilakukan adalah
nF (E1o−E2
o )=−∆GO (iv)
Dengan E1o dan E2
o adalah potensial oksidasi-reduksi standar, masing-masing dari sistem
1 dan 2, dan n adalah banyaknya elektron yang dipertukarkan selama reaksi (banyaknya
Faraday yang melewati rangkaian listrik jika a mol Ox1 dan b mol Red2 terhabiskan).
Persamaan (iii) dan (iv) dapat digabung menjadi
log K=F log10e
RTn (E1
o−E2o )
Untuk temperature kamar (T = 298,15 K) dengan log e = 0,4343; F = 9,6487; 10o C
mol-1 dan R = 8,314 JK-4mol-1, dapat diperoleh dengan persamaan
log K=16,905 n( E1o−E2
o ) (v)
Dari pernyataan di atas, dapat disimpulkan bahwa makin besar selisih antara potensial-
potensial oksidasi-reduksi standar, makin tinggi tetapan kesetimbangan, reaksi menjadi
semakin sempurna. Dalam praktek, selisih sebesar 0,3 V untuk n = 1 menjamin harga K
lebih dari 105, yang berarti bahwa praktis reaksi berlangsung secara kuantitatif.
Sebaliknya jika selisih potensial standart, seperti yang didefinisikan oleh persamaan (i)
dan (v) negatif, reaksi tidak dapat berlangsung; pada kenyataannya, reaksi malah
berarah sebaliknya.
RANGKUMAN
REAKSI OKSIDASI-
REDUKSI
OLEH:
FERRY FADHLILAH (125070507111002)
DIAN INDRAWATI S. (125070507111004)
AFRIDA DWIE R. A (125070507111006)
TALITHA P. A (125070507111008)
KIMIKO HIKARI ZUHRIA (125070507111010)
JIHAD MUHAMMAD IHAD (125070507111012)
NURUL ISNEINI (125070507111014)
BIMA ANUGRAH PUTRA (125070502111003)
ESSY MULIANA (125070506111005)
KELOMPOK 4
FARMASI A
FAKULTAS KEDOKTERAN
2013