RANGKUMAN VOGEL KIMIA FARMASI REAKSI REDOKS

31
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 Fe 3+ ¿+Sn 2+¿ 2Fe 2 +¿ + Sn 4+¿¿ ¿ ¿ ¿ Jika reaksi ini dijalankan dengan hadirnya asam klorida, hilangnya warna kuning (ciri khas Fe 3+ ) dapat diamati dengan mudah. Dalam reaksi Fe 3+ ini direduksi menjadi Fe 2+ dan Sn 2+ dioksidasi menjadi Sn 4+ . Sebenarnya apa yang terjadi adalah bahwa Sn 2+ memberikan elektron- elektron Fe 3+ 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+Cu 2+ ¿ → Fe 2+¿+Cu¿ ¿ Dalam hal ini logam besi menyumbangkan elektron- elektron kepada ion tembaga (II). Fe teroksidasi menjadi Fe 2+ dan Cu 2+ tereduksi menjadi Cu.

description

rangkuman

Transcript of RANGKUMAN VOGEL KIMIA FARMASI REAKSI REDOKS

Page 1: 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:

Page 2: RANGKUMAN VOGEL KIMIA FARMASI REAKSI REDOKS

(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,

Page 3: RANGKUMAN VOGEL KIMIA FARMASI REAKSI REDOKS

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

Page 4: RANGKUMAN VOGEL KIMIA FARMASI REAKSI REDOKS

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

Page 5: RANGKUMAN VOGEL KIMIA FARMASI REAKSI REDOKS

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.

Page 6: RANGKUMAN VOGEL KIMIA FARMASI REAKSI REDOKS

Praktek lebih lanjut dapat diperoleh dengan menggabungkan berbagai zat pengoksida

dan pereduksi yang disebut dalam contoh.

Page 7: RANGKUMAN VOGEL KIMIA FARMASI REAKSI REDOKS

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 :

Page 8: RANGKUMAN VOGEL KIMIA FARMASI REAKSI REDOKS

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|

Page 9: RANGKUMAN VOGEL KIMIA FARMASI REAKSI REDOKS

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

Page 10: RANGKUMAN VOGEL KIMIA FARMASI REAKSI REDOKS

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

Page 11: RANGKUMAN VOGEL KIMIA FARMASI REAKSI REDOKS

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.

Page 12: RANGKUMAN VOGEL KIMIA FARMASI REAKSI REDOKS

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).

Page 13: RANGKUMAN VOGEL KIMIA FARMASI REAKSI REDOKS

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

Page 14: RANGKUMAN VOGEL KIMIA FARMASI REAKSI REDOKS

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

Page 15: RANGKUMAN VOGEL KIMIA FARMASI REAKSI REDOKS

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

Page 16: RANGKUMAN VOGEL KIMIA FARMASI REAKSI REDOKS

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.

Page 17: RANGKUMAN VOGEL KIMIA FARMASI REAKSI REDOKS

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

Page 18: RANGKUMAN VOGEL KIMIA FARMASI REAKSI REDOKS

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-)

Page 19: RANGKUMAN VOGEL KIMIA FARMASI REAKSI REDOKS

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.

Page 20: RANGKUMAN VOGEL KIMIA FARMASI REAKSI REDOKS

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)

Page 21: RANGKUMAN VOGEL KIMIA FARMASI REAKSI REDOKS

ESSY MULIANA (125070506111005)

KELOMPOK 4

FARMASI A

FAKULTAS KEDOKTERAN

2013