Bilangan Oksidasi dan Reaksi Redoks

Kata Kunci: bilangan oksidasi, molibdenum, Reaksi Redoks, reduksi, reduktor

Ditulis oleh Taro Saito pada 19-10-2009

a. Bilangan oksidasi

Bilangan oksidasi adalah muatan formal atom dalam suatu molekul atau dalam ion yang dialokasikan sedemikian sehingga atom yang ke-elektronegativannya lebih rendah mempunyai muatan positif. Karena muatan listrik tidak berbeda dalam hal molekul yang terdiri atas atom yang sama, bilangan oksidasi atom adalah kuosien muatan listrik netto dibagi jumlah atom. Dalam kasus ion atau molekul mengandung atom yang berbeda, atom dengan ke-elektronegativan lebih besar dapat dianggap anion dan yang lebih kecil dianggap kation. Misalnya, nitrogen berbilangan oksidasi 0 dalam N₂; oksigen berbilangan oksidasi -1 dalam O₂^2-; dalam NO₂ nitrogen +4 dan oxygen -2; tetapi dalam NH₃ nitrogen -3 dan hidrogen +1. Jadi, bilangan oksidasi dapat berbeda untuk atom yang sama yang digabungkan dengan pasangan yang berbeda dan atom dikatakan memiliki muatan formal yang sama nilainya dengan bilangan oksidasinya. Walaupun harga nilai muatan formal ini tidak mengungkapkan muatan sebenarnya, namun nilai ini sangat memudahkan untuk untuk menghitung elektron valensi dan dalam menangani reaksi redoks.

b. Reaksi redoks

Awalnya, oksidasi berarti pembentukan oksida dari unsurnya atau pembentukan senyawa dengan mereaksikannya dengan oksigen, dan reduksi adalah kebalikan oksidasi. Definisi reduksi saat ini adalah reaksi yang menangkap elektron, dan oksidasi adalah reaksi yang membebaskan elektron.

Oleh karena itu, suatu pereaksi yang memberikan elektron disebut reduktor dan yang menangkap elektron oksidator. Akibat reaksi redoks, reduktor mengalami oksidasi dan oksidator mengalami reduksi. Contohnya, dalam reaksi antara logam molibdenum dan gas khlor membentuk molibdenum pentakhlorida,

2 Mo + 5 Cl₂ → Mo₂Cl₁₀

molibdenum adalah reduktor dan berubah bilangan oksidasinya dari 0 menjadi +5 dan khlor adalah oksidator dan berubah bilangan oksidasinya dari 0 ke -1.

http://www.chem-is-try.org/materi_kimia/kimia-anorganik-universitas/reaksi-anorganik/bilangan-oksidasi-dan-reaksi-redoks/?utm_source=feedburner&utm_medium=feed&utm_campaign=Feed%3A+chem-is-try+(Chem-Is-Try.Org+|+Situs+Kimia+Indonesia+|)&utm_content=Yahoo!+Mail

Spotanitas Reaksi dan Potensial Sel

Kata Kunci: aki mobil, aplikasi sel galvani, baterai alkalin, fenomena umum sel, potensial sel, proteksi besi oleh Zn terhadap korosi, reaksi spontan, spontanitas reaksi

Ditulis oleh Ratna dkk pada 13-12-2009

SEL ELEKTROKIMIA

Spontanitas reaksi dan Potensial sel

• Reaksi spontan: ΔG <>

ΔG = – n F Esel

Dimana : ΔG⁰ = – n F E⁰sel ;

n = jumlah elektron (mol);

F = muatan 1 mol elektron; 1 F = 96500 C;

E_sel = potensial sel; E0_sel= potensial sel standar

ΔG <>sel > 0

• Contoh

Cr⁺³ _(aq) + 3e → Cr(s) E⁰Cr = – 0.74 V

Zn⁺² _(aq) + 2e → Zn_(s) E⁰Zn = – 0.76 V

Karena E⁰Zn <>0Cr , Zn akan mengalami oksidasi.

Reaksi sel yang akan terjadi Cr⁺³ _(aq) + 3e → Cr_(s) } x 2 E⁰Cr = – 0.74 V

Zn_(s) → Zn+2 _(aq) + 2e } x 3 E⁰Zn = + 0.76 V

2Cr⁺³ _(aq) + 3 Zn_(s) → Zn+2 + 2 Cr_(s) E⁰_sel = 0.02 V > 0

Reaksi spontan

Fenomena umum sel dengan reaksi spontan (galvani)

Aplikasi sel galvani

a. aki mobil

b. baterai alkalin

c. Proteksi besi oleh Zn terhadap korosi

a. Aki mobil

- Baterai mobil 12 V dengan 6 pasang katoda/anoda yang masing-masing menghasilkan 2 V.

- Katoda : PbO₂ pada jaringan logamdalam asam sulfat :

PbO_2(s) + SO₄^2-_(aq) + 4H+_(aq) + 2e^- o PbSO_4(s) + 2H₂O(l).

- Anode: Pb :

Pb_(s) + SO₄^2-_(aq) o PbSO_4(s) + 2e^-

b. Baterai alkalin

• Anoda: Zn cap:

Zn_(s) o Zn²⁺_(aq) + 2e^-

• Katoda: MnO₂, NH₄Cl dan pasta karbon :

2 NH₄+_(aq) + 2 MnO_2(s) + 2e^-Mn₂O_3(s) + 2NH_3(aq) + 2H₂O(l)

• Batang grafit didalam katoda inert dipusat.
• Baterai alkalin NH₄Cl dapat

c. Proteksi besi oleh Zn terhadap korosi

http://www.chem-is-try.org/materi_kimia/kimia-smk/kelas_x/spotanitas-reaksi-dan-potensial-sel/

Potensial Sel, Reaksi Sel dan Penentuan Potensial Reduksi

Kata Kunci: penentuan potensial reduksi, potensial sel, reaksi sel

Ditulis oleh Ratna dkk pada 12-12-2009

SEL ELEKTROKIMIA

Potensial sel :

- Gaya yang dibutuhkan untuk mendorong elektron melalui sirkuit eksternal

Notasi potensial sel = E_cell;

satuan Volt = Joule/Coulomb

• Potensial sel dihasilkan dari sel Galvani
• Potensial sel tergantung pada suhu, konsentrasi ion dan tekanan parsial gas dalam sel; Potensial sel standar E⁰ sel : potensial pada 25⁰C, konsentrasi ion 1 M dan tekanan parsial 1 atm
• Potensial sel standar dihitung dengan menggunakan potensial-potensial standar zat-zat yang mengalami redoks

E⁰sel = E⁰oks + E⁰red ;

• E⁰oks = potensial standar zat yang mengalami oksidasi
• E⁰red = potensial standar zat yang mengalami reduksi
• Dalam tabel potensial standar selalu dicantumkan potensial reduksi standar, sehingga E⁰oks = – E⁰red
• Potensial reduksi standar ditentukan dengan elektroda standar

d. Reaksi sel

• Reaksi sel = jumlah reaksi ½ sel
• Reaksi redoks sel galvani sistem

Zn/Zn⁺²//Cu⁺²/Cu:

Cu²⁺ _(aq) + Zn (s) → Cu _(s) + Zn²⁺ _(aq)

Reaksi ½ sel dapat ditulis:

Cu²⁺ _(aq) + 2e^- → Cu _(s) Q = 1/ [Cu²⁺]

Zn²⁺ _(aq) + 2e^- → Zn _(s) Q = 1/ [Zn²⁺]

Secara umum => Q_cell = [Zn²⁺] / [Cu²⁺]

e. Penentuan potensial reduksi dengan elektroda standar

Potensial Zn/Cu : Zn/Zn⁺²//Cu⁺²/Cu:

E⁰_sel = E⁰_oks (Zn) + E⁰_red (H_⁺); + 0.76

= – E⁰_red (Zn) + 0

E⁰_red (Zn) = -0.76 V (tanda negatif menunjukkan bahwa Zn lebih sulit direduksi dibandingkan dengan H₂)

Reaksi yang terjadi adalah :

• Cu²⁺ _(aq) + 2 e^- →Cu _(s) E⁰₁ = + 0. 34 V

Zn²⁺ _(aq) + 2 e^- → Zn _(s) E⁰₂ = – 0. 76 V

• E⁰₂ <>0₁, maka didalam sistem, Cu⁺² akan mengalami reduksi dan Zn akan teroksidasi :
• Cu_{2+ (aq)} + 2 e^- → Cu _(s) E⁰₁ = + 0. 34 V

Zn _(s) → Zn²⁺ _(aq) + 2 e^- E⁰₂ = + 0. 76 V

Cu_{2+ (aq)} + Zn _(s) → Cu _(s) + Zn²⁺ _(aq) E⁰_sel = + 1.10 V

http://www.chem-is-try.org/materi_kimia/kimia-smk/kelas_x/potensial-sel-reaksi-sel-dan-penentuan-potensial-reduksi/

Elektrokimia

Kata Kunci: deret elektrokimia, elektroda hidrogen, elektrokimia, potensial reduksi standar, Reaksi Redoks

Ditulis oleh Taro Saito pada 18-10-2009

Keadaan standar didefinisikan sebagai keadaan pada 25^o C (298.15 K), pada keaktifan satu untuk semua zat dalam sel elektrokimia pada sel dengan arus nol pada tekanan 1 bar (105 Pa). Untuk reaksi yang melibatkan ion H⁺, keadaan standar adalah pH = 0 (sekitar konsentrasi asam 1 molar).

Dalam kasus elektrode hidrogen digunakan sebagai potensial elektrode standar, gas hidrogen 1 atm (aH2 = 1) dikontakkan perlahan dengan elektroda platinum-hitam yang dibenamkan dalam larutan asam kuat dengan keaktifan, aH+ = 1. Potentialnya diungkapkan sebagai:

dan menurut definisi E⁰ = 0 dalam keadaan standar. Elektroda hidrogen dalam keadaan standar disebut sebagai elektrode hidrogen standar atau NHE. Walaupun potensial reduksi biasanya diungkapkan dengan rujukan NHE standar, elektrode hidrogen sukar ditangani. Oleh karena itu elektrode kalomel jenuh atau Ag/AgCl digunakan sebagai elektroda rujukan untuk pengukuran elektrokimia sehari-hari dan potensial percobaan diukur terhadap elektroda ini atau dikonversi pada nilai NHE. Bila nilai NHE diset menjadi 0, nilai SCE 0.242 V, dan Ag/AgCl adalah 0.199 V.

Reaksi redoks terjadi hanya bila pasangan redoks ada dan reaktannya dapat berupa oksidator atau reduktor bergantung pasangan reaksinya. Kemampuan relatif redoksnya dapat diungkapkan secara numerik dengan memberikan potensial reduksi setengah reaksinya, E⁰ (Tabel 3.1). Perubahan energi bebas reaksi berhubungan dengan E⁰,

n adalah jumlah elektron yang diserahterimakan dan f adalah konstanta Faraday, 96500 C.mol^-1.

Misalnya, untuk dua reaksi

Tidak berlangsung bebas, tetapi bila H⁺ (aq) dan Zn(s) ada, reaksi redoks akan berlangsung. Persamaan yang menyatakan reaksi yang berlangsung didapat bila reaksi ke-2 dikurangi dengan persamaan reaksi pertama

Perubahan energi bebas reaksi redoks keseluruhan adalah selisih perubahan energi masing-masing setengah reaksi.

Karena setengah sel pada dasarnya hanya imajiner dan umumnya digunakan sebagai pasangan, perubahan energi bebas ∆G⁰₁ untuk H⁺ diset 0. Dalam hal ini karena didapat hasil percobaan ∆G⁰ sebesar -147 kJ, maka ∆G⁰₂ bernilai 147 kJ. Potensial E⁰ yang berkaitan dengan ∆G⁰ setengah reaksi disebut potensial reduksi standar.

Maka

Potensial standar berbagai setengah reaksi ditentukan dengan menggunakan prosedur yang mirip dengan yang disebutkan tadi (Tabel 3.1). E⁰ reaksi redoks dapat dihitung dengan mengkombinasikan E⁰ setengah reaksi ini.

Bila E⁰ reaksi redoks positif, ∆G⁰ bernilai negatif dan reaksi berlangsung spontan. Akibatnya selain menggunakan perubahan energi bebas potensial reduksi juga dapat digunakan untuk menentukan kespontanan reaksi. Semakin besar potensial reduksi semakin kuat kemampuan oksidasinya. Nilai positif atau negatif berdasarkan nilai potensial reduksi proton adalah 0, dan harus dipahami bahwa nilai positif tidak harus berarti mengoksidasi, dan nilai negatif bukan berarti mereduksi. Deretan yang disusun berdasarkan kekuatan redoks disebut deret elektrokimia.

http://www.chem-is-try.org/materi_kimia/kimia-anorganik-universitas/reaksi-anorganik/elektrokimia/?utm_source=feedburner&utm_medium=feed&utm_campaign=Feed%3A+chem-is-try+%28Chem-Is-Try.Org+|+Situs+Kimia+Indonesia+|%29&utm_content=Yahoo!+Mail

Bertiuplah Gelembung di Udara

Kata Kunci: sabun, tegangan permukaan

Ditulis oleh 齊爾長 pada 19-10-2009

Mengapa gelembung sabun berbentuk bulat?

Coba kita pikir begini, Tidak akan terkejutkah Anda bila bentuk gelembung itu persegi? Itu karena semua pengalaman kita sejak bayi mengatakan bahwa hukum alam lebih menyukai bentuk-bentuk yang mulus. Memang tidak banyak benda alami yang memiliki ujung tajam atau membentuk sudut ganjil. Pengecualian yang penting dalam hal ini adalah kristal-kristal mineral tertentu, yang cantik justru karena memiliki bentuk-bentuk geometris serba tajam. Itu mungkin sebabnya mengapa sebagian orang percaya bahwa kristal-kristal dan piramida memiliki supranatural.

Akan tetapi itu metafisika, bukan sains. Gelembung-gelembung bundar–berbentuk bola–karena ada suatu gaya tarik menarik yang disebut tegangan permukaan yang menarik molekul-molekul air sekuat mungkin antara sejumlah partikel adalah ketika mereka membentuk sebuah bola. Di antara semua bentuk yang mungkin, kubus, piramida, bongkahan tak beraturan–bola memiliki luas sebelah luar paling kecil.

Segera setelah Anda melepaskan sebuah gelembung dari pipa tiup atau dari salah satu peralatan lebih modern, tegangan permukaan membuat lapisan tipis air sabun mencari luas permukaan yang sekecil mungkin. Maka terjadilah sebuah bola. Andaikata Anda tidak dengan sengaja memerangkapkan udara didalamnya, air sabun akan terus menyusut membentuk sebuah titik bola padat, seperti yang terjadi pada air hujan.

Akan tetapi udara di dalam mendorong ke arah luar, menahan selaput air. Semua gas memberikan tekanan pada wadah penyimpanan mereka karena mereka terdiri atas molekul-molekul terbang bebas yang terus membentur apa pun yang menghalangi. Dalam sebuah gelembung, gaya-gaya tegangan permukaan ke arah dalam pada selaput air diseimbangkan dengan tepat oleh gaya mendorong keluar oleh udara dari dalam. Jika ada perbedaan sedikit saja, gelembung entah akan mengeceil atau mengembang sampai keduanya sama besar.

Cobalah meniupkan udara lebih banyak untuk membuat gelembung lebih besar. Itu sama dengan menambahkan tekanan udara di sebelah dalam. Yang dapat diperbuat oleh selaput air untuk mengimbangi kenaikan tekanan ke luar adalah memperluas permukaannya. Ini dapat menyebabkan bertambah besarnya gaya-gaya tegangan permukaan ke arah dalam. Maka gelembung itu secara serentak memperbesar ukurannya. Namun dalam proses tersebut selaput air semakin tipis, pasalnya persediaan air memang terbatas. Apabila Anda terus menambahkan udara ke dalamnya, akhirnya selaput tadi tidak memiliki cadangan air lagi untuk memperluas permukaan. Akibat buruknya mulai ditebak. Gelembung-pun meletus.

Hal yang tepat sama juga terjadi pada permen karet, kecuali bahwa ahli-ahli tegangan permukaan ke arah dalam, gaya yang cenderung memperkecil gelembung atau balon berasal dari elastisitas karet dalam permen Anda. Elastisitas, seperti tegangan permukaan, seolah-olah berkata: “Kalau boleh, aku ingin menjadi bola yang sekecil mungkin”.

http://www.chem-is-try.org/artikel_kimia/kimia_fisika/bertiuplah-gelembung-di-udara/?utm_source=feedburner&utm_medium=feed&utm_campaign=Feed%3A+chem-is-try+%28Chem-Is-Try.Org+|+Situs+Kimia+Indonesia+|%29&utm_content=Yahoo!+Mail

Termodinamika

Kata Kunci: elektrokimia, energi bebas Gibbs, entalpi, entropi, termodinamika

Ditulis oleh Taro Saito pada 17-10-2009

Reaksi anorganik dapat dideskripsikan dengan konsep redoks atau asam basa. Termodinamika dan elektrokimia sangat erat kaitannya dengan analisis reaksi redoks dan asam basa. Walaupun nampaknya teori termodinamika dan elektrokimia dideskripsikan dengan sejumlah persamaan dan rumus yang rumit, hanya beberapa persamaan dan parameter yang diperlukan untuk pemahaman yang layak. Pemahaman yang baik tentang tanda dan kecenderungan parameter dalam persamaan-persamaan penting ini akan sangat membantu pemahaman. Pemahaman lebih detail di luar bahasan di sini dapat diperoleh dengan memperluas kosep-konsep dasar ini.

3.1 Termodinamika

Parameter termodinamika untuk perubahan keadaan diperlukan untuk mendeskripsikan ikatan kimia, sruktur dan reaksi. Hal ini juga berlaku dalam kimia anorganik, dan konsep paling penting dalam termodinamika dipaparkan di bagian ini. Pengetahuan termodinamika sederhana sangat bermanfaat untuk memutuskan apakah struktur suatu senyawa akan stabil, kemungkinan kespontanan reaksi, perhitungan kalor reaksi, penentuan mekanisme reaksi dan pemahaman elektrokimia.

Entalpi Karena entalpi adalah kandungan kalor sistem dalam tekanan tetap, perubahan ∆H bernilai negatif untuk reaksi eksoterm, dan positif untuk reaksi endoterm. Entalpi reaksi standar, ∆H⁰, adalah perubahan entalpi dari 1 mol reaktan dan produk pada keadaan standar (105 Pa dan 298.15 K). Entalpi pembentukan standar, ∆Hf⁰, suatu senyawa adalah entalpi reaksi standar untuk pembentukan senyawa dari unsur-unsurnya. Karena entalpi adalah fungsi keadaan, entalpi reaksi standar dihitung dengan mendefinisikan entalpi pembentukan zat sederhana (unsur) bernilai nol. Dengan demikian:

Entropi Entropi adalah fungsi keadaan, dan merupakan kriteria yang menentukan apakah suatu keadaan dapat dicapai dengan spontan dari keadaan lain. Hukum ke-2 termodinamika menyatakan bahwa entropi, S, sistem yang terisolasi dalam proses spontan meningkat. Dinyatakan secara matematis

∆S > 0

Proses yang secara termodinamika ireversibel akan menghasilkan entropi. Entropi berkaitan dengan ketidakteraturan sistem dalam termodinamika statistik, menurut persamaan:

S = klnW .

k adalah tetapan Boltzmann, dan W adalah jumlah susunan atom atau molekul dalam sistem dengan energi yang sama, dan berhubungan dengan besarnya ketidakteraturan. Dengan meningkatnya entropi, meningkat pula ketidakteraturan sistem.

Energi bebas Gibbs Kuantitas ini didefinisikan dengan:

∆G = ∆H – T∆S

reaksi spontan terjadi bila energi Gibbs reaksi pada suhu dan tekanan tetap negatif. Perubahan energi bebas Gibbs standar berhubungan dengan tetapan kesetimbangan reaksi A = B melalui:

∆ G⁰ = -RT ln K.

K bernilai lebih besar dari 1 bila ∆G⁰ negatif, dan reaksi berlangsung spontan ke kanan.

http://www.chem-is-try.org/materi_kimia/kimia-anorganik-universitas/reaksi-anorganik/termodinamika/?utm_source=feedburner&utm_medium=feed&utm_campaign=Feed%3A+chem-is-try+%28Chem-Is-Try.Org+|+Situs+Kimia+Indonesia+|%29&utm_content=Yahoo!+Mail

Stephanie Kwolek, Kimiawati Sang Penemu Kevlar

Kata Kunci: Medali Perkin, Polimer Kevlar

Ditulis oleh Diah FI pada 18-10-2009

Stephanie Kwolek dilahirkan pada tanggal 31 Juli 1923 di New Kensington, Pensylvania, anak dari John dan Nellie Zajdel Kwolek. Ayah Stephanie wafat ketika ia berusia 10 tahun, dan ibunya mendapatkan pekerjaan dengan Perusahaan Aluminum Amerika untuk mendukung kelanjutan hidup Stephanie dan saudara laki-lakinya.

Kwolek kuliah di Institut Tekhnologi Carnegie (kampus wanita , yang sekarang dikenal sebagai Universitas Carnegie Mellon) di Pittsburgh pada tahun 1942, lulus dengan gelar sarjana di bidang kimia pada tahun 1946. Tak lama kemudian, ia memulai karirnya di Departemen serat tekstil DuPont di Buffalo, New York.

Ketika di DuPont, Kwolek ditugaskan untuk meneliti serat baru berkinerja tinggi yang bersifat tahan asam dan basa, dan stabil pada suhu tinggi. Setelah penelitian dan percobaan yang cukup lama, ia menciptakan polimer cair, yang setelah digulung, lebih kuat lima kali dari baja dan memiliki kerapatan serat kaca. Polimer ini disebut Kevlar® dan didaftarkan sebagai paten milik DuPont.

Ia mendapat penghargaan Medali Perkin 1997 dari Himpunan Kimia Amerika (American Chemical Society) untuk pencapaian yang luar biasa dalam kimia terapan, sebagai wanita kedua yang menerima penghargaan ini.

Kwolek menerima Penghargaan Kilby, Medali Tekhnologi Nasional, dan penghargaan dari Himpunan Kimia Amerika untuk Penemuan Kreatif. Pada tahun 1995, ia termasuk ke dalam Hall of Fame Penemu Nasional.

Stephanie Kwolek pensiun dari DuPont pada tahun 1986 dan tinggal di Delaware.

http://www.chem-is-try.org/tokoh_kimia/stephanie-kwolek-kimiawati-sang-penemu-kevlar/?utm_source=feedburner&utm_medium=feed&utm_campaign=Feed%3A+chem-is-try+%28Chem-Is-Try.Org+|+Situs+Kimia+Indonesia+|%29&utm_content=Yahoo!+Mail