1. Larutan Elektrolit dan Nonelektrolit
Dari data tabel 4.1, tampak bahwa:
1. Arus listrik yang melalui larutan asam sulfat, natrium hidroksida, dan garam dapur dapat menyebabkan lampu menyala terang dan timbul gas di sekitar elektrode. Hal ini menunjukkan bahwa larutan asam sulfat, natrium hidroksida, dan garam dapur memiliki daya hantar listrik yang baik.
2. Arus listrik yang melalui larutan asam cuka dan amonium hidroksida menyebabkan lampu tidak menyala, tetapi pada elektrode timbul gas. Hal ini menunjukkan bahwa larutan asam cuka dan amonium hidroksida memiliki daya hantar listrik yang lemah.
3. Arus listrik yang melalui larutan gula dan larutan urea tidak mampu menyalakan lampu dan juga tidak timbul gas pada elektrode. Hal ini menunjukkan bahwa larutan gula dan larutan urea tidak dapat menghantarkan listrik.
Berdasarkan keterangan di atas, maka larutan dapat dikelompokkan menjadidua, yaitu:
1. Larutan yang dapat menghantarkan arus listrik, disebut larutan elektrolit. Contoh: larutan asam sulfat, natrium hidroksida, garam dapur, asam cuka, dan amonium hidroksida.
2. Larutan yang tidak dapat menghantarkan arus listrik, disebut larutan nonelektrolit.
Contoh: larutan gula dan larutan urea.
2. Teori Ion Svante August Arrhenius
Penjelasan tentang permasalahan di atas pertama kali dikemukakan oleh Svante August Arrhenius (1859 – 1927) dari Swedia saat presentasi disertasi PhD-nya di Universitas Uppsala tahun 1884. Menurut Arrhenius, zat lektrolit dalam larutannya akan terurai menjadi partikel-partikel yang berupa atom atau gugus atom yang bermuatan listrik yang dinamakan ion. Ion yang bermuatan positif disebut kation, dan ion yang bermuatan negatif dinamakan anion. Peristiwa terurainya suatu elektrolit menjadi ion-ionnya disebut proses ionisasi. Ion-ion zat elektrolit tersebut selalu bergerak bebas dan ion-ion inilah yang sebenarnya menghantarkan arus listrik melalui larutannya. Sedangkan zat nonelektrolit ketika dilarutkan dalam air tidak terurai menjadi ion-ion, tetapi tetap dalam bentuk molekul yang tidak bermuatan listrik. Hal inilah yang menyebabkan larutan nonelektrolit tidak dapat menghantarkan listrik.
Dari penjelasan di atas, maka dapat disimpulkan:
1. Larutan elektrolit dapat menghantarkan arus listrik karena zat elektrolit dalam larutannya terurai menjadi ion-ion bermuatan listrik dan ion-ion tersebut selalu bergerak bebas.
2. Larutan nonelektrolit tidak dapat menghantarkan arus listrik karena zat nonelektrolit dalam larutannya tidak terurai menjadi ion-ion, tetapi tetap dalam bentuk molekul yang tidak bermuatan listrik.
Zat elektrolit adalah zat yang dalam bentuk larutannya dapat menghantarkan arus listrik karena telah terionisasi menjadi ion-ion bermuatan listrik.
Zat nonelektrolit adalah zat yang dalam bentuk larutannya tidak dapat menghantarkan arus listrik karena tidak terionisasi menjadi ion-ion, tetapi tetap dalam bentuk molekul.
C. Elektrolit Kuat dan Elektrolit Lemah
Berdasarkan kuat-lemahnya daya hantar listrik, larutan elektrolit dapat dikelompokkan menjadi dua, yaitu:
a. Larutan elektrolit kuat, yaitu larutan elektrolit yang mengalami ionisasi sempurna.
Indikator pengamatan: lampu menyala terang dan timbul gelembung gas pada elektrode.
Contoh: larutan H2SO4, larutan NaOH, dan larutan NaCl.
b. Larutan elektrolit lemah, yaitu larutan elektrolit yang mengalami sedikit ionisasi (terion tidak sempurna).
Indikator pengamatan: lampu tidak menyala atau menyala redup dan timbul gelembung gas pada elektrode.
Contoh: larutan CH3COOH dan larutan NH4OH.
Secara umum, perbedaan antara larutan elektrolit kuat dan elektrolit lemah dapat disimpulkan sebagai berikut.
( a ) ( b ) ( c )
Gambar 4.2(a) Larutan elektrolit kuat (lampu menyala terang), (b) larutan elektrolit lemah (lampu menyala redup), dan (c) larutan nonelektrolit (lampu tidak menyala).
D. Reaksi Ionisasi Larutan Elektrolit
Berdasarkan keterangan sebelumnya telah kita ketahui bersama bahwa larutan elektrolit dapat menghantarkan arus listrik karena dapat mengalami reaksi ionisasi menjadi ion-ion bermuatan listrik, sedangkan larutan nonelektrolit tidak mengalami reaksi ionisasi menjadi ion-ion bermuatan listrik. Pertanyaan yang timbul sekarang adalah bagaimana cara menuliskan reaksi ionisasi larutan elektrolit? Silakan mengikuti pedoman penulisan reaksi ionisasi berikut ini.
Kita dapat dengan mudah menuliskan reaksi ionisasi suatu larutan elektrolit hanya dengan mengikuti pedoman penulisan reaksi ionisasi larutan elektrolit. Anda harus memahami pedoman tersebut jika ingin bisa menuliskan reaksi ionisasinya.
Pedoman penulisan reaksi ionisasi sebagai berikut.
1. Elektrolit Kuat
2. Elektrolit Lemah
E. Senyawa Ionik dan Senyawa Kovalen Polar
Dari tabel 4.1 diketahui bahwa larutan H2SO4, NaOH, CH3COOH, NH4OH, dan NaCl termasuk larutan elektrolit. Padahal telah diketahui bahwa NaCl adalah senyawa yang berikatan ion (senyawa ionik), sedangkan HCl, H2SO4,
CH3COOH, dan NH4OH adalah kelompok senyawa yang berikatan kovalen (senyawa kovalen). Senyawa kovalen yang dapat menghantarkan listrik disebut senyawa kovalen polar. Jadi, dapat disimpulkan bahwa larutan elektrolit ditinjau dari jenis ikatan kimia senyawanya dapat berupa senyawa ion dan senyawa kovalen polar. Untuk lebih jelas lagi tentang hubungan sifat elektrolit dengan ikatan kimia, silakan perhatikan bagan berikut (gambar 4.3).
4.2 Konsep Reaksi Oksidasi-Reduksi (Redoks)
Jika sepotong besi diletakkan di udara terbuka, ternyata lama-kelamaan logam besi tersebut berkarat. Mengapa logam besi dapat berkarat dan reaksi apa yang terjadi pada logam besi tersebut? Peristiwa perkaratan besi merupakan salah satu contoh dari reaksi reduksi-oksidasi (redoks).
A. Perkembangan Konsep Reaksi Reduksi-Oksidasi
a. Reduksi adalah reaksi pelepasan oksigen dari suatu senyawa. Reduktor adalah:
1) Zat yang menarik oksigen pada reaksi reduksi.
2) Zat yang mengalami reaksi oksidasi.
Contoh:
1) Reduksi Fe2O3 oleh CO
Fe2O3 + 3 CO 2 Fe + 3 CO22) Reduksi Cr2O3 oleh Al
2 ZnS + 3 O2 2 ZnO + 2 SO2b. Oksidasi adalah reaksi pengikatan (penggabungan) oksigen oleh suatu zat. Oksidator adalah:
1) Sumber oksigen pada reaksi oksidasi.
2) Zat yang mengalami reduksi.
Contoh:
1) Oksidasi Fe oleh O2
4 Fe + 3 O2 → 2 Fe2O3
2) Pemangggangan ZnS
2 ZnS + 3 O2 → 2 ZnO + 2 SO2
Besi berkarat (Fe2O3 ) dan sate dibakar adalah contoh reaksi pengikatan oksigen
2. Berdasarkan Pengikatan dan Pelepasan Elektron
a. Reduksi adalah reaksi pengikatan elektron. Reduktor adalah:
1) Zat yang melepaskan elektron.
2) Zat yang mengalami oksidasi.
Contoh:
1) Cl2 + 2 e– → 2 Cl–
2) Ca2+ + 2 e– → Ca
b. Oksidasi adalah reaksi pelepasan elektron. Oksidator adalah:
1) Zat yang mengikat elektron.
2) Zat yang mengalami reduksi.
Contoh:
1) K → K+ + e–
2) Cu → Cu2+ + 2 e–
3. Berdasarkan Pertambahan dan Penurunan Bilangan Oksidasi
a. Reduksi adalah reaksi penurunan bilangan oksidasi.
Reduktor adalah:
1) Zat yang mereduksi zat lain dalam reaksi redoks.
2) Zat yang mengalami oksidasi.
Contoh:
2 SO3 → 2 SO2 + O2
Bilangan oksidasi S dalam SO3 adalah +6 sedangkan pada SO2 adalah +4. Karena unsur S mengalami penurunan bilangan oksidasi, yaitu dari +6 menjadi +4, maka SO3 mengalami reaksi reduksi. Oksidatornya adalah SO3 dan zat hasil reduksi adalah SO2.
b. Oksidasi adalah reaksi pertambahan bilangan oksidasi. Oksidator adalah:
1) Zat yang mengoksidasi zat lain dalam reaksi redoks.
2) Zat yang mengalami reaksi reduksi.
Contoh:
4 FeO + O2 → 2 Fe2O3
Bilangan oksidasi Fe dalam FeO adalah +2, sedangkan dalam Fe2O3 adalah +3. Karena unsur Fe mengalami kenaikan bilangan oksidasi, yaitu dari +2 menjadi +3, maka FeO mengalami reaksi oksidasi. Reduktornya adalah FeO dan zat hasil oksidasi adalah Fe2O3.
Jika suatu reaksi kimia mengalami reaksi reduksi dan oksidasi sekaligus dalam satu reaksi, maka reaksi tersebut disebut reaksi reduksi-oksidasi atau reaksi redoks. Contoh:
a. 4 FeO + O2 → 2 Fe2O3 (bukan reaksi redoks)
b. Fe2O3 + 3 CO → 2 Fe + 3 CO2 (reaksi redoks)
B Bilangan Oksidasi
1. Pengertian Bilangan Oksidasi
Bilangan oksidasi adalah suatu bilangan yang menunjukkan ukuran kemampuan suatu atom untuk melepas atau menangkap elektron dalam pembentukan suatu senyawa. Nilai bilangan oksidasi menunjukkan banyaknya elektron yang dilepas atau ditangkap, sehingga bilangan oksidasi dapat bertanda positif maupun
negatif.
2. Penentuan Bilangan Oksidasi Suatu Unsur
Kita dapat menentukan besarnya bilangan oksidasi suatu unsur dalam senyawa dengan mengikuti aturan berikut ini (James E. Brady, 1999).
Aturan penentuan bilangan oksidasi unsur adalah:
a. Unsur bebas (misalnya H2, O2, N2, Fe, dan Cu) mempunyai bilangan oksidasi = 0.
b. Umumnya unsur H mempunyai bilangan oksidasi = +1, kecuali dalam senyawa hidrida, bilangan oksidasi H = –1.
Contoh: - Bilangan oksidasi H dalam H2O, HCl, dan NH3 adalah +1
- Bilangan oksidasi H dalam LiH, NaH, dan CaH2 adalah –1
c. Umumnya unsur O mempunyai bilangan oksidasi = –2, kecuali dalam senyawa peroksida, bilangan oksidasi O = –1
Contoh: - Bilangan oksidasi O dalam H2O, CaO, dan Na2O adalah –2
- Bilangan oksidasi O dalam H2O2, Na2O2 adalah –1
d. Unsur F selalu mempunyai bilangan oksidasi = –1.
e. Unsur logam mempunyai bilangan oksidasi selalu bertanda positif.
Contoh: - Golongan IA (logam alkali: Li, Na, K, Rb, dan Cs) bilangan oksidasinya = +1
- Golongan IIA (alkali tanah: Be, Mg, Ca, Sr, dan Ba) bilangan oksidasinya = +2
f. Bilangan oksidasi ion tunggal = muatannya. Contoh: Bilangan oksidasi Fe dalam ion Fe2+ adalah +2
g. Jumlah bilangan oksidasi unsur-unsur dalam senyawa = 0.
Contoh: - Dalam senyawa H2CO3 berlaku: 2 biloks H + 1 biloks C + 3 biloks O = 0
h. Jumlah bilangan oksidasi unsur-unsur dalam ion poliatom = muatan ion.
Contoh: - Dalam ion NH4 + berlaku 1 biloks N + 4 biloks H = + 1
C. Reaksi Autoredoks (Reaksi Disproporsionasi)
Mungkinkah dalam satu reaksi, suatu unsur mengalami reaksi reduksi dan oksidasi sekaligus? Satu unsur dalam suatu reaksi mungkin saja mengalami reaksi reduksi dan oksidasi sekaligus. Hal ini karena ada unsur
yang mempunyai bilangan oksidasi lebih dari satu jenis. Reaksi redoks di mana satu unsur mengalami reaksi reduksi dan oksidasi sekaligus disebut reaksi autoredoks (reaksi disproporsionasi).
Contoh: Cl2+ 2 KOH → KCl + KClO + H2O 0 –1 +1
D. Tata Nama Senyawa Berdasarkan Bilangan Oksidasi
tata nama senyawa alternatif menurut IUPAC berdasarkan bilangan oksidasi.
Perhatikan tabel berikut ini!
E. Penerapan Konsep Reaksi Redoks dalam Pengolahan Limbah (Lumpur Aktif)
Salah satu penerapan konsep reaksi redoks dalam kehidupan sehari-hari adalah dalam bidang pengolahan limbah. Prinsip dasar yang dipergunakan adalah teroksidasinya bahan-bahan organik maupun anorganik, sehingga lebih mudah diolah lebih lanjut. limbah merupakan salah satu pencemar lingkungan yang perlu dipikirkan cara-cara mengatasinya. Untuk menjaga dan mencegah lingkungan tercemar akibat akumulasi limbah yang semakin banyak, berbagai upaya telah banyak dilakukan untuk memperoleh teknik yang tepat dan efisien sesuai kondisi lokal. Berbagai tipe penanganan limbah cair dengan melibatkan mikroorganisme
telah dikerjakan di Indonesia, yaitu sedimentasi, kolam oksidasi, trickling filter,lumpur aktif (activated sludge), dan septic tank. Pada uraian ini akan kita pelajari salah satu teknik saja, yaitu teknik lumpur aktif (activated sludge). Proses lumpur aktif (activated sludge) merupakan sistem yang banyak dipakai untuk penanganan limbah cair secara aerobik. Lumpur aktif merupakan metode yang paling efektif untuk menyingkirkan bahan-bahan tersuspensi maupun terlarut dari air limbah. Lumpur aktif mengandung mikroorganisme aerobik yang dapat mencerna limbah mentah. Setelah limbah cair didiamkan di dalam tangki sedimentasi, limbah dialirkan ke tangki aerasi. Di dalam tangki aerasi, bakteri heterotrofik berkembang dengan pesatnya. Bakteri tersebut diaktifkan dengan adanya aliran udara (oksigen) untuk melakukan oksidasi bahan-bahan organik. Bakteri yang aktif dalam tangki aerasi adalah Escherichia coli, Enterobacter, Sphaerotilus natans, Beggatoa, Achromobacter, Flavobacterium, dan Pseudomonas. Bakter-bakteri tersebut membentuk gumpalan- gumpalan atau flocs. Gumpalan tersebut melayang yang kemudian mengapung di permukaaan limbah.
Tidak ada komentar:
Posting Komentar