Cara Menentukan: Notasi Sel Volta

Perhatikan data sel volta berikut:

Diketahui :

Ag⁺_(aq) + e^– –> Ag_(s)         E^o = +0,80 V

Zn²⁺_(aq) + 2e^– –> Zn_(s)     E^o = -0,76

1. Pada gambar di atas, reaksi yang berlangsung di anode adalah ….

a.     Ag⁺_(aq) + e^– –> Ag_(s)

b.    Zn_(s) –> Zn²⁺_(aq) + 2e^–

c.     Ag_(s) –> Ag⁺_(s) + e^–

d.     Zn²⁺_(aq) + e^– –> Zn_(s)

Alasan Menjawab :

i)       Ag mempunyai harga E^o lebih kecil dari E^o Zn

ii)     Zn mempunyai harga E^o lebih kecil dari E^o Ag

iii)    Zn mempunyai harga E^o lebih besar dari E^o Ag

2. Pada gambar di atas, reaksi yang berlangsung di katode adalah ….

a.    Ag⁺_(aq) + e^– –> Ag_(s)

b.     Zn_(s) –> Zn²⁺_(aq) + 2e^–

c.     Ag_(s) –> Ag⁺_(s) + e^–

d.     Zn²⁺_(aq) + e^– à Zn_(s)

Alasan Menjawab :

i)       Ag mempunyai harga E^o lebih kecil dari E^o Zn

ii)      Zn mempunyai harga E^o lebih besar dari E^o Ag

iii)   Ag mempunyai harga E^o lebih besar dari E^o Zn

3. Diagram Sel yang tepat pada proses sel volta tersebut adalah ….

a.     Zn_(s) | Zn⁺_(aq) || 2Ag_(s) | 2Ag⁺_(aq)

b.    Zn_(s) | Zn²⁺_(aq) ||2Ag⁺_(aq) | 2Ag_(s)

c.     Zn²⁺_(aq) | Zn_(s) || 2Ag²⁺_(aq) | 2Ag_(s)

d.     2Ag²⁺_(aq) | 2Ag_(s) || Zn²⁺_(aq) | Zn_(s)

e.     2Ag_(s)| Zn²⁺_(aq) || 2Ag²⁺_(aq) | Zn_(s)

Alasan Menjawab :

i)       Harga E^o_sel positif, yaitu +2,36 V dengan persamaan reaksi reduksi   oksidasi: Zn + 2Ag⁺ à Zn²⁺ + 2Ag.

Notasi sel dituliskan : anode | ion || ion | katode

ii)      Harga E^o_sel positif, yaitu +2,36 V dengan persamaan reaksi reduksi oksidasi: Zn + 2Ag⁺ à Zn²⁺ + 2Ag.

Notasi sel dituliskan : anode | ion || katode| ion

iii)    Harga E^o_sel positif, yaitu +2,36 V dengan persamaan reaksi reduksi oksidasi: Zn + 2Ag⁺ à Zn²⁺ + 2Ag.

Notasi sel dituliskan : ion| anode || ion | katode

iv)    Harga E^o_sel positif, yaitu +2,36 V dengan persamaan reaksi reduksi oksidasi: Zn + 2Ag⁺ à Zn²⁺ + 2Ag.

Notasi sel dituliskan : ion| anode || katode| ion

PEMBAHASAN

1, 2.     Jawaban butir soal nomor 1, dan 2 diselesaikan dengan melihat perbandingan harga E⁰sel. Jika harga E⁰sel lebih kecil maka reaksi berlangsung di anode (kutub negatif), sebaliknya jika harga E⁰sel lebih besar maka reaksi berlangsung di katode (kutub positif). Reaksi yang berlangsung pada anode adalah reaksi oksidasi, dan reaksi yang berlangsung pada katode adalah reaksi reduksi. Berdasarkan teori penerimaan dan pelepasan elektron, maka cara penulisan reaksi yang berlangsung di anode (kutub negatif) yaitu: unsur –> ion + elektron, sedangkan di katode (kutub positif) yaitu: ion + elektron –> unsur.

Berdasarkan gambar dan keterangan tentang sel volta yang diberikan di bawah ini:

 

Ag⁺_(aq) + e^– –> Ag_(s)      E^o = +0,80 V

Zn²⁺_(aq) + 2e^– –> Zn_(s)     E^o = -0,76 V

Maka reaksi yang berlangsung di anode dan katode ditentukan dengan cara sebagai berikut:

Karena reaksi  Zn²⁺_(aq) + 2e^– –> Zn_(s) menghasilkan E^o_sel negatif yaitu -0,76 V maka reaksi ini berlangsung di anode sehingga reaksinya menjadi Zn_(s) –> Zn²⁺_(aq) + 2e^– sedangkan reaksi Ag⁺_(aq) + e^– –> Ag_(s) denganE^o_selpositif yaitu +0,80 V berlangsung di katode.        

3.      Jawaban butir soal nomor 13 diselesaikan dengan cara menuliskan notasi/diagram sel dengan urutan sebagai berikut:”anode|ion || ion|katode”. Pada reaksi sel yang menghasilkan E^o_sel positif.

Ag⁺_(aq) + e^– –> Ag_(s)                   E^o = +0,80 V             x 2    à katode

Zn_(s) –> Zn²⁺_(aq) + 2e^–                E^o = +0,76 V             x 1    à anode

__________________________________

2Ag⁺_(aq) + 2e^––> 2Ag_(s)           E^o = +1,60 V          –> katode

Zn_(s) –>Zn²⁺_(aq) + 2e^–                E^o = + 0,76 V         –> anode

__________________________________ +

Zn + 2Ag⁺ –> Zn²⁺ + 2Ag     E^o = + 2,36 V

Sehingga urutan penulisan diagram sel adalah sebagai berikut:

Zn | Zn²⁺ || 2Ag⁺|2Ag

UNSUR-UNSUR GOLONGAN UTAMA

Gas Mulia (Noble Gas)

Gas Mulia (Noble Gas) adalah bagian kecil dari atmosfer. Gas Mulia terletak pada Golongan VIIIA dalam sistem periodik. Gas mulia terdiri dari unsur Helium (He), Neon (Ne), Argon (Ar), Kripton (Kr), Xenon (Xe), dan Radon (Rn). Keistimewaan unsur-unsur gas mulia adalah memiliki konfigurasi elektron yang sempurna (lengkap), dimana setiap kulit dan subkulit terisi penuh elektron. Dengan demikian, elektron valensi unsur gas mulia adalah delapan (kecuali unsur Helium dengan dua elektron valensi). Konfigurasi demikian menyebabkan gas mulia cenderung stabil dalam bentuk monoatomik dan sulit bereaksi dengan unsur lainnya.

Keberadaan unsur-unsur Gas Mulia pertama kali ditemukan oleh Sir William Ramsey. Beliau adalah ilmuwan pertama yang berhasil mengisolasi gas Neon, Argon, Kripton, dan Xenon dari atmosfer. Beliau juga menemukan suatu gas yang diisolasi dari peluruhan mineral Uranium, yang mempunyai spektrum sama seperti unsur di matahari, yang disebut Helium. Helium terdapat dalam mineral radioaktif dan tercatat sebagai salah satu gas alam di Amerika Serikat. Gas Helium diperoleh dari peluruhan isotop Uranium dan Thorium yang memancarkan partikel α. Gas Radon, yang semua isotopnya radioaktif dengan waktu paruh pendek, juga diperoleh dari rangkaian peluruhan Uranium dan Thorium.

Saat mempelajari reaksi kimia dengan menggunakan gas PtF₆ yang sangat reaktif, N. Bartlett menemukan bahwa dengan oksigen, akan terbentuk suatu padatan kristal [O­₂]⁺[PtF₆]^–. Beliau mencatat bahwa entalpi pengionan Xenon sama dengan O₂. Dengan demikian, suatu reaksi yang analog diharapkan dapat terjadi. Ternyata, hal tersebut benar. Pada tahun 1962, beliau melaporkan senyawa pertama yang berhasil disintesis menggunakan Gas Mulia, yaitu padatan kristal merah dengan formula kimia [Xe]⁺[PtF₆]^–. Selanjutnya, berbagai senyawa Gas Mulia juga berhasil disintesis, diantaranya XeF₂, XeF₄, XeF₆, XeO₄, dan XeOF­₄.

Seluruh unsur Gas Mulia merupakan gas monoatomik. Dalam satu golongan, dari He sampai Rn, jari-jari atom meningkat. Dengan demikian,ukuran atom Gas Mulia meningkat, menyebabkan gaya tarik-menarik antar atom (Gaya London) semakin besar. Hal ini mengakibatkan kenaikan titik didih unsur dalam satu golongan. Sementara energi ionisasi dalam satu golongan menurun dari He sampai Rn. Hal ini menyebabkan unsur He, Ne, dan Ar tidak dapat membentuk senyawa (energi ionisasinya sangat tinggi), sementara unsur Kr dan Xe dapat membentuk senyawa (energi ionisasinya relatif rendah dibandingkan Gas Mulia lainnya). Gas Argon merupakan Gas Mulia yang paling melimpah di atmosfer (sekitar 0,934% volume udara), sedangkan Gas Helium paling melimpah di jagat raya (terlibat dalam reaksi termonuklir pada permukaan matahari). (klik di sini untuk melihat sifat Gas Mulia dalam Tabel Periodik)

Gas Neon, Argon, Kripton, dan Xenon diperoleh dengan fraksionasi udara cair. Gas-gas tersebut pada dasarnya bersifat inert (stabil/lembam), sebab kereaktifan kimianya yang rendah, sebagai konsekuensi dari konfigurasi elektron yang lengkap. Kegunaan utama gas Helium adalah sebagai cairan dalam krioskopi. Gas Argon digunakan untuk menyediakan lingkungan yang inert dalam peralatan laboratorium, dalam pengelasan, dan dalam lampu listrik yang diisi gas. Sementara gas Neon digunakan untuk tabung sinar pemutusan muatan.

Halogen (Halogen)

 

Unsur Halogen (Golongan VIIA) adalah unsur-unsur nonlogam yang reaktif. Halogen terdiri dari unsur Fluor (F), Klor (Cl), Brom (Br), Iod (I), dan Astatin (At). Astatin adalah unsur radioaktif dengan waktu hidup (life time) yang sangat singkat dan mudah meluruh menjadi unsur lain. Dalam pembahasan ini, kita hanya akan membicarakan empat unsur pertama Halogen. Secara umum, unsur Halogen bersifat toksik dan sangat reaktif. Toksisitas dan reaktivitas Halogen menurun dari Fluor sampai Iod. (klik di sini untuk melihat sifat Halogen dalam Tabel Periodik)

Dalam satu golongan, dari Fluor sampai Iod, jari-jari atom meningkat. Akibatnya, interaksi antar atom semakin kuat, sehingga titik didih dan titik leleh pun meningkat. Dalam keadaan standar (tekanan 1 atm dan temperatur 25°C), Fluor adalah gas berwarna kekuningan, Klor adalah gas berwarna hijau  pucat, Brom adalah cairan berwarna merah kecoklatan, dan Iod adalah padatan berwarna ungu-hitam. Energi ionisasi menurun dalam satu golongan , demikian halnya keelektronegatifan dan potensial standar reduksi (E°_red). Ini berarti, Flour paling mudah tereduksi (oksidator kuat), sedangkan Iod paling sulit tereduksi (oksidator lemah).

Beberapa keistimewaan unsur Fluor yang tidak dimiliki unsur Halogen lainnya adalah sebagai berikut :

1. Fluor adalah unsur yang paling reaktif dalam Golongan Halogen. Hal ini terjadi akibat energi ikatan F-F yang relatif rendah (150,6 kJ/mol) dibandingkan energi ikatan Cl-Cl (242,7 kJ/mol) maupun Br-Br (192,5 kJ/mol). Sebagai tambahan, ukuran atom F yang kecil menyebabkan munculnya tolakan yang cukup kuat antar lone pair F-F, sehingga ikatan F-F tidak stabil dan mudah putus. Hal ini tidak terjadi pada ikatan Cl-Cl maupun Br-Br sehingga keduanya relatif stabil dibandingkan ikatan F-F.

2. Senyawa Hidrogen Fluorida (HF) memiliki titik didih tertinggi akibat adanya ikatan Hidrogen. Sementara senyawa halida lainnya (HCl, HBr, dan HI) memiliki titik didih yang relatif rendah.

3. Hidrogen Fluorida (HF) adalah asam lemah, sedangkan asam halida lainnya (HCl, HBr, dan HI) adalah asam kuat.

 

 

4. Gas Fluor dapat bereaksi dengan larutan natrium hidroksida (NaOH) membentuk oksigen difluorida yang dapat dinyatakan dalam persamaan reaksi berikut :

2 F_2(g) +  2 NaOH_(aq) ——> 2 NaF_(aq) +  H₂O_(l) + OF_2(g)

Sementara itu, reaksi yang analog juga terjadi pada Klor dan Brom, dengan produk yang berbeda. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

Cl_2(g) +  2 NaOH_(aq) ——> NaCl_(aq) +  NaOCl_(aq) +  H₂O_(l)

Br_2(l) +  2 NaOH_(aq) ——> NaBr_(aq) +  NaOBr_(aq) +  H₂O_(l)

Kedua reaksi di atas dikenal dengan istilah Reaksi Disproporsionasi (Autoredoks). Iod tidak dapat bereaksi dalam kondisi ini

5. Senyawa Perak Fluorida (AgF) mudah larut dalam air, sedangkan perak halida lainnya (AgCl, AgBr, dan AgI) sukar larut dalam air.

Unsur Halogen membentuk berbagai variasi senyawa. Dalam keadaan standar, unsur bebas Halogen membentuk molekul diatomik (F₂, Cl₂, Br₂, I₂). Oleh karena kereaktifannya yang besar, Halogen jarang ditemukan dalam keadaan bebas. Halogen umumnya ditemukan dalam bentuk senyawa. Halogen yang ditemukan dalam air laut berbentuk halida (Cl^–, Br^–, dan I^–). Sementara di kerak bumi, halogen berikatan dalam mineral, seperti Fluorite (CaF₂) dan kriolit (Na₃AlF₆).

Antar Halogen dapat mengalami reaksi kimia. Oleh karena kekuatan oksidator menurun dari Fluor sampai Iod, Halogen dapat mengoksidasi Ion Halida yang terletak di bawahnya (displacement reaction). Dengan demikian, reaksi yang terjadi antar Halogen dapat disimpulkan dalam beberapa pernyataan di bawah ini :

1. F₂ dapat mengoksidasi Cl^– menjadi Cl₂, Br^– menjadi Br₂, serta I^– menjadi I₂.

2. Cl₂ dapat mengoksidasi Br^– menjadi Br₂, serta I^– menjadi I₂. Cl₂ tidak dapat mengoksidasi F^– menjadi F₂.

3. Br₂ dapat mengoksidasi I^– menjadi I₂. Br₂ tidak dapat mengoksidasi F^– menjadi F₂ maupun Cl^– menjadi Cl₂.

4. I₂ tidak dapat mengokisdasi F^– menjadi F₂, Cl^– menjadi Cl₂, serta Br^– menjadi Br₂.

Gas F₂ dapat diperoleh dari elektrolisis cairan (bukan larutan) Hidrogen Fluorida yang diberi sejumlah padatan Kalium Fluorida untuk meningkatkan konduktivitas pada temperatur di atas 70°C. Di katoda, ion H⁺ akan tereduksi menjadi gas H₂, sedangkan di anoda, ion F^‑ akan teroksidasi menjadi gas F₂.

Gas Cl₂ dapat di peroleh melalui elektrolisis lelehan NaCl maupun elektrolisis larutan NaCl. Melalui kedua elektrolisis tersebut, ion Cl^– akan teroksidasi membentuk gas Cl₂ di anoda. Gas Cl₂ juga dapat diperoleh melalui proses klor-alkali, yaitu elektrolisis larutan NaCl pekat (brine). Reaksi yang terjadi pada elektrolisis brine adalah sebagai berikut :

2 NaCl_(aq) +  2 H₂O_(l) ——> 2 NaOH_(aq) +  H_2(g) +  Cl_2(g)

Di laboratorium, unsur Klor, Brom, dan Iod dapat diperoleh melalui reaksi alkali halida (NaCl, NaBr, NaI) dengan asam sulfat pekat yang dipercepat dengan penambahan MnO₂ sebagai katalis. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

MnO_2(s) +  2 H₂SO_4(aq) +  2 NaCl_(aq) ——> MnSO_4(aq) +  Na₂SO_4(aq) +  2 H₂O_(l) +  Cl_2(g)

MnO_2(s) +  2 H₂SO_4(aq) +  2 NaBr_(aq) ——> MnSO_4(aq) +  Na₂SO_4(aq) +  2 H₂O_(l) +  Br_2(l)

MnO_2(s) +  2 H₂SO_4(aq) +  2 NaI_(aq) ——> MnSO_4(aq) +  Na₂SO_4(aq) +  2 H₂O_(l) +  I_2(s)

Halida dibedakan menjadi dua kategori, yaitu halida ionik dan halida kovalen. Fluorida dan klorida dari unsur logam, terutama unsur Alkali dan Alkali Tanah (kecuali Berilium) merupakan halida ionik. Sementara, flurida dan klorida dari unsur nonlogam, seperti Belerang dan Fosfat merupakan halida kovalen. Bilangan oksidasi Halogen bervariasi dari -1 hingga +7 (kecuali Fluor). Unsur Fluor yang  merupakan unsur dengan keelektronegatifan terbesar di alam, hanya memiliki bilangan oksidasi 0 (F₂) dan -1 (fluorida).

Halogen dapat bereaksi dengan Hidrogen menghasilkan Hidrogen Halida. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

X_2(g) +  H_2(g) ——> 2 HX_(g)

X = F, Cl, Br, atau I

Reaksi ini (khususnya pada F₂ dan Cl₂)menimbulkan ledakan hebat (sangat eksotermis). Oleh karena itu, reaksi tersebut  jarang digunakan di industri. Sebagai pengganti, hidrogen halida dapat dihasilkan melalui reaksi klorinasi hidrokarbon. Sebagai contoh :

C₂H_6(g) +  Cl_2(g) ——> C₂H₅Cl_(g) +  HCl_(g)

Di laboratorium, hidrogen halida dapat diperoleh melalui reaksi antara logam halida dengan asam sulfat pekat. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

CaF_2(s) +  H₂SO_4{aq) ——> 2 HF_(g) +  CaSO_4(s)

2 NaCl_(s) +  H₂SO_4(aq) ——-> 2 HCl_(g) +  Na₂SO_4(aq)

Hidrogen Bromida dan Hidrogen Iodida tidak dapat dihasilkan melalui cara ini, sebab akan terjadi reaksi oksidasi (H₂SO₄ adalah oksidator kuat) yang menghasilkan Brom dan Iod. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

2 NaBr_(s) +  2 H₂SO_4(aq) ——> Br_2(l) +  SO_2(g) +  Na₂SO_4(aq) +  2 H₂O_(l)

Hidrogen Bromida dapat dibuat melalui beberapa reaksi berikut :

P_4(s) +  6 Br_2(l) ——> 4 PBr_3(l)

PBr_3(l) +  3 H₂O_(l) ——> 3 HBr_(g) +  H₃PO_3(aq)

Hidrogen Iodida dapat diperoleh dengan cara serupa.

Hidrogen Fluorida memiliki kereaktifan yang tinggi. Senyawa ini dapat bereaksi dengan silika melalui persamaan reaksi berikut :

6 HF_(aq) +  SiO_2(s) ——> H₂SiF_6(aq) +  2 H₂O_(l)

Hidrogen Fluorida juga digunakan dalam proses pembuatan gas Freon. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

CCl_4(l) +  HF_(g) ——> CCl₃F_(g) +  HCl_(g)

CCl₃F_(g) +  HF_(g) ——> CCl₂F_2(g) +  HCl_(g)

 

Larutan Hidrogen Halida bersifat asam. Urutan kekuatan asam halida adalah HF << HCl < HBr < HI. Sedangkan urutan kekuatan asam oksi adalah HXO < HXO₂ < HXO₃ < HXO₄ (X = Cl, Br, atau I).

Fluor (khususnya NaF) ditambahkan ke dalam air minum untuk mencegah terbentuknya karies (kerak atau plak) gigi. Senyawa lain, Uranium Fluorida, UF₆, digunakan untuk memisahkan isotop radioaktif  Uranium (U-235 dan U-238). Di bidang industri, Fluor digunakan untuk menghasilkan poli tetra fluoro etilena (Teflon).

Klor (khusunya Klorida, Cl^–) memegang peranan penting dalam sistem kesetimbangan cairan interseluler dan ekstraseluler dalam organisme. Di bidang industri, Klor digunakan sebagai bahan pemutih (bleaching agent) pada industri kertas dan tekstil. Bahan pembersih rumah tangga umumnya mengandung sejumlah Klor (khususnya NaClO) yang berperan sebagai bahan aktif pengangkat kotoran. Sementara, senyawa klor lainnya, HClO, berfungsi sebagai agen desinfektan pada proses pemurnian air. Reaksi yang terjadi saat gas Klor dilarutkan dalam air adalah sebagai berikut :

Cl_2(g) +  H₂O_(l) ——> HCl_(aq) +  HClO_(aq)

Ion OCl^– yang dihasilkan dari reaksi tersebut berperan sebagai agen desinfektan yang membunuh kuman dalam air.

Metana yang terklorinasi, seperti Karbon Tetraklorida (CCl₄) dan Kloroform (CHCl₃) digunakan sebagai pelarut senyawa organik. Klor juga digunakan dalam pembuatan insektisida, seperti DDT. Akan tetapi, penggunaan DDT dapat mencemari lingkungan, sehingga kini penggunaannya dilarang atau dibatasi sesuai dengan Undang-Undang Lingkungan. Klor juga digunakan sebagai bahan baku pembuatan poli vinil klorida (PVC).

Senyawa Bromida ditemukan di air laut (ion Br^–). Brom digunakan sebagai bahan dasar pembuatan senyawa Etilena Dibromida (BrCH₂CH₂Br), suatu insektisida. Senyawa ini sangat karsinogenik. Di samping itu, Brom juga dapat bereaksi dengan Perak menghasilkan senyawa Perak Bromide (AgBr) yang digunakan dalam lembaran film fotografi.

Iod jarang digunakan dalam kehidupan sehari-hari. Larutan Iod dalam alkohol (50% massa) sering digunakan di dunia medis sebagai zat antiseptik. Iod juga merupakan salah satu komponen dari hormon tiroid. Defisiensi Iod dapat mengakibatkan pembengkakan kelenjar gondok.

Alkali (Alkali)

Logam Alkali (Golongan IA) adalah unsur yang sangat elektropositif (kurang elektronegatif). Umumnya, logam Alkali berupa padatan dalam suhu ruang. Unsur Alkali terdiri dari Litium (Li), Natrium (Na), Kalium (K), Rubidium (Rb), Sesium (Cs), dan Fransium (Fr). Fransium jarang dipelajari sebagai salah satu anggota unsur Golongan IA, sebab Fransium adalah unsur radioaktif yang tidak stabil dan cenderung meluruh membentuk unsur baru lainnya. Dari konfigurasi elektron unsur, masing-masing memiliki satu elektron valensi . Dengan demikian, unsur Alkali cenderung membentuk ion positif bermuatan satu (M⁺). (klik di sini untuk melihat sifat Alkali dalam Tabel Periodik)

Dalam satu golongan, dari Litium sampai Sesium, jari-jari unsur akan meningkat. Letak elektron valensi terhadap inti atom semakin jauh. Oleh sebab itu, kekuatan tarik-menarik antara inti atom dengan elektron valensi semakin lemah. Dengan demikian, energi ionisasi akan menurun dari Litium sampai Sesium. Hal yang serupa juga ditemukan pada sifat keelektronegatifan unsur .

Secara umum, unsur Alkali memiliki titik leleh yang cukup rendah dan lunak, sehingga logam Alkali dapat diiris dengan pisau. Unsur Alkali sangat reaktif, sebab mudah melepaskan elektron (teroksidasi) agar mencapai kestabilan (konfigurasi elektron ion Alkali menyerupai konfigurasi elektron Gas Mulia). Dengan demikian, unsur Alkali jarang ditemukan bebas di alam. Unsur Alkali sering dijumpai dalam bentuk senyawanya. Unsur Alkali umumnya bereaksi dengan unsur lain membentuk senyawa halida, sulfat, karbonat, dan silikat.

Natrium dan Kalium terdapat dalam jumlah yang melimpah di alam. Keduanya terdapat dalam mineral seperti albite (NaAlSi₃O₈) dan ortoklas (KAlSi₃O₈). Selain itu, mineral lain yang mengandung Natrium dan Kalium adalah halite (NaCl), Chile saltpeter (NaNO₃), dan silvit (KCl).

Logam Natrium dapat diperoleh dari elektrolisis lelehan NaCl (proses Down). Titik leleh senyawa NaCl cukup tinggi (801°C), sehingga diperlukan jumlah energi yang besar untuk melelehkan padatan NaCl. Dengan menambahkan zat aditif CaCl₂, titik leleh dapat diturunkan menjadi sekitar 600°C, sehingga proses elektrolisis dapat berlangsung lebih efektif tanpa pemborosan energi.

Sebaliknya, logam Kalium tidak dapat diperoleh melalui metode elektrolisis lelehan KCl. Logam Kalium hanya dapat diperoleh melalui reaksi antara lelehan KCl dengan uap logan Natrium pada suhu 892°C. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

Na_(g) +  KCl_(l) <——>  NaCl_(l) +  K_(g)

Natrium dan Kalium adalah unsur logam yang sangat reaktif. Logam Kalium lebih reaktif dibandingkan logam Natrium. Kedua logam tersebut dapat berekasi dengan air membentuk hidroksida. Saat direaksikan dengan oksigen dalam jumlah terbatas, Natrium dapat membentuk oksidanya (Na₂O). Namun, dalam jumlah oksigen berlebih, Natrium dapat membentuk senyawa peroksida (Na₂O₂).

2 Na_(s) +  O_2(g) ——> Na₂O_2(s)

Natrium peroksida bereaksi dengan air menghasilkan larutan hidroksida dan hidrogen peroksida. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

Na₂O_2(s) +  2 H₂O_(l) ——> 2 NaOH_(aq) +  H₂O_2(aq)

Sama seperti Natrium, logam Kalium dapat membentuk peroksida saat bereaksi dengan oksigen berlebih. Selain itu, logam Kalium juga membentuk superoksida saat dibakar di udara. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

K_(s) +  O_2(g) ——> KO_2(s)

Saat Kalium Superoksida dilarutkan dalam air, akan dibentuk gas oksigen. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

2 KO_2(s) +  2 H₂O_(l) ——> 2 KOH_(aq) +  O_2(g) +  H₂O_2(aq)

Unsur Natrium dan Kalium berperan penting dalam mengatur keseimbangan cairan dalam tubuh. Ion Natrium dan ion Kalium terdapat dalam cairan intraseluler dan ekstraseluler. Keduanya berperan penting dalam menjaga tekanan osmosis cairan tubuh serta mempertahankan fungsi enzim dalam mengkatalisis reaksi biokimia dalam tubuh.

Natrium Karbonat (soda abu) digunakan dalam industri pengolahan air dan industri pembuatan sabun, detergen, obat-obatan, dan zat aditif makanan. Selain itu, Natrium Karbonat digunakan juga pada industri gelas. Senyawa ini dibentuk melalui proses Solvay. Reaksi yang terjadi pada proses Solvay adalah sebagai berikut :

NH_3(aq) +  NaCl_(aq) +  H₂CO_3(aq) ——> NaHCO_3(s) +  NH₄Cl_(aq)

2 NaHCO_3(s) ——> Na₂CO_3(s) +  CO_2(g) + H₂O_(g)

Sumber mineral lain yang mengandung senyawa Natrium Karbonat adalah trona, dengan formula kimia [Na₅(CO₃)₂(HCO₃).2H₂O]. Mineral ini ditemukan dalam jumlah besar di Wyoming, Amerika Serikat. Ketika mineral trona dipanaskan, akan terjadi reaksi penguraian sebagai berikut :

2 Na₅(CO₃)₂(HCO₃).2H₂O_(s) ——> 5 Na₂CO_3(s) +  CO_2(g) +  3 H₂O_(g)

Natrium Hidroksida dan Kalium Hidroksida masing-masing diperoleh melalui elektrolisis larutan NaCl dan KCl. Kedua hidroksida ini merupakan basa kuat dan mudah larut dalam air. Larutan NaOH digunakan dalam pembuatan sabun . Sementara itu, larutan KOH digunakan sebagai larutan elektrolit pada beberapa baterai (terutama baterai merkuri).

Chile saltpeter (Natrium Nitrat) terurai membentuk gas oksigen pada suhu 500°C. Reaksi penguraian yang terjadi adalah sebagai berikut :

2 NaNO_3(s) ——> 2 NaNO_2(s) +  O_2(g)

Kalium Nitrat (saltpeter) dapat dibuat melalui reaksi berikut :

KCl_(aq) +  NaNO_3(aq) ——> KNO_3(aq) +  NaCl_(aq)

Alkali Tanah (Alkaline Earth)

 

Unsur Alkali Tanah mempunyai sifat yang menyerupai unsur Alkali. Unsur Alkali Tanah umumnya merupakan logam, cenderung membentuk ion positif, dan bersifat konduktif, baik termal maupun elektrik. Unsur Alkali Tanah kurang elektropositif (lebih elektronegatif) dan kurang reaktif bila dibandingkan unsur Alkali. Semua unsur Golongan IIA ini memiliki sifat kimia yang serupa, kecuali Berilium (Be). Yang termasuk unsur Golongan IIA adalah Berilium (Be), Magnesium (Mg), Kalsium (Ca), Stronsium (Sr), Barium (Ba), dan Radium (Ra). Radium jarang dipelajari sebagai salah satu anggota unsur Golongan IIA, sebab Radium adalah unsur radioaktif yang tidak stabil dan cenderung meluruh membentuk unsur baru lainnya. Konfigurasi elektron menunjukkan unsur-unsur Golongan IIA memiliki dua elektron valensi. Dengan demikian, untuk mencapai kestabilan, unsur Golongan IIA melepaskan dua elektron membentuk ion bermuatan positif dua (M²⁺). (klik di sini untuk melihat sifat Alkali Tanah dalam Tabel Periodik)

Dalam satu golongan, dari Berilium sampai Barium, jari-jari unsur meningkat. Peningkatan ukuran atom diikuti dengan peningkatan densitas unsur. Sebaliknya, energi ionisasi dan keelektronegatifan berkurang dari Berilium sampai Radium. Semakin besar jari-jari unsur, semakin mudah unsur melepaskan elektron valensinya. Potensial standar reduksi (E°_red) menurun dalam satu golongan. Hal ini menunjukkan bahwa kekuatan reduktor meningkat dalam satu golongan dari Berilium sampai Barium.

Magnesium adalah unsur yang cukup melimpah di kerak bumi (urutan keenam, sekitar 2,5% massa kerak bumi). Beberapa bijih mineral yang mengandung logam Magnesium, antara lain brucite, Mg(OH)₂, dolomite (CaCO₃.MgCO₃), dan epsomite (MgSO₄.7H₂O). Air laut merupakan sumber Magnesium yang melimpah (1,3 gram Magnesium per kilogram air laut). Magnesium diperoleh melalui elektrolisis lelehan MgCl₂.

Magnesium tidak bereaksi dengan air dingin. Magnesium hanya bereaksi dengan air panas (uap air). Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

Mg_(s) +  H₂O_(g) ——> MgO_(s) +  H_2(g)

Magnesium juga bereaksi dengan udara membentuk Magnesium Oksida dan Magnesium Nitrida. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

2 Mg_(s) +  O_2(g) ——> 2 MgO_(s)

3 Mg_(s) +  N_2(g) ——> Mg₃N_2(s)

Magnesium Oksida bereaksi lambat dengan air menghasilkan Magnesium Hidroksida (milk of magnesia), yang digunakan sebagai zat aktif untuk menetralkan asam lambung berlebih. Reaksi pembentukan milk of magnesia adalah sebagai berikut :

MgO_(s) +  H₂O_(l) ——> Mg(OH)_2(s)

Hidroksida dari Magnesium merupakan basa kuat. Semua unsur Golongan IIA membentuk basa kuat, kecuali Be(OH)₂ yang bersifat amfoter. Senyawa bikarbonat, MgHCO₃ (maupun CaHCO₃), menyebabkan kesadahan air sementara (dapat dihilangkan dengan cara pemanasan).

Logam Magnesium terutama digunakan dalam bidang konstruksi. Sifatnya yang ringan menjadikannya sebagai pilihan utama dalam pembentukan alloy (paduan logam). Logam Magnesium juga digunakan dalam proteksi katodik untuk mencegah logam besi dari korosi (perkaratan), reaksi kimia organik (reaksi Grignard), dan sebagai elektroda baterai . Sementara itu, dalam sistem kehidupan, ion Mg²⁺ ditemukan dalam klorofil (zat hijau daun) tumbuhan dan berbagai enzim pada organisme yang mengkatalisis reaksi biokimia penunjang kehidupan.

Kerak bumi mengandung 3,4 persen massa unsur Kalsium. Kalsium dapat ditemukan dalam berbagai senyawa di alam, seperti limestone, kalsit, dan batu gamping (CaCO₃); dolomite (CaCO₃.MgCO₃); gypsum (CaSO₄.2H₂O); dan fluorite (CaF₂). Logam Kalsium dapat diperoleh melalui elektrolisis lelehan CaCl₂.

Kalsium (sama seperti Stronsium dan Barium) dapat bereaksi dengan air dingin membentuk hidroksida, Ca(OH)₂. Senyawa Ca(OH)₂ ini dikenal dengan istilah slaked lime atau hydrate lime. Reaksi tersebut jauh lebih lambat bila dibandingkan reaksi logam Alkali dengan air.

Ca_(s) +  2 H₂O_(l) ——> Ca(OH)_2(aq) +  H_2(g)

Kapur (lime), CaO, atau sering disebut dengan istilah quicklime, adalah salah satu material tertua yang dikenal manusia sejak zaman purba. Quicklime dapat diperoleh melalui penguraian termal senyawa Kalsium Karbonat. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

CaCO_3(s) ——> CaO_(s) +  CO_2(g)

Slaked lime juga dapat dihasilkan melalui reaksi antara quicklime dengan air. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

CaO_(s) +  H₂O_(l) ——> Ca(OH)­_2(aq)

Quicklime digunakan pada industri metalurgi sebagai zat aktif untuk menghilangkan SO₂ pada bijih mineral. Sementara slaked lime digunakan dalam pengolahan air bersih. Logam Kalsium digunakan sebagai agen penarik air (dehydrating agent) pada pelarut organik. Unsur Kalsium merupakan komponen utama penyusun tulang dan gigi. Ion kalsium dalam tulang dan gigi terdapat dalam senyawa kompleks garam fosfat, yaitu hidroksiapatit (Ca₅(PO₄)₃OH). Ion Kalsium juga berfungsi sebagai kofaktor berbagai enzim, faktor penting dalam proses pembekuan darah, kontraksi otot, dan transmisi sinyal sistem saraf pusat.

Untuk membedakan unsur-unsur Golongan IIA, dapat dilakukan pengujian kualitatif melalui tes nyala. Saat masing-masing unsur dibakar dengan pembakar Bunsen, akan dihasilkan warna nyala yang bervariasi. Magnesium menghasilkan nyala berwarna putih terang, Kalsium menghasilkan nyala berwarna merah bata, Stronsium menghasilkan nyala berwarna merah terang, sedangkan Barium menghasilkan nyala berwarna hijau.

Garam yang terbentuk dari unsur Golongan IIA merupakan senyawa kristalin ionik tidak berwarna. Garam tersebut dapat dibentuk melalui reaksi logam, oksida logam, atau senyawa karbonat dengan asam. Berikut ini adalah contoh beberapa reaksi pembentukan garam :

1. Mg_(s) +  2 HCl_(aq) ——> MgCl_2(aq) +  H_2(g)

2. MgO_(s) +  2 HCl_(aq) ——> MgCl_2(aq) +  H₂O_(l)

3. MgCO_3(s) +  2 HCl_(aq) ——> MgCl_2(aq) +  H₂O_(l) +  CO_2(g)

Senyawa nitrat mengalami penguraian termal membentuk oksida logam, nitrogen dioksida, dan gas oksigen. Sebagai contoh :

2 Mg(NO₃)_2(s) ——> 2 MgO_(s) +  4 NO_2(g) +  O_2(g)

Senyawa karbonat mengalami penguraian termal membentuk oksida logam dan gas karbon dioksida. Sebagai contoh :

BaCO_3(s) ——> BaO_(s) +  CO_2(g)

Unsur-Unsur Periode Ketiga (Periode 3 Elements)

 

Unsur-unsur periode ketiga memiliki sifat kimia dan sifat fisika yang bervariasi. Unsur-unsur yang terdapat pada periode ketiga adalah Natrium (Na), Magnesium (Mg), Aluminium (Al), Silikon (Si), Fosfor (P), Belerang (S), Klor (Cl), dan Argon (Ar). Dari kiri (Natrium) sampai kanan (Argon), jari-jari unsur menyusut, sedangkan energi ionisasi, afinitas elektron, dan keelektronegatifan meningkat. Selain itu, terjadi perubahan sifat unsur dari logam (Na, Mg, Al) menjadi semilogam/metaloid (Si), nonlogam (P, S, Cl), dan gas mulia (Ar). Unsur logam umumnya membentuk struktur kristalin, sedangkan unsur semilogam/metaloid membentuk struktur molekul raksasa (makromolekul). Sementara, unsur nonlogam cenderung membentuk struktur molekul sederhana. Sebaliknya, unsur gas mulia cenderung dalam keadaan gas monoatomik. Variasi inilah yang menyebabkan unsur periode ketiga dapat membentuk berbagai senyawa dengan sifat yang berbeda. (klik di sini untuk melihat sifat Unsur Periode Ketiga dalam Tabel Periodik)

Unsur-unsur periode ketiga dapat membentuk oksida melalui reaksi pembakaran dengan gas oksigen. Reaksi yang terjadi pada masing-masing unsur adalah sebagai berikut :

1. Natrium Oksida

Natrium mengalami reaksi hebat dengan oksigen. Logam Natrium yang terpapar di udara dapat bereaksi spontan dengan gas oksigen membentuk oksida berwarna putih yang disertai nyala berwarna kuning.

4 Na_(s) +  O_2(g) ——> 2 Na₂O_(s)

2. Magnesium Oksida

Magnesium juga bereaksi hebat dengan udara (terutama gas oksigen) menghasilkan nyala berwarna putih terang yang disertai dengan pembentukan oksida berwarna putih.

2 Mg_(s) +  O_2(g) ——> 2 MgO_(s)

3. Aluminium Oksida

Oksida ini berfungsi mencegah (melindungi) logam dari korosi. Oksida ini berwarna putih.

4 Al_(s) +  3 O_2(g) ——> 2 Al₂O_3(s)

4. Silikon Oksida (Silika)

Si_(s) +  O_2(g) ——> SiO_2(s)

5. Fosfor (V) Oksida

Fosfor mudah terbakar di udara. Ketika terdapat gas oksigen dalam jumlah berlebih, oksida P₄O₁₀ yang berwarna putih akan dihasilkan.

P_4(s) +  5 O_2(g) ——> P₄O_10(s)

6. Belerang Dioksida dan Belerang Trioksida

Padatan Belerang mudah terbakar di udara saat dipanaskan dan akan menghasilkan gas Belerang Dioksida (SO₂). Oksida ini dapat direaksikan lebih lanjut dengan gas oksigen berlebih yang dikatalisis oleh Vanadium Pentaoksida (V₂O₅) untuk menghasilkan gas Belerang Trioksida (SO₃).

S_(s) +  O_2(g) ——>SO_2(g)

2 SO_2(g) +  O_2(g) ——> 2SO_3(g)

7. Klor (VII) Oksida

2 Cl_2(g) +  7 O_2(g) ——> 2 Cl₂O_7(g)

Selain dapat membentuk oksida, unsur-unsur periode ketiga juga dapat membentuk senyawa halida. Senyawa tersebut terbentuk saat unsur direaksikan dengan gas klor. Reaksi yang terjadi pada masing-masing unsur adalah sebagai berikut :

1. Natrium Klorida

Natrium direaksikan dengan gas klor akan menghasilkan endapan putih NaCl.

2 Na_(s) +  Cl_2(g) ——> 2 NaCl_(s)

2. Magnesium Klorida

Sama seperti Natrium, logam Magnesium pun dapat bereaksi dengan gas klor membentuk endapan putih Magnesium Klorida.

Mg_(s) +  Cl_2(g) ——> MgCl_2(s)

3. Aluminium Klorida

Ketika logam Aluminium direaksikan dengan gas klor, akan terbentuk endapan putih AlCl₃.

2 Al_(s) +  3 Cl_2(g) ——> 2 AlCl_3(s)

Dalam bentuk uap, senyawa ini akan membentuk dimer Al₂Cl₆.

4. Silikon (IV) Klorida

Senyawa ini merupakan cairan yang mudah menguap. Senyawa ini dihasilkan dari reaksi padatan Silikon dengan gas klor.

Si_(s) +  2 Cl_2(g) ——> SiCl_4(l)

5. Fosfor (III) Klorida dan Fosfor (V) Klorida

Fosfor (III) Klorida merupakan cairan mudah menguap tidak berwarna yang dihasilkan saat Fosfor bereaksi dengan gas klor tanpa pemanasan. Saat jumlah gas klor yang digunakan berlebih, senyawa ini dapat bereaksi kembali dengan gas klor berlebih membentuk senyawa Fosfor (V) Klorida, suatu padatan berwarna kuning.

P_4(s) +  6 Cl_2(g) ——> 4 PCl_3(l)

Saat jumlah gas klor yang digunakan berlebih, akan terjadi reaksi berikut :

PCl_3(l) +  Cl_2(g) ——> PCl_5(s)

6. Belerang (II) Oksida

 

S_(s) +  Cl_2(g) ——> SCl_2(s)

Reaksi antara logam Natrium dan Magnesium dengan air adalah reaksi redoks. Dalam reaksi ini, unsur logam mengalami oksidasi dan dihasilkan gas hidrogen. Larutan yang dihasilkan bersifat alkali (basa). Logam Natrium lebih reaktif dibandingkan logam Magnesium, sehingga larutan NaOH bersifat lebih basa dibandingkan larutan Mg(OH)₂.Padatan NaOH lebih mudah larut dalam air dibandingkan padatan Mg(OH)₂.

Oksida dari logam Natrium dan Magnesium merupakan senyawa ionik dengan struktur kristalin. Saat dilarutkan dalam air, masing-masing oksida akan menghasilkan larutan basa. Oleh karena itu, dapat disimpulkan bahwa oksida logam dalam air menghasilkan larutan basa.

Na₂O_(s) +  H₂O_(l) ——> 2 NaOH_(aq)

MgO_(s) +  H₂O_(l) ——> Mg(OH)_2(aq)

Aluminium Oksida memiliki struktur kristalin dan memiliki sifat kovalen yang cukup signifikan. Dengan demikian, senyawa ini dapat membentuk ikatan antarmolekul (intermediate bonding). Senyawa ini sukar larut dalam air.

Fosfor (V) Oksida merupakan senyawa kovalen. Senyawa ini dapat bereaksi dengan air membentuk asam fosfat. Asam fosfat merupakan salah satu contoh larutan asam lemah dengan pH berkisar antara 2 hingga 4. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

P₄O_10(s) +  6 H₂O_(l) ——> 4 H₃PO_4(aq)

Belerang Dioksida dan Belerang Trioksida mempunyai struktur molekul kovalen sederhana. Masing-masing dapat bereaksi dengan air membentuk larutan asam.

SO_2(g) +  H₂O_(l) ——> H₂SO_3(aq)

SO_3(g) +  H₂O_(l) ——> H₂SO_4(aq)

Dengan demikian, senyawa oksida yang dihasilkan dari unsur periode ketiga dapat dikelompokkan menjadi tiga kategori, yaitu :

1. Oksida Logam (di sebelah kiri Tabel Periodik) memiliki struktur ionik kristalin dan bereaksi dengan air menghasilkan larutan basa. Oksida Logam merupakan oksida basa, yang dapat bereaksi dengan asam membentuk garam.

MgO_(s) +  H₂SO_4(aq) ——> MgSO_4(aq) +  H₂O_(l)

2. Oksida Nonlogam (di sebelah kanan Tabel Periodik) memiliki struktur molekul kovelen sederhana dan bereaksi dengan air menghasilkan larutan asam. Oksida nonlogam merupakan oksida asam, yang dapat bereaksi dengan basa membentuk garam.

SO_3(g) +  MgO_(s) ——> MgSO_4(s)

3. Oksida Amfoterik (di tengah Tabel Periodik) memiliki sifat asam dan basa sekaligus. Oksida tersebut dapat bereaksi dengan asam maupun basa.

Al₂O_3(s) +  6 HCl_(aq) ——> 2 AlCl_3(aq) +  3 H₂O_(l)

Al₂O_3(s) +  6 NaOH_(aq) +  3 H₂O_(l) ——> 2 Na₃Al(OH)_6(aq)

Natrium Klorida dan Magnesium Klorida merupakan senyawa ionik dengan struktur kristalin yang teratur. Saat dilarutkan dalam air, kedua senyawa tersebut menghasilkan larutan netral (pH = 7). Sementara itu, Aluminium Klorida membentuk struktur dimernya, yaitu Al₂Cl₆ (untuk mencapai konfigurasi oktet). Senyawa dimer ini larut dalam air.

Al₂Cl_6(s) +  12 H₂O_(l) ——> 2 [Al(H₂O)₆]³⁺_(aq) +  6 Cl^–_(aq)

Cairan Silikon (IV) Klorida dan gas PCl₅ merupakan molekul kovalen sederhana. Masing-masing senyawa bereaksi hebat dengan air membentuk gas HCl. Reaksi ini dikenal dengan istilah hidrolisis. Larutan yang terbentuk bersifat asam. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

SiCl_4(l) +  2 H₂O_(l) ——> SiO_2(s) +  4 HCl_(g)

PCl_5(s) +  4 H₂O_(l) ——> H₃PO_4(aq) +  5 HCl_(g)

Dengan demikian, senyawa halida yang dibentuk dari unsur periode ketiga dapat dikelompokkan menjadi dua, yaitu :

1. Logam Klorida ( di sebelah kiri Tabel Periodik) memiliki struktur kristalin ionikdan mudah bereaksi dengan air membentuk larutan netral. Logam Klorida bersifat netral.

2. Nonlogam Klorida (di sebelah kanan Tabel Periodik) memiliki struktur molekul kovalen sederhana dan bereaksi dengan air menghasilkan larutan asam. Nonlogam Klorida bersifat asam.

Referensi:

Andy. 2009. Pre-College Chemistry.

Cotton, F. Albert dan Geoffrey Wilkinson. 1989. Kimia Anorganik Dasar. Jakarta: Penerbit UI Press

Chang, Raymond. 2007. Chemistry Ninth Edition. New York: Mc Graw Hill.

Ratcliff, Brian, dkk. 2006. AS Level and A Level Chemistry. Dubai: Oriental Press.

Moore, John T. 2003. Kimia For Dummies. Indonesia: Pakar Raya.

KOROSI

Korosi adalah kerusakan atau degradasi logam akibat reaksi redoks antara suatu logam dengan berbagai zat di lingkungannya yang menghasilkan senyawa-senyawa yang tidak dikehendaki. Dalam bahasa sehari-hari, korosi disebut perkaratan. Contoh korosi yang paling lazim adalah perkaratan besi.

Pada peristiwa korosi, logam mengalami oksidasi, sedangkan oksigen (udara) mengalami reduksi. Karat logam umumnya adalah berupa oksida atau karbonat. Rumus kimia karat besi adalah Fe₂O₃.nH₂O, suatu zat padat yang berwarna coklat-merah.

Korosi merupakan proses elektrokimia. Pada korosi besi, bagian tertentu dari besi itu berlaku sebagai anode, di mana besi mengalami oksidasi.

Fe(s) <–> Fe²⁺(aq) + 2e

Elektron yang dibebaskan di anode mengalir ke bagian lain dari besi itu yang bertindak sebagai katode, di mana oksigen tereduksi.

O₂(g) + 4H⁺(aq) + 4e <–> 2H₂O(l)

atau

O₂(g) + 2H₂O(l) + 4e <–> 4OH^–(aq)

Ion besi(II) yang terbentuk pada anode selanjutnya teroksidasi membentuk ion besi(III) yang kemudian membentuk senyawa oksida terhidrasi, yaitu karat besi. Mengenai bagian mana dari besi itu yang bertindak sebagai anode dan bagian mana yang bertindak sebagai katode, bergantung pada berbagai faktor, misalnya zat pengotor, atau perbedaan rapatan logam itu.

Korosi dapat juga diartikan sebagai serangan yang merusak logam karena logam bereaksi secara kimia atau elektrokimia dengan lingkungan. Ada definisi lain yang mengatakan bahwa korosi adalah kebalikan dari proses ekstraksi logam dari bijih mineralnya. Contohnya, bijih mineral logam besi di alam bebas ada dalam bentuk senyawa besi oksida atau besi sulfida, setelah diekstraksi dan diolah, akan dihasilkan besi yang digunakan untuk pembuatan baja atau baja paduan. Selama pemakaian, baja tersebut akan bereaksi dengan lingkungan yang menyebabkan korosi (kembali menjadi senyawa besi oksida).

Deret Volta dan hukum Nernst akan membantu untuk dapat mengetahui kemungkinan terjadinya korosi. Kecepatan korosi sangat tergantung pada banyak faktor, seperti ada atau tidaknya lapisan oksida, karena lapisan oksida dapat menghalangi beda potensial terhadap elektroda lainnya yang akan sangat berbeda bila masih bersih dari oksida.

 

Korosi atau perkaratan sangat lazim terjadi pada besi.  Besi merupakan logam yang mudah berkarat.  Karat besi merupakan zat yang dihasilkan pada peristiwa korosi, yaitu berupa zat padat berwarna coklat kemerahan yang bersifat rapuh serta berpori.  Rumus kimia dari karat besi adalah Fe₂O₃.xH₂O.  Bila dibiarkan, lama kelamaan besi akan habis menjadi karat.

Dampak dari peristiwa korosi bersifat sangat merugikan.  Contoh nyata adalah keroposnya jembatan, bodi mobil, ataupun berbagai konstruksi dari besi lainnya.Siapa di antara kita tidak kecewa  bila bodi mobil kesayangannya tahu-tahu sudah keropos karena korosi.  Pasti tidak ada.  Karena itu, sangat penting bila kita sedikit tahu tentang apa korosi itu, sehingga bisa diambil langkah-langkah antisipasi.

Peristiwa korosi sendiri merupakan proses elektrokimia, yaitu proses (perubahan / reaksi kimia) yang melibatkan adanya aliran listrik.  Bagian tertentu dari besi berlaku sebagai kutub negatif (elektroda negatif, anoda), sementara bagian yang lain sebagai kutub positif (elektroda positif, katoda).  Elektron mengalir dari anoda ke katoda, sehingga terjadilah peristiwa korosi.

 

Ion besi (II)yang terbentuk pada anoda selanjutnya teroksidasi menjadi ion besi (III) yang kemudian membentuk senyawa oksida terhidrasi (karat besi), Fe₂O₃.xH₂O.

Dari reaksi terlihat bahwa korosi melibatkan adanya gas oksigen dan air.  Karena itu, besi yang disimpan dalam udara yang kering akan lebih awet bila dibandingkan ditempat yang lembab.  Korosi pada besi ternyata dipercepat oleh beberapa faktor, seperti tingkat keasaman, kontak dengan elektrolit, kontak dengan pengotor, kontak dengan logam lain yang kurang aktif (logam nikel, timah, tembaga), serta keadaan logam besi itu sendiri (kerapatan atau kasar halusnya permukaan).

Pencegahan korosi

Pencegahan korosi didasarkan pada dua prinsip berikut :

– Mencegah kontak dengan oksigen dan/atau air

Korosi besi memerlukan oksigen dan air. Bila salah satu tidak ada, maka peristiwa korosi tidak dapat terjadi.  Korosi dapat dicegah dengan melapisi besi dengan cat, oli, logam lain yang tahan korosi (logam yang lebih aktif seperti seg dan krom).  Penggunaan logam lain yang kurang aktif (timah dan tembaga) sebagai pelapis pada kaleng bertujuan agar kaleng cepat hancur di tanah. Timah atau tembaga bersifat mampercepat proses korosi.

– Perlindungan katoda (pengorbanan anoda)

Besi yang dilapisi atau dihubugkan dengan logam lain yang lebih aktif akan membentuk sel elektrokimia dengan besi sebagai katoda.  Di sini, besi berfungsi hanya sebagai tempat terjadinya reduksi oksigen. Logam lain berperan sebagai anoda, dan mengalami reaksi oksidasi.  Dalam hal ini besi, sebagai katoda, terlindungi oleh logam lain (sebagai anoda, dikorbankan).  Besi akan aman terlindungi selama logam pelindungnya masih ada / belum habis.  Untuk perlindungan katoda pada sistem jaringan pipa bawah tanah lazim digunakan logam magnesium, Mg.  Logam ini secara berkala harus dikontrol dan diganti.

– Membuat alloy atau  paduan logam yang bersifat tahan karat, misalnya besi dicampur dengan logam Ni dan Cr menjadi baja stainless (72% Fe, 19%Cr, 9%Ni).

 

1.	Faktor yang berpengaruh 1. Kelembaban udara 2. Elektrolit 3. Zat terlarut pembentuk asam (CO2, SO2) 4. Adanya O2 5. Lapisan pada permukaan logam 6. Letak logam dalam deret potensial reduksi
2.	Mencegah Korosi 1. Dicat 2. Dilapisi logam yang lebih mulia 3. Dilapisi logam yang lebih mudah teroksidasi 4. Menanam batang-batang logam yang lebih aktif dekat logam besi dan dihubungkan 5. Dicampur dengan logam lain

 

SEL ELEKTROLISIS

Sel Elektrolisis adalah sel yang menggunakan arus listrik untuk menghasilkan reaksi redoks yang diinginkan dan digunakan secara luas di dalam masyarakat kita. Baterai aki yang dapat diisi ulang merupakan salah satu contoh aplikasi sel elektrolisis dalam kehidupan sehari-hari. Baterai aki yang sedang diisi kembali (recharge) mengubah energi listrik yang diberikan menjadi produk berupa bahan kimia yang diinginkan. Air, H₂O, dapat diuraikan dengan menggunakan listrik dalam sel elektrolisis. Proses ini akan mengurai air menjadi unsur-unsur pembentuknya. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :     2 H₂O_(l) ——>  2 H_2(g) + O_2(g)

Rangkaian sel elektrolisis hampir menyerupai sel volta. Yang membedakan sel elektrolisis dari sel volta adalah, pada sel elektrolisis, komponen voltmeter diganti dengan sumber arus (umumnya baterai). Larutan atau lelehan yang ingin dielektrolisis, ditempatkan dalam suatu wadah. Selanjutnya, elektroda dicelupkan ke dalam larutan maupun lelehan elektrolit yang ingin dielektrolisis. Elektroda yang digunakan umumnya merupakan elektroda inert, seperti Grafit (C), Platina (Pt), dan Emas (Au). Elektroda berperan sebagai tempat berlangsungnya reaksi. Reaksi reduksi berlangsung di katoda, sedangkan reaksi oksidasi berlangsung di anoda. Kutub negatif sumber arus mengarah pada katoda (sebab memerlukan elektron) dan kutub positif sumber arus tentunya mengarah pada anoda. Akibatnya, katoda bermuatan negatif dan menarik kation-kation yang akan tereduksi menjadi endapan logam. Sebaliknya, anoda bermuatan positif dan menarik anion-anion yang akan teroksidasi menjadi gas. Terlihat jelas bahwa tujuan elektrolisis adalah untuk mendapatkan endapan logam di katoda dan gas di anoda.

Ada dua tipe elektrolisis, yaitu elektrolisis lelehan (leburan) dan elektrolisis larutan. Pada proses elektrolisis lelehan, kation pasti tereduksi di katoda dan anion pasti teroksidasi di anoda. Sebagai contoh, berikut ini adalah reaksi elektrolisis lelehan garam NaCl (yang dikenal dengan istilah sel Downs) :

Katoda (-)            :   2 Na⁺_(l) + 2 e^– ——>  2 Na_(s) ……………….. (1)

Anoda (+)            :   2 Cl^–_(l) Cl_2(g) +  2 e^– ……………….. (2)

Reaksi sel            :   2 Na⁺_(l) +  2 Cl^–_(l) ——>  2 Na_(s) +  Cl_2(g) ……………….. [(1) + (2)]

Reaksi elektrolisis lelehan garam NaCl menghasilkan endapan logam natrium di katoda dan gelembung gas Cl₂ di anoda. Bagaimana halnya jika lelehan garam NaCl diganti dengan larutan garam NaCl? Apakah proses yang terjadi masih sama? Untuk mempelajari reaksi elektrolisis larutan garam NaCl, kita mengingat kembali Deret Volta (lihat Elektrokimia I : Penyetaraan Reaksi Redoks dan Sel Volta).

Pada katoda, terjadi persaingan antara air dengan ion Na⁺. Berdasarkan Tabel Potensial Standar Reduksi, air memiliki E°_red yang lebih besar dibandingkan ion Na⁺. Ini berarti, air lebih mudah tereduksi dibandingkan ion Na⁺. Oleh sebab itu, spesi yang bereaksi di katoda adalah air. Sementara, berdasarkan Tabel Potensial Standar Reduksi, nilai E°_red ion Cl^– dan air hampir sama. Oleh karena oksidasi air memerlukan potensial tambahan (overvoltage), maka oksidasi ion Cl^– lebih mudah dibandingkan oksidasi air. Oleh sebab itu, spesi yang bereaksi di anoda adalah ion Cl^–. Dengan demikian, reaksi yang terjadi pada elektrolisis larutan garam NaCl adalah sebagai berikut :

Katoda (-)            :   2 H₂O_(l) +  2 e^– ——>  H_2(g) +  2 OH^–_(aq) ……………….. (1)

Anoda (+)            :   2 Cl^–_(aq) ——>  Cl_2(g) +  2 e^– ……………….. (2)

Reaksi sel            :   2 H₂O_(l) +  2 Cl^–_(aq) ——>  H_2(g) +  Cl_2(g) +  2 OH^–_(aq) ……………………. [(1) + (2)]

Reaksi elektrolisis larutan garam NaCl menghasilkan gelembung gas H₂ dan ion OH­^‑ (basa) di katoda serta gelembung gas Cl₂ di anoda. Terbentuknya ion OH^– pada katoda dapat dibuktikan dengan perubahan warna larutan dari bening menjadi merah muda setelah diberi sejumlah indikator fenolftalein (pp). Dengan demikian, terlihat bahwa produk elektrolisis lelehan umumnya berbeda dengan produk elektrolisis larutan.

Selanjutnya kita mencoba mempelajari elektrolisis larutan Na₂SO₄. Pada katoda, terjadi persaingan antara air dan ion Na⁺. Berdasarakan nilai E°_red, maka air yang akan tereduksi di katoda. Di lain sisi, terjadi persaingan antara ion SO₄^2- dengan air di anoda. Oleh karena bilangan oksidasi S pada SO₄^-2 telah mencapai keadaan maksimumnya, yaitu +6, maka spesi SO₄^2- tidak dapat mengalami oksidasi. Akibatnya, spesi air yang akan teroksidasi di anoda. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

Katoda (-)            :   4 H₂O_(l) +  4 e^– ——>  2 H_2(g) +  4 OH^–_(aq) ……………….. (1)

Anoda (+)            :   2 H₂O_(l) ——>   O_2(g) +  4 H⁺_(aq) +  4 e^– ……………….. (2)

Reaksi sel            :   6 H₂O_(l) ——>  2 H_2(g) +  O_2(g) +  4 H⁺_(aq) +  4 OH^–_(aq) …………………….. [(1) + (2)]

6 H₂O_(l) ——>  2 H_2(g) +  O_2(g) +  4 H₂O_(l) …………………. [(1) + (2)]

2 H₂O_(l) ——>  2 H_2(g) +  O_2(g) …………………….. [(1) + (2)]

Dengan demikian, baik ion Na⁺ maupun SO₄^2-, tidak bereaksi. Yang terjadi justru adalah peristiwa elektrolisis air menjadi unsur-unsur pembentuknya. Hal yang serupa juga ditemukan pada proses elektrolisis larutan Mg(NO₃)₂ dan K₂SO₄.

Bagaimana halnya jika elektrolisis lelehan maupun larutan menggunakan elektroda yang tidak inert, seperti Ni, Fe, dan Zn? Ternyata, elektroda yang tidak inert hanya dapat bereaksi di anoda, sehingga produk yang dihasilkan di anoda adalah ion elektroda yang larut (sebab logam yang tidak inert mudah teroksidasi). Sementara, jenis elektroda tidak mempengaruhi produk yang dihasilkan di katoda. Sebagai contoh, berikut adalah proses elektrolisis larutan garam NaCl dengan menggunakan elektroda Cu :

Katoda (-)            :   2 H₂O_(l) +  2 e^– ——>  H_2(g) +  2 OH^–_(aq) ……………………..  (1)

Anoda (+)            :   Cu_(s) ——>  Cu²⁺_(aq) +  2 e^– ……………………..  (2)

Reaksi sel            :   Cu_(s) +  2 H₂O_(l) ——>  Cu²⁺_(aq) +  H_2(g) +  2 OH^–_(aq) ……………………..  [(1) + (2)]

Dari pembahasan di atas, kita dapat menarik beberapa kesimpulan yang berkaitan dengan reaksi elektrolisis :

1. Baik elektrolisis lelehan maupun larutan, elektroda inert tidak akan bereaksi; elektroda tidak inert hanya dapat bereaksi di anoda
2. Pada elektrolisis lelehan, kation pasti bereaksi di katoda dan anion pasti bereaksi di anoda
3. Pada elektrolisis larutan, bila larutan mengandung ion alkali, alkali tanah, ion aluminium, maupun ion mangan (II), maka air yang mengalami reduksi di katoda
4. Pada elektrolisis larutan, bila larutan mengandung ion sulfat, nitrat, dan ion sisa asam oksi, maka air yang mengalami oksidasi di anoda

Salah satu aplikasi sel elektrolisis adalah pada proses yang disebut penyepuhan. Dalam proses penyepuhan, logam yang lebih mahal dilapiskan (diendapkan sebagai lapisan tipis) pada permukaan logam yang lebih murah dengan cara elektrolisis. Baterai umumnya digunakan sebagai sumber listrik selama proses penyepuhan berlangsung. Logam yang ingin disepuh berfungsi sebagai katoda dan lempeng perak (logam pelapis) yang merupakan logam penyepuh berfungsi sebagai anoda. Larutan elektrolit yang digunakan harus mengandung spesi ion logam yang sama dengan logam penyepuh (dalam hal ini, ion perak). Pada proses elektrolisis, lempeng perak di anoda akan teroksidasi dan larut menjadi ion perak. Ion perak tersebut kemudian akan diendapkan sebagai lapisan tipis pada permukaan katoda. Metode ini relatif mudah dan tanpa biaya yang mahal, sehingga banyak digunakan pada industri perabot rumah tangga dan peralatan dapur.

Setelah kita mempelajari aspek kualitatif reaksi elektrolisis, kini kita akan melanjutkan dengan aspek kuantitatif sel elektrolisis. Seperti yang telah disebutkan di awal, tujuan utama elektrolisis adalah untuk mengendapkan logam dan mengumpulkan gas dari larutan yang dielektrolisis. Kita dapat menentukan kuantitas produk yang terbentuk melalui konsep mol dan stoikiometri.

Satuan yang sering ditemukan dalam aspek kuantitatif sel elektrolisis adalah Faraday (F). Faraday didefinisikan sebagai muatan (dalam Coulomb) mol elektron. Satu Faraday equivalen dengan satu mol elektron. Demikian halnya, setengah Faraday equivalen dengan setengah mol elektron. Sebagaimana yang telah kita ketahui, setiap satu mol partikel mengandung 6,02 x 10²³partikel. Sementara setiap elektron mengemban muatan sebesar  1,6 x 10^-19 C. Dengan demikian :

1 Faraday  =  1 mol elektron  =  6,02 x 10²³ partikel elektron x 1,6 x 10^-19 C/partikel elektron 1 Faraday  =  96320 C (sering dibulatkan menjadi 96500 C untuk mempermudah perhitungan)

Hubungan antara Faraday dan Coulomb dapat dinyatakan dalam persamaan berikut :

Faraday  =  Coulomb / 96500

Coulomb  =  Faraday x 96500

Coulomb adalah satuan muatan listrik. Coulomb dapat diperoleh melalui perkalian arus listrik (Ampere) dengan waktu (detik). Persamaan yang menunjukkan hubungan Coulomb, Ampere, dan detik adalah sebagai berikut :

Coulomb  =  Ampere  x  Detik

Q  =  I  x  t

Dengan demikian, hubungan antara Faraday, Ampere, dan detik adalah sebagai berikut :

Faraday  =  (Ampere  x  Detik)  /  96500

Faraday  =  (I  x  t)  /  96500

Dengan mengetahui besarnya Faraday pada reaksi elektrolisis, maka mol elektron yang dibutuhkan pada reaksi elektrolisis dapat ditentukan. Selanjutnya, dengan memanfaatkan koefisien reaksi pada masing-masing setengah reaksi di katoda dan anoda, kuantitas produk elektrolisis dapat ditemukan.

Berikut ini adalah beberapa contoh soal aspek kuantitatif sel elektrolisis :

1. Pada elektrolisis larutan AgNO₃ dengan elektroda inert dihasilkan gas oksigen sebanyak 5,6 L pada STP. Berapakah jumlah listrik dalam Coulomb yang dialirkan pada proses tersebut?

Penyelesaian :

Reaksi elektrolisis larutan AgNO₃ dengan elektroda inert adalah sebagai berikut :

Katoda (-)   :  Ag⁺ +  e^– ——>  Ag

Anoda (+)   :  2 H₂O_(l) ——>  O_2(g) +  4 H⁺_(aq) +  4 e^–

Gas O₂ terbentuk di anoda. Mol gas O₂ yang terbentuk sama dengan 5,6 L / 22,4 L = ¼ mol O₂

Berdasarkan persamaan reaksi di anoda, untuk menghasilkan ¼ mol gas O₂, maka jumlah mol elektron yang terlibat adalah sebesar  4 x ¼ = 1 mol elektron.

1 mol elektron = 1 Faraday = 96500 C

Jadi, jumlah listrik yang terlibat adalah sebesar 96500 C

2. Unsur Fluor dapat diperoleh dengan cara elektrolisis lelehan NaF. Berapakah waktu yang diperlukan untuk mendapatkan 15 L gas fluorin ( 1 mol gas mengandung 25 L gas) dengan arus sebesar 10 Ampere?

Penyeleasian :

Reaksi elektrolisis lelehan NaF adalah sebagai berikut :

K (-) : Na⁺_(l) +  e^– ——>  Na_(s)

A (-) : 2 F^–_(l) ——>  F_2(g) +  2 e^–

Gas F₂ terbentuk di anoda. Mol gas F₂ yang terbentuk adalah sebesar 15 L / 25 L = 0,6 mol F₂

Berdasarkan persamaan reaksi di anoda, untuk menghasilkan 0,6 mol gas F₂, akan melibatkan mol elektron sebanyak 2 x 0,6 = 1,2 mol elektron

1,2 mol elektron = 1,2 Faraday

Waktu yang diperlukan dapat dihitung melalui persamaan berikut :

Faraday = (Ampere x Detik) / 96500

1,2  =  (10 x t)  / 96500

t  =  11850 detik  =  3,22 jam

Jadi, diperlukan waktu selama 3,22 jam untuk menghasilkan 15 L gas fluorin

3. Arus sebesar 0,452 A dilewatkan pada sel elektrolisis yang mengandung lelehan CaCl₂ selama 1,5 jam. Berapakah jumlah produk yang dihasilkan pada masing-masing elektroda?

Penyelesaian :

Reaksi elektrolisis lelehan CaCl₂ adalah sebagai berikut :

K (-) : Ca²⁺_(l) +  2 e^– ——>  Ca_(s)

A (+) : 2 Cl^–_(l) ——>  Cl_2(g) +  2 e^–

Mol elektron yang terlibat dalam reaksi ini dapat dihitung dengan persamaan berikut :

Faraday  =  (Ampere x Detik) / 96500

Faraday  =  (0,452 x  1,5  x  3600) / 96500  mol elektron

Berdasarkan persamaan reaksi di katoda, mol Ca yang dihasilkan adalah setengah dari mol elektron yang terlibat. Dengan demikian, massa Ca yang dihasilkan adalah :

Massa Ca = mol Ca x Ar Ca

Massa Ca  =  ½  x  (0,452 x  1,5  x  3600) / 96500  x  40  =  0,506 gram Ca

Berdasarkan persamaan reaksi di anoda, mol gas Cl₂ yang dihasilkan adalah setengah dari mol elektron yang terlibat. Dengan demikian, volume gas Cl₂ (STP) yang dihasilkan adalah :

Volume gas Cl₂ = mol Cl₂ x 22,4 L

Volume gas Cl₂ =  ½  x  (0,452 x  1,5  x  3600) / 96500  x  22.4 L  =  0,283 L gas Cl₂

Jadi, produk yang dihasilkan di katoda adalah 0,506 gram endapan Ca dan produk yang dihasilkan di anoda adalah 0,283 L gas Cl₂ (STP)

4. Dalam sebuah percobaan elektrolisis, digunakan dua sel yang dirangkaikan secara seri. Masing-masing sel menerima arus listrik yang sama. Sel pertama berisi larutan AgNO₃, sedangkan sel kedua berisi larutan XCl₃. Jika setelah elektrolisis selesai, diperoleh 1,44 gram logam Ag pada sel pertama dan 0,12 gram logam X pada sel kedua, tentukanlah massa molar (Ar) logam X tersebut!

Penyelesaian :

Reaksi elektrolisis larutan AgNO₃ :

K (-) :  Ag⁺_(aq) +  e^– ——>  Ag_(s)

A (+) : 2 H₂O_(l) ——>  O_2(g) +  4 H⁺_(aq) +  4 e^–

Logam Ag yang dihasilkan sebanyak 1,44 gram; dengan demikian, mol logam Ag yang dihasilkan sebesar  1,44 / 108 mol Ag

Berdasarkan persamaan reaksi di katoda, mol elektron yang dibutuhkan untuk menghasilkan logam Ag sama dengan mol logam Ag (koefisien reaksinya sama)

Sehingga, mol elektron yang digunakan dalam proses elektrolisis ini adalah sebesar   1,44 / 108 mol  elektron

Reaksi elektrolisis larutan XCl₃ :

K (-) :  X³⁺_(aq) +  3 e^– ——>  X_(s)

A (+) : 2 Cl^–_(l) ——>  Cl_2(g) +  2 e^–

Arus yang sama dialirkan pada sel kedua, sehingga, mol elektron yang digunakan dalam proses elektrolisis ini sama seperti sebelumya, yaitu sebesar 1,44 / 108 mol  elektron

Berdasarkan persamaan reaksi di katoda, mol logam X yang dihasilkan sama dengan  1 / 3 kali mol elektron, yaitu sebesar  1 / 3  x  1,44 / 108 mol X

Massa logam X  =  0,12 gram; dengan demikian, massa molar (Ar) logam X adalah sebagai berikut:

mol  =  massa / Ar

Ar  = massa / mol

Ar  =  0,12 / (1 / 3  x  1,44  / 108)  =  27

Jadi, Ar dari logam X adalah 27

SEL VOLTA

Sel Galvani atau disebut juga dengan sel volta adalah sel elektrokimia yang dapat menyebabkan terjadinya energi listrik dari suatu reaksi redoks yang spontan. reaksi redoks spontan yang dapat mengakibatkan terjadinya energi listrik ini ditemukan oleh Luigi Galvani dan Alessandro Guiseppe Volta.

Sel Volta adalah rangkaian sel yang dapat menghasilkan arus listrik. Dalam sel tersebut terjadi perubahan dari reaksi redoks menghasilkan arus listrik.

Sel volta terdiri atas elektroda tempat berlangsungnya reaksi oksidasi disebut anoda(electrode negative), dan tempat berlangsungnya reaksi reduksi disebut katoda(electrode positif).

Rangkaian Sel Galvani

Contoh rangkaian sel galvani.

sel galvani terdiri dari beberapa bagian, yaitu:

1. voltmeter, untuk menentukan besarnya potensial sel.
2. jembatan garam (salt bridge), untuk menjaga kenetralan muatan listrik pada larutan.
3. anoda, elektroda negatif, tempat terjadinya reaksi oksidasi. pada gambar, yang bertindak sebagai anoda adalah elektroda Zn/seng (zink electrode).
4. katoda, elektroda positif, tempat terjadinya reaksi reduksi. pada gambar, yang bertindak sebagai katoda adalah elektroda Cu/tembaga (copper electrode).

Proses dalam Sel Galvani

Pada anoda, logam Zn melepaskan elektron dan menjadi Zn²⁺ yang larut.

Zn(s) → Zn²⁺(aq) + 2e^–

Pada katoda, ion Cu²⁺ menangkap elektron dan mengendap menjadi logam Cu.

Cu²⁺(aq) + 2e^– → Cu(s)

hal ini dapat diketahui dari berkurangnya massa logam Zn setelah reksi, sedangkan massa logam Cu bertambah. Reaksi total yang terjadi pada sel galvani adalah:

Zn(s) + Cu²⁺(aq) → Zn²⁺(aq) + Cu(s)

Sel Volta dalam kehidupan sehari – hari :

1. Sel Kering (Sel Leclanche)

Dikenal sebagai batu baterai. Terdiri dari katode yang berasal dari karbon(grafit) dan anode logam zink. Elektrolit yang dipakai berupa pasta campuran MnO2, serbuk karbon dan NH4Cl.
Persamaan reaksinya :
Katode : 2MnO2 + 2H+ + 2e ” Mn2O3 + H2O
Anode : Zn ” Zn2+ + 2e
Reaksi sel : 2MnO2 + 2H+ + Zn ” Mn2O3 + H2O + Zn2

2. Sel Aki

Sel aki disebut juga sebagai sel penyimpan, karena dapat berfungsi penyimpan listrik dan pada setiap saat dapat dikeluarkan . Anodenya terbuat dari logam timbal (Pb) dan katodenya terbuat dari logam timbal yang dilapisi PbO2.Reaksi penggunaan aki :
Anode : Pb + SO4 2- ” PbSO4 + 2e
Katode : PbO2 + SO42-+ 4H++ 2e ” PbSO4 + 2H2O
Reaksi sel : Pb + 2SO4 2- + PbO2 + 4H+ ” 2PbSO4 + 2H2O

Reaksi Pengisian aki :
2PbSO4 + 2H2O ” Pb + 2SO4 2- + PbO2 + 4H+

3. Sel Perak Oksida

Sel ini banyak digunakan untuk alroji, kalkulator dan alat elektronik.
Reaksi yang terjadi :

Anoda : Zn(s) + 2OH-(l) ” Zn(OH)2(s) + 2e
Katoda : Ag2O(s) + H2O(l) + 2e ” 2Ag(s) + 2OH-(aq)
Reaksi Sel : Zn(s) + Ag2O(s) + H2O(l) ” Zn(OH)2(s) + 2Ag(s)

Potensial sel yang dihasilkan adalah 1,34 V

4. Sel Nikel Cadmium (Nikad)

Sel Nikad merupakan sel kering yang dapat diisi kembali (rechargable). Anodenya terbuat dari Cd dan katodenya berupa Ni2O3 (pasta). Beda potensial yang dihasilkan sebesar 1,29 V. Reaksinya dapat balik :

NiO(OH).xH2O + Cd + 2H2O → 2Ni(OH)2.yH2O + Cd(OH)2

5. Sel Bahan Bakar

Sel Bahan bakar merupakan sel Galvani dengan pereaksi – pereaksinya (oksigen dan hidrogen) dialirkan secara kontinyu ke dalam elektrode berpori. Sel ini terdiri atas anode dari nikel, katode dari nikel oksida dan elektrolit KOH.

Reaksi yang terjadi :

Anode : 2H2(g) + 4OH-(aq) → 4H2O(l) + 4e
Katode : O2(g) + 2H2O(l) + 4e → 4OH-(aq)
Reaksi sel : 2H2(g) + O2 → 2H2O(l)

REAKSI-REAKSI SENYAWA ORGANIK

REAKSI SUBTITUSI, ADISI, ELIMINASI

Reaksi Subtitusi adalah reaksi penggantian (penukaran) suatu gugus atom oleh gugus atom lain. Pada reaksi subtitusi tidak terjadi perubahan ikatan, ikatan tunggal –> ikatan tunggal.

Contoh :

1. Reaksi monoklorinasi propana (pengantian satu atom H oleh satu atom Cl), misalnya : C₃H₈ + Cl₂ –> C₃H₇Cl + HCl
2. Reaksi dibrominasi propana (penggantian dua atom H oleh dua atom Br), misalnya : C₃H₈ + 2Br₂ –> C₃H₆Br₂ + 2HBr

Reaksi Adisi adalah reaksi penambahan suatu atom pada ikatan rankap dalam suatu senyawa. Pada reaksi adisi terjadi perubahan ikatan, ikatan rangkap tiga –> ikatan rangkap dua, atau ikatan rangkap dua –> ikatan tunggal

Contoh :

1. Reaksi adisi pada Alkena dan Alkuna

CH₂=CH₂ + Br₂ –> CH₂Br–CH₂Br

CHºCH + 2H₂ –> CH₃ – CH₃

CH₂=CH–CH₃ +HBr –>  CH₃–CHBr–CH₃ (Pada reaksi ini berlaku hukum Markovnikov ”Atom H dari asam halida ditangkap oleh C berikatan rangkap yang mengikat atom H lebih banyak atau gugus alkil yang lebih kecil)

1. Reaksi adisi hidrogen pada senyawa yang mempunyai gugus karbonil (alkanal dan keton)

R–CHO + H₂ –> R–CH₂OH (menghasilkan suatu alkohol primer)

R-CO– R + H₂ –> R–CHOH–R (menghasilkan suatu alkohol sekunder)

Catatan : Reaksi-reaksi di atas disebut juga reaksi reduksi aldehida da keton

Reaksi Eliminasi adalah reaksi penghilangan suatu gugus atom pada suatu senyawa. Pada reaksi elimiasi teradi perubahan ikatan, ikatan tunggal –> ikatan rangkap

Contoh :

CH₃–CH₃ –> CH₂=CH₂ + H₂

CH₃–CH₂Br –> CH₂=CH₂ + HBr

CH₃–CH₂OH –> CH₂=CH₂ + H₂O

REAKSI-REAKSI SENYAWA ALKOHOL

1. Reaksi Oksidasi

Alkohol primer (R-CH₂OH)            Aldehida (R-CHO)           Asam karboksilat (R-COOH)

Alkohol sekunder (R-CHOH-R             Keton (R-CO-R)

Alkohol tersier (R₃COH), tidak dapat dioksidasi

2. Reaksi dengan Na

Semua alkohol bereaksi dengan logam Na, menurut persamaan reaksi berikut :

2R-OH + 2Na –> 2R-ONa + H₂

3. Reaksi dengan fosfortriklorida (PCl₃)

Semua alkohol bereaksi dengan PCl₃, menurut persamaan reaksi berikut :

3R-OH + PCl₃ –> 3R-Cl + H₃PO₃

4. Reaksi dengan Asam Sulfat (H₂SO₄)

a.    Pada suhu sekitar 130⁰C terjadi penggabungan dua molekul alkohol menjadi eter (eterifikasi)

2R-OH                R-O-R + H₂O

1. Pada suhu sekitar 180⁰C terjadi eliminasi air dari alkohol membentuk suatu alkena

CH₃-CH₂-OH            CH₂=CH₂ + H₂O

REAKSI SENYAWA ETER

Reaksi Subtitusi Eter, eterdapat mengalami reaksi subtitusi dengan HBr atau HI menghasilkan suatu alkohol dan alkil halida; R-O-R’ +HX à R-OH + R’-X (Catatan : R yang lebih panjang membentuk alkohol sedangkan R’ yang lebih pendek membentuk alkil halida).

Contoh :

CH₃-CH₂-O-CH₂-CH₃ + HI –> CH₃-CH₂-OH + CH₃-CH₂I

CH₃-CH₂-CH₂-O-CH₂-CH₃ + HBr –> CH₃-CH₂-CH₂-OH + CH₃-CH₂Br

REAKSI-REAKSI SENYAWA ASAM KARBOKSILAT DAN ESTER

1. Reaksi Penetralan, reaksi antara asam karboksilat dengan basa mengahsilkan garam dan air

R-COOH + NaOH –> R-COONa + H₂O

2. Reaksi Esterifikasi, reaksi antara asam karboksilat dengan alkohol menghasilkan ester dan air

R-COOH + R’-OH–> R-COOR’ + H₂O

3. Reaksi Hidrolisis, reaksi antara ester dengan air dalam suasana asam menghasilkan asam karboksilat dan alkohol

R-COOR’ + H₂O –> R-COOH + R’-OH

4. Reaksi Safonifikasi (Penyabunan), reaksi antara ester dengan basa menghasilkan garam dan alkohol

R-COOR’ + NaOH –> R-COONa + R’-OH

Pada reaksi pembuatan sabun, maka ester yang digunakan adalah suatu lemak (trigliserida) dengan KOH menghasilkan suatu garam lemak (sabun) dan gliserol

Contoh :

CH₂-OOC-C₁₇H₃₅ CH₂-OH

|                                                                                                          |

CH-OOC-C₁₇H₃₅ + 3KOH –> 3C₁₇H₃₅COOK +        CH-OH

|                                                                                                          |

CH₂-OOC-C₁₇H₃₅ CH₂-OH

Gliseril tristrearat                  Kalium stearat                 Gliserol

(Suatu Lemak)                  (Suatu Sabun)      (Alkohol hasil sampingan)

REAKSI-REAKSI PENGUJIAN SENYAWA ORGANIK

1. Reaksi Uji Ikatan Rangkap

a.     Penentuan keberadaan ikatan rangkap dalam suatu senyawa dapat dilakukan dengan menggunakan pereaksi brom (Br₂) yang berwarna coklat. Bila warna coklat brom hilang maka dalam senywa terdapat ikatan rangkap karena terjadi reaksi adisi Br₂ terhadap karbon berikatan rangkap.

b.     Untuk menentukan letak iakatan rangkap dalam suatu senyawa dilakukan reaksi ozonolisis. R-CH=CH-R’ + O₃ –>R-CH₂OH + R’-CH₂OH

2. Reaksi Uji Iodoform, reaksi uji ini dilakukan untuk menentukan keberadaan gugus metil ujung dalam senyawa alkohol atau senyawa karbonil (aldehida atau keton): CH₃-CHOH-  atau CH₃-CO-

SELAMAT BELAJAR

CARA MENJELASKAN HIBRIDISASI DAN BENTUK MOLEKUL XeF4

Hibridisasi adalah penyetaraan tingkat energi melalui penggabungan antarorbital. Senyawa kovalen atau kovalen koordinasi. Teori hibridisasi dipromosikan oleh kimiawan Linus Pauling dalam menjelaskan struktur molekul seperti metana (CH₄). Secara historis, konsep ini dikembangkan untuk sistem-sistem kimia yang sederhana, namun pendekatan ini selanjutnya diaplikasikan lebih luas, dan sekarang ini dianggap sebagai sebuah heuristik yang efektif untuk merasionalkan struktur senyawa organik.

Teori hibridisasi tidaklah sepraktis teori orbital molekul dalam hal perhitungan kuantitatif. Masalah-masalah pada hibridisasi terlihat jelas pada ikatan yang melibatkan orbital d, seperti yang terdapat pada kimia koordinasi dan kimia organologam.

Walaupun skema hibridis logam transisi dapat digunakan, ia umumnya tidak akurat.
Sangatlah penting untuk dicatat bahwa orbital adalah sebuah model representasi dari tingkah laku elektron-elektron dalam molekul. Dalam kasus hibridisasi yang sederhana, pendekatan ini didasarkan pada orbital-orbital atom hidrogen.

Orbital-orbital yang terhibridisasikan diasumsikan sebagai gabungan dari orbital-orbital atom yang bertumpang tindih satu sama lainnya dengan proporsi yang bervariasi. Orbital-orbital hidrogen digunakan sebagai dasar skema hibridisasi karena ia adalah salah satu dari sedikit orbital yang persamaan Schrödingernya memiliki penyelesaian analitis yang diketahui. Orbital-orbital ini kemudian diasumsikan terdistorsi sedikit untuk atom-atom yang lebih berat seperti karbon, nitrogen, dan oksigen. Dengan asumsi-asumsi ini, teori hibridisasi barulah dapat diaplikasikan.

Perlu dicatat bahwa kita tidak memerlukan hibridisasi untuk menjelaskan molekul, namun untuk molekul-molekul yang terdiri dari karbon, nitrogen, dan oksigen, teori hibridisasi menjadikan penjelasan strukturnya lebih mudah.Teori hibridisasi sering digunakan dalam kimia organik, biasanya digunakan untuk menjelaskan molekul yang terdiri dari atom C, N, dan O (kadang kala juga P dan S).

Untuk menjelaskan bagaimana Hibridisasi Gas Mulia seperti XeF4, mari ikuti penjelasan berikut :

Struktur Molekul XeF4

Selanjutnya mari kita lihat diagram orbital Xe

DIAGRAM ORBITAL Xe AWAL

selanjutnya karena ada 4 atom F maka perubahannya menjadi

HIBRIDISASI XeF4

SEMOGA PENJELASAN INI DAPAT MEMBANTU

PENYETARAAN REAKSI REDOKS

Penyetaraan reaksi redoks berarti menyamakan jumlah atom dan muatan masing-masing unsur pada pereaksi dengan jumlah atom dan muatan masing-masing unsur pada hasil reaksi. Artinya sebelum muatan dan jumlah atom di kedua ruas (pereaksi dan hasil reaksi) sama, maka reaksi masih belum setara.

Penyetaraan persamaan reaksi redoks dapat dilakukan dengan 2 cara, yaitu :

• Cara Setengah Reaksi
• Cara Perubahan Bilangan Oksidasi

Dengan kedua cara ini kita akan mendapatkan reaksi redoks yang setara. Jadi tidak ada perbedaan hasil diantara keduannya, tergantung anda, mana yang lebih dikuasai.

Baiklah sekarang mari kita bahas masing-masing cara menyetarakan reaksi redoks berikut ini :

1. CARA SETENGAH REAKSI

Penyetaraan persamaan reaksi redoks dengan cara setengah reaksi, yaitu dengan melihat elektron yang diterima atau dilepaskan. Penyetaraan dilakukan dengan menyamakan jumlah elektronnya. CARA INI DIUTAMAKAN UNTUK REAKSI DENGAN SUASANA REAKSI YANG TELAH DIKETAHUI.

Langkah-langkah penyetaraan :

Contoh : MnO₄^– + Cl^– –> Mn²⁺ + Cl₂ (Asam)

1. Menuliskan setengah reaksi kedua zat yang akan direaksikan

MnO₄^– –> Mn²⁺

Cl^– –> Cl₂

2. Menyetarakan jumlah atom unsur yang terlibat

MnO₄^– –> Mn²⁺

2Cl^– –> Cl₂

3. Menambah H₂O pada suasana Asam (pada yg kurang O) dan pada suasana Basa (pada yg kelebihan O)

MnO₄^– –> Mn²⁺ + 4H₂O

2Cl^– –> Cl₂

4. Menyetarakan atom Hidrogen (H) dengan menambah H⁺ pada suasana Asam dan OH^– pada susana basa

MnO₄^– + 8H⁺ –> Mn²⁺ + 4H₂O

2Cl^– –> Cl₂

5. Menyetarakan muatan dengan menambah elektron

MnO₄^– + 8H⁺ + 5e –> Mn²⁺ + 4H₂O   [selisih elektron pereaksi (7) dan hasil reaksi (2)]

2Cl^– –> Cl₂ + 2e [elektron pereaksi -2 maka di hasil reaksi harus ditambah 2e]

6. Menyamakan jumlah elektron yang diterima dengan yang dilepas dengan perkalian silang antar elektron (didapat dari penambahan jumlah elektron)

MnO₄^– + 8H⁺ + 5e –> Mn²⁺ + 4H₂O    | x 2

2Cl^– –> Cl₂ + 2e  | x 5

Hasilnya menjadi :

2MnO₄^– + 16H⁺ + 10e –> 2Mn²⁺ + 8H₂O    

10Cl^– –> 5Cl₂ + 10e

————————————————————

2MnO₄^– + 10Cl^– + 16H⁺ –> 2Mn²⁺ + 5Cl₂ + 8H₂O

Buktikan jumlah atom dan muatannya apakah sudah sama atau belum?…. 😉

2. CARA PERUBAHAN BILANGAN OKSIDASI

Penyetaraan persamaan reaksi redoks dengan cara perubahan bilangan oksidasi, dilakukan dengan melihat kecenderungan perubahan bilangan oksidasinya. Penyetaraan dilakukan dengan menyamakan perubahan bilangan oksidasi. PADA CARA INI SUASANA REAKSI UMUMNYA BELUM DIKETAHUI (AKAN DIKETAHUI DARI PERBEDAAN MUATAN PEREAKSI DAN HASIL REAKSI)

Langkah-langkah penyetaraan :

Contoh : Fe²⁺ + Cr₂O₇^2- –> Fe³⁺ + Cr³⁺

^1. Menyetarakan unsur yang mengalami perubahan biloks

Fe²⁺ + Cr₂O₇^2- –> Fe³⁺ + 2Cr³⁺

1. Menentukan biloks masing-masing unsur /senyawa

Fe²⁺ + Cr₂O₇^2- –> Fe³⁺ + 2Cr³⁺

2+       +12             3+        +6

2. Menentukan selisih perubahan biloks

Fe²⁺ –> Fe³⁺ [biloks naik (oksidasi) –> selisih +2 ke +3 adalah 1

Cr₂O₇^2- –> 2Cr³⁺ [biloks turun (reduksi) –> selisih +12 ke +6 adalah 6

3. Menyamakan perubahan biloks dengan perkalian silang

Fe x 6 –> setiap anda menemukan unsur Fe kalikan dengan 6

Cr x 1 –> setiap anda menemukan unsur Cr kalikan dengan 1

Sehingga reaksi diatas menjadi

6Fe²⁺ + Cr₂O₇^2- –> 6Fe³⁺ + 2Cr³⁺

4.  Menentukan muatan pereaksi dan hasil reaksi ( Jika muatan pereaksi lebih negatif/rendah maka ditambah H⁺ berarti suasana Asam. Jika muatan pereaksi lebih positif/tinggi,  maka ditambah OH^– berarti suasana basa.

6Fe²⁺ + Cr₂O₇^2- –> 6Fe³⁺ + 2Cr³⁺

+12 – 2 = +10 18+ 6 = +24

Artinya : muatan pereaksi lebih rendah, maka tambahkan H⁺ sebanyak selisih muatannya yaitu 24-10 = 14 dan diletakkan di tempat yang muatannya kurang. Sehingga reaksi menjadi

6Fe²⁺ + Cr₂O₇^2- + 14H⁺ –> 6Fe³⁺ + 2Cr³⁺

5. Menyetarakan Hidrogen dengan menambah H₂O pada tempat yang belum ada oksigennya.

6Fe²⁺ + Cr₂O₇^2- + 14H⁺ –> 6Fe³⁺ + 2Cr³⁺ + 7H₂O

LATIHAN :

Setarakan reaksi redoks berikut : MnO₄^– +ClO₂^– –> MnO₂ + ClO₄^–

Hasil jawaban anda dapat dikirim dengan Attact file MS-Word ke email : esdi_pangganti@yahoo.com

SELAMAT BELAJAR

BILOKS DAN REDOKS

BILANGAN OKSIDASI DAN REDOKS

 

OKSIDASI	REDUKSI
Penggabungan Oksigen (O di pereaksi) C + O2 –> CO2	Pengurangan/pelepasan Oksigen (O di hasil reaksi) CO2 –> C + O2
Pelepasan Elektron (e di hasil reaksi) Na –> Na+ + e–	Penangkapan/penggagungan elektron (e di pereaksi) Cl2 + 2e– –> 2Cl–
Kenaikan Bilangan Oksidasi	Penurunan Bilangan Oksidasi

 

Mol elektron yang menyertai reaksi = Perub.Biloks x jumlah atom

 OKSIDATOR

• Zat yang mengalami reduksi
• Lebih mudah menangkap elektron

REDUKTOR

• Zat yang mengalami oksidasi
• Lebih mudah melepas elektron

  

ATURAN BILOKS (CARA MENENTUKAN BILANGAN OKSIDASI)

1. Bilangan oksidasi unsur bebas (monoatomik, diatomik, atau poliatomik) sama dengan 0 (nol). Misalnya : bilangan oksidasi Na, Mg, Fe, O, Cl₂, H₂, P₄ dan S₈ = 0
2. Bilangan oksidasi unsur H dalam senyawa = +1, kecuali pada senyawa hidrida =  –1 (misalnya : NaH)
3. Bilangan oksidasi unsur O dalam senywa = –2, kecuali pada senyawa peroksida = –1  (misalnya : Na₂O₂, H₂O₂, BaO₂), dan pada senyawa oksifluorida (OF₂) = +2
4. Bilangan oksidasi unsur logam dalam senyawa selalu positif dan nilainya sama dengan valensi logam tersebut. ( Misalnya : Biloks logam gol.IA= +1, gol.IIA=+2, gol.IIIA=+3)
5. Bilangan oksidasi unsur golongan VIIA dalam senyawa = –1
6. Bilangan oksidasi unsur dalam bentuk ion tunggal sama dengan muatannya. (Misalnya Biloks Na pada Na⁺= +1, Cl pada Cl^–=–1, Mg pada Mg²⁺=+2)
7. Jumlah bilangan oksidasi unsur-unsur dalam suatu senyawa sama dengan 0 (nol), Misalnya :

Biloks S pada H₂SO₄ ditentukan dengan cara :

                                                                    H₂SO₄        = 0

                        ( 2 x biloks H) + S + (4 x biloks O)        = 0

                                       ( 2 X 1) + S + (4 X (-2) )        = 0

                                                                2 + S – 8        = 0

                                                                            S        = 8 – 2

                                                                            S        = +6

1. Jumlah bilangan oksidasi unsur-unsur dalam suatu ion poliatom sama dengan muatannya. Misalnya :

Biloks Cr pada Cr₂O₇^2-

                                                                 Cr₂O₇^2-    =    –2 

                                           Cr₂ + ( 7 x biloks O )    =    –2

                                                  Cr₂ + ( 7 x (-2) )    =    –2

                                                               Cr₂ – 14    =    –2

                                                                      Cr2    =    14 – 2

                                                                        Cr    =    12 / 2

                                                                        Cr    = +6

 

SIFAT KOLIGATIF

A. Molalitas dan Fraksi Mol

 

1. Molalitas (m)

Molalitas menyatakan jumlah mol zat terlarut dalam 1000 gram pelarut. Molalitas dapat dinyatakan dengan  rumus:

  

  

  

  

2. Fraksi Mol (X)

Fraksi mol menyatakan perbandingan mol suatu zat dengan mol seluruh zat dalam larutan. Dalam campuran zat   dengan zat B, maka fraksi mol masing-masing zat dapat dinyatakan dengan:

 

 

  

 

  B. Penurunan Tekanan Uap ( P)

Bila kita memanaskan air (atau zat yang dapat menguap lainnya) dalam ketel yang tertutup, maka ketika air  endidih tutup ketel dapat terangkat, mengapa hal ini terjadi? Apa sebenarnya yang menekan tutup ketel tersebut, air atau uap airnya? Dalam ruang tertutup air akan menguap sampai ruangan tersebut jenuh, yang disertai dengan pengembunan sehingga terjadi kesetimbangan air dengan uap air.

H2O_(l) à H2O_(g)

 Terjadinya uap air ini akan menimbulkan tekanan sehingga menekan ketel. Ketika air mendidih (suhu 100°C) banyak air yang menguap sehingga tekanan yang ditimbulkan lebih besar hingga tutup ketel terangkat. Tekanan yang ditimbulkan oleh uap jenuh air ini disebut tekanan uap jenuh air.

Besarnya tekanan uap jenuh untuk setiap zat tidak sama, bergantung pada jenis zat dan suhu. Zat yang lebih sukar menguap, misalnya glukosa, garam, gliserol memiliki uap yang lebih kecil dibanding zat yang lebih mudah menguap, misalnya eter.

Bila suhu dinaikkan, energi kinetik molekul-molekul zat bertambah sehingga semakin banyak molekul-molekul yang berubah menjadi gas akibatnya tekanan uap semakin besar. Perhatikan tekanan uap jenuh air pada berbagai suhu pada Tabel berikut :

 

Apa yang terjadi terhadap tekanan uap bila ke dalam air (pelarut) ditambahkan zat terlarut yang sukar menguap? Bila zat yang dilarutkan tidak mudah menguap, maka yang menguap adalah pelarutnya, sehingga adanya zat terlarut menyebabkan partikel pelarut yang menguap menjadi berkurang akibatnya terjadi penurunan tekanan uap. Jadi, dengan adanya zat terlarut menyebabkan penurunan tekanan uap. Dengan kata lain tekanan uap larutan lebih rendah dibanding tekanan uap pelarut murninya. Penurunan tekanan uap yang terjadi merupakan selisih dari tekanan uap jenuh pelarut murni (P°) dengan tekanan uap larutan (P).

Tekanan uap larutan ideal dapat dihitung berdasar hukum Raoult “ Tiap komponen dalam suatu larutan melakukan tekanan yang sama dengan fraksi mol kali tekanan uap dari komponen (pelarut) murni”.

 

 

 

 

 

Dari rumus di atas apa yang dapat Anda simpulkan tentang hubungan penurunan tekanan uap dengan fraksi mol zat terlarut? Hubungan tekanan uap jenuh larutan dengan tekanan uap jenuh komponen-komponen pada larutan ideal (larutan-larutan encer) dapat digambarkan sebagai diagram seperti pada Gambar berikut:

     

C. Kenaikan Titik Didih ( Tb ) dan Penurunan Titik Beku ( Tf )

Pernahkah Anda mengukur suhu air mendidih dan air membeku? Bagaimana bila air yang dididihkan/dibekukan diberi zat terlarut, lebih rendah, sama, atau lebih tinggi titik didih dan titik bekunya dibanding titik didih dari titik beku air?

Titik didih air yang sering disebutkan 100°C adalah titik didih normal yaitu titik didih pada tekanan 760 mmHg. Samakah titik didih air di daerah Anda dengan titik didih air di puncak gunung yang lebih tinggi dari daerah Anda? Mengapa demikian?

Titik didih dan titik beku suatu zat cair dipengaruhi oleh tekanan udara luar. Suatu zat cair mendidih pada saat tekanan uap jenuh cairan sama dengan tekanan udara luar. Di puncak gunung tekanan udara luar lebih rendah sehingga untuk menyamakan tekanan uap jenuh zat cair yang didihkan lebih cepat tercapai, hal ini berarti titik didihnya lebih rendah.

Demikian halnya pengaruh zat terlarut dalam zat cair (pelarut). Pada tekanan udara luar 760 mmHg, air mendidih pada suhu 100°C. Dengan adanya zat terlarut menyebabkan penurunan tekanan uap larutan, sehingga

pada suhu 100°C larutan air belum mendidih karena tekanan uapnya belum mencapai 760 mmHg. Untuk mencapai tekanan uap 760 mmHg maka perlu dipanaskan lebih tinggi lagi akibatnya larutan mendidih pada suhu lebih dari 100°C. Ini berarti bahwa titik didih larutan lebih tinggi daripada titik didih pelarut murninya. Selisih antara titik didih larutan dengan titik didih pelarut murni disebut kenaikan titik didih (∆Tb ).

 ∆T_b = T _b larutan + T_b pelarut 

Sebaliknya pada titik beku normal karena tekanan uap larutan juga lebih rendah daripada tekanan uap pelarut murni. Sehingga agar larutan membeku, harus didinginkan akibatnya titik beku larutan lebih rendah dari titik beku pelarut murni. Perubahan temperatur titik beku ini disebut penurunan titik beku larutan (∆Tf ).

∆T_f = T_f pelarut – T_f larutan 

Jadi, pengaruh zat terlarut nonelektrolit yang tidak mudah menguap adalah menurunkan tekanan uap, menaikkan titik didih, dan menurunkan titik beku.

  

  

D. Tekanan Osmotik ( )

Bila dua larutan yang konsentrasinya berbeda, yang satu pekat dan yang lainnya encer dipisahkan oleh membran semipermiabel, maka molekulmolekul pelarut akan mengalir dari larutan yang lebih encer ke larutan yang lebih pekat, sedangkan molekul zat terlarut tidak mengalir. Hal ini terjadi karena partikel pelarut lebih kecil daripada partikel zat terlarut sehingga partikel pelarut dapat menembus membran semipermiabel dan partikel zat terlarut tidak. Aliran suatu pelarut dari suatu larutan dengan konsentrasi lebih rendah ke larutan dengan konsentrasi tinggi melalui membran semipermiabel disebut osmosis.

Pada larutan encer, kenaikan titik didih dan penurunan titik beku berbanding lurus dengan konsentrasi molal  larutan.

 

 

 

 

 

 

Harga Kb dan Kf untuk beberapa pelarut dicantumkan pada Tabel berikut :

 

Dengan data tetapan titik didih dan titik beku molal kita dapat menentukan titik didih suatu larutan, konsentrasi larutan, dan massa molekul relatif.

D. Tekanan Osmotik (p)

Bila dua larutan yang konsentrasinya berbeda, yang satu pekat dan yang lainnya encer dipisahkan oleh membran semipermiabel, maka molekul-molekul pelarut akan mengalir dari larutan yang lebih encer ke larutan yang lebih pekat, sedangkan molekul zat terlarut tidak mengalir. Hal ini terjadi karena partikel pelarut lebih kecil daripada partikel zat terlarut sehingga partikel pelarut dapat menembus membran semipermiabel dan partikel zat terlarut tidak. Aliran suatu pelarut dari suatu larutan dengan konsentrasi lebih rendah ke larutan dengan konsentrasi tinggi melalui membran semipermiabel disebut osmosis.

Peristiwa osmosis dapat dicegah dengan memberi tekanan pada permukaan larutan. Tekanan yang diperlukan untuk mencegah terjadinya osmosis ini disebut tekanan osmotik. Tekanan osmotik bergantung pada konsentrasi dan bukan pada jenis partikel zat terlarut. Menurut Van’t Hoof, tekanan osmotik larutan encer dapat dihitung dengan rumus yang serupa dengan persamaan gas ideal.

 

 

 

 

 

 

Keterangan :

p = tekanan osmotik (atm)

V = volume larutan (liter)

R = tetapan gas (0,082 L atm/mol K)

T = suhu mutlak (K)

 

Penerapan Tekanan Osmotik dan Osmosis

Selain menggunakan penurunan tekanan uap, kenaikan titik didih dan penurunan titik beku, pengukuran tekanan osmosis juga dapat digunakan untuk menentukan massa molekul relatif (Mr) suatu senyawa. Untuk larutan yang sangat encer, pengukuran tekanan osmotik lebih akurat dibanding pengukuran titik didih atau titik beku sehingga penentuan massa molekul relatif dengan mengukur tekanan osmotik akan lebih teliti. Peristiwa osmosis dapat dimanfaatkan untuk penyediaan cairan infus dan industri pengolahan air laut menjadi air tawar dengan osmosis balik.

 Sifat Koligatif Larutan Elektrolit

Perbandingan sifat koligatif larutan elektrolit yang terukur dengan sifat koligatif larutan nonelektrolit yang diharapkan pada konsentrasi yang sama disebut faktor Van’t Hoff. (i). Dengan demikian untuk larutan elektrolit berlaku rumus-rumus sifat koligatif sebagai berikut:

∆Tb = m × Kb × i

∆Tf = m × Kf × i

p = m × R × T × i

dengan:

i = 1 + (n – 1).a

Catatan :

n = banyaknya ion

a = derajat ionisasi

untuk elektrolit kuat (a= 1), harga i = n.