Satuan Konsentrasi Molalitas

         Blog KoKim - Molalitas (m) menyatakan perbandingan mol zat terlarut dalam kilogram pelarut. Molalitas yaitu jumlah mol zat terlarut di dalam setiap 1 kg (1.000 gram) pelarut. Molalitas dapat dirumuskan: $ \begin{align} m = \frac{n}{p} \end{align} $

         Bila $ g $ gram zat terlarut dilarutkan dalam $ p $ gram zat pelarut dengan massa rumus relatif (Mr), maka molalitas dapat juga dirumuskan menjadi:
Keterangan :
$ m = \, $ molalitas
$ n = \, $ mol zat terlarut
$ g = \, $ massa zat terlarut (gram)
$ p = \, $ massa zat pelarut (gram)
$ Mr = \, $ massa rumus zat terlarut

         Satuan molalitas adalah mol kg$^{-1}$/molal. 1 mol kg$^{-1}$ sama dengan 1 molal. Satuan konsentrasi molalitas ini nantinya akan banyak digunakan pada bab sifat koligatif larutan. Untuk lebih memahami tentang satuan konsentrasi molalitas ini, cobalah perhatikan beberapa contoh soal berikut ini.

Contoh soal molalitas :
1). Sebanyak 1,8 gram glukosa, C$_6$H$_{12}$O$_6$ dilarutkan ke dalam 100 gram air (Ar C =12, H = 1, O = 16). Tentukan molalitas larutan glukosa tersebut!
Penyelesaian :
$ \begin{align} m & = \frac{g}{Mr} \times \frac{1000}{p} \\ & = \frac{1,8}{180} \times \frac{1000}{100} \\ & =0,1 \end{align} $
Jadi, molalitas C$_6$H$_{12}$O$_6$ = 0,1 m .

2). Berapa molalitas larutan yang dibuat dari 4 gram NaOH dengan 200 gram air (Ar Na=23, H=1, O=16?
Penyelesaian :
*). 4 gram NaOH dalam 200 gram air
jumlah mol NaOH = $ \frac{4g}{40 \, g\, mol^{-1}} = 0,1 \, mol $
Massa pelarut (air) = $ \frac{200}{1000} = 0,2 \, $ kg .
*). Menentukan molalitas (m) :
$ m = \frac{n}{p} = \frac{0,1 \, mol }{0,2 \, kg} = 0,5 \, molal $.
Jadi, molalitas larutan NaOH adalah 0,5 m.

3). Tentukan banyaknya (gram) NaOH yang harus dilarutkan dalam 1 liter air ($\rho $ air = 1,00 g/mL) agar diperoleh NaOH 0,25 m.
penyelesaian :
1 L air = 1000 mL = 1000 gram (karena $\rho $ air = 1,00 g/mL)
$ \begin{align} m_{NaOH} & = \frac{g}{Mr} \times \frac{1000}{p} \\ 0,25 & = \frac{g}{40} \times \frac{1000}{1000} \\ 0,25 & = \frac{g}{40} \\ g & = 10 \, \text{ gram} \end{align} $
Jadi, banyaknya NaOH yang diperlukan adalah 10 gram.

4). Tentukan berapa mL volume air yang diperlukan untuk melarutkan 4,9 gram H$_2$SO$_4$ yang konsentrasinya 0,25 M (Ar H = 1; S = 32; O =16)!
penyelesaian :
$ \begin{align} m & = \frac{g}{Mr} \times \frac{1000}{p} \\ 0,25 & = \frac{4,9}{98} \times \frac{1000}{p} \\ p & = 20 \, \text{ gram (20 mL)} \end{align} $
Jadi, volume air adalah 20 mL.

5). Tentukan molalitas larutan glukosa (C$_6$H$_{12}$O$_6$) 6 % (Ar C = 12, H = 1, O =16).
Penyelesaian :
*). Larutan glukosa 6% mengandung arti bahwa setiap 100 gram larutan massa glukosa = 6 gram dan massa air 94 gram.
Massa glukosa dalam 6% glukosa
= $ \frac{6}{100} \times 100 \, \text{ gram } = 6 \text{ gram}. $
Massa pelarut = 100 - 6 = 94 gram = 0,094 kg.
Jumlah mol glukosa = $ \frac{6 \, g}{180 \, g \, mo[^{-1}} = 0,033 \, mol $
*). Besarnya molalitas :
$ m = \frac{n}{p} = \frac{0,033}{0,094} = 0,35 \, molal $.
Jadi, molalitas larutan glukosa 6% adalah 0,35 molal.

       Demikian pembahasan materi satuan konsentrasi Molalitas dan contoh-contohnya. Silahkan juga baca materi lain yang berkaitan dengan konsentrasi larutan yaitu Fraksi mol(X).

Satuan Konsentrasi Molaritas

         Blog KoKim - Satuan konsentrasi molaritas ini sungguh sudah tidak asing lagi di telinga kita, karena satuan konsentrasi molaritas adalah yang paling sering digunakan dalam bahan-bahan kimia, terutama untuk larutan yang sangat pekat. Satuan konsentrasi molaritas ini dilambangkan dengan huruf M yang dibaca molar. Jika kita menemui pada botol HCl 1M, maka pada botol tersebut berisi larutan HCl sebesar 1 molar.

         Molaritas menyatakan jumlah mol zat terlarut dalam tiap liter larutan. Satuan molaritas (M) adalah mol/liter atau mmol/mL. Molaritas (M) adalah salah satu cara menyatakan konsentrasi atau kepekatan larutan.

Jika zat yang akan dicari molaritasnya ada dalam satuan gram dan volumenya dalam mililiter, maka molaritasnya dapat dihitung dengan rumus:
Keterangan :
$M = \, $ molaritas (mol/liter)
$ n = \, $ mol zat terlarut (mol)
$ V = \, $ volume larutan (liter)
$ g = \, $ massa zat terlarut (gram)
$ Mr = \, $ massa molekul relatif zat terlarut

         Di laboratorium ditemui banyak zat kimia yang berwujud larutan dengan satuan kadar kepekatan (%) tertentu, sehingga untuk memanfaatkan dalam kegiatan praktikum harus ditentukan untuk diencerkan sesuai dengan molaritas yang dikehendaki. Untuk itu harus ditentukan terlebih dahulu molaritasnya dengan mengubah satuan kadar kepekatan (%) dengan molaritas.

Untuk dapat mengubah kadar kepekatan menjadi molaritas,digunakan rumus:

Contoh:
1). Tentukan molaritas dari asam sulfat pekat yang mengandung 96% H$_2$SO$_4$ dan massa jenis 1,8 kg L$^{-1}$! (diketahui Ar H = 1, S = 32, dan O = 16)

Penyelesaian :
$ \begin{align} \text{Molaritas (M) } \, & =\frac{\rho \times 10 \times \%massa}{Mr} \\ & =\frac{1,8 \times 10 \times 96}{98} \\ & = 17,63 \, M \end{align} $

         Reaksi-reaksi kimia biasanya dilakukan pada konsentrasi larutan yang rendah misalnya 1 M atau 0,1 M. Untuk keperluan tersebut, larutan yang pekat harus diencerkan dahulu dengan menambahkan air. Di dalam pengenceran larutan, jumlah mol zat pada larutan pekat sama dengan larutan encer, hanya volum larutannya yang berubah. Jumlah mol zat terlarut dapat dihitung dengan mengalikan volum (V) dengan molaritas larutan.

Dengan demikian hasil perkalian volum dan molaritas larutan semula ($V_1M_1$) sama dengan hasil perkalian volum dan molaritas larutan setelah pengenceran ($V_2M_2$).
         $ \begin{align} V_1M_1 = V_2M_2 \end{align} $
Keterangan :
$ V_1 = \, $ volum sebelum pengenceran
$ M_1 = \, $ konsentrasi molar sebelum pengenceran
$ V_2 = \, $ volum sesudah pengenceran
$ M_2 = \, $ konsentrasi molar sesudah pengenceran

Contoh soal molaritas :
2). Tentukan molaritas 0,2 mol HCl dalam 1 liter larutan!
Penyelesaian :
*). Diketahui : $ n = 0,2 \, $ dan $ V = \, $ 1 liter.
$ M = \frac{n}{V} = \frac{0,2}{1} = 0,2 \, $ mol/liter.

3). Tentukan molaritas larutan yang dibuat dari 2 gram NaOH yang dilarutkan kedalam air sampai volumenya menjadi 500 mL!
Penyelesaian :
*). Diketahui :
Massa zat terlarut (NaOH) = 2 gram,
Volume larutan = 500 mL.
*). Menentukan molaritasnya :
$ M = \frac{g}{Mr} \times \frac{1000}{mL} = \frac{2}{40} \times \frac{1000}{500} = 0,1 M $.

4). Tenetukan molaritas larutan yang terjadi jika 50 mL larutan H$_2$SO$_4$ 2 M ditambah dengan 150 mL air!
Penyelesaian :
$ \begin{align} V_1M_1 & = V_2M_2 \\ 50 \times 2 & = 200 \times M_2 \\ M_2 & = 0,5 \, M \end{align} $

5). Berapa gram soda kue (NaHCO$_3$) yang diperlukan untuk membuat 150 mL larutan NaHCO$_3$ 0,5 M? (Ar Na = 23, H = 1, C = 12, O = 16).
Penyelesaian :
*). Diketahui :
Molaritas NaHCO$_3$ = 0,5 M = 0,5 mol/L
Volume larutan = 150 mL = 0,15 L.
*). Menentukan massa NaHCO$_3$ :
$ \begin{align} n & = M \times V \\ & = 0,5 \times 0,15 = 0,075 \, mol \\ \text{massa } & = \text{ mol } \times Mr \\ & = 0,075 \times 84 = 6,3 \, g \end{align} $
Jadi, massa soda kue tersebut adalah 6,3 g.

6). Berapa volum air yang harus kita tambahkan pada 50 mL larutan 0,5 M KOH, agar kita memperoleh larutan KOH dengan konsentrasi 0,1 M?
Penyelesaian :
$ \begin{align} V_1M_1 & = V_2M_2 \\ 50 \times 0,5 & = V_2 \times 0,1 \\ V_2 & = 250 \, mL \end{align} $
Agar volum akhir 250 mL, maka air yang harus ditambahkan adalah (250 - 50) mL = 200 mL.

       Demikian pembahasan materi Satuan Konsentrasi Molaritas dan contoh-contohnya. Silahkan juga baca materi lain yang berkaitan dengan satuan konsentrasi larutan lainnya yaitu molalitas(m).

Konsentrasi Larutan Secara Umum

         Blog KoKim - Sebelum kita membahas mengenai konsentrasi larutan dan macam-macamnya, perlu kita pahami mengenai pengertian larutan itu sendiri dan juga konsentrasinya.

         Larutan adalah campuran homogen dari zat terlarut dan zat pelarut. Zat terlarut itu sendiri biasanya berfasa padat dan gas, sedangkan pelarut berfasa cair. Konsentrasi adalah banyaknya zat terlarut yang larut dalam zat pelarut. Konsentrasi larutan dapat dinyatakan dalam:

*). molaritas ($M$)
*). molalitas ($m$)
*). fraksi mol ($X$)
*). persen berat/persen massa ($\%b = \%m$)
*). persen volum ($\%v$)
*). ppm/bpj
*). berat jenis ($\rho$)

       Tentunya kita sudah tidak asing lagi dengan satuan-satuan konsentrasi larutan tersebut. Meskipun sangat jarang sekali di Sekolah Menengah Atas membahas tentang bab ini, atau bahkan hanya membahas asal kena saja, tapi akan dijelaskan mengenai konsentrasi larutan secara lebih mendalam agar dapat dipahami secara seksama. Karena tidak jarang satuan-satuan ini akan muncul di soal-soal bab lain yang tidak mungkin dijelaskan pada bab tersebut. Berikut beberapa contoh konsentrasi larutan yang tertera pada kemasan botol bahan kimia:

       Bagaimana cara memahami satuan konsentrasi pada yang tertera di botol tersebut? Untuk memahami satuan konsentrasi larutan tersebut dengan baik, mari kita ikut link berikut untuk mempelajarinya lebih terperinci lagi. Link nya yaitu : molaritas ($M$), molalitas ($m$), fraksi mol ($X$), persen berat/persen massa ($\%b = \%m$), persen volum ($\%v$), ppm/bpj, dan berat jenis ($\rho$).

Kegunaan Sel Elektrolisis dalam Kehidupan

         Blog KoKim - Setelah kita mempelajari materi sel elektrolisis dan hukum Faraday pada elektrolisis, kita akan lanjutkan membahas materi Kegunaan Sel Elektrolisis dalam Kehidupan. Kegunaan sel elektrolisis antara lain untuk penyepuhan logam, produksi aluminium, dan produksi natrium. Berikut penjelasan dari masing-masing kegunaan dari sel elektrolisis.

1). Penyepuhan logam
       Penyepuhan logam bertujuan melapisi logam dengan logam lain agar tidak mudah berkarat. Contohnya, penyepuhan perak yang biasa dilakukan pada peralatan rumah tangga, seperti sendok, garpu, dan pisau. Pada penyepuhan perak, logam perak bertindak sebagai katode dan sendok besi bertindak sebagai anode.

       Contoh lainnya adalah pada kendaraan bermotor, biasanya mesin kendaraan bermotor yang terbuat dari baja dilapisi dengan kromium. Proses pelapisan kromium dilakukan dengan elektrolisis, larutan elektrolit disiapkan dengan cara melarutkan CrO$_3$ dengan asam sulfat encer. Kromium(VI) akan tereduksi menjadi kromium(III) lalu tereduksi menjadi logam Cr.
$CrO_3(aq) + 6 H^+(aq) + 6 e^- \rightarrow Cr(s) + 3 H_2O(l) $

2). Produksi aluminium
       Aluminium diperoleh dengan cara elektrolisis bijih aluminium. Reaksi yang terjadi sebagai berikut.

3) Produksi natrium
       Natrium diperoleh dengan cara elektrolisis lelehan NaCl yang dikenal dengan Proses Down.
Reaksi yang terjadi sebagai berikut.

4) Korosi atau Pengkaratan Logam
       Dalam kehidupan sehari-hari, Anda pasti pernah melihat besi yang berkarat. Apabila besi didiamkan pada udara yang lembap maka pada permukaan besi akan terbentuk karat. Masalah yang sering terjadi pada logam adalah korosi. Korosi disebabkan karena reaksi logam dengan oksigen dan air. Contohnya korosi pada besi.

       Perhatikanlah berikut ini, Pada proses korosi, besi bertindak sebagai anode yang akan mengalami reaksi oksidasi membentuk Fe$^{2+}$, sedangkan O$_2$ mengalami reduksi menjadi OH$^-$, gabungan Fe$^{2+}$ dan OH$^-$ membentuk karat.

Proses korosi dapat dicegah melalui:
1. Perlindungan pada permukaan, contohnya dengan cat.
2. Perlindungan elektrokimia dengan menggunakan logam lain (proteksi katodik).
3. Pembentukan aloi.
Aloi adalah campuran logam dengan logam lain sehingga menghasilkan campuran logam yang lebih kuat dan tahan karat. Contohnya, campuran Ni dengan Cr.

       Demikian pembahasan Kegunaan Sel Elektrolisis dalam Kehidupan dan contoh-contohnya. Silahkan juga baca materi lain yang berkaitan dengan sel elektrokimia.

Hukum Faraday pada Elektrolisis

         Blog KoKim - Dalam sel elektrolisis, jumlah zat (massa) yang diendapkan atau yang melarut pada elektrode berbanding lurus dengan jumlah arus yang melewati elektrolit (Hukum I Faraday). Pada artikel ini kita akan membahas materi Hukum Faraday pada Elektrolisis yaitu hukum I Faraday dan hukum II Faraday. Hukum I Faraday yang dirumuskan sebagai berikut:
Keterangan :
$ w = \, $ massa zat (g)
$ e = \, $ massa ekuivalen atau valensi atau (Mr / valensi)
$ i = \, $ kuat arus (A)
$ t = \, $ waktu (s)
$ F = \, $ tetapan Faraday = 96.500 coulomb
1 F = 1 mol electron

Contoh soal hukum I faraday :
1). Berapakah massa tembaga yang diendapkan di katode pada elektrolisis larutan CuSO$_4$ dengan menggunakan arus 2 A selama 20 menit. (Ar Cu = 63,5 g/mol)

Penyelesaian :
*). Dikatode terjadi reaksi reduksi Cu$^{2+}$ menjadi Cu:
$ Cu^{2+}(aq) + 2e^- \rightarrow Cu(s) $
$ t = \, $ 20 menit = 1.200 s .
*). Menentukan massa ($w$) :
$ \begin{align} w & = \frac{eit}{F} \\ & = \frac{ \frac{63,5 \, \text{g/mol}}{2} \times 2A \times 1.200 s }{96.500 \text{ coulumb} } \\ & = 0,79 \, \text{ g} \end{align} $

Untuk 2 elektrolit atau lebih yang dielektrolisis dengan jumlah arus yang sama berlaku Hukum II Faraday, yang berbunyi:
Jika arus dialirkan ke dalam beberapa sel elektrolisis maka jumlah zat yang dihasilkan pada masing-masing elektrodenya sebanding dengan massa ekuivalen masing-masing zat tersebut.
Sehingga dapat dirumuskan:
$ \begin{align} \frac{w_A}{w_B} = \frac{e_A}{e_B} \end{align} $
Keterangan:
$ w_A = \, $ massa zat A
$ w_B = \, $ massa zat B
$ e_A = \, $ massa ekuivalen zat A
$ e_B = \, $ massa ekuivalen zat B

Contoh soal hukum II Faraday :
2). Jika 2 buah sel elektrolisis yang masing-masing mengandung elektrolit AgNO$_3$ dan CuSO$_4$ disusun seri dengan menggunakan arus yang sama, dihasilkan 2,5 g Ag. Berapakah massa Cu yang diperoleh? (Ar Cu= 63,5 g/mol, Ar Ag = 108 g/mol)

Penyelesaian :
$ \begin{align} \frac{w_{Cu}}{w_{Ag}} & = \frac{e_{Cu}}{e_{Ag}} \\ w_{Cu} & = \frac{w_{Ag} \times e_{Cu}}{e_{Ag}} \\ & = \frac{2,5 \times \frac{63,5}{2}}{108} \\ & = 0,73 \, 8 \end{align} $
Jadi, massa Cu yang diendapkan pada katode adalah 0,73 g.

       Demikian pembahasan materi Hukum Faraday pada Elektrolisis dan contoh-contohnya. Silahkan juga baca materi lain yang berkaitan dengan sel elektrolisis yaitu kegunaan sel elektrolisis pada kehidupan sehari-hari.

Sel Elektrolisis

         Blog KoKim - Pada artikel kali ini, kita akan mempelajari proses kebalikan dari sel Volta, yaitu perubahan energi listrik menjadi energi kimia. Apabila arus listrik searah dialirkan ke dalam larutan elektrolit melalui elektrode maka larutan elektrolit tersebut akan terurai. Peristiwa penguraian elektrolit oleh arus searah inilah yang disebut elektrolisis. Sel tempat terjadinya elektrolisis disebut sel elektrolisis. Materi sel elektrolisis merupakan jenis kedua dari sel elektrokimia yang akan kita bahas.

         Berbeda dengan reaksi yang terjadi pada sel Volta, pada sel elektrolisis reaksi mulai terjadi pada katode, yaitu tempat arus masuk (pada sel Volta reaksi dimulai pada anode, yaitu tempat arus keluar).

a. Reaksi pada Katode
      Pada katode terjadi reaksi ion-ion positif (kation) mengikat elektronelektron yang berasal dari sumber arus. Zat yang terbentuk dari hasil reaksi ini akan melekat pada batang katode, kecuali jika zat yang dihasilkan berbentuk gas. Apabila zat hasil reaksi berfase gas maka akan keluar sebagai gelembung-gelembung gas di sekitar batang katode yang selanjutnya akan bergerak ke permukaan sel elektrolisis. Dalam larutan, ion positif menuju ke katode dan ion negatif ke anode.
1. Ion hidrogen (H$^+$)
Ion hidrogen direduksi menjadi molekul gas hidrogen.
Reaksi: $ 2 H^+(aq) + 2 e^- \rightarrow H_2(g) $
2. Ion-ion logam
a. Ion-ion logam alkali/alkali tanah, seperti Li$^+$, K$^+$, Na$^+$, Ba$^{2+}$, Sr$^{2+}$, dan Ca$^{2+}$ tidak mengalami reduksi karena E$^\circ$ logam $ \, < \, $ E$^\circ$ air maka air sebagai penggantinya yang akan mengalami reduksi.
Reaksi: $ H_2O(l) + 2 e^- \rightarrow H_2(g) + 2 OH^-(aq) $
b. Ion-ion logam selain alkali/alkali tanah, seperti Ni$^{2+}$, Cu$^{2+}$, dan Zn$^{2+}$ akan mengalami reduksi menjadi logam. $ Mn^+ + n e^- \rightarrow M $
Contoh:
$ Cu^{2+}(aq) + 2 e^- \rightarrow Cu(s) $
$ Ni^{2+}(aq) + 2 e^- \rightarrow Ni(s) $

       Akan tetapi, apabila leburan garam yang dielektrolisis maka ion logam penyusun garam tersebut akan direduksi menjadi logam. Contohnya, NaCl(l), Na$^+$ akan menjadi Na.
Reaksi: $Na^+(aq) + e^- \rightarrow Na(s) $

b. Reaksi pada Anode
       Pada anode terjadi reaksi oksidasi, ion-ion negatif akan ditarik oleh anode. Reaksi yang terjadi pada anode sangat dipengaruhi oleh jenis anion dan jenis elektrode yang digunakan. Jika anode terbuat dari elektrode inert (elektrode yang tidak ikut bereaksi), seperti Pt, C, dan Au maka ion negative atau air akan teroksidasi.
1. Ion hidroksida (OH$^-$) akan teroksidasi menjadi H$_2$O dan O$_2$.
Reaksinya: $4 OH^-(aq) \rightarrow 2 H_2O(l) + O_2(g) + 4 e^- $
2. Ion sisa asam
a. Ion sisa asam yang tidak beroksigen, seperti Cl$^-$, Br$^-$, I$^-$ akan teroksidasi menjadi gasnya Cl$_2$, Br$_2$, I$_2$.
Contoh:
$ 2 Cl^-(aq) \rightarrow Cl_2(g) + 2 e^- $
$ 2 X^- \rightarrow X_2 + 2 e^- $
b. Ion sisa asam yang beroksigen, seperti SO$_4^{2-}$, NO$_3^-$, PO$_4^{3-}$ tidak teroksidasi. Sebagai gantinya air yang teroksidasi.
Reaksi: $ 2 H_2O(l) \rightarrow 4 H^+(aq) + O_2(g) + 4 e^- $

       Jika anodenya terbuat dari logam lain (bukan Pt, C, atau Au) maka anode akan mengalami oksidasi menjadi ionnya. Contohnya, jika anode terbuat dari Ni, Ni akan teroksidasi menjadi Ni$^{2+}$.
Reaksi: $ Ni(s) \rightarrow Ni^{2+}(aq) + 2 e^- $

Contoh:
Tentukan reaksi yang terjadi di anode dan di katode pada elektrolisis berikut.
1. Elektrolisis larutan HCl dengan elektrode Pt.
Penyelesaian :
*). Elektrolisis larutan HCl dengan elektrode Pt(inert)

2. Elektrolisis larutan NaBr dengan elektrode C.
Jawab: elektrolisis larutan NaBr dengan electrode C (inert)

3. Elektrolisis larutan CuSO$_4$ dengan elektrode C.
Jawab:

4. Elektrolisis larutan KNO$_3$ dengan elektrode Pt.
Jawab:

       Demikian pembahasan materi Sel Elektrolisis dan contoh-contohnya. Silahkan juga baca materi lain yang berkaitan dengan Sel Elektrolisis yaitu hukum Faraday pada elektrolisis.

Penerapan Sel Volta dalam Kehidupan Sehari-hari

         Blog KoKim - Sel Volta dapat dibedakan menjadi sel Volta primer, sekunder, dan sel bahan bakar. Sel primer adalah sel yang dibentuk dari katode dan anode yang langsung setimbang ketika menghasilkan arus. Sel sekunder adalah sel yang dapat diperbarui dengan cara mengembalikan elektrodenya kekondisi awal. Adapun sel bahan bakar adalah sebuah sel yang secara bertahap menghabiskan pereaksi yang disuplai ke elektrode-elektrode dan secara bertahap pula membuang produk-produknya. Pada artikel ini kita akan membahas Penerapan Sel Volta dalam Kehidupan Sehari-hari. Tipe-tipe sel Volta beserta contohnya dijelaskan pada uraian berikut:

1). Sel Volta primer
       Sel kering Lechlanche merupakan contoh sel Volta primer. Sel kering atau baterai kering terdiri atas wadah yang terbuat dari seng dan bertindak sebagai anode serta batang karbon sebagai katode. Elektrolit sel ini adalah campuran MnO$_2$, NH$_4$Cl, sedikit air, dan kadang-kadang ditambahkan ZnCl$_2$ dalam bentuk pasta.

Reaksi yang terjadi pada sel:

Cara kerja sel kering:
a. Elektrode Zn teroksidasi menjadi ion Zn$^{2+}$ .
$ Zn \rightarrow Zn^{2+} + 2e^-$
b. Elektron yang dilepaskan mengalir melalui kawat penghantar menuju elektrode karbon.
c. Elektron-elektron pada elektrode karbon mereduksi MnO$_2$ dan NH$_4^+$ menjadi Mn$_2$O$_3$ dan NH$_3$.

       Sel yang sering digunakan sebagai ganti sel kering Lechlanche adalah baterai alkalin. Baterai ini terdiri atas anode seng dan katode mangan dioksida serta elektrolit kalium hidroksida. Reaksi yang berlangsung, yaitu:

Baterai alkalin ini dapat menghasilkan energi dua kali energi total Lechlanche dengan ukuran yang sama. Berikut adalah gambar dari penyusun sel kering:

2). Sel Volta sekunder
       Sel aki (Accumulator) merupakan contoh sel Volta sekunder. Sel aki terdiri atas elektrode Pb (anode) dan PbO$_2$ (katode). Keduanya dicelupkan dalam larutan H$_2$SO$_4 \, \, $ 30%.

Cara kerja sel aki:
a. Elektrode Pb teroksidasi menjadi Pb$^{2+}$
$Pb(s) \rightarrow Pb^{2+}(aq) + 2e^-$
Pb$^{2+}$ yang terbentuk berikatan dengan SO$_4^{2-}$ dari larutan.
$ Pb^{2+}(aq) + SO_4^{2-}(aq) \rightarrow PbSO_4(s) $
b. Elektron yang dibebaskan mengalir melalui kawat penghantar menuju elektrode PbO$_2$.
c. Pada elektrode PbO$_2$ elektron-elektron dari anode Pb akan mereduksi PbO$_2$ menjadi Pb$^{2+}$ yang kemudian berikatan dengan SO$_4^{2-}$ dari larutan.
$ PbO_2(s) + 4 H^+(aq) + 2e- \rightarrow Pb^{2+}(aq) + 2 H_2O(l) $
$ Pb^{2+}(aq) + SO_4^{2-}(aq) \rightarrow PbSO_4(s)$

Reaksi yang terjadi pada sel aki dapat ditulis sebagai berikut.

       Pada reaksi pemakaian sel aki, molekul-molekul H$_2$SO$_4$ diubah menjadi PbSO$_4$ dan H$_2$O sehingga konsentrasi H$_2$SO$_4$ dalam larutan semakin berkurang. Oleh karena itu, daya listrik dari aki terus berkurang dan perlu diisi kembali.

3). Sel bahan bakar
       Sel hidrogen-oksigen termasuk jenis sel bahan bakar yang terus-menerus dapat berfungsi selama bahan-bahan secara tetap dialirkan ke dalamnya. Sel ini digunakan pada pesawat ruang angkasa. Sel hidrogen-oksigen terdiri atas anode dari lempeng nikel berpori yang dialiri gas hidrogen dan katode dari lempeng nikel oksida berpori yang dialiri gas oksigen. Elektrolitnya adalah larutan KOH pekat.

Cara kerja sel ini adalah
a. Gas hidrogen yang dialirkan pada pelat nikel berpori teroksidasi membentuk H$_2$O.
$2 H_2 + 4 OH^- \rightarrow 4 H_2O + 4 e^- $
b. Elektron yang dibebaskan bergerak melalui kawat penghantar menuju elektrode nikel oksida.
c. Pada elektrode nikel oksida elektron mereduksi O$_2$ menjadi OH$^-$.
$ O_2 + 2 H_2O + 4 e^- \rightarrow 4 OH^- $

Reaksi yang terjadi pada sel ini sebagai berikut.
Biasanya pada sel ini digunakan platina atau senyawa paladium sebagai katalis.

       Demikian pembahasan Penerapan Sel Volta dalam Kehidupan Sehari-hari dan contoh-contohnya. Silahkan juga baca materi lain yang berkaitan dengan sel elektrokimia yaitu sel elektrolisis.

Potensial Elektroda Standar

         Blog KoKim - Aliran elektron atau arus listrik dari satu kutub ke kutub lain disebabkan oleh adanya perbedaan potensial. Perbedaan potensial mendorong elektron mengalir dari kutub berpotensial tinggi menuju kutub berpotensial rendah. Beda potensial antara 2 kutub disebut gaya gerak listrik/ggl (emf = electromotive force) atau potensial sel pada sel Volta. Pada artikel ini kita akan membahas materi Potensial Elektroda Standar.

         Oleh karena potensial oksidasi merupakan kebalikan dari potensial reduksinya maka data potensial elektrode suatu logam tidak perlu diketahui dua-duanya, melainkan salah satu saja. Misalnya, data potensial reduksi atau data potensial oksidasi. Menurut perjanjian IUPAC, potensial elektrode yang dijadikan sebagai standar adalah potensial reduksi. Dengan demikian, semua data potensial elektrode standar dinyatakan dalam bentuk potensial reduksi standar.

         Pada sel volta yang tersusun dari elektroda Zn dan Cu, ternyata elektroda Zn mengalami oksidasi. Hal ini menunjukkan bahwa logam Zn lebih cenderung mengalami oksidasi dibandingkan logam Cu. Untuk membandingkan kecenderungan logam-logam mengalami oksidasi digunakan elektroda hidrogen sebagai pembanding yang potensial elektrodanya adalah 0 volt. Potensial sel yang dihasilkan oleh elektroda logam dengan elektroda hidrogen pada kondisi standar, yaitu pada suhu 25$^\circ$C, tekanan gas 1 atmosfer dan konsentrasi ion-ion 1M disebut potensial elektroda standar logam tersebut dan diberi lambang E$^\circ$.

         Elektroda yang lebih mudah mengalami reduksi disbanding hidrogen mempunyai potensial elektroda > 0 (positif) sedangkan elektroda yang lebih sukar mengalami reduksi dibanding hidrogen mempunyai potensial elektroda < 0 (negatif). Jadi, potensial elektroda standar menunjukkan urutan kecenderungan untuk mengalami reduksi, sehingga dikenal sebagai potensial reduksi standar.

         Bila ion logam dalam sel lebih mudah mengalami reduksi disbanding ion H$^+$, maka potensial elektroda logam tersebut lebih besar dari potensial elektroda hidrogen sehingga bertanda positif. Bila elektroda logam lebih mudah mengalami oksidasi dibandingkan elektroda hidrogen, maka potensial elektrodanya lebih kecil dibandingkan potensial elektroda hidrogen sehingga bertanda negatif.

Berikut adalah tabel harga potensial sel standar:

         Potensial sel merupakan jumlah aljabar dari potensial oksidasi dan potensial reduksi. Jika yang digunakan adalah elektrode-elektrode standar maka potensial sel itu ditandai dengan E$^\circ_\text{sel}$. Potensial standar untuk sel tersebut sebagai berikut.
$ \begin{align} E^\circ_\text{sel} = E^\circ_\text{oksidasi} + E^\circ_\text{reduksi} \end{align} $
Oleh karena setengah reaksi oksidasi memiliki tanda yang berlawanan, persamaan yang sering digunakan sebagai berikut:
$ \begin{align} E^\circ_\text{sel} & = E^\circ_\text{reduksi} - E^\circ_\text{oksidasi} \\ & = E^\circ_\text{katode} - E^\circ_\text{anode} \\ & = E^\circ_\text{besar} - E^\circ_\text{kecil} \end{align} $

Potensial reaksi redoks ini digunakan untuk meramalkan apakah suatu reaksi berlangsung spontan atau tidak.
a. Bila E$^\circ_\text{sel}$ positif maka reaksi akan terjadi spontan
b. Bila E$^\circ_\text{sel}$ negatif maka reaksi tidak akan terjadi spontan

Contoh soal potensial elektoda standar :
Suatu sel volta tersusun dari elektroda magnesium dan tembaga. Bila diketahui:
$ Mg^{2+}(aq) + 2e \rightarrow Mg(s) \, \, \, \, E^\circ = -2,37 \, $ volt
$ Cu^{2+}(aq) + 2e \rightarrow Cu(s) \, \, \, \, E^\circ = +0,34 \, $ volt
Tentukan
a. katoda dan anodanya,
b. reaksi yang terjadi pada elektroda dan reaksi selnya,
c. notasi sel, dan
d. potensial sel.

Penyelesaian :

       Demikian pembahasan materi Potensial Elektroda Standar dan contohnya. Sel volta bagian dari sel elektrokimia yang sudah kita bahas sebelumnya. Selanjutnya silahkan baca artikel penerapan sel volta dalam kehidupan sehari-hari.

Sel Volta atau Sel Galvani

         Blog KoKim - Penemu sel volta atau sel galvani ini ialah ahli kimia Italia Alessandro Volta dan Luigi Galvani. Sel ini merupakan salah satu sel elektrokimia pertama yang dikembangkan. Pada sel Volta digunakan elektrode negatif (anode) dari batang zink (seng) yang dicelupkan dalam larutan ZnSO$_4$ dan elektrode positif (katode) dari batang cuprum (tembaga) yang dicelupkan dalam larutan CuSO$_4$. Kedua larutan dihubungkan dengan jembatan garam atau dipisahkan oleh dinding berpori. Jembatan garam terdiri atas pipa berbentuk U yang berisi agar-agar yang mengandung garam kalium klorida. Fungsi jembatan garam adalah untuk mempertahankan kenetralan medium elektrolit tempat batang elektrode berada.

         Untuk lebih memperjelas tahapan kerja pada sel volta perhatikan rangkaian sel volta berikut ini:
Pada rangkaian sel Volta, aliran elektron dari logam seng menuju ion tembaga diukur oleh amperemeter.

Tahapan kerja sel Volta atau sel Galvani :
a). Pada rangkaian tersebut, gelas kimia A berisi logam Zn yang dicelupkan ke dalam larutan ZnSO$_4$. Kemudian, logam Zn akan larut dan melepaskan 2 elektron. Elektrode seng teroksidasi berubah menjadi Zn$^{2+}$.
$ Zn(s) \rightarrow Zn^{2+}(aq) + 2e^- $

b). Elektron yang dibebaskan mengalir melalui kawat penghantar menuju elektrode Cu.

c). Sementara itu, gelas kimia B berisi logam Cu yang dicelupkan dalam larutan CuSO$_4$. Elektron yang dibebaskan oleh logam Zn tidak ikut larut, tetapi tetap tertinggal pada batang logam Zn. Selanjutnya, electron mengalir melalui kawat penghantar dan diambil oleh ion Cu$^{2+}$.Pada elektrode Cu elektron-elektron diikat oleh ion Cu$^{2+}$ dari larutan menjadi Cu dan selanjutnya molekul menempel pada batang Cu, reaksi:
$ Cu^{2+}(aq) + 2e^- \rightarrow Cu(s) $

d). Akibatnya, Zn teroksidasi dan Cu$^{2+}$ tereduksi, pada anode ion Zn$^{2+}$ lebih banyak dari ion SO$_4^2$, sedangkan pada katode ion SO$_4^{2-}$ lebih banyak dari ion Cu$^{2+}$. Oleh sebab itu, ion SO$_4^{2-}$ berpindah dari elektrode Cu ke elektrode Zn melalui jembatan garam, yaitu larutan garam (NaCl, KCl, atau KNO$_3$) dalam agar-agar. Ion negative dalam jembatan garam akan mengalir menuju larutan bermuatan positif (ZnSO$_4$). Sedangkan ion positif akan mengalir menuju larutan bermuatan negatif (CuSO$_4$). Dengan demikian, rangkaian sel Volta ini merupakan rangkaian tertutup yang menghasilkan arus listrik.

e). Pada akhir reaksi sel, elektrode Zn akan berkurang beratnya, sedangkan elektrode Cu akan bertambah beratnya. Larutan CuSO$_4$ semakin encer, sedangkan larutan ZnSO$_4$ semakin pekat. Reaksi yang terjadi pada sel Volta adalah:
$Zn(s) + CuSO_4(aq) \rightarrow ZnSO_4(aq) + Cu(s)$

Reaksi oksidasi (anode)
$ Zn(s) \rightarrow Zn^{2+}(aq) + 2e^- $
Reaksi reduksi (katode)
$ Cu^{2+}(aq) + 2e^- \rightarrow Cu(s) $
Penulisan reaksi redoks tersebut dapat juga dinyatakan dengan diagram sel berikut:
Zn(s) | Zn$^{2+}$(aq) || Cu$^{2+}$(aq) | Cu(s)
dengan:
| = perbedaan fase
|| = jembatan garam
sebelah kiri || = reaksi oksidasi
sebelah kanan || = reaksi reduksi

       Demikian pembahasan materi Sel Volta atau Sel Galvani yang merupakan jenis dari sel elektrokimia. Silahkan juga baca kelanjutan dari materi sel volta yaitu potensial elektroda standar.

Sel Elektrokima secara Umum

         Blog KoKim - Tahukah kamu, sebelum ada listrik kita menggunakan aki sebagai alat untuk menimbulkan arus listrik untuk menyalakan TV. Sekarang ini penggunaan aki juga masih luas, antara lain pada kendaraan bermotor. Arus listrik pada aki timbul karena adanya perpindahan elektron yang terjadi pada reaksi kimia, dalam hal ini reaksi redoks. Bagaimana reaksi redoks dapat menimbulkan arus listrik? Alat yang memanfaatkan reaksi kimia untuk menghasilkan listrik adalah sel elektrokimia. Sedangkan elektrokimia adalah bagian dari ilmu kimia yang menyelidiki hubungan antara energi listrik dengan energi kimia (reaksi redoks).

         Sel elektrokimia ada dua jenis yaitu sel Volta (menghasilkan listrik dari reaksi redoks) dan sel elektrolisis (menghasilkan reaksi redoks dari listrik). Oleh karena keadaan cair lebih memungkinkan terjadinya reaksi daripada gas atau padat, sebagian besar sel elektrokimia dibuat dengan memakai zat cair yang disebut elektrolit yaitu suatu larutan yang mengandung ion dan menimbulkan arus listrik.

         Berikut akan kami bahas mengenai persamaan dan perbedaan sel volta/ sel galvani dengan sel elektrolisis.
Persamaannya:
1). Pada sel elektrokimia, baik sel Volta maupun sel elektrolisis digunakan elektrode, yaitu katode, anode, dan larutan elektrolit.
2). Reaksi yang terjadi pada sel elektrokimia adalah reaksi redoks, pada katode terjadi reduksi, sedangkan pada anode terjadi oksidasi.

Sedangkan perbedaan sel volta dan sel elektrolisis dapat dilihat pada tabel berikut ini:
$\spadesuit \, $ Untuk meningatnya, sel elektrokimia (AN-OX, KAT-RED) artinya di anoda terjadi reaksi oksidasi dan di katoda terjadi reaksi reduksi.
$\spadesuit \, $ Begitu pula untuk mengingat kutub yang terjadi di anod dan katoda di sel elektrokimia. Pada sel volta katoda terletak pada kutub positif sedangkan anoda kutub negative (KAPAN) artinya KAtoda Positif dan ANoda Negatif. Sedangkan pada sel elektrolisis katoda terletak di kutub negative dan anoda kutub positif (KNAP) artinya Katoda Negatif dan Anoda Positif.

         Sebelum lebih lanjut menguraikan sel Volta dan sel elektrolisis, terlebih dahulu akan dibahas deret Volta yang merupakan deret keaktifan logam-logam. Telah dipelajari sebelumnya bahwa logam-logam pada umumnya memiliki sifat energi ionisasi yang relatif rendah dan afinitas elektron yang relatif kecil. Oleh karena itu, unsur-unsur logam cenderung mengalami oksidasi (melepaskan elektron) dan bersifat reduktor.

Alessandro Volta melakukan eksperimen dan berhasil menyusun deret keaktifan logam atau deret potensial logam yang dikenal dengan deret Volta.

         Semakin ke kiri suatu unsur dalam deret Volta, sifat reduktornya semakin kuat. Artinya, suatu unsur akan mampu mereduksi ion-ion unsure di sebelah kanannya, tetapi tidak mampu mereduksi ion-ion dari unsur di sebelah kirinya.

         Logam Na, Mg, dan Al terletak di sebelah kiri H sehingga logam tersebut dapat mereduksi ion H$^+$ untuk menghasilkan gas H$_2$, sedangkan logam Cu dan Ag terletak di sebelah kanan H sehingga tidak dapat mereduksi ion H$^+$ (tidak bereaksi dengan asam).

         Deret Volta juga dapat menjelaskan reaksi logam dengan logam lain. Misalnya, logam Zn dimasukkan ke dalam larutan CuSO$_4$. Reaksi yang terjadi adalah Zn mereduksi Cu$^{2+}$ (berasal dari CuSO$_4$) dan menghasilkan endapan logam Cu karena Zn terletak di sebelah kiri Cu.

       Demikian pembahasan materi Sel Elektrokima secara Umum . Untuk lebih memahami, akan dibahas mengenai sel volta/ sel galvani dan sel elektrolisis. Simaklah pembahasan tersebut dengan seksama.

Contoh Soal Reaksi Redoks dan pembahasannya

         Blog KoKim - Setelah mempelajari materi "konsep reaksi redoks (reduksi-oksidasi)" dan "penyetaraan reaksi redoks", selanjutnya kita akan belajar berbagai Contoh Soal Reaksi Redoks dan pembahasannya. Hal ini agar kita lebih memahami materinya secara mendalam dengan berlatih berbagai contoh soal reaksi redoks. Penyelesaian soal reaksi redoks bersifat sistematis, artinya berdasarkan langkah-langkah pengerjaan yang ada terutama dalam pengerjaan penyetaraan reaksi redoks. Berikut contoh-contoh soal reaksi redoks dan pembahasannya.


1). Tentukan bilangan oksidasi unsur yang digaris bawahi pada senyawa berikut.
a. Fe$_2$O$_3$ b. H$_2$O$_2$ c. MnO$_4^-$

Penyelesaian :
a). Fe$_2$O$_3$
bilangan oksidasi O = -2 (aturan c)
(2 biloks Fe) + (3 biloks O) = 0
(2 biloks Fe) + 3(-2) = 0
2 biloks Fe - 6 = 0
2 biloks Fe = +6
biloks Fe = $\frac{+6}{2} $
biloks Fe = +3.

b). H$_2$O$_2$
biloks H = +1 (aturan b)
(2 biloks H) + (2 biloks O) = 0
2. (+1) + (2 biloks O) = 0
+2 + (2 biloks O) = 0
(2 biloks O) = -2
biloks O = -1

c). MnO$_4^-$
biloks O = -2 (aturan c).
(biloks Mn) + (4 biloks O) = -1 (aturan h)
(biloks Mn) + 4.(-2) = -1
(biloks Mn) -8 = -1
(biloks Mn) = -1 + 8
(biloks Mn) = +7

2). Periksalah reaksi berikut termasuk reaksi redoks apa bukan!
a). $CaCO_3 + 2HCl \rightarrow CaCl_2 + CO_2 + H_2O $
b). $ Zn + 2HCl \rightarrow ZnCl_2 + H_2 $

Penyelesaian :

3). Apakah reaksi berikut termasuk reaksi autoredoks? Jelaskan!
$ 2H_2S + SO_2 \rightarrow 3S + 2H_2O $

Penyelesaian :
Perubahan bilangan oksidasi unsur-unsur pada reaksi tersebut sebagai berikut.
Pada reaksi tersebut, H$_2$S berfungsi sebagai reduktor sedangkan SO$_2$ berfungsi sebagai oksidator, sehingga reaksi tersebut termasuk autoredoks.

4). Setarakan reaksi berikut :
$ MnO_4^-(aq) + Fe^{2+}(aq) \rightarrow Mn^{2+}(aq) + Fe^{3+}(aq) $
(suasan asam).

Penyelesaian :

5). Setarakan reaksi berikut :
$ Al(s) + NO_3^-(aq) \rightarrow AlO_2^- (aq) + NH_3(g) $
(suasana basa)

Penyelesaian :

6). Baterai Nikel-Cadmium (nicad), sel kering yang dapat diisi ulang, menggunakan reaksi redoks untuk menghasilkan listrik.
$ Cd(s) + NiO_2(s) + 2H_2O(l) \rightarrow Cd(OH)_2(s) + Ni(OH)_2(s) $
Coba tentukan zat yang teroksidasi dan tereduksi, serta zat yang berperan sebagai oksidator dan reduktor!

Penyelesaian :
Untuk menyelesaikan soal ini, perhatikan langkah demi langkah dan ingatlah selalu:
1). Tentukan bilangan oksidasi untuk semua atom dalam reaksi :
2). Identifikasi unsur apa yang berubah bilangan oksidasinya. Kita lihat Cd mengalami kenaikkan bilangan oksidasi dari 0 ke +2 dan Ni mengalami penurunan dari +4 ke +2.
3). Terapkan definisi oksidasi dan reduksi. Atom Cd meningkat bilangan oksidasinya selama reaksi, sehingga atom Cd teroksidasi; Cd(s) melepas elektron, sehingga Cd disebut sebagai redukstor. Atom Ni menurunkan bilangan oksidasinya selagi NiO$_2$ diubah menjadi Ni(OH)$_2$. Ni tereduksi sehingga Ni sebagai oksidator.

7). setarakan reaksi berikut menggunakan setengah reaksi :

Penyelesaian :

8). setarakan reaksi berikut menggunakan perubahan bilangan oksidasi:
$ KMnO_4(aq) + HCl(aq) \rightarrow MnCl_2(aq) + Cl_2(g) + Kcl(aq) + H_2O(l) $

Penyelesaian :

9). Setarakan reaksi autoredoks berikut ini menggunakan metode setengah reaksi:
a). $ Br_2 + KOH \rightarrow KBr + KBrO_3 + H_2O $
b). $ Na_2S_2O_3 + HCl \rightarrow S + SO_2 + NaCl + H_2O $

Penyelesaian :
a). Penyetaraan reaksi pertama :

b). Penyetaraan reaksi kedua :

10). Reaksi redoks berikut:
$ aFe^{2+} + MnO_4^- + bH^+ \rightarrow cFe^{3+} + Mn^{2+} + dH_2O $
Harga a, b, c, dan d berturut-turut adalah ....

Penyelesaian :

       Demikian Contoh Soal Reaksi Redoks dan pembahasannya. Semoga bermanfaat, dan terima kasih.

Penyetaraan Reaksi Redoks

         Blog KoKim - Pada artikel ini kita akan membahas materi Penyetaraan Reaksi Redoks. Penyetaraan reaksi redoks yang sederhana, dapat dilakukan dengan menebak koefisien masing-masing secara langsung, sedangkan reaksi redoks yang rumit dapat disetarakan dengan metode setengah reaksi dan metode bilangan oksidasi. Untuk lebih jelasknya, langsung saja kita perhatikan penjelasan berikut ini.

METODE SETENGAH REAKSI
a). Reaksi dipisah menjadi 2 bagian, yaitu setengah reaksi oksidasi dan setengah reaksi reduksi.
b). Setarakan jumlah atom yang mengalami reaksi oksidasi maupun reduksi. Jumlah atom di kiri tanda panah harus sama dengan jumlah atom di kanan tanda panah.
c). Setarakan jumlah atom O dengan memperhitungkan lingkungannya.
*). Lingkungan asam : sisi yang kekurangan O ditambah H$_2$O , kemudian setarakan H dengan menambahkan ion H$^+$ .
*). Lingkungan basa : sisi yang kelebihan O ditambah H$_2$O, kemudian setarakan H dengan menambahkan ion OH$^-$ .
d). Setarakan muatannya dengan menambahkan elektron pada ruas yang kelebihan muatan positif.
e. Samakan jumlah elektron yang dilepas dan diterima dengan mengalikannya dengan factor pengali.
f. Jumlahkan kedua reaksi tersebut.

Contoh:

METODE PERUBAHAN BILANGAN OKSIDASI
a). Tentukan bilangan oksidasi atom-atom yang mengalami perubahan bilangan oksidasi dan tuliskan perubahannya.
b). Samakan jumlah elektron yang dilepas dan yang diterima dengan mengisikan koefisien.
c). Samakan jumlah muatan.
*). Bila muatan ruas kiri lebih kecil, tambahkan H$^+$ .
*). Bila muatan ruas kiri lebih besar, tambahkan OH$^-$.
d). Samakan jumlah atom H, dengan menambahkan H$_2$O di ruas kanan.

Contoh :

REAKSI AUTOREDOKS (DISPROPORSIONASI)
       Reaksi autoredoks atau reaksi disproporsionasi adalah suatu reaksi redoks dimana satu unsur dalam reaksi tersebut mengalami reaksi reduksi dan oksidasi sekaligus. Contoh:
Unsur Cl$_2$ menagalami reduksi (penurunan biloks dari 0 ke -1) menjadi KCl sekaligus reaksi oksidasi (kenaikan biloks dari 0 ke +1) menjadi KClO.

       Demikian pembahasan materi Penyetaraan Reaksi Redoks dan contoh-contohnya. Agar lebih mendalam untuk mempelajari materi reaksi rekdoks (reduksi-oksidasi), sebaiknya kita mempelajari juga conto-contoh soal lainnya. Untuk itu, silahkan juga baca artikel "contoh soal reaksi redoks dan penyelesainnya".

Konsep Reaksi Redoks (Reduksi-Oksidasi)

         Blog KoKim - Pada artikel ini kita akan membahas Konsep Reaksi Redoks (Reduksi-Oksidasi). Redoks yang memiliki kepanjangan reduksi-oksidasi merupakan dua jenis reaksi yaitu reaksi reduksi dan reaksi oksidasi yang keduanya memiliki ciri-ciri saling berlawanan. Reaksi reduksi memiliki ciri-ciri : Melepaskan oksigen, Mengikat elektron, dan Penurunan bilangan oksidasi. Sedangkan reaksi oksidasi memiliki ciri-ciri : Mengikat oksigen, Melepaskan elektron, dan Peningkatan bilangan oksidasi. Untuk lebih jelasnya, kita sajikan rangkuman perbedaan reaksi reduksi dan reaksi oksidasi dalam tabel berikut ini yang kita sebut sebagai konsep reaksi redoks.


Aturan penentuan bilangan oksidasi (Biloks)
1. Bilangan oksidasi semua unsur bebas adalah nol (0)
Contoh: Bilangan oksidasi atom dalam unsur Na, Fe, H$_2$, P$_4$, dan S$_8$ sama dengan 0 (nol).

2. Jumlah bilangan oksidasi semua atom dalam senyawa netral sama dengan 0 (nol).
Contoh:
Senyawa NaCl mempunyai muatan = 0.
Jumlah biloks Na + biloks Cl = (+1) + (-1) = 0.

3. Bilangan oksidasi ion monoatomik dan poliatomik sama dengan muatan ionnya.
Contoh:
Bilangan oksidasi ion Na$^+$ = +1
Ion NO$_3^-$ bermuatan = -1
Ion SO$_4^{2-}$ bermuatan = -2

4. Unsur H umumnya mempunyai bilok (+1), kecuali pada senyawa hidrida mempunyai bilok (-1). Senyawa hidrida adalah senyawa yang terbentuk jika logam bergabung dengan atom H (Contoh: NaH, KH, CaH$_2$ mempunyai biloks = -1).
Contoh: H dalam H$_2$O, NH$_3$, HCl mempunyai biloks = +1.

5. Unsur O umumnya mempunyai bilok (-2), kecuali:
1) Pada senyawa peroksida contohnya : Na$_2$O$_2$, H$_2$O$_2$, BaO$_2$ mempunyai bilok (-1).
2) Senyawa F$_2$O mempunyai bilok (+2), dan
3) Senyawa superoksida (contohnya KO$_2$) mempunyai bilok ($-\frac{1}{2}$)
Contoh: O dalam H$_2$O, Na$_2$O, Fe$_2$O$_3$, MgO mempunyai biloks = -2

6. Unsur logam dalam senyawa umumnya mempunyai biloks positif.
Contoh:
1) Golongan IA (Li, Na, K, Rb, dan Cs) mempunyai biloks (+1).
2) Golongan IIA ( Be, Mg, Ca, Sr, dan Ba) mempunyai biloks (+2).
3) Al$^{3+}$, Ag$^{+}$, Zn$^{2+}$, Pb$^{2+}$, Pb$^{3+}$, Fe$^{2+}$, dan Fe$^{3+}$.

7. Unsur nonlogam umumnya mempunyai bilok negatif.
Contoh:
1) Golongan VIIA (F, Cl, Br, I) mempunyai biloks (-1). Unsur F selalu (-1)
2) Golongan VIA (O, S, Se, Te) mempunyai biloks (-2).

       Demikian pembahasan materi Konsep Reaksi Redoks (Reduksi-Oksidasi) dan contoh-contohnya terutama cara menentukan bilangan oksidasi (biloks). Silahkan juga baca materi lain yang berkaitan dengan PENYETARAAN REAKSI REDUKSI-OKSIDASI.

Contoh Soal Larutan Elektrolit dan Non-elektrolit serta Pembahasannya

         Blog KoKim - Setelah kita mempelajari teori yang berkaitan dengan larutan elektrolit dan non-elektrolit, untuk lebih memperdalam penguasaan materinya sebaiknya kita juga mempelajari Contoh Soal Larutan Elektrolit dan Non-elektrolit serta Pembahasannya. Memang untuk materi larutan elektrolit dan non-elektrolit lebih banyak berkaitan dengan non hitungan, sehingga sifatnya hafalan teori. Bagi yang belum membaca materi sebelumnya, silahkan baca materinya terlebih dahulu yaitu : "Penggolongan Larutan Berdasarkan Daya Hantar Listrik", "Teori Ion Svante August Arrhenius", "Larutan Elektrolit Kuat dan Elektrolit Lemah", dan "Reaksi Ionisasi Larutan Elektrolit". Langsung saja kita pelajari contoh soal dan pembahasannya berikut ini.

1). Jenis ikatan yang dimiliki oleh larutan non-elektrolit adalah ikatan kovalen. Mengapa senyawa kovalen tidak dapat menghantarkan listrik?
Pembahasan :
Karena ketika berada dalam larutan, senyawa kovalen tidak dapat terionisasi. Shg tidak ada ion yang dapat menghantarkan arus listrik

2). Mengapa larutan elektrolit mampu menghantarkan arus listriik?
Pembahasan :
Karena mengandung ion-ion yang bergerak bebas. Ion-ion ini berperan menghantarkan arus listrik melalui larutan.

3). Pengujian apa yang harus dilakukan agar dapat membedakan larutan elektrolit maupun non-elektrolit?
Pembahasan :
Uji nyala lampu dan electrode.

4). Senyawa apa sajakah yang termasuk larutan elektrolit?
Pembahasan :
Ion dan kovalen polar

5). Suatu elektrolit lemah (NH$_4$OH) 0.1 mol mengalami ionisasi sebagian dengan derajat ionisasi = 4%. Maka berapakah NH$_4$OH yang terionisasi?
Pembahasan :
*). Diketahui : $ \alpha = 4\% = 0,04 $ dan 0,1 mol.
*). Menentukan jumlah mol zat yang terionisasi.
$ \begin{align} \alpha & = \frac{\text{mol zat yang terionisasi}}{\text{mol zat yang terlarut}} \\ 0,04 & = \frac{\text{mol zat yang terionisasi}}{0,1} \\ 0,04 \times 0,1 & = \text{ mol zat yang terionisasi} \\ 0,004 \, \text{ mol } & = \text{ mol zat yang terionisasi} \end{align} $
Jadi, NH$_4$OH yang terionisasi sebanyak 0,004 mol.

6). Mengapa lelehan senyawa kovalen polar tidak dapat menghantarkan listrik?
Pembahasan :
Karena lelehan senyawa kovalen polar, molekul-molekulnya bersifat netral.

7). Mengapa NaCl dalam bentuk Kristal tidak dapat menghantarkan listrik?
Pembahasan :
Karena Kristal NaCl tidak mampu mengion. NaCl hanya akan terionisasi jika dilarutkan di dalam air.

8). Tuliskan reaksi ionisasi dari senyawa berikut:
a. HNO$_3$
HNO$_3$ merupakan asam lemah maka reaksinya mengikuti asam lemah dimana reaksinya bolak-balik (tidak semua terionisasi) termasuk elektrolit lemah. Reaksinya adalah sebagai berikut:
$ HNO_3(aq) \leftrightharpoons H^+(aq) + NO_3^-(aq) $

b. Al(OH)$_3$
Al(OH)$_3$ merupakan basa lemah yang termasuk dalam elektrolit lemah, maka reaksinya juga bolak balik.
$ Al(OH)_3(aq) \leftrightharpoons Al^{3+}(aq) + 3OH^-(aq) $

c. H$_2$SO$_3$
H$_2$SO$_3$ adalah asam lemah.
$ H_2SO_3(aq) \leftrightharpoons 2H^{+}(aq) + SO_3^{2-}(aq) $

d. FeCl$_3$
$ FeCl_3 (aq) \rightarrow Fe^{3+}(aq) + 3Cl^-(aq) $

e. KI
$ KI(aq) \rightarrow K^+(aq) + I^-(aq) $

       Demikian pembahasan materi Contoh Soal Larutan Elektrolit dan Non-elektrolit serta Pembahasannya. Semoga contoh soalnya bermanfaat. Terima kasih.

Reaksi Ionisasi Larutan Elektrolit

         Blog KoKim - Berdasarkan keterangan sebelumnya pada materi "Penggolongan Larutan Berdasarkan Daya Hantar Listrik ", telah kita ketahui bersama bahwa larutan elektrolit dapat menghantarkan arus listrik karena dapat mengalam reaksi ionisasi menjadi ion-ion bermuatan listrik, sedangkan larutan non-elektrolit tidak mengalami reaksi ionisasi menjadi ion-ion bermuatan listrik. Pada artikel ini kita akan khusus membahas materi Reaksi Ionisasi Larutan Elektrolit.

Berikut pedoman penulisan reaksi ionisasi:

1). Elektrolit Kuat
a. Asam kuat
$ H_xZ(aq) \rightarrow xH^+(aq) + Z^{x-}(aq) $
Contoh :
$ HCl (aq) \rightarrow H^+(aq) + Cl^-(aq) $
$H_2SO_4(aq) \rightarrow 2H^+(aq) + SO_4^{2-}(aq) $
$HNO_3(aq) \rightarrow H^+(aq) + NO_3^-(aq) $

b. Basa kuat
$M(OH)_x(aq) \rightarrow M^{x+}(aq) + xOH^-(aq) $
Contoh :
$Na(OH)(aq) \rightarrow Na^+(aq) + OH^-(aq) $
$Ba(OH)_2(aq) \rightarrow Ba^{2+}(aq) + 2OH^-(aq) $

c. Garam
$ M_xZ_y(aq) \rightarrow xM^{y+}(aq) + yZ^{x-}(aq) $
Contoh :
$ NaCl(aq) \rightarrow Na^+(aq) + Cl^-(aq) $
$ Na_2SO_4(aq) \rightarrow 2Na^+(aq) + SO_4^{2-}(aq) $
$ Al_2(SO_4)_3(aq) \rightarrow 2Al^{3+}(aq) + 3SO_4^{2-}(aq) $

2). Elektrolit Lemah
a. Asam lemah
$ H_xZ(aq) \leftrightharpoons xH^+(aq) + Z^{x-}(aq) $
Contoh :
$ CH_3COOH(aq) \leftrightharpoons H^+(aq) + CH_3COO^-(aq) $
$ H_2SO_3(aq) \leftrightharpoons 2H^+(aq) + SO_3^{2-}(aq) $
$ H_3PO_4(aq) \leftrightharpoons 3H^+(aq) + PO_4^{3-}(aq) $

b. Basa Lemah
$ M(OH)_x(aq) \leftrightharpoons M^{x+}(aq) + xOH^-(aq) $
Contoh :
$ NH_4OH(aq) \leftrightharpoons NH_4^{+}(aq) + OH^-(aq) $
$ Al(OH)_3(aq) \leftrightharpoons Al^{3+}(aq) + 3OH^-(aq) $
$ Fe(OH)_2(aq) \leftrightharpoons Fe^{2+}(aq) + 2OH^-(aq) $

Hubungan ikatan kimia dengan larutan elektrolit
       Pada pembahasan ikatan kimia sebelumnya sudah dibahas mengenai jenis-jenis ikatan pada senyawa. Diantaranya senyawa kovalen dan senyawa ion. Untuk mengetahui hubungan ikatan kimia dengan larutan elektrolit bisa dilihat dari bagan/skema di bawah ini:

       Demikian pembahasan materi Reaksi Ionisasi Larutan Elektrolit dan contoh-contohnya. Silahkan juga baca materi lain yang berkaitan dengan larutan elektrolit dan non-elektrolit yaitu contoh soalnya agar lebih mendalami materi yang ada.

Larutan Elektrolit Kuat dan Elektrolit Lemah

         Blog KoKim - Pada artikel ini kita akan lanjut membahas materi Larutan Elektrolit Kuat dan Elektrolit Lemah. Sebelumnya juga telah kita pelajari materi "Penggolongan Larutan Berdasarkan Daya Hantar Listrik". 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 H$_2$SO$_4$, 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 CH$_3$COOH dan larutan NH$_4$OH.

Besaran yang menandai kekuatan elektrolit disebut derajat ionisasi($\alpha$). Besarnya derajat ionisasi dapat dinyatakan melelui persamaan berikut:
$ \alpha = \frac{\text{mol zat yang terionisasi}}{\text{mol zat yang dilarutkan}} $

Secara umum, perbedaan antara larutan elektrolit kuat dan elektrolit lemah dapat disimpulkan sebagai berikut:

       Demikian pembahasan materi Larutan Elektrolit Kuat dan Elektrolit Lemah. Silahkan juga baca materi lain yang berkaitan dengan REAKSI IONISASI LARUTAN ELEKTROLIT.

Teori Ion Svante August Arrhenius

         Blog KoKim - Penjelasan tentang permasalahan larutan elektrolit dan non-elektrolit pertama kali dikemukakan oleh Svante August Arrhenius (1859 - 1927) dari Swedia saat presentasi disertasi PhD-nya di Universitas Uppsala tahun 1884. Sehingga pada artikel kali ini kita akan membahas Teori Ion Svante August Arrhenius. Sebelumnya juga telah kita bahas materi "Penggolongan Larutan Berdasarkan Daya Hantar Listrik"

         Menurut Arrhenius, zat elektrolit 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.

       Demikian pembahasan materi Teori Ion Svante August Arrhenius . Silahkan juga baca materi lain yang berkaitan dengan ELEKTROLIT KUAT DAN ELEKTROLIT LEMAH.

Penggolongan Larutan Berdasarkan Daya Hantar Listrik

         Blog KoKim - Larutan merupakan campuran homogen antara zat terlarut (solute) dan zat pelarut (solvent). Zat terlarut umumnya jumlahnya lebih sedikit daripada zat pelarut. Contoh larutan gula, larutan garam dapur, larutan alkohol, dan lain sebagainya. Larutan umumnya berfase cair (liquid = l) dengan pelarut air, tetapi ada juga larutan yang berfase padat (solid = s) seperti kuningan, stainless steel, dan lain-lain, ataupun gas (g) seperti udara. Pada artikel ini kita akan membahas materi Penggolongan Larutan Berdasarkan Daya Hantar Listrik.

         Berdasarkan daya hantar listriknya larutan dibedakan menjadi 2, yaitu: larutan elektrolit dan non-elektrolit. Larutan elektrolit adalah suatu zat yang ketika dilarutkan dalam air akan menghasilkan larutan yang dapat menghantarkan arus listrik. Sedangkan nonelektrolit tidak menghantarkan arus listrik ketika dilarutkan ke dalam air. Senyawa ionik dan kovalen polar biasanya bersifat elektrolit. Contohnya asam, basa, dan garam. Senyawa kovalen nonpolar biasanya nonelektrolit.

         Molekul air bermuatan netral tetapi mempunyai ujung positif (atom H) dan ujung negatif (ujung O) sehingga sangat efektif melarutkan senyawa ionik atau senyawa kovalen polar. Molekul-molekul air menstabilkan ion-ion dalam larutan dengan mengelilingi ion-ion tersebut, sehingga kation tidak bergabung kembali dengan anion. Proses di mana sebuah ion dikelilingi oleh molekul-molekul air yang tersusun dalam keadaan tertentu disebut hidrasi.

Contoh: Padatan NaCl akan terionisasi menghasilkan Na$^+$ dan Cl$^-$ saat dilarutkan dalam air. Ion Na$^+$ akan tertarik ke elektrode negatif dan ion Cl$^-$ tertarik ke elektrode positif sehingga menghasilkan arus listrik yang setara dengan aliran elektron sepanjang kawat penghantar (kabel).
Untuk memudahkan pemahaman coba amati data pada tabel berikut:
Dari data di atas 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.

       Demikian pembahasan materi Penggolongan Larutan Berdasarkan Daya Hantar Listrik . Silahkan juga baca materi lain yang berkaitan dengan TEORI ION SVANTE AUGUST ARRHENIUS.