larutan elektrolit dan ikatan kimia

 

 

 

 A. Reaksi Ionisasi Elektrolit Kuat dan Elektrolit Lemah

Jenis dan konsentrasi (kepekatan) suatu larutan dapat berpengaruh terhadap daya hantar listriknya. Untuk menunjukkan kekuatan elektrolit digunakan derajat ionisasi yaitu jumlah ion bebas yang dihasilkan oleh suatu larutan. Makin besar harga , makin kuat elektrolit tersebut.

Bagaimanakah Anda dapat membedakan reaksi ionisasi elektrolit kuat dengan elektrolit lemah? Untuk dapat menjawabnya, pelajarilah uraian materi berikut. 

  

1. Reaksi Ionisasi Elektrolit Kuat

   

Larutan yang dapat memberikan lampu terang, gelembung gasnya banyak, maka laurtan ini merupakan elektrolit kuat. Umumnya elektrolit kuat adalah larutan garam. Dalam proses ionisasinya, elektrolit kuat menghasilkan banyak ion maka a = 1 (terurai senyawa), pada persamaan reaksi ionisasi elektrolit kuat ditandai dengan anak panah satu arah ke kanan.

    Perlu diketahui pula elektrolit kuat ada beberapa dari asam dan basa.Contoh :

   

NaCl (aq)

KI (aq)

Ca(NO3)2(g)

Na+(aq) + Cl-(aq)

K+(aq) + I-(aq)

Ca2+(aq) + NO3-(aq)

   

Di bawah ini diberikan kation dan anion yang dapat membentuk elektrolit kuat.Kation : Na+, L+, K+, Mg2+, Ca2+, Sr2+, Ba2+, NH4+Anion : Cl-, Br-, I-, SO42-, NO3-, ClO4-, HSO4-, CO32-, HCO32-

Cobalah Anda buatkan 5 macam garam lengkap dengan reaksi ionisasinya sesuai dengan kation dan anion pembentuknya seperti di bawah ini.

   

No. Kation dan Anion Rumus Senyawa Reaksi Kimia

1.

2.

3.

4.

5.

Mg2+Br-Na+SO42-Ca2+ClO4-Ba2+NO32-NH4+Cl-    

    Jawaban Anda sudah benar bukan? Untuk meyakinkan jawaban Anda, cocokkan dengan jawaban di bawah ini.

   

 Mg2+Br-

MgBr2 Mg2+ + 2Br-

 Na+SO42-

Na2SO4 2Na+ + SO42-

 Ca2+ClO4-

Ca(ClO4)4

Ca2+ + 2ClO4-

 Ba2+NO32-

Ba(NO3)2

Ba2+ + 2NO3-

 NH4+Cl-

NH4Cl NH4+ + Cl-

     

   

   Reaksi Ionisasi Elektrolit Lemah Larutan yang dapat memberikan nyala redup ataupun tidak menyala, tetapi masih terdapat gelembung gas pada elektrodanya maka larutan ini merupakan elekrtolit lemah. Daya hantarnya buruh dan memiliki á (derajat ionisasi) kecil, karena sedikit larutan yang terurai (terionisasi). Makin sedikit yang terionisasi, makin lemah elektrolit tersebut. Dalam persamaan reaksi ionisasi elektrolit lemah ditandai dengan panah dua arah (bolak-balik) artinya tidak semua molekul terurai (ionisasi tidak sempurna) contohCH3COOH(aq)

NH4OH(g)

CH3COO-(aq) + H+(aq)

NH4+(aq) + OH-(aq) Di bawah ini diberikan beberapa larutan elektrolit lemah, tuliskanlah reaksi ionisasinya.a. H2S(aq)b. H3PO4 (aq)c. HF(g) 

d. HCOOH(aq)e. HCN(aq)

 Daya Hantar Listrik Senyawa Ion

Sebagai contoh dari kegiatan percobaan yang tergolong larutan elektrolit yang berikatan ion adalah garam dapur.Dapatkah Anda membedakan daya hantar listrik untuk garam pada saat kristal, lelehan dan larutan?

Cobalah perhatikan uraian berikut.NaCl adalah senyawa ion, jika dalam keadaan kristal sudah sebagai ion-ion, tetapi ion-

ion itu terikat satu sama lain dengan rapat dan kuat, sehingga tidak bebas bergerak. Jadi dalam keadaan kristal (padatan) senyawa ion tidak dapat menghantarkan listrik, tetapi jika garam yang berikatan ion tersebut dalam keadaan lelehan atau larutan, maka ion-ionnya akan bergerak bebas, sehingga dapat menghantarkan listrik.Pada saat senyawa NaCl dilarutkan dalam air, ion-ion yang tersusun rapat dan terikat akan tertarik oleh molekul-molekul air dan air akan menyusup di sela-sela butir-butir ion tersebut (proses hidasi) yang akhirnya akan terlepas satu sama lain dan bergerak bebas dalam larutan.NaCl (s) + air Na+(aq) + Cl-(aq)

Gambar 5. Proses pelarutan padatan kristal

Daya Hantar Listrik Senyawa Kovalen

Senyawa kovalen terbagi menjadi senyawa kovalen non polar misalnya : F2, Cl2, Br2, I2, CH4 dan kovalen polar misalnya : HCl, HBr, HI, NH3.

Dari hasil percobaan, hanya senyawa yang berikatan kovalen polarlah yang dapat menghantarkan arus listrik. Bagaimanakah hal ini dapat dijelaskan? Kalau kita perhatikan, bahwa HCl merupakan senyawa kovalen di atom bersifat polar, pasangan elektron ikatan tertarik ke atom Cl yang lebih elektro negatif dibanding dengan atom H. Sehingga pada HCl, atom H lebih positif dan atom Cl lebih negatif.

Struktur lewis:

. Jadi walaupun molekul HCl bukan senyawa ion, jika dilarutkan ke dalam air maka larutannya dapat menghantarkan arus listrik karena menghasilkan ion-ion yang bergerak bebas.

HCl(g) + H2O(l)

HCl(g)

HCl(g)

H3O+(aq) + Cl-(aq)

H3O+ + Cl-(g)

H+(aq) + Cl-(aq) Apakah HCl dalam keadaan murni dapat menghantarkan arus listrik? Karena HCl dalam keadaan murni berupa molekul-molekul tidak mengandung ion-ion, maka cairan HCl murni tidak dapat menghantarkan arus listrik.Sudah pahamkah Anda dengan uraian di atas? Cobalah jawab pertanyaan-pertanyaan berikut.

Kelompokkan senyawa-senyawa berikut menjadi senyawa ion dan senyawa kovalen, buatlah reaksi ionisasinya di dalam kotak jawaban.KCl, CaCl2, NaBr, HI, HBr, H2SO4, HClO4, Na2SO4, MgCl2, NH4Cl, NH4OH, HNO3,

Fe2(SO4)3, Ba(NO3)2, H2CO3

Pengertian Larutan Elektrolit

Larutan elektrolit adalah larutan yang dapat menghantarkan listrik. Sementara, larutan non-elektrolit adalah

larutan yang tidak dapat menghantarkan listrik. Larutan yang dimaksud sendiri adalah larutan akuades/air

murni (H2O) yang dicampur bahan lain. Air digunakan sebagai pelarut karena air adalah pelarut paling

umum. Air memiliki ciri khusus, yaitu ia bersifat polar. Salah unsur bersifat positif dan yang lain negatif,

sehingga ia dapat menarik apa yang ia mau. Karena itu, ia sebenarnya adalah elektrolit dan dapat

menghantar listrik.

Alasan mengapa larutan elektrolit dapat mengalirkan listrik karena larutan elektrolit memiliki ion-ion bebas

yang dapat bergerak bebas sesukanya, seperti diungkapkan oleh teori ion Svante Arrhenius. Pada

prinsipnya, saat larutan (air+zat penghantar) dialiri listrik, maka molekul zat yang bercampur tersebut akan

berubah. Sebagai contoh:

2H+(aq) + 2Cl-(aq) → H2(g) + Cl2(g)

2HCl(aq) → H2(g) + Cl2(g)

Jadi, pada saat larutan asam klorida (HCl) dialiri oleh listrik, maka molekulnya akan dipaksa untuk berpisah

dan terpecah menjadi gas H2 dan Cl2. Reaksi ini adalah contoh reaksi redoks yang sederhana dan sering.

Pengertian redoks akan dijelaskan dalam seri kimia selanjutnya. Untuk tahu, reaksi tersebut bernama

elektrolisis (elektro=listrik, lysis=pemecahan).

No. Senyawa Jenis Ikatan Reaksi Ionisasi

1.2.3.4.5.6.7.8.9.10.11.12.13.14.15.

KCl CaCl2 NaBr HI HBr H2SO4 HClO4 Na2SO4 MgCl2 NH4Cl NH4OH HNO3 Fe2(SO4)3 Ba(NO3)2 H2CO3

   

Zat yang disebut elektrolit adalah zat yang apabila dicampur dengan air (pelarut polar) akan larut/mengurai

menjadi ion (lihat contoh di atas) seperti NaCl, HCl, dan lainnya. Sementara, zat nonelektrolit adalah zat yang

saat dicampur dengan air tidak mengurai, namun tetap dalam bentuk molekul netral.

Zat elektrolit haruslah polar, karena menggunakan air. Se

benarnya tidak pelarutnya tidak harus air, yang penting polar. Air dipilih karena amat mudah melarutkan.

Yang dapat terlarut adalah senyawa ion (bentuk lelehan dan cairan, padatan tidak menghantar) seperti NaCl,

NaOH, dan lainnya (pelajari lagi Ikatan Kimia) atau senyawa kovalen polar, walaupun tak semuanya begitu

(HCl & CH3COOH menghantar, sementara CH4 tidak).

Elektrolit dapat dibagi menjadi elektrolit kuat dan elektrolit lemah. Elektrolit kuat adalah zat yang seluruh

zatnya akan terurai dan tidak membentuk molekul netral. Anggotanya adalah larutan garam-garam ion di air

(NaCl, KBr, CuCl2, CuSO4, ZnCl4, dst), lelehan senyawa ion padat (PbBr2, Al2O3, PbI2, dst), asam mineral di

air (HCl, H2SO4, HNO3, dst), dan basa dalam air (NaOH, KOH, Ca(OH)2, dst). Sementara, elektrolit lemah

adalah elektrolit yang mengurai hanya sebagian. Contohnya, HC2H3O2 yang hanya mengurai 25%. Sisanya

tetap menjadi molekul netral. Untuk menyatakan kekuatan elektrolit, ia diukur dengan derajat ionisasi atau

derajat disosiasi. Nilai maksimal (paling kuat)=1 dan minimal (terlemah/tak menghantar)=0. Cara

menghitungnya adalah dengan membagi mol zat mengion (terurai) dengan mol zat awal (sebelum dialiri

listrik). Simbolnya adalah alpha.

Mengerti reaksi elektrolisis

Secara sederhana, maka akan diambil contoh larutan HCl (asam klorida). Terdapat dua kutub. Yang positif

disebut anoda dan yang negatif disebut katoda. Kedua kutub yang disambungkan pada baterai diwakilkan

oleh pensil (walau apapun yang menghantar seperti karbon dan logam dapat dipakai, asal sama). Antara

baterai dan pensil terdapat lampu (lihat gambar). Pada saat baterai disambungkan, reaksi yang terjadi:

HCl(aq) → H+(g) + Cl-(g)

Setelah terpecah, ion positif bergerak ke katoda dan negatif bergerak ke katoda (lawan jenis):

2H+(aq) + 2e → H2(g)

2Cl-(aq) → Cl2(g) + 2e

e adalah elektron. Ia bukanlah unsur dan bermuatan negatif. Sebagai catatan, mengapa H2 dan Cl2, bukan H

dan Cl, karena H, N, O, dan golongan 7A harus ditulis dalam bentuk ganda (indeks 2) saat tidak berikatan

dengan unsur lain. Lalu :

2H+(aq) + 2Cl-(aq) → H2(g) + Cl2(g)

2HCl(aq) → H2(g) + Cl2(g)

Secara sederhana, inilah reaksi elektrolisis. Ciri yang dapat terlihat melalui percobaan langsung adalah

bahwa lampu menyala dan muncul gelembung gas pada anoda dan katoda. Selain itu, dapat diketahui

kekuatan suatu zat elektrolit. Pada molaritas (kekentalan, lihat lagi bab stoikiometri) yang sama, maka lampu

zat yang lebih kuat akan menyala lebih terang karena lebih banyak yang ion terurai dan elektron mengalir.

Pada dasarnya! kebanyakan benda bila dicelupkan ke dalam air akan terurai dalam bentuk ion-ionnya walaupun sangat kecil, kemudian terjadi interaksi dengan air. Sehingga menyebabkan perbedaan potensial dipengaruhi karena ada perbedaan fasa dari benda dan larutan). Misalnya larutan gula disana gula ada yang dapat berinteraksi dengan air karena ada gugus hidroksil yang biasanya cenderung mempunya dipole (berkutub-lihat struktur gula) sehingga ada perbedaan muatan walaupun kecil. Disini dia tidak mempunya derajat ionisasi sempurna sehingga tidak mampu melepaskan ion2-nya. Walaupun demikian telah terjadi perbedaan potensial sehingga ada arus walaupun kecil, jadilah dia bukan elektrolit lemah. Bila terionisasi sempurna maka dia akan menjadi elektrolit kuat. Biasanya elektrolit kuat itu berupa garam (Hasil pencampuran Asam kuat dan basa Kuat menghasilkan garam dan H2O), seperti MgCl2 yang berasal dari Mg(OH)2 dan HCldsb.Bila protein seperti putih telur, mungkin hal ini bisa dijelaskan dari dasarstrukturnya yang terdiri dari karbon asimetrik yang mengikat asam karboksilat, R, dan NH2, yang bersifat amfoter maksudnya dapat bersifat asam atau basa tergantung medianya (lihat dia memiliki gugus karboksilat dan amin). Sehingga bila terhidrolisis dengan air dia menjadi bermuatan dan itu dasarnya adanya aruswalaupun lemah.Pada pasta gigi ada juga dasarnya sama.Pertanyaan saya, Bila pada pelarut nonpolar, MgCl2 (garam kuat) bisa kah terjadiarus listrik.Jawab :Tidak akan terjadi arus listrik, karena dia tidak terhidrolis! karena sesuatuyang polar dan garam menyukai sesutu yang polar sehingga tidak terjadi ion-ionsebagai syarat terjadinya arus.Sifat Larutan Elektrolit

Salah satu sifat larutan elektrolit adalah mampu menghantarkan listrik. Hantaran listrik suatu larutan elektrolit disebabkan karena larutan elektrolit mengandung ion yang bergerak bebas.

Menurut Arrhenius, larutan elektrolit dalam air terdisosiasi kedalam partikel-partikel bermuatan listrik positif dan negatif yang disebut ion (ion positif dan ion negatif). Jumlah muatan ion positif akan sama dengan jumlah muatan ion negatif, sehingga muatan ion-ion dalam larutan netral. Ion-ion inilah yang bertugas menghantarkan arus listrik.

LARUTAN ELEKTROLIT DAN KONSEP REDOKS

1) Larutan Elektrolit dan Non Elektrolit

o Larutan elektrolit adalah larutan yang dapat menghantarkan arus listrik.

o Larutan elektrolit dapat berupa asam, basa maupun garam.

Contoh : HCl, H2SO4, NaOH, NaCl

o Dibedakan menjadi 2 yaitu :

a) Larutan elektrolit kuat = ditandai dengan lampu yang menyala terang.

b) Larutan elektrolit lemah = ditandai dengan lampu yang menyala redup atau lampu yang tidak menyala namun dalam

larutan timbul gelembung gas (contoh : larutan amonia, asam cuka).

o Larutan non elektrolit adalah larutan yang tidak dapat menghantarkan arus listrik.

Contoh : larutan gula, larutan urea, larutan alkohol.

o Air sebenarnya tidak dapat menghantarkan arus listrik, tetapi daya hantar larutan tersebut disebabkan oleh zat terlarutnya.

2) Teori Ion Svante Arrhenius

“ Larutan elektrolit dapat menghantarkan arus listrik karena mengandung ion-ion yang dapat bergerak bebas ”

Contoh :

NaCl (aq) Na+(aq) + Cl-(aq)

CH3COOH(aq) CH3COO-(aq) + H+(aq)

Zat non elektrolit dalam larutan, tidak terurai menjadi ion-ion tetapi tetap berupa molekul.

Contoh :

C2H5OH (l) C2H5OH (aq)

CO(NH2)2 (s) CO(NH2)2 (aq)

3) Proses terjadinya hantaran listrik

Contoh :

Hantaran listrik melalui larutan HCl. Dalam larutan, molekul HCl terurai menjadi ion H+ dan Cl- :

HCl (aq) H+(aq) + Cl-(aq)

Ion-ion H+ akan bergerak menuju Katode (elektrode negatif / kutub negatif), mengambil elektron dan berubah menjadi gas

hidrogen.

2H+(aq) + 2e H2(g)

Ion-ion Cl- bergerak menuju Anode (elektrode positif / kutub positif), melepas elektron dan berubah menjadi gas klorin.

2Cl-(aq) Cl2(g) + 2e

Jadi : arus listrik menguraikan HCl menjadi H2 dan Cl2 (disebut reaksi elektrolisis).

2H+(aq) + 2Cl-(aq) H2(g) + Cl2(g)

4) Elektrolit yang berasal dari Senyawa Ion dan Senyawa Kovalen Polar

a) Senyawa Ion

Dalam bentuk padatan, senyawa ion tidak dapat menghantarkan arus listrik karena ion-ionnya tidak dapat bergerak bebas.

Dalam bentuk lelehan maupun larutan, ion-ionnya dapat bergerak bebas sehingga lelehan dan larutan senyawa ion dapat

menghantarkan arus listrik.

b) Senyawa Kovalen Polar

o Contoh : asam klorida cair, asam asetat murni dan amonia cair.

o Senyawa-senyawa ini dalam bentuk murninya merupakan penghantar listrik yang tidak baik.

o Jika dilarutkan dalam air (pelarut polar) maka akan dapat menghantarkan arus listrik dengan baik.

Penjelasannya :

o Senyawa-senyawa tersebut memiliki kemampuan melarut dalam air karena disamping air sendiri merupakan molekul dipol,

pada prinsipnya senyawa-senyawa tersebut jika bereaksi dengan air akan membentuk ion-ion.

HCl(l) + H2O(l) H3O+(aq) + Cl-(aq)

( ion hidronium )

CH3COOH(l) + H2O(l) H3O+(aq) + CH3COO-(aq)

( ion asetat )

NH3(l) + H2O(l) NH4+(aq) + OH-(aq)

( ion amonium )

o Oleh karena itu, larutan senyawa kovalen polar merupakan larutan elektrolit.

Keterangan tambahan :

Ion yang terdapat dalam air dapat terbentuk dengan 3 cara :

1). Zat terlarut merupakan senyawa ion, misal : NaCl

Reaksi ionisasinya : lengkapi sendiri

2). Zat terlarut merupakan senyawa kovalen polar, yang larutannya dalam air dapat terurai menjadi ion-ionnya, misal : H2SO4

Reaksi ionisasinya : lengkapi sendiri

3). Zat terlarut merupakan senyawa kovalen yang dapat bereaksi dengan air, sehingga membentuk ion, misal : NH3

Reaksi ionisasinya : NH3(l) + H2O(l) NH4+(aq) + OH-(aq)

( ion amonium )

o Daya hantar listrik air murni biasa digolongkan sebagai non konduktor. Akan tetapi, sebenarnya air merupakan suatu

konduktor yang sangat buruk. Zat elektrolit akan meningkatkan konduktivitas air, sedangkan zat non elektrolit tidak.

o Arus listrik adalah aliran muatan. Arus listrik melalui logam adalah aliran elektron, dan arus listrik melalui larutan adalah

aliran ion-ion.

o Zat elektrolit dapat berupa senyawa ion atau senyawa kovalen polar yang dapat terhidrolisis (bereaksi dengan air).

o Senyawa ion padat tidak menghantar listrik, tetapi lelehan dan larutannya dapat menghantar listrik.

5) Elektrolit Kuat dan Elektrolit Lemah

Pada konsentrasi yang sama, elektrolit kuat mempunyai daya hantar lebih baik daripada elektrolit lemah. Hal ini terjadi karena

molekul zat elektrolit kuat akan lebih banyak yang terion jika dibandingkan dengan molekul zat elektrolit lemah.

Banyak sedikitnya elektrolit yang mengion dinyatakan dengan derajat ionisasi atau derajat disosiasi (), yaitu perbandingan

antara jumlah zat yang mengion dengan jumlah zat yang dilarutkan.

Dirumuskan :

; 0 1

Zat elektrolit yang mempunyai besar (mendekati 1) disebut elektrolit kuat sedangkan yang mempunyai kecil (mendekati

0) disebut elektrolit lemah.

Contoh elektrolit kuat = larutan NaCl, larutan H2SO4, larutan HCl, larutan NaOH

Contoh elektrolit lemah = larutan CH3COOH dan larutan NH3.

Reaksi Reduksi - Oksidasi ( Redoks )

Perkembangan Konsep Redoks

a). Reaksi redoks sebagai reaksi pengikatan dan pelepasan oksigen

1). Oksidasi adalah : reaksi pengikatan oksigen.

Contoh :

o Perkaratan besi (Fe).

4Fe(s) + 3O2(g) 2Fe2O3(s)

o Pembakaran gas metana

CH4(g) + 2O2(g) CO2(g) + 2H2O(g)

o Oksidasi tembaga oleh udara

2Cu(s) + 3O2(g) 2CuO(s)

o Oksidasi glukosa dalam tubuh

C6H12O6(aq) + 6O2(g) 6CO2(g) + 6H2O(l)

o Oksidasi belerang oleh KClO3

3S(s) + 2KClO3(s) 2KCl(s) + 3SO2(g)

o Sumber oksigen pada reaksi oksidasi disebut oksidator. Dari contoh di atas, 4 reaksi menggunakan oksidator berupa

udara dan reaksi terakhir menggunakan oksidator berupa KClO3

2). Reduksi adalah : reaksi pelepasan atau pengurangan oksigen.

Contoh :

Reduksi bijih besi dengan CO

Fe2O3(s) + 3CO(g) 2Fe(s) + 3CO2(g)

Reduksi CuO oleh H2

CuO(s) + H2(g) Cu(s) + H2O(g)

Reduksi gas NO2 oleh logam Na

2NO2(g) + Na(s) N2(g) + Na2O(s)

Zat yang menarik oksigen pada reaksi reduksi disebut reduktor. Dari contoh di atas, yang bertindak sebagai reduktor

adalah gas CO, H2 dan logam Na.

b). Reaksi redoks sebagai reaksi pelepasan dan pengikatan / penerimaan elektron

1). Oksidasi adalah : reaksi pelepasan elektron.

o Zat yang melepas elektron disebut reduktor (mengalami oksidasi).

o Pelepasan dan penangkapan elektron terjadi secara simultan artinya jika ada suatu spesi yang melepas elektron berarti

ada spesi lain yang menerima elektron. Hal ini berarti : bahwa setiap oksidasi disertai reduksi.

o Reaksi yang melibatkan oksidasi reduksi, disebut reaksi redoks, sedangkan reaksi reduksi saja atau oksidasi saja disebut

setengah reaksi.

Contoh : (setengah reaksi oksidasi)

K K+ + e

Mg Mg2+ + 2e

2). Reduksi adalah : reaksi pengikatan atau penerimaan elektron.

Zat yang mengikat/menerima elektron disebut oksidator (mengalami reduksi).

Contoh : (setengah reaksi reduksi)

Cl2 + 2e 2Cl-

O2 + 4e 2O2-

Contoh : reaksi redoks (gabungan oksidasi dan reduksi)

Oksidasi : Ca Ca2+ + 2e

Reduksi : S + 2e S2- +

Redoks : Ca + S Ca2+ + S2-

Keterangan :

Contoh lain :

o Tentukan mana yang reduktor dan oksidator!

o Tentukan mana yang hasil oksidasi dan hasil reduksi!

c). Reaksi redoks sebagai reaksi peningkatan dan penurunan bilangan oksidasi

1). Oksidasi adalah : reaksi dengan peningkatan bilangan oksidasi (b.o).

Zat yang mengalami kenaikan bilangan oksidasi disebut reduktor.

Contoh :

2). Reduksi adalah : reaksi dengan penurunan bilangan oksidasi (b.o).

Zat yang mengalami penurunan bilangan oksidasi disebut oksidator.

Contoh :

Konsep Bilangan Oksidasi

o Bilangan oksidasi suatu unsur dalam suatu senyawa adalah muatan yang diemban oleh atom unsur itu jika semua elektron

ikatan didistribusikan kepada unsur yang lebih elektronegatif.

Contoh :

Pada NaCl : atom Na melepaskan 1 elektron kepada atom Cl, sehingga b.o Na = +1 dan Cl = -1.

Pada H2O :

Karena atom O lebih elektronegatif daripada atom H maka elektron ikatan didistribusikan kepada atom O.

Jadi b.o O = -2 sedangkan H masing-masing = +1.

Aturan Menentukan Bilangan Oksidasi

1). Semua unsur bebas mempunyai bilangan oksidasi = 0 (nol).

Contoh : bilangan oksidasi H, N dan Fe dalam H2, N2 dan Fe = 0.

2). Fluorin, unsur yang paling elektronegatif dan membutuhkan tambahan 1 elektron, mempunyai bilangan oksidasi -1 pada

semua senyawanya.

3). Bilangan oksidasi unsur logam selalu bertanda positif (+).

Contoh :

Unsur golongan IA, IIA dan IIIA dalam senyawanya memiliki bilangan oksidasi berturut-turut +1, +2 dan +3.

4). Bilangan oksidasi suatu unsur dalam suatu ion tunggal = muatannya.

Contoh : bilangan oksidasi Fe dalam ion Fe3+ = +3

Perhatian :

Muatan ion ditulis sebagai B+ atau B-, sedangkan bilangan oksidasi ditulis sebagai +B atau –B.

5). Bilangan oksidasi H umumnya = +1, kecuali dalam senyawanya dengan logam (hidrida) maka bilangan oksidasi H = -1.

Contoh :

Bilangan oksidasi H dalam HCl, H2O, NH3 = +1

Bilangan oksidasi H dalam NaH, BaH2 = -1

6). Bilangan oksidasi O umumnya = -2.

Contoh :

Bilangan oksidasi O dalam senyawa H2O, MgO, BaO = -2.

Perkecualian :

a). Dalam F2O, bilangan oksidasi O = +2

b). Dalam peroksida, misalnya H2O2, Na2O2 dan BaO2, biloks O = -1.

c). Dalam superoksida, misalnya KO2 dan NaO2, biloks O = -

7). Jumlah biloks unsur-unsur dalam suatu senyawa netral = 0.

8). Jumlah biloks unsur-unsur dalam suatu ion poliatom = muatannya.

Contoh : dalam ion = (2 x b.o S) + (3 x b.o O) = -2

Penggolongan Reaksi Berdasarkan Perubahan Bilangan Oksidasi

a) Reaksi Bukan Redoks

Pada reaksi ini, b.o setiap unsur dalam reaksi tidak berubah (tetap).

Contoh :

b) Reaksi Redoks

Pada reaksi ini, terjadi peningkatan dan penurunan b.o pada unsur yang terlibat reaksi.

Contoh :

Keterangan :

Oksidator = H2SO4

Reduktor = Fe

Hasil reduksi = H2

Hasil oksidasi = FeSO4

c) Reaksi Otoredoks ( Reaksi Disproporsionasi )

Pada reaksi ini, yang bertindak sebagai oksidator maupun reduktor’nya merupakan zat yang sama.

Contoh :

Keterangan :

Oksidator = I2

Reduktor = I2

Hasil reduksi = NaI

Hasil oksidasi = NaIO3

d) Reaksi Konproporsionasi

Pada reaksi ini, yang bertindak sebagai hasil oksidasi maupun hasil reduksi’nya merupakan zat yang sama.

Pada tahun 1884, Svante Arrhenius, ahli kimia terkenal dari Swedia mengemukakan teori elektrolit yang sampai saat ini teori tersebut tetap bertahan padahal ia hampir saja tidak diberikan gelar doktornya di Universitas Upsala, Swedia, karena mengungkapkan teori ini. Menurut Arrhenius,

larutan elektrolit dalam air terdisosiasi ke dalam partikel-partikel bermuatan listrik positif dan negatif yang disebut ion (ion positif dan ion negatif) Jumlah muatan ion positif akan sama dengan jumlah muatan ion negatif, sehingga muatan ion-ion dalam larutan netral. Ion-ion inilah yang bertugas mengahantarkan arus listrik.