Reaksi Sel Elektrolisis

Reaksi Sel Elektrolisis

Kimia Study Center - Contoh soal dan pembahasan tentang reaksi elektrolisis materi sel elektrokimia SMA kelas 12 IPA. Reaksi yang terjadi di katoda dan di anoda.

Soal No.1
Arus sebesar 965 coulomb dialirkan ke dalam 500 mL larutan AgNO₃. Tentukan:
a) persamaan reaksi elektrolisanya
b) massa perak yang dihasilkan di katoda (Ar Ag = 108)
c) volume gas yang terjadi di anoda
d) pH larutan setelah reaksi berakhir
(elektrolisis - ebtanas 2004)

Pembahasan
Persamaan reaksi elektrolisisnya terbagi menjadi dua, yaitu reaksi di katoda dan reaksi di anoda.

Pada sel elektrolisis berlaku:
Katoda
- terjadi reaksi reduksi (penurunan bilangan oksidasi)
- katoda bermuatan negatif (−), ion yang ditarik ke situ bermuatan positif (+) atau kation.

Selain itu, untuk menentukan kation yang bereaksi di katoda perhatikan dulu ketentuan berikut:
Bentuk LARUTAN
- jika ion-ion yang ada berasal dari logam alkali, alkali tanah, Al dan Mn maka jangan ditulis direaksinya. Sebagai gantinya adalah air yang direduksi.

Bentuk LELEHAN
-jika digunakan elektroda inert maka kation direduksi di katoda dan anion di anoda

Anoda
- terjadi reaksi oksidasi (kenaikan bilangan oksidasi)
- anoda bermuatan positif, ion yang ditarik ke situ bermuatan negatif (−) atau anion.

Untuk menentukan mana yang bereaksi di anoda, perhatikan ketentuan berikut:
-jika anoda tidak dibuat dari logam inert, maka anoda itu akan teroksidasi
- jika menemukan logam inert sebagai elektrodanya (semisal Pt, Au, grafit atau C) jangan ditulis direaksi.
- jika menemukan ion sisa asam oksi semisal SO₄²⁻, NO₃⁻, ClO₃⁻, PO₄³⁻ maka ganti dengan air.
-jika menemukan ion-ion halida semisal Br⁻, Cl⁻, I⁻ maka tulis di reaksinya.

Terapkan di soal di atas,

AgNO₃ (aq) → Ag⁺ (aq) + NO₃⁻ (aq)
Ag⁺ dapat ditulis reaksinya di katoda (bukan alkali atau alkali tanah) sehingga
Reaksi di katoda : Ag⁺ + e → Ag

Berikutnya menentukan reaksi di anoda, ada NO₃⁻ di situ. NO₃⁻ termasuk sisa asam oksi, sehingga jangan ditulis direaksi, sebagai gantinya adalah air (H₂O).
Reaksi di anoda : 2H₂O → O₂ + 4H⁺ + 4e

Jadi:
a) persamaan reaksi elektrolisanya
AgNO₃ (aq) → Ag⁺ (aq) + NO₃⁻ (aq)
Reaksi di katoda : Ag⁺ + e → Ag
Reaksi di anoda : 2H₂O → O₂ + 4H⁺ + 4e

b) massa perak yang dihasilkan di katoda (Ar Ag = 108)
Ag⁺ + e → Ag

Tentukan dulu jumlah mol elektronnya, mol elektron = Q/96500



c) volume gas yang terjadi di anoda



d) pH larutan setelah reaksi berakhir
mol H⁺ = 4/4 × 0,01 = 0,01 mol
[H⁺] = 0,01 mol/0,5 L = 0,02 M = 2 × 10⁻² M
pH = − log [H⁺]
= − log [2 × 10⁻²]
= 2 − log 2

Soal No.2
Pada elektrolisis larutan CaCl₂ dengan elektroda karbon, di ruang katoda terjadi reaksi....
A. 2Cl⁻ (aq) → Cl₂ (g) + 2e
B. 2e + Ca²⁺ (aq) → Ca (s)
C. 2H₂O (l) + 2e → 2OH⁻ (aq) + H₂ (g)
D. 2Ca (s) → Ca²⁺ (aq) + 2e
E. 2H₂O (l) → 4H⁺ (aq) + O₂ (g) + 4e


Pembahasan
Dari:
CaCl₂ → Ca²⁺ + 2Cl⁻
Pada katode terjadi reduksi. Ion Ca²⁺ yang berasal dari logam alkali tanah tidak tereduksi, sebagai gantinya air yang tereduksi.
2H₂O + 2e → 2OH⁻ + H₂

Soal No.3
Pada elektrolisis lelehan MgCl₂ dengan elektroda grafit, di ruang katoda terjadi reaksi....
A. 2Mg⁻ (aq) → Mg₂ (g) + 2e
B. Mg²⁺ (aq) + 2e → Mg (s)
C. 2H₂O (l) + 2e → 2OH⁻ (aq) + H₂ (g)
D. 2Mg (s) → Mg²⁺ (aq) + 2e
E. 2H₂O (l) → 4H⁺ (aq) + O₂ (g) + 4e

Pembahasan
Dari:
MgCl₂ → Mg²⁺ + 2Cl⁻
Pada katode terjadi reduksi. Elektrolisis lelehan dengan elektrode inert, sehingga ion Mg²⁺ akan tereduksi.
Mg²⁺ + 2e → Mg

Soal No.4
Pada elektrolisis larutan NaCl 0,1 M dengan menggunakan elektrode-elektrode Pt...
A. terbentuk ion hidroksida di katode
B. terbentuk logam natrium di katode
C. ion natrium bergerak ke anode
D. terbentuk ion hidrogen di anode
E. terbentuk gas oksigen
(Elelktrolisis - sipenmaru 86)

Pembahasan
Elektrolisis larutan NaCl dengan elektrode inert (Pt):
Na Cl → Na⁺ + Cl⁻

Na⁺ tidak bereaksi di katoda, sebagai gantinya air yang bereaksi,
Cl⁻ dapat bereaksi di anoda,

Reaksi di Katoda : 2H₂O + 2e → H₂ + 2OH⁻
Reaksi di Anoda : 2Cl⁻ → Cl² + 2e

Terbentuk ion hidroksida di katoda.

Soal No.5
Pada elektrolisis larutan NaOH dengan elektrode Pt, reaksi kimia yang terjadi pada katode adalah....
A. Na⁺ + e → Na
B. 4OH⁻ → 2H₂O + O₂ + 4e
C. 2H₂O + 2e → H₂ + 2OH⁻
D. 2H⁺ +2e → H₂
E. 2H₂O → 4H⁺ + O₂ + 4e
(Elektrolisis - sip 84)

Pembahasan
Elektrolisis larutan NaOH dengan elektrode inert (Pt):
Na OH → Na⁺ + OH⁻

Reaksi di Katoda : 2H₂O + 2e → H₂ + 2OH⁻
Reaksi di Anoda : 4OH⁻ → 2H₂O + O₂ + 4e

Soal No. 6
Pernyataan berikut terkait peristiwa larutan natrium sulfat (Na₂SO₄)dielektrolisis dengan menggunakan elektrode platina.
(1) terbentuk gas oksigen di anoda
(2) terbentuk ion hidroksida di anoda
(3) larutan di sekitar katoda bersifat asam
(4) logam natrium terbentuk di katoda

Pernyataan yang benar adalah...
A. 1, 2, 3
B. 1 dan 3
C. 2 dan 4
D. 4
E. 1, 2, 3 dan 4

Pembahasan
Elektrolisis natrium sulfat dengan elektroda inert:
Na₂SO₄ → Na⁺ + SO₄²⁻
Na⁺ termasuk golongan IA sehingga tidak bereaksi di katoda, ganti dengan air.

SO₄²⁻ ion sisa asam oksi, sehingga tidak direaksi di anoda, ganti dengan air.

Katoda : 2H₂O + 2e → H₂ + 2OH⁻
Anoda : 2H₂O → O₂ + 4H⁺ + 4e

Jadi:
- Terbentuk ion hidroksida di katoda (bersifat basa).
- Terbentuk ion H⁺ di anoda (bersifat asam).
- Terbentuk gas oksigen di anoda.

Manfaat kegunaan Benzena dan Turunannya

Manfaat Kegunaan Benzena dan Turunannya

Kimia Study Center - Rangkuman manfaat kegunaan benzena dan senyawa turunannya dalam kehidupan sehari-hari, lambang gambar struktur beberapa turunan dari senyawa benzena.

Toluena
Asam benzoat
Fenol
TNT
TNB
Nitro benzena
Parasetamol
dll

 Berikut ini tabel manfaat atau kegunaan dari beberapa senyawa turunan benzena:

No.	Turunan Benzena	Manfaat
1.	Toluena (metil benzena)	- bahan pembuatan asam benzoat - bahan pembuat TNT (trinitro toluena) - pelarut senyawa karbon
2.	Asam Benzoat (karboksilatbenzena)	- pengawet makanan - bahan baku pembuatan Fenol
3.	Fenol (hidroksibenzena / fenil alkohol)	- Zat antiseptik - zat disinfektan - Pembuatan pewarna - resin
4.	Trinitro Toluen (TNT)	-bahan peledak
5.	Trinitro benzena (TNB)	- bahan peledak
6.	Nitro benzena	- pewangi pada sabun - pembuatan anilin
7.	Anilin (aminobenzena / fenil amina)	- obat-obatan - bahan peledak - bahan dasar zat warna diazo
9.	Stirena	- bahan pembuatan plastik dan karet sintetis
9.	Asam salisilat	- bahan obat / zat analgesik (aspirin) - obat penyakit kulit
10.	Asam tereftalat	-bahan serat sintetik polyester
11.	Parasetamol (asetaminofen)	- obat penurun panas
12.	Benzal dehida	- zat aditif penambah aroma makanan
13.	Benzil alkohol	- bahan pelarut
14.	Halogen benzena	- digunakan pada pembuatan cat dan pembuatan insektisida.
15.	Asam benzena sulfonat	- pembuatan obat -pemanis buatan (sakarin termasuk turunan asam benzena sulfonat)

Beberapa gambar lambang struktur dari turunan benzena (nama di bawah gambarnya):


1) Toluena


2) Anilina


3) Fenol


4) Benzaldehida


5) Asam Benzoat



6) 1, 3, 5-trinitro benzena


7) 1, 2, 4-trinitro benzena


8) 2, 4, 6-trinitro toluena


9) klorobenzena (fenil klorida)


10) etilen benzena (stirena)



11) etilen benzena (stirena)


12) Asam salisilat
Sifat-sifat Benzena
Sifat-sifat penting dari benzena diantaranya adalah:

• Bersifat nonpolar
• Tidak larut di dalam air
• Larut dalam  pelarut yang bersifat nonpolar
• Tidak berwarna
• Mudah menguap
• Mudah terbakar
• Bersifat toxid (beracun)

Larutan Penyangga atau Buffer

Larutan buffer adalah larutan yang terdiri dari garam dengan asam lemahnya atau garam dengan basa lemahnya. Komposisi ini menyebabkan larutan memiliki kemampuan untuk mempertahankan pH jika kedalam larutan ditambahkan sedikit asam atau basa. Hal ini disebabkan larutan penyangga memiliki pasangan asam basa konyugasi (ingat konsep asam Lowry-Bronsted) perhatikan Bagan 8.24.


Bagan 8.24. Skema larutan buffer dan komposisi asam basa konyugasi

Kita ambil contoh pasangan antara asam lemah CH3COOH dengan garamnya CH3COONa. Di dalam larutan
CH3COONa ⇄ CH3COO- + Na+ (Garam)
CH3COOH ⇄ CH3COO- + H+ (Asam lemah)
Dalam larutan terdapat CH3COOH merupakan asam dan CH3COO- basa konyugasi.
Kehadiran senyawa dan ion ini yang dapat menetralisir adanya asam dan basa dalam larutan. Jika larutan ini ditambahkan asam, terjadi reaksi netralisasi,
H+ + CH3COO- ⇄ CH3COOH
Kehadiran basa dinetralisir oleh CH3COOH
OH- + CH3COOH ⇄ CH3COO- + H2O
Untuk larutan buffer dengan komposisi lain adalah campuran antara garam dengan basa lemahnya, seperti campuran NH4Cl dengan NH4OH. Garam terionoisasi
NH4Cl ⇄ NH4+ + Cl-
NH4OH ⇄ NH4+ + OH-
Dalam larutan garam terdapat pasangan basa dan asam konyugasi dari NH4OH dan NH4+, adanya molekul dan ion ini menyebabkan larutan mampu mempertahankan pH larutan. Tambahan H+ dapat dinetralisir oleh NH4OH sesuai dengan reaksi :
NH4OH + H+ ⇄ NH4+ + H2O
Demikian pula adanya tambahan basa OH- dinetralisir oleh ion amonium dengan reaksi :
NH4+ + OH- ⇄ NH4OH
Larutan buffer yang terdiri dari garam dan asam lemahnya atau basa lemahnya memiliki harga pH yang berbeda dari garamnya ataupun dari asam lemahnya, karena kedua larutan terionisasi.
Untuk menetapkan pH larutan buffer dapta kita uraikan sebagai berikut.

Perhitungan Kimia (STOIKIOMETRI)

A. Penentuan Volume Gas Pereaksi dan Hasil Reaksi
Pertanyaan yang timbul setelah Gay Lussac mengemukakan hukum
perbandingan volume dapat dipecahkan oleh seorang ahli fisika Italia yang
bernama Amadeo Avogadro pada tahun 1811.
Menurut Avogadro:
”Gas-gas yang volumenya sama, jika diukur pada suhu dan tekanan yang
sama, akan memiliki jumlah molekul yang sama pula”.
Oleh karena perbandingan volume gas hidrogen, gas oksigen, dan uap air
pada reaksi pembentukan uap air = 2 : 1 : 2 maka perbandingan jumlah molekul
hidrogen, oksigen, dan uap air juga 2 : 1 : 2. Jumlah atom tiap unsur tidak
berkurang atau bertambah dalam reaksi kimia. Oleh karena itu, molekul gas
hidrogen dan molekul gas oksigen harus merupakan molekul dwiatom,
sedangkan molekul uap air harus merupakan molekul triatom.
Perbandingan volume gas dalam suatu reaksi sesuai dengan koefisien reaksi
gas-gas tersebut. Hal ini berarti bahwa, jika volume salah satu gas diketahui,
volume gas yang lain dapat ditentukan dengan cara membandingkan koefisien
reaksinya.
Contoh:
Pada reaksi pembentukan uap air.
2H2(g) + O2(g) –> 2H2O(g)
Jika volume gas H2 yang diukur pada suhu 25°C dan tekanan 1 atm sebanyak 10 L volume gas O2 dan H2O pada tekanan dan suhu yang sama dapat ditentukan dengan cara sebagai berikut.
Volume H2 : Volume O2 = Koefisien H2 : Koefisien O2
B. Massa Atom Relatif dan Massa Molekul Relatif
Setelah ditemukan peralatan yang sangat peka di awal abad XX, para ahli kimia melakukan percobaan tentang massa satu atom. Sebagai contoh, dilakukan percobaan untuk mengukur.
1. massa satu atom H = 1,66  –>  10–24 g
2. massa satu atom O = 2,70  –>  10–23 g
3. massa satu atom C = 1,99  –>  10–23 g
Dari data di atas dapat dilihat bahwa massa satu atom sangat kecil. Para ahli sepakat menggunakan besaran Satuan Massa Atom (sma) atau Atomic Massa Unit (amu) atau biasa disebut juga satuan Dalton. Pada materi struktur atom,
Anda telah mempelajari juga bahwa atom sangatlah kecil, oleh karena itu tidak mungkin menimbang atom dengan menggunakan neraca.

1. Massa Atom Relatif (Ar)
Para ahli menggunakan isotop karbon C–12 sebagai standar dengan massa atom relatif sebesar 12. Massa atom relatif menyatakan perbandingan massa rata-rata satu atom suatu unsur terhadap 1/12 massa atom C–12. Atau dapat dituliskan:
1 satuan massa atom (amu) = 1/12 massa 1 atom C–12
Contoh:
Massa atom rata-rata oksigen 1,33 kali lebih besar dari pada massa atom karbon –12.
Maka: Ar O = 1,33 –> Ar C–12
= 1,33  –> 12
= 15,96
Para ahli membandingkan massa atom yang berbeda-beda, menggunakan skala massa atom relatif dengan lambang ”Ar”.
Para ahli memutuskan untuk menggunakan C–12 atau isotop 12C karena mempunyai kestabilan inti yang inert dibanding atom lainnya. Isotop atom C–12 mempunyai massa atom 12 sma. Satu sma sama dengan 1,6605655 x
10–24 g. Dengan digunakannya isotop 12C sebagai standar maka dapat ditentukan massa atom unsur yang lain.
Massa atom relatif suatu unsur (Ar) adalah bilangan yang menyatakan
perbandingan massa satu atom unsur tersebut dengan 1/12 massa satu atom C–12.
ArX = ( massa atom rata – rata X ) / ( 1/2 massa atom karbon – 12 )
Tabel  Massa Beberapa Isotop
Contoh Soal
Jika diketahui massa 1 atom oksigen 2,70 x 10–23 g, berapakah Ar atom O jika
massa atom C 1,99 x 10–23 g?
Jawab:
Besarnya harga Ar juga ditentukan oleh harga rata-rata isotop tersebut. Sebagai contoh, di alam terdapat 35Cl dan 37Cl dengan perbandingan 75% dan 25% maka Ar Cl dapat dihitung dengan cara:
Ar Cl = (75% x 35) + (25% x 37) = 35,5
Ar merupakan angka perbandingan sehingga tidak memiliki satuan. Ar dapat dilihat pada Tabel Periodik Unsur (TPU) dan selalu dicantumkan dalam satuan soal apabila diperlukan

2. Massa Molekul Relatif (Mr)
Molekul merupakan gabungan dari beberapa unsur dengan perbandingan tertentu. Unsur-unsur yang sama bergabung membentuk molekul unsur, sedangkan unsur-unsur yang berbeda membentuk molekul senyawa. Massa molekul unsur atau senyawa dinyatakan oleh massa molekul (Mr). Massa molekul relatif adalah perbandingan massa molekul unsur atau
senyawa terhadap 1/12 x massa atom C–12. Secara matematis dapat dinyatakan:
Contoh Soal :

C. Konsep Mol dan Tetapan Avogadro
Apabila Anda mereaksikan satu atom karbon (C) dengan satu molekul oksigen (O2) maka akan terbentuk satu molekul CO2. Tetapi sebenarnya yang Anda reaksikan bukan satu atom karbon dengan satu molekul oksigen, melainkan sejumlah besar atom karbon dan sejumlah besar molekul oksigen. Oleh karena jumlah atom atau jumlah molekul yang bereaksi begitu besarnya maka untuk menyatakannya, para ahli kimia menggunakan ”mol” sebagai satuan jumlah partikel (molekul, atom, atau ion).
Satu mol didefinisikan sebagai jumlah zat yang mengandung partikel zat itu sebanyak atom yang terdapat dalam 12,000 g atom karbon –12.
Jadi, dalam satu mol suatu zat terdapat 6,022 x 1023 partikel. Nilai 6,022 x 1023 partikel per mol disebut sebagai tetapan Avogadro, dengan lambang L atau N. Dalam kehidupan sehari-hari, mol dapat dianalogikan sebagai ”lusin”. Jika lusin
menyatakan jumlah 12 buah, mol menyatakan jumlah 6,022 x 10 23 partikel zat. Kata partikel pada NaCl, H2O, dan N2 dapat dinyatakan dengan ion dan molekul, sedangkan pada unsur seperti Zn, C, dan Al dapat dinyatakan dengan atom.
Perhatikan tabel berikut!
Tabel  Jumlah Partikel dalam Beberapa Zat

Rumus kimia suatu senyawa menunjukkan perbandingan jumlah atom yang ada dalam senyawa tersebut.
Tabel  Perbandingan Atom-Atom dalam H2SO4

Contoh Soal
1. Massa Molar (Mr)
Massa satu mol zat dinamakan massa molar (lambang Mr). Besarnya massa molar zat adalah massa atom relatif atau massa molekul relatif zat yang dinyatakan dalam satuan gram per mol.
Massa molar = Mr atau Ar zat (g/mol)
Perhatikan contoh pada tabel berikut!
Tabel  Massa Molar Beberapa Zat

Massa suatu zat merupakan perkalianmassa molarnya (g/mol) dengan mol zat tersebut (n). Jadi hubungan mol suatu zat dengan massanya dapat dinyatakan sebagai berikut.
Secara matematis, dapat dinyatakan sebagai berikut.
Massa molar = massa : mol
Massa = mol x Mr/Ar (massa molar)

2. Volume Molar (Vm)
Volume satu mol zat dalam wujud gas dinamakan volume molar, yang dilambangkan dengan Vm.
Berapakah volume molar gas? Bagaimana menghitung volume sejumlah tertentu gas pada suhu dan tekanan tertentu?
Avogadro dalam percobaannya mendapat kesimpulan bahwa 1 L gas oksigen pada suhu 0° C dan tekanan 1 atm mempunyai massa 1,4286 g, atau dapat dinyatakan bahwa pada tekanan 1 atm:

Maka, berdasarkan hukum Avogadro dapat disimpulkan:
1 mol gas O2 = 22,4 L
Sesuai dengan hukum Avogadro yang menyatakan bahwa pada suhu dan tekanan yang sama, volume gas yang sama mengandung jumlah molekul yang sama atau banyaknya mol dari tiap-tiap gas volumenya sama. Berdasarkan hukum tersebut berlaku volume 1 mol setiap gas dalam keadaan standar (suhu 0° C dan tekanan 1 atm) sebagai berikut.
Volome gas dalam keadaan standar = 22,4 L
Contoh soal
Berapa volume gas CO2 yang massanya 22 g (Ar : C = 12, O = 16) jika diukur pada
tekanan 1 atm?
Jawab:
Mr CO2 = 44Berapa volume gas CO2 yang massanya 22 g (Ar : C = 12, O = 16) jika diukur pada
tekanan 1 atm?
Jawab:
Mr CO2 = 44

3. Volume Gas pada Keadaan Tidak Standar
Perhitungan volume gas tidak dalam keadaan standar (non-STP) digunakan dua pendekatan sebagai berikut.
a. Persamaan gas ideal
Dengan mengandaikan gas yang akan diukur bersifat ideal, persamaan yang menghubungkan jumlah mol (n) gas, tekanan, suhu, dan volume
yaitu:
Hukum gas ideal : P . V = n . R . T
Di mana:
P = tekanan (satuan atmosfir, atm)
V = volume (satuan liter, L)
n = jumlah mol gas (satuan mol)
R = tetapan gas (0,08205 L atm/mol K)
T = suhu mutlak (°C + 273,15 K)

b. Dengan konversi gas pada suhu dan tekanan yang sama
Menurut hukum Avogadro, perbandingan gas-gas yang jumlah molnya sama memiliki volume sama. Secara matematis dapat dinyatakan sebagai berikut.
V1/V2 =n1/n2
Di mana:
n1 = mol gas 1 V1 = volume gas 1
n2 = mol gas 2 V2 = volume gas 2

4. Molaritas (M)
Banyaknya zat yang terdapat dalam suatu larutan dapat diketahui dengan menggunakan konsentrasi larutan yang dinyatakan dalam molaritas (M). Molaritas menyatakan banyaknya mol zat dalam 1 L larutan. Secara matematis dinyatakan sebagai berikut.
Di mana:
M            = molaritas (satuan M)
massa = dalam satuan g
Mr          = massa molar (satuan g/mol)
V             = volume (satuan mL)

D. Rumus Molekul dan Kadar Unsur dalam Senyawa
Perbandingan massa dan kadar unsur dalam suatu senyawa dapat ditentukan dari rumus molekulnya.
1. Penentuan Rumus Empiris dan Rumus Molekul
Rumus kimia menunjukkan jenis atom unsur dan jumlah relatif masingmasing unsur yang terdapat dalam zat. Banyaknya unsur yang terdapat dalam zat ditunjukkan dengan angka indeks.
Rumus kimia dapat berupa rumus empiris dan rumus molekul.
”Rumus empiris, rumus yang menyatakan perbandingan terkecil atomatom
dari unsur-unsur yang menyusun senyawa”.
”Rumus molekul, rumus yamg menyatakan jumlah atom-atom dari
unsur-unsur yang menyusun satu molekul senyawa”.
Rumus Molekul = ( Rumus Empiris )n
Mr Rumus Molekul = n x (Mr Rumus Empiris
n = bilangan bulat
Penentuan rumus empiris dan rumus molekul suatu senyawa dapat ditempuh dengan langkah berikut.
1. Cari massa (persentase) tiap unsur penyusun senyawa,
2. Ubah ke satuan mol,
3. Perbandingan mol tiap unsur merupakan rumus empiris,
4. Cari rumus molekul dengan cara: (Mr rumus empiris)n = Mr rumus molekul, n dapat dihitung,
5. Kalikan n yang diperoleh dari hitungan dengan rumus empiris.

2. Suatu senyawa terdiri dari 60% karbon, 5% hidrogen, dan sisanya nitrogen. Mr senyawa itu = 80 (Ar : C = 12 ; H = 1 ; N = 14). Tentukan rumus empiris dan rumus molekul senyawa itu!
Jawab:
Persentase nitrogen = 100% – ( 60% + 5% ) = 35%.
Misal massa senyawa = 100 g
Maka massa C : H : N = 60 : 5 : 35
Perbandingan mol C : mol H : mol N = 5 : 5 : 2,5 = 2 : 2 :1
Maka rumus empiris = (C2H2N)n. (Mr rumus empiris)n = Mr rumus molekul
(C2H2N)n        = 80
(24 + 2 + 14)n = 80
40n = 80
n = 2
Jadi, rumus molekul senyawa tersebut = (C2H2N)2 = C4H4N2.
2. Menentukan Rumus Kimia Hidrat (Air Kristal)
Hidrat adalah senyawa kristal padat yang mengandung air kristal (H2O). Rumus kimia senyawa kristal padat sudah diketahui. Jadi pada dasarnya penentuan rumus hidrat merupakan penentuan jumlah molekul air kristal (H2O) atau nilai x. Secara umum, rumus hidrat dapat ditulis sebagai berikut.
Rumus kimia senyawa kristal padat: x . H2O
Sebagai contoh garam kalsium sulfat, memiliki rumus kimia CaSO4 . 2H2O, artinya dalam setiap satu mol CaSO4 terdapat 2 mol H2O.
Contoh Soal
1. Sebanyak 5 g tembaga (II) sulfat hidrat dipanaskan sampai semua air kristalnya menguap. Massa tembaga (II) sulfat padat yang terbentuk 3,20 g. Tentukan rumus hidrat tersebut! (Ar : Cu = 63,5 ; S = 32 ; O = 16 ; H = 1)
Jawab:
Langkah-langkah penentuan rumus hidrat:
a. Misalkan rumus hidrat CuSO4 . x H2O.
b. Tulis persamaan reaksinya.
c. Tentukan mol zat sebelum dan sesudah reaksi.
d. Hitung nilai x, dengan menggunakan perbandingan mol CuSO4 : mol
H2O.
CuSO4 . xH2O(s) –> CuSO4(s) + xH2O
5 g 3,2 g 1,8 g
Perbandingan, mol CuSO4 : mol H2O = 0.02 : 0,10.
Perbandingan, mol CuSO4 : mol H2O = 1 : 5.
Jadi, rumus hidrat dari tembaga(II) sulfat yaitu CuSO4 . 5H2O.

3. Hitungan Kimia
Penentuan jumlah pereaksi dan hasil reaksi yang terlibat dalam reaksi harus diperhitungkan dalam satuan mol. Artinya, satuan-satuan yang diketahui harus diubah ke dalam bentuk mol. Metode ini disebut metode pendekatan mol.

4. Pereaksi Pembatas
Di dalam suatu reaksi kimia, perbandingan mol zat-zat pereaksi yang dicampurkan tidak selalu sama dengan perbandingan koefisien reaksinya. Hal ini berarti bahwa ada zat pereaksi yang akan habis bereaksi lebih dahulu.
Pereaksi demikian disebut pereaksi pembatas. Bagaimana hal ini dapat terjadi?
X + 2Y –> XY2
Reaksi di atas memperlihatkan bahwa menurut koefisien reaksi, satu mol zat X membutuhkan dua mol zat Y. Gambar di atas menunjukkan bahwa tiga molekul zat X direaksikan dengan empat molekul zat Y. Setelah reaksi berlangsung, banyaknya molekul zat X yang bereaksi hanya dua molekul dan satu molekul tersisa. Sementara itu, empat molekul zat Y habis bereaksi. Maka zat Y ini disebut pereaksi pembatas. Pereaksi pembatas merupakan reaktan yang habis bereaksi dan tidak bersisa di akhir reaksi.
Dalam hitungan kimia, pereaksi pembatas dapat ditentukan dengan cara membagi semua mol reaktan dengan koefisiennya, lalu pereaksi yang mempunyai nilai hasil bagi terkecil merupakan pereaksi pembatas.
contoh soal
Diketahui reaksi sebagai berikut S(s) + 3F2(g) –> SF6(g).
Jika direaksikan 2 mol S dengan 10 mol F2, tentukan:
a. Berapa mol SF6 yang terbentuk?
b. Zat mana dan berapa mol zat yang tersisa?
Jawab:
S + 3F2 –> SF6
Dari koefisien reaksi menunjukkan bahwa 1 mol S membutuhkan 3 mol F2. Kemungkinan yang terjadi sebagai berikut.
a. Jika semua S bereaksi maka F2 yang dibutuhkan:
Hal ini memungkinkan karena F2 tersedia 10 mol.
b. Jika semua F2 habis bereaksi maka S yang dibutuhkan:
Hal ini tidak mungkin terjadi, karena S yang tersedia hanya 2 mol.
Jadi, yang bertindak sebagai pereaksi pembatas adalah S!
Banyaknya mol SF6 yang terbentuk = x mol S.
a. Mol SF6 = 1 x 2 mol = 2 mol
b. Zat yang tersisa F2, sebanyak = 10 mol – 6 mol = 4 mol F2

Reaksi Redoks

Reaksi redoks merupakan reaksi yang melibatkan reaksi reduksi dan reaksi oksidasi. Pengertian reaksi oksidasi dan reaksi reduksi berkembang sesuai dengan perkembangan ilmu kimia. Reaksi reduksi dan reaksi oksidasi banyak terjadi dalam kehidupan sehari-hari, misalnya reaksi pembakaran, pembuatan cuka dari alkohol, peristiwa pemecahan glukosa di dalam tubuh, perkaratan besi, dan lain-lainnya.

Pengertian Reaksi Redoks

Pada awalnya konsep reduksi dan oksidasi (redoks) terbatas pada reaksi yang melibatkan pelepasan dan pengikatan oksigen. Reaksi okseidasi merupakan reaksi pengikatan oksigen oleh suatu zat.

Contoh:

C(s) + O2(g) → CO2(g)

H2(g) + O2(g) → H2O(l)

2Cu(s) + O2(g) → 2CuO(s)

Reaksi reduksi merupakan reaksi pelepasan oksigen oleh suatu zat.

Contoh:

HgO(s) → Hg(l) + O2(g)

FeO(s) + CO(g) → Fe(s) + CO2(g)

Tinjauan reaksi reduksi dan oksidasi berdasarkan pengikatan dan pelepasan oksigen ternyata kurang universal (luas) karena reaksi kimia tidak hanya melibatkan oksigen saja. Misalnya, reaksi kimia antara gas klorin dan logam natrium membentuk natrium klorida.

Na(s) + ½Cl2(g) → NaCl(s)

Konsep reaksi reduksi dan oksidasi selanjutnya dijelaskan dengan menggunakan konsep perpindahan (transfer) elektron. Oksidasi adalah reaksi pelepasan elektron, sedangkan reduksi adalah reaksi pengikatan elektron. Dengan menggunakan konsep tersebut, maka dapat dijelaskan terjadinya reaksi oksidasi dan reaksi reduksi pada reaksi antara gas klorin dengan logam natrium sebagai berikut.

Na(s) + ½ Cl2(g) → NaCl(s)

Dalam reaksi itu terdapat 2 peristiwa, yaitu:

Na(s) → NA+(s) + e-                               ……… (oksidasi)

½ Cl2 + e- → Cl-                                     ……… (reduksi)

Berdasrkan konsep tersebut dapat dinyatakan bahwa peristiwa reaksi oksidasi reduksi terjadi secara bersamaan.

Reaksi transfer elektron terjadi pada senyawa-senyawa yang berikatan ion. Ion positif terbentuk karena suatu atom melepas elektronnya, sedangkan ion negatif terbentuk karena suatu atom mengikat elektron. Oleh karena itu, konsep reaksi redoks yang didasrkan pada perpindahan (transfer) elektron cukup memuaskan untuk menjelaskan reaksi-reaksi pembentukkan senyawa ion.

Bilangan Oksidasi dan Reaksi Redoks

Konsep reaksi redoks yang lebih universal untuk menjelaskan reaksi yang melibatkan senyawa kovalen adalah konsep reaksi redoks berdasarkan perubahan bilangan oksidasi.

Reaksi redoks yang sukar dijelaskan dengan konsep oksigen dan konsep elektron dapat dengan mudah dijelaskan menggunakan konsep bilangan oksidasi.

Bilangan oksidasi

Bilangan oksidasi atau tingkat oksidasi suatu unsur merupakan bilangan bulat positif atau negatif yang diberikan kepada suatu unsur dalam membentuk senyawa. Bilangan oksidasi suatu unsur ditentukan dengan memeperhatikan hal-hal berikut.

a)      Senyawa ion

Bilangan oksidasi unsur pada ion monoatomik merupakan muatan riil dari ion-ion senyawa tersebut.

Contoh:

Senyawa NaCl, terbentuk dari ion Na+ dan Cl-, maka bilangan oksidasi atom Na dalam NaCl adalah +1, dan bilangan oksidasi Cl adalah -1.

b)      Senyawa kovalen

Hal yang perlu diperhatikan pada penentuan bilangan oksidasi dalam senyawa kovalen adalah harga skala keelektronegatifan dari masing-masing atom penyusunnya.

Atom-atom unsur yang mempunyai harga skala keelektronegatifan lebih tinggi menunjukkan bahwa daya tarik atom tersebut terhadap pasangan elektron ikatan lebih kuat. Oleh karena lebih kuat menarik pasangan elektron, maka seakan-akan menjadi bermuatan negatif, dan karena itu bilangan oksidasinya diberi angka negatif. Atom-atom yang mempnyai harga keelektronegatifan lebih rendah diberi bilangan oksidasi positif.

Contoh:

Senyawa HCl terbentuk dari atom hidrogen (keelektronegatifan H = 2,0) dan atom klorin (keelektronegatifan Cl = 3,0) dengan menggunakan pasangan elektron bersama. Pasangan elektron bersama ini lebih tertarik kepada atom Cl, maka atom klorin diberi bilangan oksidasi -1, sedangkan atom hidrogen diberi bilangan oksidasi +1.

Penentuan bilangan oksidasi

Untuk menentukan bilangan oksidasi suatau atom dalam suatu senyawa dapat dipergunakan beberapa ketentuan berikut ini.

1. Bilangan oksidasi unsur bebas (tidak bersenyawa) adalah 0 (nol).

2. Jumlah aljabar bilangan oksidasi seluruh atom-atom dalam suatu senyawa adalah 0 (nol).

3. Jumlah aljabar bilangan oksidasi seluruh atom-atom dalam suatu ion poliatomik sama dengan muatan ion tersebut.

4. Unsur-unsur tertentu dalam membentuk senyawa mempunyai bilangan oksidasi tertentu, misalnya:

• Atom-atom golongan IA (Li, Na, K, Rb, Cs, dan Fr) dalam senyawa mempunyai bilangan oksidasi +1.
• Atom-atom golongan IIA (Be, Mg, Ca, Sr, dan Ba) dalam senyawa mempunyai bilangan oksidasi +2.
• Atom-atom golongan IIIA (B, Al, dan Ga) dalam senyawa mempunyai bilangan oksidasi +3.
• Atom hidrogen (H) dalam senyawa umumnya mempunyai bilangan oksidasi +1, kecuali dalam hidrida logam. Hidrida logam adalah senyawa yang terbentuk dari unsur logam dan hidrogen. Pada hidrida logam, seperti LiH, NaH, CaH2, MgH2, dan AlH3, atom hidrogen diberi bilangan ksidasi -1.
• Atom oksigen (O) di dalam senyawa umumnya mempunyai bilangan oksidasi -2, kecuali pada senyawa peroksida dan OF2.

Pada peroksida, seperti H2O2, Na2O, dan BaO, atom oksigen diberi bilangan oksidasi -1, sedangkan pada OF2 diberi bilangan oksidasi +2

Konsep reaksi redoks berdasarkan bilangan oksidasi

Dengan menggunakan konsep bilangan oksidasi, maka suatu reaksi yang rumit dapat diketahui zat mana yang mengalami reduksi dan oksidasi.

Contoh:

Reaksi : CuO(s) + H2(g) → Cu(s) + H2O(g)

Menurut konsep oksigen pada reaksi diatas, terdapat dua reaksi, yaitu:

Reaksi reduksi      : CuO → Cu

Reaksi oksidasi    : H2 → H2O

Bila dihitung bilangan oksidasinya, maka

Reaksi reduksi      : CuO → Cu

(Bilangan oksidasi Cu pada CuO = +2 dan pada Cu = 0)

Reaksi oksidasi    : H2 → H2O

(Bilangan oksidasi H pada H2 = 0 dan pada H2O = +1)

Dari contoh reaksi tersebut dapat disimpulkan bahwa:

Reaksi oksidasi adalah reaksi yang disertai dengan kenaikan bilangan oksidasi. Reaksi reduksi adalah reaksi yang disertai dengan penurunan bilangan oksidasi. Reaksi oksidasi dan reaksi reduksi umumnya terjadi secara bersamaan dalam satu reaksi, maka kemudian disebut reaksi redoks.

Pengoksidasi dan Pereduksi

Dalam reaksi redoks terdapat zat-zat yang bertindak sebagai pereduksi (reduktor) dan pengoksidasi (oksidator). Pereduksi atau reduktor adalah zat yang dalam reaksi redoks tersebut menyebabkan zat lain mengalami reduksi. Dalam hal ini pereduksi mengalami oksidasi. Pengoksidasi atau oksidator adalah zat yang dalam reaksi redoks tersebut menyebabkan zat lain mengalami oksidasi. Dalam hal ini pengoksidasi mengalami reduksi.

Dalam reaksi di atas, Fe bertindak sebagai pereduksi dan HCl sebagai pengoksidasi, sedangkan FeCl2 merupakan hasil oksidasi dan gas H2 hasil reduksi. Atom klorin dalam reaksi ini tidak mengalami oksidasi maupun redukasi.

Apabila dalam reaksi tersebut zat mengoksidasi atau meredukasi dirinya sendiri maka peristiwanya disebut reaksi otoredoksi

Tata Nama Senyawa

Salah satu manfaat bilangan oksidasi adalah untuk memberikan nama suatu senyawa yang bisa membentuk beberapa senyawa dengan unsur lain. Sebagai contoh, besi dapat membentuk dua macam senyawa dengan oksigen, yaitu FeO dan Fe2O3. Untuk pemberian nama kedua senyawa tersebut kakan mengalami kesulitan bila tidak memperhatikan bilangan oksidasinya, sebab keduanya merupakan senyawa yang bernama oksida. Untuk mengatasi hal tersebut bilangan oksidasi besi dicantumkan dalam pemberian nama sehingga mudah dibedakan. Kedua nama senyawa tersebut, yaitu:

FeO          : besi (II) oksida

Fe2O3      : besi (III) oksida

Jadi untuk unsur logam yang dapat membentuk senyawa dengan lebih dari satu bilangan oksidasi, maka pada penamaan bilangan oksidasinya disertakan setelah nama logam tersebut dan diletakkan dalam tanda kurung ().