romadhon-byar

Hal kecil pun bisa menjadi Ilmu.

Pengenalan Kimia Reaksi Redoks BAB 2 dan 3
2 komentar
BAB II

1.1. Alat dan Bahan
NO. Nama Alat dan Bahan Jumlah
1. Gelas piala 50 mL 3
2. Larutan CuSO4 25mL
3. Larutan AgNO3 25mL



4. Larutan HCl 25mL
5. Paku Besi Secukupnya
6. Lempeng Zn ( Seng ) Secukupnya
7. Kawat Cu ( Tembaga ) Secukupnya


1.2. Cara kerja
1. Siapkan 25 mL larutan CuSO4 , AgNO3 , dan HCl . Masukkan ke dalam gelas piala .
2. Masukkan sepotong logam Zu dalam larutan CuSO4 , Kawat Cu dalam larutan AgNO3 , dan paku besi dalam larutan HCl .
3. Amati reaksi yang terjadi pada logam dan larutan di atas . Catat hasilnya dalam tabel pengamatan .
BAB III

1.1. DATA PERCOBAAN

No. Sebelum Reaksi Sesudah Reaksi
Logam Larutan Perubahan pada Logam Perubahan pada Larutan Zat Lain yang Terjadi
1 Zn CuSO4 Berubah warna menjadi coklat kemerah – merahan Tidak terjadi perubahan -
2 Cu AgNO3 Berubah warna menjadi Hitam Tidak terjadi perubahan -
3 Fe HCl Terdapat gelembung – gelembung gas Tidak terjadi perubahan -
 
BAB IV

1.1. PERTANNYAAN
1. Tuliskan persamaan reaksi yang terjadi !
2. Berdasarkan konsep redoks ( pelepasan dan penangkapan elektron ) , apakah ketiga reaksi tersebut termasuk redoks ?
3. Manakah yang bertindak sebagai oksidator dan reduktor dalam ketiga reaksi tersebut ?

1.2. Jawaban Pertannyaan
1. Zn + CuSO4 -> ZnSO4 + Cu
Cu + AgNO3 -> CuO2 + AgN
Fe + HCl -> FeCl + H2
2. Berdasarkan ke 3 reaksi tersebut dapat di katakan reaksi Redoks karena terjadi pelepasan dan penangkapan elektron .


3. Zn + CuSO4 -> ZnSO4 + Cu  

Zn + CuSO4 -> ZnSO4 + Cu

Cu + AgNO3 -> CuO2 + AgN


Cu + AgNO3 -> CuO2 + AgN
Fe + HCl -> FeCl + H2

Fe + HCl -> FeCl + H2

1.3. KESIMPULAN

Apabila logam Cu dimasukkan ke dalam larutan AgNO3 akan menghasilkan endapan , logam Zn dimasukkan kedalam larytan CuSO4 maka logam Zn akan berkarat , dan apabila logam Fe dimasukkan kedalam larutan HCl akan menghasilkan gelembung – gelembung gas .

2 komentar :

Poskan Komentar

Pengenalan Kimia Reaksi Redoks BAB 1

Tidak ada komentar
A. Redoks
Ilustrasi sebuah reaksi redoks
Redoks (singkatan dari reaksi reduksi/oksidasi) adalah istilah yang menjelaskan berubahnya bilangan oksidasi (keadaan oksidasi) atom-atom dalam sebuah reaksi kimia.Hal ini dapat berupa proses redoks yang sederhana seperti oksidasi karbon yang menghasilkan karbon dioksida, atau reduksi karbon oleh hidrogen menghasilkan metana(CH4), ataupun ia dapat berupa proses yang kompleks seperti oksidasi gula pada tubuh manusia melalui rentetan transfer elektron yang rumit.Istilah redoks berasal dari dua konsep, yaitu reduksi dan oksidasi. Ia dapat dijelaskan dengan mudah sebagai berikut:

Oksidasi menjelaskan pelepasan elektron oleh sebuah molekul, atom, atau ion
Reduksi menjelaskan penambahan elektron oleh sebuah molekul, atom, atau ion.
Walaupun cukup tepat untuk digunakan dalam berbagai tujuan, penjelasan di atas tidaklah persis benar. Oksidasi dan reduksi tepatnya merujuk pada perubahan bilangan oksidasi karena transfer elektron yang sebenarnya tidak akan selalu terjadi. 

Sehingga oksidasi lebih baik didefinisikan sebagai peningkatan bilangan oksidasi,dan reduksi sebagai penurunan bilangan oksidasi. Dalam prakteknya, transfer elektron akan selalu mengubah bilangan oksidasi, namun terdapat banyak reaksi yang diklasifikasikan sebagai "redoks" walaupun tidak ada transfer elektron dalam reaksi tersebut (misalnya yang melibatkan ikatan kovalen).
Reaksi non-redoks yang tidak melibatkan perubahan muatan formal (formal charge) dikenal sebagai reaksi metatesis.

Dua bagian dalam sebuah reaksi redoks
Pembakaran terdiri dari reaksi redoks yang melibatkan radikal bebas
Besi berkarat

1. Oksidator dan reduktor
Senyawa-senyawa yang memiliki kemampuan untuk mengoksidasi senyawa lain dikatakan sebagai oksidatif dan dikenal sebagai oksidator atau agen oksidasi. Oksidator melepaskan elektron dari senyawa lain, sehingga dirinya sendiri tereduksi. Oleh karena ia "menerima" elektron, ia juga disebut sebagai penerima elektron. 

Oksidator bisanya adalah senyawa-senyawa yang memiliki unsur-unsur dengan bilangan oksidasi yang tinggi (seperti H2O2, MnO4−, CrO3, Cr2O72−, OsO4) atau senyawa-senyawa yang sangat elektronegatif, sehingga dapat mendapatkan satu atau dua elektron yang lebih dengan mengoksidasi sebuah senyawa (misalnya oksigen, fluorin, klorin, dan bromin).

Senyawa-senyawa yang memiliki kemampuan untuk mereduksi senyawa lain dikatakan sebagai reduktif dan dikenal sebagai reduktor atau agen reduksi. Reduktor melepaskan elektronnya ke senyawa lain, sehingga ia sendiri teroksidasi. Oleh karena ia "mendonorkan" elektronnya, ia juga disebut sebagai penderma elektron. Senyawa-senyawa yang berupa reduktor sangat bervariasi. Unsur-unsur logam seperti Li, Na, Mg, Fe, Zn, dan Al dapat digunakan sebagai reduktor. 

Logam-logam ini akan memberikan elektronnya dengan mudah. Reduktor jenus lainnya adalah reagen transfer hidrida, misalnya NaBH4 dan LiAlH4), reagen-reagen ini digunakan dengan luas dalam kimia organik[1][2], terutama dalam reduksi senyawa-senyawa karbonil menjadi alkohol. Metode reduksi lainnya yang juga berguna melibatkan gas hidrogen (H2) dengan katalis paladium, platinum, atau nikel, Reduksi katalitik ini utamanya digunakan pada reduksi ikatan rangkap dua ata tiga karbon-karbon.

Cara yang mudah untuk melihat proses redoks adalah, reduktor mentransfer elektronnya ke oksidator. Sehingga dalam reaksi, reduktor melepaskan elektron dan teroksidasi, dan oksidator mendapatkan elektron dan tereduksi. Pasangan oksidator dan reduktor yang terlibat dalam sebuah reaksi disebut sebagai pasangan redoks.

 
2. Menulis Persamaan Ion Untuk Reaksi REDOKS
Setengah-Reaksi Elektron
Apakah setengah-reaksi elektron? Ketika magnesium mereduksi tembaga(II)oksida dalam suhu panas menjadi tembaga, persamaan ion untuk reaksi itu adalah:


Kita dapat membagi persamaan ion ini menjadi dua bagian, dengan melihat dari sisi magnesium dan dari sisi ion tembaga(II) secara terpisah. Dari sini terlihat jelas bahwa magnesium kehilangan dua elektron, dan ion tembaga(II) yang mendapat dua elektron tadi.

Kedua persamaan di atas disebut “setengah-reaksi elektron” atau “setengah-persamaan” atau “setengah-persamaan ionik” atau “setengah-reaksi”, banyak sebutan tetapi mempunyai arti hal yang sama.

Setiap reaksi redoks terdiri dari dua setengah-reaksi. Pada salah satu reaksi terjadi kehilangan elektron (proses oksidasi), dan di reaksi lainnya terjadi penerimaan elektron (proses reduksi).

Mengerjakan setengah-reaksi elektron dan menggunakannya untuk membuat persamaan ion
Pada contoh di atas, kita mendapat setengah-reaksi elektron dengan memulai dari persamaan ion kemudian mengeluarkan masing-masing setengah-reaksi dari persamaan tersebut. Itu merupakan proses yang tidak benar.Pada kenyataannya, kita hampir selalu memulai dari setengah-reaksi elektron dan menggunakannya untuk membuat persamaan ion.

Contoh 1: Reaksi antara klorin dan ion besi(II)
Gas klorin mengoksidasi ion besi(II) menjadi ion besi(III). Pada proses ini, klorin direduksi menjadi ion klorida. Sebagai permulaan kita buat dahulu masing-masing setengah-reaksi.
Untuk klorin, seperti kita ketahui klorin (sebagai molekul) berubah menjadi ion klorida dengan reaksi sebagai berikut:


Internet

Pertama, kita harus menyamakan jumlah atom di kedua sisi:



Penting untuk diingat, jumlah atom harus selalu disamakan dahulu sebelum melakukan proses selanjutnya. Jika terlupa, maka proses selanjutnya akan menjadi kacau dan sia-sia.
Kemudian untuk menyempurnakan setengah-reaksi ini kita harus menambahkan sesuatu. Yang bisa ditambah untuk setengah-reaksi adalah :
1. Elektron
2. Air
3. Ion
hidrogen (H+) (kecuali jika reaksi terjadi dalam suasana basa, jika demikian yang bisa ditambahkan adalah ion hidroksida (OH-)Dalam kasus contoh di atas, hal yang salah pada persamaan reaksi yang kita telah buat adalah muatannya tidak sama. Pada sisi kiri persamaan tidak ada muatan, sedang pada sisi kanannya ada muatan negatif 2 (untuk selanjutnya disingkat dengan simbol : 2-).Hal itu dapat dengan mudah diperbaiki dengan menambah dua elektron pada sisi kiri persamaan reaksi. Akhirnya didapat bentuk akhir setengah-reaksi ini :



Proses yang sama juga berlaku untuk ion besi(II). Seperti telah diketatahui, ion besi(II) dioksidasi menjadi ion besi(III).



Jumlah atom dikedua sisi telah sama, tetapi muatannya berbeda. Pada sisi kanan, terdapat muatan 3+, dan pada sisi kiri hanya 2+.Untuk menyamakan muatan kita harus mengurangi muatan positif yang ada pada sisi kanan, yaitu dengan menambah elektron pada sisi tersebut:



Mengabungkan setengah reaksi untuk mendapat persamaan ion untuk reaksi redoks
Sekarang kita telah mendapatkan persamaan dibawah ini :



Terlihat jelas bahwa reaksi dari besi harus terjadi dua kali untuk setiap molekul klorin. Setelah itu, kedua setengah-reaksi dapat digabungkan.



Tapi jangan berhenti disitu! Kita harus memeriksa kembali bahwa semua dalam keadaan sama atau setara, baik jumlah atom dan muatannya. Sangat mudah sekali terjadi kesalahan kecil (tapi bisa menjadi fatal!) terutama jika yang dikerjakan adalah persamaan yang lebih rumit.Pada persamaan terakhir, terlihat bahwa tidak ada elektron yang diikutsertakan. Pada persamaan terakhir ini, di kedua sisi sebenarnya terdapat elektron dalam jumlah yang sama, jadi saling meniadakan, dapat dicoret, dan tidak perlu ditulis dalam persamaan akhir yang dihasilkan.

Contoh 2: Reaksi antara hidrogen peroksida dan ion manganat(VII)
Persamaan reaksi pada contoh 1 merupakan contoh yang sederhana dan cukup mudah. Tetapi teknik atau cara pengerjaannya berlaku juga untuk reaksi yang lebih rumit dan bahkan reaksi yang belum dikenal.Ion manganat(VII), MnO4-, mengoksidasi hidrogen peroksida, H2O2, menjadi gas oksigen. Reaksi seperti ini terjadi pada larutan kalium manganat(VII) dan larutan hidrogen peroksida dalam suasana asam dengan penambahan asam sulfat.

Selama reaksi berlangsung, ion manganat(VII) direduksi menjadi ion mangan(II).
Kita akan mulai dari setengah-reaksi dari hidrogen peroksida.



Jumlah atom oksigen telah sama/ setara, tetapi bagaimana dengan hidrogen?
Yang bisa ditambahkan pada persamaan ini hanyalah air, ion hidrogen dan elektron. Jika kita menambahkan air untuk menyamakan jumlah hidrogen, jumlah atom oksigen akan berubah, ini sama sekali salah.
Yang harus dilakukan adalah menambahkan dua ion hidrogen pada sisi kanan reaksi :
Selanjutnya, kita perlu menyamakan muatannya. Kita perlu menambah dua elektron pada sisi kanan untuk menjadikan jumlah muatan di kedua sisi 0.
Sekarang untuk setengah-reaksi manganat(VII) :
Ion manganat(VII) berubah menjadi ion mangan(II).
Jumlah ion mangan sudah setara, tetapi diperlukan 4 atom oksigen pada sisi kanan reaksi. Satu-satunya sumber oksigen yang boleh ditambahkan pada reaksi suasana asam ini adalah air.
Dari situ ternyata ada tambahan hidrogen, yang juga harus disetarakan. Untuk itu, kita perlu tambahan 8 ion hidrogen pada sisi kiri reaksi.
Setelah semua atom setara, selanjutnya kita harus menyetarakan muatannya. Pada tahapan reaksi diatas, total muatan disisi kiri adalah 7+ (1- dan 8+), tetapi pada sisi kanan hanya 2+. Jadi perlu ditambahkan 5 elektron pada sisi kiri untuk mengurangi muatan dari 7+ menjadi 2+.
Dapat disimpulkan, urutan pengerjaan setengah reaksi ini adalah :
Menyetarakan jumlah atom selain oksegen dan hidrogen.
Menyetarakan jumlah oksigen dengan menambah molekul air (H2O).
Menyetarakan jumlah hidrogen dengan menambah ion hidrogen (H+).
Menyetarakan muatan dengan menambah elektron.
Menggabungkan setengah-reaksi untuk membuat persamaan reaksi
Kedua setengah-reaksi yang sudah kita dapat adalah:
Supaya dapat digabungkan, jumlah elektron dikedua setengah-reaksi sama banyak. Untuk itu setengah-reaksi harus dikali dengan faktor yang sesuai sehingga menghasilkan jumlah elektron yang setara. Untuk reaksi ini, masing-masing setengah reaksi dikalikan sehingga jumlah elektron menjadi 10 elektron.
Tapi kali ini tahapan reaksi belum selesai. Dalam hasil persamaan reaksi, terdapat ion hidrogen pada kedua sisi reaksi.
Persamaan ini dapat disederhanakan dengan mengurangi 10 ion hidrogen dari kedua sisi sehingga menghasilkan bentuk akhir dari persamaan ion ini. Tapi jangan lupa untuk tetap memeriksa kesetaraan jumlah atom dan muatan!
Sering terjadi molekul air dan ion hidrogen muncul di kedua sisi persamaan reaksi, jadi harus selalu diperiksa dan kemudian disederhanakan.
Contoh 3: Oksidasi etanol dengan kalium dikromat(VI) suasana asam
Tehnik yang telah dijelaskan tadi dapat juga digunakan pada reaksi yang melibatkan zat organik. Larutan kalium dikromat(VI) yang diasamkan dengan asam sulfat encer dapat digunakan untuk mengoksidasi etanol, CH3CH2OH, menjadi asam etanoat, CH3COOH.Sebagai oksidator adalah ion dikromat(VI), Cr2O72-, yang kemudian tereduksi menjadi ion kromium (III), Cr3+.
Pertama kita akan kerjakan setengah-reaksi etanol menjadi asam etanoat.


1. Tahapan reaksi seperti contoh sebelumnya, dimulai dengan menulis reaksi utama yang terjadi, yang diketahui dari soal.

 
2. Setarakan jumlah oksigen dengan menambah molekul air pada sisi kiri:

 
3. Tambahkan ion hidrogen pada sisi kanan untuk menyetarakan jumlah hidrogen:

 
4. Selanjutnya, setarakan muatan dengan menambah 4 elektron pada sisi kanan sehingga menghasilkan total muatan nol pada tiap sisi:


Setengah reaksi untuk dikromat(VI) agak rumit dan jika tidak teliti dapat menjebak:
Buat persamaan reaksi utama:


Setarakan jumlah kromium. Hal ini sering dilupakan, dan jika ini terjadi akan fatal, karena hasil reaksi selanjutnya akan salah. Jumlah muatan akan salah, faktor pengali yang digunakan juga akan salah. Sehingga keseluruhan persamaan reaksi akan salah.

 
5. Kemudian setarakan oksigen dengan menambah molekul air:

 
6. Setarakan jumlah hidrogen dengan menambah ion hidrogen:

 
7. Selanjutnya setarakan muatannya. Tambah 6 elektron pada sisi kiri sehingga jumlah muatan menjadi 6+ pada tiap sisi.


Menggabungkan setengah-reaksi untuk mendapat persamaan reaksi
Sejauh ini setengah reaksi yang telah kita dapat adalah:



Untuk menyelesaikan persamaan ini kita harus mengubah jumlah elektron, dengan jumlah terkecil yang dapat habis dibagi 4 dan 6, yaitu 12. Jadi faktor pengali untuk persamaan ini adalah 3 dan 2.


Dapat dilihat ada molekul air dan ion hidrogen pada kedua sisi persamaan. Ini dapat disederhanakan menjadi bentuk akhir persamaan reaksi:
Contoh reaksi redoks
Salah satu contoh reaksi redoks adalah antara hidrogen dan fluorin:


Kita dapat menulis keseluruhan reaksi ini sebagai dua reaksi setengah: reaksi oksidasi


dan reaksi reduksi


Penganalisaan masing-masing reaksi setengah akan menjadikan keseluruhan proses kimia lebih jelas. Karena tidak terdapat perbuahan total muatan selama reaksi redoks, jumlah elektron yang berlebihan pada reaksi oksidasi haruslah sama dengan jumlah yang dikonsumsi pada reaksi reduksi.

Unsur-unsur, bahkan dalam bentuk molekul, sering kali memiliki bilangan oksidasi nol. Pada reaksi di atas, hidrogen teroksidasi dari bilangan oksidasi 0 menjadi +1, sedangkan fluorin tereduksi dari bilangan oksidasi 0 menjadi -1.Ketika reaksi oksidasi dan reduksi digabungkan, elektron-elektron yang terlibat akan saling mengurangi:



Dan ion-ion akan bergabung membentuk hidrogen fluorida:



3. Reaksi penggantian
Redoks terjadi pada reaksi penggantian tunggal atau reaksi substitusi. Komponen redoks dalam tipe reaksi ini ada pada perubahan keadaan oksidasi (muatan) pada atom-atom tertentu, dan bukanlah pada pergantian atom dalam senyawa.

Sebagai contoh, reaksi antara larutan besi dan tembaga(II) sulfat:


Persamaan ion dari reaksi ini adalah:


Terlihat bahwa besi teroksidasi:


dan tembaga tereduksi:



Contoh-contoh lainnya
Besi(II) teroksidasi menjadi besi(III)

Fe2+ → Fe3+ + e−

1. Hidrogen peroksida tereduksi menjadi hidroksida dengan keberadaan sebuah asam:

H2O2 + 2 e− → 2 OH−

Persamaan keseluruhan reaksi di atas adalah:

2Fe2+ + H2O2 + 2H+ → 2Fe3+ + 2H2O

denitrifikasi, nitrat tereduksi menjadi nitrogen dengan keberadaan asam:

2NO3− + 10e− + 12 H+ → N2 + 6H2O

Besi akan teroksidasi menjadi besi(III) oksida dan oksigen akan tereduksi membentuk besi(III) oksida (umumnya dikenal sebagai perkaratan):

4Fe + 3O2 → 2 Fe2O3

Pembakaran hidrokarbon, contohnya pada mesin pembakaran dalam, menghasilkan air, karbon dioksida, sebagian kecil karbon monoksida, dan energi panas. Oksidasi penuh bahan-bahan yang mengandung karbon akan menghasilkan karbon dioksida.

Dalam kimia organik, oksidasi seselangkah (stepwise oxidation) hidrokarbon menghasilkan air, dan berturut-turut alkohol, aldehida atau keton, asam karboksilat, dan kemudian peroksida.


4. Reaksi redoks dalam industri
Proses utama pereduksi bijih logam untuk menghasilkan logam didiskusikan dalam artikel peleburan.Oksidasi digunakan dalam berbagai industri seperti pada produksi produk-produk pembersih.Reaksi redoks juga merupakan dasar dari sel elektrokimia.



5. Reaksi redoks dalam biologi





Kiri : asam askorbat ( bentuk tereduksi Vitamin C )
Kanan : asam dehidroaskorbat ( bentuk teroksidasi Vitamin C ).

Banyak proses biologi yang melibatkan reaksi redoks.Pernapasan sel, contohnya, adalah oksidasi glukosa (C6H12O6) menjadi CO2 dan reduksi oksigen menjadi air. Persamaan ringkas dari pernapasan sel adalah:

C6H12O6 + 6 O2 → 6 CO2 + 6 H2O

Proses pernapasan sel juga sangat bergantung pada reduksi NAD+ menjadi NADH dan reaksi baliknya (oksidasi NADH menjadu NAD+). Fotosintesis secara esensial merupakan kebalikan dari reaksi redoks pada pernapasan sel:

6 CO2 + 6 H2O + light energy → C6H12O6 + 6 O2

Energi biologi sering disimpan dan dilepaskan dengan menggunakan reaksi redoks. Fotosintesis melibatkan reduksi karbon dioksida menjadi gula dan oksidasi air menjadi oksigen. Reaksi baliknya, pernapasan, mengoksidasi gula, menghasilkan karbon dioksida dan air. 

Sebagai langkah antara, senyawa karbon yang direduksi digunakan untuk mereduksi nikotinamida adenina dinukleotida (NAD+), yang kemudian berkontribusi dalam pembentukan gradien proton, yang akan mendorong sintesis adenosina trifosfat (ATP) dan dijaga oleh reduksi oksigen. Pada sel-sel hewan, mitokondria menjalankan fungsi yang sama. 

Lihat pula Potensial membran.Istilah keadaan redoks juga sering digunakan untuk menjelaskan keseimbangan antara NAD+/NADH dengan NADP+/NADPH dalam sistem biologi seperti pada sel dan organ. Keadaan redoksi direfleksikan pada keseimbangan beberapa set metabolit (misalnya laktat dan piruvat, beta-hidroksibutirat dan asetoasetat) yang antarubahannya sangat bergantung pada rasio ini. Keadaan redoks yang tidak normal akan berakibat buruk, seperti hipoksia, guncangan (shock), dan sepsis.


6. Siklus redoks
Berbagai macam senyawa aromatik direduksi oleh enzim untuk membentuk senyawa radikal bebas. Secara umum, penderma elektronnya adalah berbagai jenis flavoenzim dan koenzim-koenzimnya. Seketika terbentuk, radikal-radikal bebas anion ini akan mereduksi oskigen menjadi superoksida. Reaksi bersihnya adalah oksidasi koenzim flavoenzim dan reduksi oksigen menjadi superoksida. Tingkah laku katalitik ini dijelaskan sebagai siklus redoks.

Contoh molekul-molekul yang menginduksi siklus redoks adalah herbisida parakuat, dan viologen dan kuinon lainnya seperti menadion. [3]PDF (2.76 MiB).

7. Menyeimbangkan reaksi redoks
Untuk menuliskan keseluruhan reaksi elektrokimia sebuah proses redoks, diperlukan penyeimbangan komponen-komponen dalam reaksi setengah. Untuk reaksi dalam larutan, hal ini umumnya melibatkan penambahan ion H+, ion OH-, H2O, dan elektron untuk menutupi perubahan oksidasi.




B. Media basa
Pada media basa, ion OH- dan air ditambahkan ke reaksi setengah untuk menyeimbangkan keseluruhan reaksi.Sebagai contoh, reaksi antara kalium permanganat dan natrium sulfit:


Dengan menyeimbangkan jumlah elektron pada kedua reaksi setengah di atas:
Persamaan diseimbangkan:

Bagaimana perbedaan dengan reaksi dalam susana basa?
Permasalahan dalam pengerjaan ini adalah molekul air dan ion hidrogen yang ditambahkan untuk menyetarakan persamaan reaksi dalam suasana basa mengandung hidrogen dan oksigen.Untuk menyetarakan oksigen, kita dapat menambahkan H2O atau OH- pada persamaan. 

Begitu juga ketika ingin menyetarakan hidrogen. Bagaimana kita tahu harus memulai dengan apa?
Dalam beberapa kasus, dapat jelas terlihat bagaimana mengerjakan soal menggunakan ion hidroksida. Tetapi jika tidak, kita dapat mengerjakan setengah-reaksi seperti pengerjaan reaksi dalam suasana asam yang telah dijelaskan sebelumnya, yaitu dengan menulis molekul air, ion hidrogen, dan elektron.




C. Asam
1. Asam basa Lewis
Sementara konsep asam basa Brønsted terbatas pada transfer proton, asam Lewis A biasanya didefinisikan sebagai akseptor pasangan elektron dan basa Lewis B sebagai donor, pasangan elektron. Asam A dan basa :B terikat membentuk aduk A:B. 

Misalnya, asam Lewis BF3 dan basa bas Lewis OEt2 (dietileter) membentuk aduk F3B:OEt2. Kestabilannya meningkat dengan terbentuknya oktet di sekitar boron ketika terbentuk aduk. Kestabilan aduk diungkapkan dalam konstanta kesetimbangan reaksi :

Oleh karena itu, keasaman Lewis diukur dengan membandingkan Kf terhadap basa yang sama :B.
Karena proton juga merupakan akseptor elektron, asam Brønsted adalah kasus spesial definisi asam yang lebih umum yakni Lewis. Menurut definisi ini, ikatan koordinat antara logam transisi (asam Lewis) dan ligan (basa Lewis) juga merupakan reaksi asam basa.

V. Gutmann mengusulkan negatif entalpi pembentukan (dalam satuan kkal.mol-1) dari aduk (Cl5Sb-Sol) dari suatu pelarut Sol (solvent) dengan asam standar (SbCl5) dalam dikhloroetana sebagai ukuran kebasaan Lewis pelarut. Bilangan ini disebut bilangan donor (donor number (D.N.)) pelarut. Di pihak lain, pergeseran kimia 31P NMR dari Et3P dalam pelarut didefinisikan sebagai ukuran keasaman Lewis pelarut dan disebut dengan bilangan akseptor (acceptor number (A.N.)). 

Klasifikasi asam basa keras lunak R. G. Pearson mengklasifikasikan asam basa Lewis sesuai dengan kekerasan dan kelunakannya. Klasifikasi ini merupakan perluasan dari teori yang awalnya dikembangkan oleh S. Ahrland, J. Chatt, dan N. R. Davies, yang mengusulkan agar kation logam diklasifikasikan dalam urutan konstanta kestabilan pembentukan kompleksnya dengan anion halida Kf. 

Urutannya adalah I < Br < Cl < f untuk ion logam yang masuk klas a, dan urutannya mengikuti f < Cl < Br < I pada logam klas b. Jenis a adalah kation asam keras, dan kelas b adalah jenis asam lunak. Kation logam yang tidak terlalu bergantung pada jenis halogen adalah yang masuk kelas perbatasan.Yang harus dicatat adalah Kf cenderung bernilai besar dengan bergabungnya asam keras dan basa keras, atau asam lunak dan basa lunak. 

Bila konsep ini diperluas dari kation sederhana dan anion halida ke asam dan basa Lewis umum, asam basa tadi dapat diklasifikasikan dengan afinitas asam basa keras lunak. Asam basa keras lunak yang khas ditunjukkan di Tabel 3.3.
Tabel 3.3

Ungkapan kualitatif “kelunakan” adalah bentuk pengungkapan dengan bahasa lain “kemudahan polarisasi” dan “semakin besarnya kontribusi kovalensi dari ikatan ion dalam ikatan”. Kation alkali dan alkali tanah serta aluminum adalah asam keras dan kation merkuri, tembaga, perak, dan emas, dsb. termasuk kelas lunak. 

Sementara oksida adalah anion keras, sulfida dan senyawa fosfor adalah anion lunak. Dalam mineral di kerak bumi, aluminum yang keras dan oksofilik (suka pada oksigen) didapatkan sebagai oksida, dan kadmium, yang lunak dan kalkofilik ditemukan sebagai sulfida


2. Asam basa dan redoks
Beberapa orang mencampuradukkan asam basa dan redoks. Kebingungan ini pertama disebabkan oleh istilah yang mirip yakni asal usul oksigen dan kedua kesalahpahaman transfer elektron. Dalam sejarah, A. L. Lavoisier, yang merupakan bapak besar kimia modern di abad 18, mengganggap oksigen sebagai bahan dasar semua asam. 

Ia juga mendefinisikan oksidasi sebagai pembentukan oksida dari suatu unsur dan oksigen. Definisi asam basa dan redoks yang sekarang muncul jauh setelah Lavoiser. Lebih lanjut, asam Lewis menerima pasangan elektron dari basa membentuk kompleks asam-basa, dan oksidator menangkap elektron dari reduktor seraya mengalami reduksi. Fakta bahwa asam dan oksidator adalah akseptor elektron, dan basa dan reduktor adalah donor elektron, juga merupakan salah satu sumber kebingungan itu.


3. Media asam
Pada media asam, ion H+ dan air ditambahkan pada reaksi setengah untuk menyeimbangkan keseluruhan reaksi. Sebagai contoh, ketika mangan(II) bereaksi dengan natrium bismutat:

Reaksi ini diseimbangkan dengan mengatur reaksi sedemikian rupa sehingga dua setengah reaksi tersebut melibatkan jumlah elektron yang sama (yakni mengalikan reaksi oksidasi dengan jumlah elektron pada langkah reduksi, demikian juga sebaliknya).

Reaksi diseimbangkan:
 
Hal yang sama juga berlaku untuk sel bahan bakar propana di bawah kondisi asam:

Dengan menyeimbangkan jumlah elektron yang terlibat:

Persamaan diseimbangkan:


4. Asam poliokso, asam heteropoli, dan garam-garamnya
Terdapat banyak asam poliokso dan garam-garamnya dari Mo(VI) dan W (VI). Vanadium V (V), V (IV), Nb (V), dan Ta (V) membentuk asam poliokso walaupun jumlahnya terbatas. Asam poliokso adalah anion poli inti yang terbentuk dengan polimerisasi polihedra MO6 yang menggunakan bersama sudut atau sisi. Poliokso yang hanya mengandung logam, oksigen, dan hidrogen disebut asam isopoli dan yang mengandung berbagai unsur lain (P, Si, logam transisi, dsb.) disebut asam heteropoli. 

Garam asam poli mengandung kation lawan seperti natrium atau amonium sebagai ganti proton. Sejarah asam poliokso dimulai dari J. Berzelius saat menemukan asam poliokso di tahun 1826, yakni pembentukan endapan kuning ketika ia mengasamkan larutan yang mengandung Mo(VI) dan P(V). Struktur asam poliokso kini telah dianalisis dengan analisis struktural kristal tunggal dengan sinar-X, NMR 17O, dsb. Sebab kegunaannya yang luas di katalis dalam industri atau untuk penggunaan lain, asam poliokso kini telah dipelajari dengan detail.

Struktur Keggin. Anion heteropoliokso diungkapkan dengan rumus umum [Xn+M12O40](8-n)-(M= Mo, W, dan X = B, Al, Si, Ge, P, As, Ti, Mn, Fe, Co, Cu, dsb.) memiliki struktur Keggin, yang dielusidasi oleh J. F. Keggin tahun 1934 dengan menggunakan difraksi sinar-X serbuk. Misalnya struktur ion tungstat yang mengandung silikon, dengan 12 oktahedra WO6 melingkungi tetrahedra SiO4 dan empat kelompok oktahedra yang menggunakan bersama sisinya berhubungan satu sama lain dengan menggunakan bersama sudutnya, diperlihatkan di Gambar 4.17. 

Keempat atom oksigen yang berkoordinasi dengan atom silikon dalam tetrahedra SiO4 juga menggunakan bersama tiga oktahedra WO6. Oleh karena itu, struktur keseluruhannya bersimetri Td. Walaupun struktur Keggin agak rumit, struktur ini sangat simetris dan cantik dan merupakan struktur paling khas anion okso heteropoli. Berbagai tipe anion heteropoli lain juga dikenal.

Anion poliokso dihasilkan dengan kondensasi satuan MO6 dengan penghilangan H2O bila MoO42-bereaksi dengan suatu proton H+, sebagaimana diperlihatkan dalam reaksi:

12 [MoO4]2- + HPO42- → [PMo12O40]3- + 12 H2O (dalam suasana asam)

Oleh karena itu, ukuran dan bentuk anion heteropoliokso dalam endapan kristal ditentukan oleh pilihan asam, konsentrasi, suhu atau kation lawan kristalisasi. Sejumlah studi kimia larutan anion yang terlarut telah dilakukan.

Anion heteropoliokso menunjukkan sifat-sifat oksidasi yang penting. Bila anion heteropoliokso mengandung ion logam berbilangan oksidasi tertinggi, anion tersebut akan tereduksi bahkan oleh bahan pereduksi sangat lemah dan menunjukkan valensi campuran. 

Bila anion Keggin direduksi dengan satu elektron, anion tersebut akan menunjukkan warna biru sangat tua. Ini menunjukkan bahwa struktur Keggin dipertahankan pada tahap ini dan anion poliokso mengabsorbsi elektron lagi dan beberapa ion M(V) dihasilkan. 

Jadi, anion heteropoliokso dapat digunakan sebagai tempat pembuangan elektron bagi yang kelebihan elektron, dan anion heteropoliokso menunjukkan reaksi foto-redoks.




D. Oksidasi dan Reduksi
1. Zat pengoksidasi dan zat pereduksi
Oksidator atau zat pengoksidasi adalah zat yang mengoksidasi zat lain. Pada contoh reaksi diatas, besi(III)oksida merupakan oksidator.Reduktor atau zat pereduksi adalah zat yang mereduksi zat lain. Dari reaksi di atas, yang merupakan reduktor adalah karbon monooksida.
Jadi dapat disimpulkan:

oksidator adalah yang memberi oksigen kepada zat lain,
reduktor adalah yang mengambil oksigen dari zat lain

2. Oksidasi dan reduksi dalam hal transfer hidrogen
Definisi oksidasi dan reduksi dalam hal transfer hidrogen ini sudah lama dan kini tidak banyak digunakan. Oksidasi berarti kehilangan hidrogen, reduksi berarti mendapat hidrogen. Perhatikan bahwa yang terjadi adalah kebalikan dari definisi pada transfer oksigen.Sebagai contoh, etanol dapat dioksidasi menjadi etanal:

Untuk memindahkan atau mengeluarkan hidrogen dari etanol diperlukan zat pengoksidasi (oksidator). Oksidator yang umum digunakan adalah larutan kalium dikromat(IV) yang diasamkan dengan asam sulfat encer.

Etanal juga dapat direduksi menjadi etanol kembali dengan menambahkan hidrogen. Reduktor yang bisa digunakan untuk reaksi reduksi ini adalah natrium tetrahidroborat, NaBH4. Secara sederhana, reaksi tersebut dapat digambarkan sebagai berikut:


3. Zat pengoksidasi (oksidator) dan zat pereduksi (reduktor)
Zat pengoksidasi (oksidator) memberi oksigen kepada zat lain, atau memindahkan hidrogen dari zat lain. Zat pereduksi (reduktor) memindahkan oksigen dari zat lain, atau memberi hidrogen kepada zat lain.


4. Oksidasi dan reduksi dalam hal transfer elektron
Oksidasi berarti kehilangan elektron, dan reduksi berarti mendapat elektron. Definisi ini sangat penting untuk diingat. Ada cara yang mudah untuk membantu anda mengingat definisi ini. Dalam hal transfer elektron:
Contoh sederhana
Reaksi redoks dalam hal transfer elektron:

Tembaga(II)oksida dan magnesium oksida keduanya bersifat ion. Sedang dalam bentuk logamnya tidak bersifat ion. Jika reaksi ini ditulis ulang sebagai persamaan reaksi ion, ternyata ion oksida merupakan ion spektator (ion penonton).

Jika anda perhatikan persamaan reaksi di atas, magnesium mereduksi iom tembaga(II) dengan memberi elektron untuk menetralkan muatan tembaga(II). Dapat dikatakan: magnesium adalah zat pereduksi (reduktor).Sebaliknya, ion tembaga(II) memindahkan elektron dari magnesium untuk menghasilkan ion magnesium. Jadi, ion tembaga(II) beraksi sebagai zat pengoksidasi (oksidator). 

Memang agak membingungkan untuk mempelajari oksidasi dan reduksi dalam hal transfer elektron, sekaligus mempelajari definisi zat pengoksidasi dan pereduksi dalam hal transfer elektron.
Dapat disimpulkan sebagai berikut, apa peran pengoksidasi dalam transfer elektron:
Zat pengoksidasi mengoksidasi zat lain.

Oksidasi berarti kehilangan elektron (OIL RIG).
Itu berarti zat pengoksidasi mengambil elektron dari zat lain.
Jadi suatu zat pengoksidasi harus mendapat elektron
Atau dapat disimpulkan sebagai berikut:

Suatu zat pengoksidasi mengoksidasi zat lain.
Itu berarti zat pengoksidasi harus direduksi.
Reduksi berarti mendapat elektron (OIL RIG).
Jadi suatu zat pengoksidasi harus mendapat elektron.

5. Oksidasi dan reduksi dalam hal transfer oksigen
Dalam hal transfer oksigen, Oksidasi berarti mendapat oksigen, sedang Reduksi adalah kehilangan oksigen. Sebagai contoh, reaksi dalam ekstraksi besi dari biji besi:

Karena reduksi dan oksidasi terjadi pada saat yang bersamaan, reaksi diatas disebut reaksi REDOKS.


6. Oksidasi kobalt(II) menjadi kobalt(III) dengan hidrogen peroksida
Jika kita menambahkan larutan amonia berlebih ke dalam larutan mangandung ion kobalt(II), kita akan mendapat ion kompleks, ion heksaaminkobalt(II), Co(NH3)62+. Ion ini dioksodasi dengan cepat oleh larutan hidrogen peroksida menjadi ion heksaaminkobalt(III),Co(NH3)63+.
Larutan amonia, jelas, bersifat basa.

Setengah-reaksi untuk kobalt cukup mudah. Dimulai dengan menulis apa yang kita tahu dari soal.

Semua atom sudah setara, hanya muatan yang belum setara. Dengan menambah satu elektron pada sisi kanan akan menyetarakan muatan, yaitu 2+.

Setengah-reaksi hidrogen peroksida juga tidak terlalu sulit, kecuali kita belum tahu apa hasil reaksi dari hidrogen peroksida ini, jadi kita harus menebak. Persamaan akan setara jika kita buat 2 ion hidrogen pada sisi kanan.Ini adalah contoh yang baik untuk kasus dimana kita dapat jelas melihat dimana harus menempatkan ion hidroksida.

Kemudian kita hanya perlu menambah 2 elektron pada sisi kiri untuk menyetarakan muatan.

Menggabungkan setengah-reaksi untuk mendapat persamaan reaksi
Yang telah kita dapat sejauh ini adalah:

Perkalian dan penjumlahan setengah reaksi:

Dan selesai, satu contoh yang mudah!

 
7. Oksidasi kromium(III) menjadi kromium(VI)
Jika kita menambahkan larutan natium hidroksida berlebih ke dalam larutan yang mengandung ion kromium(III), kita akan mendapat larutan hijau gelap yang mengandung ion kompleks heksahidroksokromat(III), Cr(OH)63-.Zat ini dapat dioksidasi menjadi ion kromat(VI), CrO42-, yang berwarna kuning terang, dengan memanaskannya dengan larutan hidrogen peroksida.

Kita tadi telah mengerjakan setengah-reaksi hidrogen peroksida yang berperan sebagai oksidator dalam suasana basa.

Jadi, sekarang kita hanya perlu mengerjakan setengah-reaksi ion kromium. Yang kita tahu dari soal adalah:

Pada soal ini pun tidak jelas dimana harus menempatkan ion hidroksida atau molekul air, jadi kita kerjakan seolah-olah dalam suasana asam. Dengan cara ini, kita mulai dengan menyetarakan oksigen dengan menambah molekul air.

Untuk mendapat 6 oksigen pada tiap sisi, kita perlu dua air pada sisi kanan.

Lalu setarakan hidrogen dengan menambah ion hidrogen.

Dan setarakan muatan dengan menambah elektron.

Akhirnya, ubah dari suasana asam menjadi suasana basa dengan menambah ion hidrogen dengan jumlah yang cukup pada kedua sisi untuk mengubah ion hidrogen menjadi air.

Dan selesaikan persamaan.

Menggabungkan setengah-reaksi untuk mendapat persamaan reaksi
Kedua setengah reaksi yang kita dapat adalah:

Jika kita mengali satu persamaan dengan 3 dan yang lain dengan 2, akan menghasilkan total elektron yang ditransfer adalah 6.

Akhirnya, selesaikan ion hidrogen yang ada pada kedua sisi sehinga menghasilkan persamaan ion akhir.


8. Oksidasi besi(II)hidroksida oleh udara
Jika kita menambah larutan natrium hidroksida ke dalam larutan senyawa besi(II), kita akan mendapat endapan hijau besi(II)hidroksida. Endapan ini cepat dioksidasi oleh oksigen dari udara manjadi endapan jingga-coklat besi(III)hidroksida.Setengah-reaksi untuk besi(II)hidroksida sangat sederhana. Kita mulai dengan yang kita tahu dari soal.

Kita jelas perlu ion hidroksida lain pada sisi kiri. Ini bahkan lebih sederhana dan mudah dari contoh sebelumnya.

Untuk menyetarakan muatan, kita tambah satu elektron pada sisi kanan.

Setengah reaksi untuk oksigen tidak terlalu mudah. Kita tidak tahu apa hasil reaksi yang terbentuk.

Tidak pasti apakah kita perlu menyetarakan oksigen dengan molekul air atau ion hidroksida pada sisi kanan. Untuk soal ini, kita akan buat seolah-olah reaksi dalam suasana asam.Pada kasus ini, kita hanya dapat menyetarakan oksigen dengan menambah molekul air pada sisi kanan.

Setarakan hidrogen dengan menambah ion hidrogen pada sisi kiri.

Lalu, setarakan muatan dengan menambah 4 elektron.

Sekarang kita dapat setengah reaksi yang setara. Permasalahannya kini, persamaan itu hanya jika dalam suasana asam. Reaksi yan gkita kerjakan adalah suasana basa, dengan ion hidroksida bukan ion hidrogen.

Jadi, kita harus menyingkirkan ion-ion hidrogen. Tambahkan ion hidroksida secukupnya padakedua sisi persamaan sehingga dapat menetralkan semua ion hidrogen. Karena persamaan ini telah setara, kita harus menambah ion hidroksida dalam jumlah yang sama pada kedua sisi untuk mempertahankan kesetaraannya.

Ion hidrogen dan ion hidroksida pada sisi kiri akan menjadi 4 molekul air.

Akhirnya, ada molekul air pada kedua sisi persamaan. Kita dapat meniadakan molekul air pada salah satu sisi.

Jangan lupa untuk memeriksa kembali bahwa semua penyetaraan telah diselesaikan.
Menggabungkan setengah-reaksi untuk mendapat persamaan reaksi.

Dari sini, pengerjaan selanjutnya sama dengan yang sebelumnya telah kita kerjakan berulang-ulang. Kita telah mendapat dua setengah-reaksi:

Persamaan untuk besi harus terjadi 4 kali untuk dapat menyediakan elektron yang cukup bagi oksigen.

Perhatikan bahwa ion hidroksida pada masing-masing sisi saling meniadakan.

9. Reduksi ion manganat(VII) menjadi ion manganat(VI) oleh ion hidroksida
Reaksi ini agak tidak jelas, tetapi tidak terlalu sulit untuk dikerjakan dan disetarakan. Ion hidrogen tidak biasanya berperan sebagai reduktor (zat pereduksi).Larutan ungu gelap kalium mannganat(VII) direduksi perlahan menjadi larutan hijau gelap kalium manganat(VI) oleh larutan kalium hidroksida. Dari reaksi ini juga dihasilakan gelembugn oksigen.

Setengah-reaksi untuk perubahan ion manganat(VII) menjadi ion manganat(VI) cukup mudah (tentu saja jika kita tahu rumus molekulnya).

Lalu bagaimana dengan ion hidroksida utnuk menghasilkan gas oksigen. Akan sangat sulit untuk mengerjakan setengah-reaksi secara langsung, kita akan buat dengan urutan yang biasa.
Tuliskan apa yang kita tahu dari soal, setarakan oksigen pada reaksi.

Setarakan hidrogen dengan menambah ion hidrogen.

Kemudian setarakan muatan.

Singkirkan ion hidrogen dengan menambah ion hidroksida dengan jumlah yang cukup pada kedua sisi persamaan.

Selesaikan persamaan diatas.

Menggabungkan setengah-reaksi untuk mendapat persamaan reaksi
Sejauh ini, yang telah kita dapat adalah:

Reaksi mangan harus terjadi 4 kali untuk menghabiskan 4 elektron yang dihasilkan dari persamaaan setengah-reaksi hidroksida.

Persamaan kimia ini mungkin belum anda kenal, tetapi mengerjakannya tidak terlalu sulit!


E. Bilangan oksidasi
Bilangan oksidasi adalah muatan formal atom dalam suatu molekul atau dalam ion yang dialokasikan sedemikian sehingga atom yang ke-elektronegativannya lebih rendah mempunyai muatan positif. Karena muatan listrik tidak berbeda dalam hal molekul yang terdiri atas atom yang sama, bilangan oksidasi atom adalah kuosien muatan listrik netto dibagi jumlah atom. 

Dalam kasus ion atau molekul mengandung atom yang berbeda, atom dengan ke-elektronegativan lebih besar dapat dianggap anion dan yang lebih kecil dianggap kation. Misalnya, nitrogen berbilangan oksidasi 0 dalam N2; oksigen berbilangan oksidasi -1 dalam O22-; dalam NO2 nitrogen +4 dan oxygen -2; tetapi dalam NH3 nitrogen -3 dan hidrogen +1. Jadi, bilangan oksidasi dapat berbeda untuk atom yang sama yang digabungkan dengan pasangan yang berbeda dan atom dikatakan memiliki muatan formal yang sama nilainya dengan bilangan oksidasinya. 

Walaupun harga nilai muatan formal ini tidak mengungkapkan muatan sebenarnya, namun nilai ini sangat memudahkan untuk untuk menghitung elektron valensi dan dalam menangani reaksi redoks.
Bilangan oksidasi logam dalam senyawa logam transisi dapat bervariasi dari rendah ke tinggi. Bilangan oksidasi ini dapat berubah dengan reaksi redoks. 

Akibat hal ini, jarak ikatan dan sudut ikatan antara logam dan unsur yang terkoordinasi, atau antar logam, berubah dan pada saat tertentu keseluruhan struktur kompleks dapat terdistorsi secara dramatik atau bahkan senyawanya dapat terdekomposisi.Reaksi senyawa logam transisi dengan berbagai bahan oksidator atau reduktor juga sangat penting dari sudut pandang sintesis. 

Khususnya, reaksi reduksi digunakan dalam preparasi senyawa organologam, misalnya senyawa kluster atau karbonil logam.Sementara itu, studi transfer elektron antar kompleks, khususnya reaksi redoks senyawa kompleks logam transisi telah berkembang. Taube mendapat hadiah Nobel (1983) untuk studi reaksi transfer elektron dalam kompleks logam transisi dan mengklasifikasikan reaksi ini dalam dua mekanisme. 

Mekanisme transfer elektron dengan ligan jembatan digunakan bersama antara dua logam disebut dengan mekanisme koordinasi dalam, dan mekanisme reaksi yang melibatkan transfer langsung antar logam tanpa ligan jembatan disebut mekanisme koordinasi luar.
 
1. Mekanisme koordinasi dalam bila [CoCl(NH3)5]2+ direduksi dengan [Cr(OH2)6]2+, suatu kompleks senyawa antara, [(NH3)5Co-Cl-Cr(OH2)5]4+, terbentuk dengan atom khlor membentuk jembatan antara kobal dan khromium. Sebagai akibat transfer elektron antara khromium ke kobalmelalui khlor, terbentuk [Co(NH3)5Cl]+, dengan kobal direduksi dari trivalen menjadi divalen, dan [Cr(OH2)6]3+, dengan khromium dioksidasi dari divalen menjadi trivalen. Reaksi seperti ini adalah jenis reaksi redoks melalui mekanisme koordinasi dalam. Anion selain halogen yang cocok untuk pembentukan jembatan semacam ini adalah SCN-, N3-, CN-,dsb.


2. Mekanisme koordinasi luar. Bila [Fe(phen)3]3+ (phen adalah ortofenantrolin) direduksi dengan [Fe(CN)6]4- , tidak ada jembatan ligan antar logam dan elektron berpindah dari HOMO Fe(II) ke LUMO Fe(III) dalam waktu yang sangat singkat dan kontak langsung antar dua kompleks. Akibat transfer elektron ini, terbentuk [Fe(phen)3]2+ dan [Fe(CN)6]3-. Reaksi seperti ini adalah reaksi redoks melalui mekanisme koordinasi luar, dan karakteristik sistem kompleks yang memiliki laju substitusi ligan yang sangat lambat dibandingkan dengan laju transfer elektron, khususnya dalam sistem yang memiliki ligan yang sama tetapi bilangan oksidasi yang berbeda, [Fe(CN)6]3- dan [Fe(CN)6]4- yang memiliki laju transfer elektron yang besar. R. A. Marcus mendapatkan hadiah Nobel (1992) untuk studi mekanisme transfer elektron koordinasi luar ini.


Tujuan
Untuk mengetahui reaksi redoks pada suatu unsur senyawa dan untuk mengetahui perubahan logam Zn , Cu , dan Fe secara Redoks ( pada percobaan ini ) .

Tidak ada komentar :

Poskan Komentar