Chapter 4.1 - 4.4
[KEMBALI KE MENU SEBELUMNYA]
Chapter 4.1 :Reaksi Dalam Larutan
4.1 sifat umum larutan
· Larutan berair dapat diklasifikasikan sebagai polar atau nonpolar tergantung pada seberapa baik mereka menghantarkan listrik.
· Sebagian besar reaksi kimia dilakukan dalam larutan, yang merupakan campuran homogen dari dua zat atau lebih. Dalam suatu larutan, zat terlarut (zat yang ada dalam jumlah yang lebih sedikit) didispersikan dalam pelarut (zat yang hadir dalam jumlah yang lebih banyak).
· Larutan berair mengandung air sebagai pelarutnya, sedangkan larutan tak berair memiliki pelarut selain air. Zat kutub, seperti air, mengandung pengaturan ikatan kutub yang asimetris, di mana elektron terbagi secara tidak sama antara atom yang terikat.
· Zat polar dan senyawa ionik cenderung paling mudah larut dalam air karena berinteraksi secara menguntungkan dengan strukturnya. Dalam larutan air, ion terlarut menjadi terhidrasi; yaitu, cangkang molekul air mengelilinginya.
· Zat yang larut dalam air dapat dikategorikan menurut sifatnya dalam menghantarkan listrik. Elektrolit kuat berdisosiasi sepenuhnya menjadi ion untuk menghasilkan larutan yang menghantarkan listrik dengan baik.
· Elektrolit yang lemah menghasilkan ion dalam jumlah yang kecil, menghasilkan larutan yang menghantarkan listrik dengan buruk. Nonelektrolit larut sebagai molekul yang tidak bermuatan dan tidak berpengaruh pada konduktivitas listrik air.
Gambar 4.1. Pengaturan untuk membedakan antara larutan elektrolit dan larutan nonelektrolit.
Kelompok zat yang larut dalam air
Elektrolit kuat | Elektrolit Lemah | Nonelektrolit |
HCL | CH3COOH | (NH2)2CO |
HNO3 | HF | CH3OH |
HCLO4 | HNO2 | C2H5OH |
H2SO4 | NH3 | C6H12O6 |
NaOH | H2O+ | C12H22O11 |
BA(OH)2 | ||
Senyawa ionik |
· Distribusi muatan yang tidak merata pada air menciptakan ikatan polar di mana satu bagian molekul membawa muatan negatif parsial, sedangkan bagian lainnya membawa muatan positif parsial Karena susunan ikatan kutub dalam molekul air ini, air digambarkan sebagai zat polar.
Ketika senyawa ionik seperti natrium klorida larut dalam air, jaringan tiga dimensi ion dalam padatan kristal ionik dipecah (terdisosiasi). Ion Na⁺ dan Cl⁻ dipisahkan antara satu sama lain
Dan mengalami hidrasi, yaitu proses di mana ion dikelilingi oleh molekul air yang tersusun dengan cara tertentu. Setiap ion Na⁺ dikelilingi oleh sejumlah molekul air yang mengarahkan kutub negatifnya ke arah kation.
Demikian pula, setiap ion Cl⁻ dikelilingi oleh molekul air dengan kutub positif yang berorientasi pada anion. Hidrasi membantu menstabilkan ion dalam larutan dan mencegah kation bergabung dengan anion
Kita dapat mendeskripsikan pelarutan NaCl dalam air sebagai
➝
NaCl(s) H2O(l) Na+(aq)+Cl−(aq)
Gambar 4.2 Hidrasi ion Na⁺ dan Cl⁻
Asam dan basa juga merupakan elektrolit. Beberapa asam, termasuk asam klorida (HCl) dan asam nitrat (HNO₃), adalah elektrolit yang kuat. gas ini membentuk ion H⁺ dan Cl⁻ yang terhidrasi:
HCl(s) ⟶H2O(l) H+(aq)+Cl−(aq)
Di sisi lain, asam-asam tertentu, seperti asam asetat (CH₃COOH), yang memberikan rasa asam pada cuka, tidak terionisasi seluruhnya dan merupakan elektrolit yang lemah. Kita mereprsentasikan ionisasi asam asetat sebagai
CH3COOH(s) ⇌H2O(l) H+(aq)+CH3COO−(aq)
Kita menggunakan panah tunggal untuk merepresentasi ionisasi sempurna. Dan panah ganda menunjukkan bahwa reaksi itu adalah reaksi reversibel(bisa kembali ke keadaan semula)
Chapter 4.2:Reaksi Dalam Larutan
4.2 Reaksi Pengendapan
Salah satu jenis reaksi yang umum terjadi pada larutan dalam air (zat yang dilarutkan dalam air) adalah reaksi presipitasi atau reaksi pengendapan, yang menghasilkan pembentukan produk yang tidak larut, atau endapan.
Endapan adalah padatan tidak larut yang tidak bercampur dengan larutan. Reaksi presipitasi biasanya melibatkan senyawa ionik.
Sebagai contoh, ketika larutan encer timbal (II) nitrat [Pb(NO₃)₂] ditambahkan ke dalam larutan kalium iodida (KI), terbentuk endapan timbal (II) iodida (PbI₂) berwarna kuning:
Pb(NO₃)₂(aq) + 2KI(aq) → PbI₂(s) + 2KNO₃(aq)
Kalium nitrat tetap di dalam larutan.
Reaksi di atas adalah contoh dari reaksi metatesis (juga disebut reaksi perpindahan ganda atau substitusi), reaksi yang melibatkan pertukaran komponen antara dua senyawa.
Gambar 4.3 Pembentukan endapan PbI₂ kuning ketika larutan Pb(NO₃)₂ ditambahkan ke dalam larutan KI.
Tabel 4.2 Aturan Kelarutan untuk Senyawa Ionik Umum dalam Air pada 25°C
Gambar 4.4. Penampilan beberapa endapan. Dari kiri ke kanan: CdS, PbS, Ni(OH)₂, dan Al(OH)₃.
Kelarutan
Bagaimana kita dapat memprediksi apakah endapan akan terbentuk ketika suatu senyawa ditambahkan ke dalam larutan atau ketika dua larutan dicampur?Suatu zat dikatakan dapat larut jika sejumlah besar zat larut ketika ditambahkan air. Jika tidak, zat tersebut dideskripsikan sebagai sedikit larut atau tidak dapat larut. Semua senyawa ionik adalah elektrolit yang kuat, tetapi tidak semuanya larut dalam air.
Persamaan Molekul, Persamaan Ion, dan Persamaan Ion Bersih
Persamaan yang menggambarkan presipitasi timbal (II) iodida pada persamaan diatas disebut persamaan molekul karena rumus-rumus senyawa ditulis seolah-olah semua spesi ada sebagai molekul atau satuan utuh.
Persamaan molekul berguna karena mengidentifikasi reagen [yaitu, timbal (II) nitrat dan kalium iodida]. Jika kita ingin membawa reaksi ini di laboratorium, kita akan menggunakan persamaan molekul. Namun, persamaan molekul tidak menjelaskan secara rinci apa yang sebenarnya terjadi dalam larutan.
Seperti yang ditunjukkan sebelumnya, ketika senyawa ionik larut dalam air, molekul dipecah menjadi kation dan anion komponennya. Agar lebih realistis, persamaan harus menunjukkan disosiasi senyawa ion terlarut menjadi anion dan kation. Oleh karena itu, kembali ke reaksi antara kalium iodida dan timbal II) nitrat, kita menulis
Pb²⁺(aq) + 2NO₃⁻(aq) + 2K⁺(aq) + 2I⁻(aq) → PbI₂(s) + 2K⁺(aq) + 2NO₃⁻(aq)
Persamaan ini adalah contoh persamaan ionik, yang menunjukkan spesi terlarut sebagai ion bebas. Untuk melihat apakah endapan terbentuk dari larutan ini, pertama-tama kita menggabungkan kation dan anion dari senyawa yang berbeda; yaitu, PbI₂ dan KNO₃. Mengacu pada Tabel 4.2, kita melihat bahwa PbI₂ adalah senyawa tidak dapat larut dan KNO₃ dapat larut. Oleh karena itu, KNO₃ terlarut tetap dalam larutan sebagai ion K⁺ dan NO₃⁻ yang terhidrasi, yang disebut ion penonton, atau ion yang tidak terlibat dalam reaksi keseluruhan. Karena ion penonton muncul di kedua sisi persamaan, ion-ion ini dapat dihilangkan dari persamaan ionik
Pb²⁺(aq) + 2NO₃⁻(aq) + 2K⁺(aq) + 2I⁻(aq) → PbI₂(s) + 2K⁺(aq) + 2NO₃⁻(aq)
Akhirnya, kita mendapatkan persamaan ion bersih, yang hanya menunjukkan spesi yang benar-benar terlibat dalam reaksi pengendapan:
Pb²⁺(aq) + 2I⁻(aq) → PbI₂(s)
Melihat contoh lain, kita menemukan bahwa ketika larutan barium klorida (BaCl₂) ditambahkan ke dalam larutan natrium sulfat (Na₂SO₄), terbentuk endapan putih Memperlakukan ini sebagai reaksi metatesis, produknya adalah BaSO₄ dan NaCl. Dari Tabel 4.2 kita melihat bahwa hanya BaSO₄ yang tidak larut. Oleh karena itu, kita menulis persamaan molekul sebagai berikut
BaCl₂(aq) + Na₂SO₄(aq) → BaSO₄(s) + 2NaCl(aq)
Persamaan ion untuk reaksi adalah
Ba²⁺(aq) + 2Cl⁻(aq) + 2Na⁺(aq) + SO₄²⁻ (aq) → BaSO₄(s) + 2Na⁺(aq) + 2Cl⁻(aq)
Menghilangkan ion penonton (Na⁺ dan Cl⁻) di kedua sisi persamaan memberi kita persamaan ion bersih
Ba²⁺(aq) + SO₄²⁻ (aq) → BaSO₄(s)
Gambar 4.5 Pembentukan endapan BaSO₄.
Empat langkah berikut merangkum prosedur untuk menulis persamaan ion dan persamaan ion bersih:
1.Tulis persamaan molekul yang setara untuk reaksi, menggunakan rumus yang benar untuk senyawa reaktan dan produk ionik.
2.Tulis persamaan ion untuk reaksi. Senyawa yang tidak muncul sebagai endapan harus ditampilkan sebagai ion bebas.
3.Identifikasi dan hilangkan ion penonton di kedua sisi persamaan. Tuliskan persamaan ion bersih untuk reaksi.
4.Periksa apakah muatan dan jumlah atom setara dalam persamaan ion bersih.
Langkah-langkah ini diterapkan dalam Contoh 4.2.
Contoh 4.2
Prediksikan apakah yang terjadi ketika larutan kalium fosfat (K₃PO₄) dicampur dengan larutan kalsium nitrat [Ca(NO₃)₂]. Tuliskan persamaan ion bersih untuk reaksi ini!
Strategi
Dari informasi yang diberikan, pertama-tama berguna untuk menulis persamaan tidak setara
K₃PO₄(aq) + Ca(NO₃)₂(aq) → ?
Apa yang terjadi ketika senyawa ionik larut dalam air? Ion apa yang terbentuk dari pemisahan K₃PO₄ dan Ca(NO₃)₂? Apa yang terjadi ketika kation bertemu anion dalam larutan?
Penyelesaian
Dalam larutan, K₃PO₄ terdisosiasi menjadi ion K⁺ dan PO₄³⁻ dan Ca(NO₃)₂ terdisosiasi menjadi ion Ca²⁺ dan NO₃⁻. Menurut Tabel 4.2, ion kalsium (Ca²⁺) dan ion fosfat (PO₄³⁻) akan membentuk senyawa yang tidak dapat larut, kalsium fosfat [Ca₃(PO₄)₂], sedangkan produk lainnya, KNO₃ dapat larut dan tetap dalam larutan sebagai ion. Karena itu, ini adalah reaksi presipitasi. Kita mengikuti prosedur bertahap yang baru saja dijelaskan.
Langkah 1: Persamaan molekul setara untuk reaksi ini adalah
2K₃PO₄(aq) + 3Ca(NO₃)₂(aq) → Ca₃(PO₄)₂(s) + 6KNO₃(aq)
Langkah 2: Untuk menulis persamaan ion, senyawa yang larut ditampilkan sebagai ion terdisosiasi:
6K⁺(aq) + 2PO₄³⁻ (aq) + 3Ca²⁺(aq) + 6NO₃⁻(aq) → 6K⁺(aq) + 6NO₃⁻(aq) + Ca₃(PO₄)₂(s)
Langkah 3: Menghilangkan ion penonton (K⁺ dan NO₃⁻) di setiap sisi persamaan, kita mendapatkan persamaan ion bersih:
3Ca²⁺(aq) + 2PO₄³⁻ (aq) → Ca₃(PO₄)₂(s)
Langkah 4: Perhatikan bahwa karena kita pertama-tama menyetarakan persamaan molekul, persamaan ion bersih disetarakan dengan jumlah atom di setiap sisi dan jumlah muatan positif (+6) dan negatif (-6) di sisi kiri adalah sama.
Chapter 4.3 : Reaksi dalam larutan
4.3 Reaksi Asam-Basa
Sifat Umum Asam dan Basa
Asam
· Asam memiliki rasa asam; misalnya, cuka berasa asam mengandung asam asetat, lemon dan buah jeruk lainnya mengandung asam sitrat.
· Asam menyebabkan perubahan warna indikator asam-basa; misalnya, asam mengubah warna lakmus dari biru menjadi merah.
· Asam bereaksi dengan logam tertentu, seperti seng, magnesium, dan besi, menghasilkan gas hidrogen. Reaksi khas adalah antara asam klorida dan magnesium:
· Asam bereaksi dengan karbonat dan bikarbonat, seperti Na₂CO₃, CaCO₃, dan NaHCO₃, menghasilkan gas karbon dioksida (Gambar 4.6). Sebagai contoh,
· Asam dapat menyumbangkan satu proton (asam monoprotik) atau lebih dari satu proton umumnya disebut asam poliprotik
· Larutan asam dalam air menghantarkan arus listrik.
· Dalam istilah Brønsted – Lowry, asam adalah zat yang dapat menyumbangkan proton
Basa
· Basa memiliki rasa pahit.
· Basa terasa licin; misalnya, sabun, yang mengandung basa, menunjukkan sifat ini.
· Basa menyebabkan perubahan warna indikator asam-basa; misalnya, basa mengubah warna lakmus dari merah menjadi biru.
· Larutan basa dalam air menghantarkan arus listrik.
· Dalam istilah Brønsted – Lowry, asam adalah zat yang dapat menerima proton
Reaksi asam kuat dengan basa kuat merupakan reaksi netralisasi yang menghasilkan air ditambah garam. Keasaman atau kebasaan larutan berair dijelaskan secara kuantitatif menggunakan skala pH.
PH suatu larutan adalah logaritma negatif dari konsentrasi ion H + dan biasanya berkisar dari 0 untuk larutan asam kuat hingga 14 untuk larutan basa kuat.
Karena reaksi autoionisasi air, yang menghasilkan sedikit ion hidronium dan ion hidroksida, larutan netral air mengandung ion 1 × 10−7 M H + dan memiliki pH 7,0. Indikator adalah zat organik yang sangat berwarna yang warnanya tergantung pada pH; itu digunakan untuk menentukan pH suatu larutan
Asam yang biasa digunakan di laboratorium meliputi asam hidroklorat (HCl), asam nitrat (HNO₃), asam asetat (CH₃COOH), asam sulfat (H₂SO₄), dan asam fosfat (H₃PO₄). Tiga asam pertama adalah asam monoprotik; yaitu, setiap satuan asam menghasilkan satu ion hidrogen setelah ionisasi:
Seperti disebutkan sebelumnya, karena ionisasi asam asetat tidak seluruhnya (perhatikan panah ganda), asam itu adalah elektrolit yang lemah. Untuk alasan ini disebut asam.
Di sisi lain, HCl dan HNO₃ adalah asam kuat karena keduanya adalah elektrolit kuat, sehingga keduanya terionisasi seluruhnya dalam larutan (perhatikan penggunaan panah tunggal).
Asam sulfat (H₂SO₄) adalah asam diprotik karena setiap satuan asam melepaskan dua ion H⁺, dalam dua langkah terpisah:
H₂SO₄ adalah elektrolit kuat atau asam kuat (langkah pertama ionisasi seluruhnya), tetapi HSO₄⁻ adalah asam lemah atau elektrolit lemah, dan kita membutuhkan panah ganda untuk merepresentasi ionisasi yang tidak seluruhnya.
Asam triprotik, yang menghasilkan tiga ion H⁺, jumlahnya relatif sedikit. Asam triprotik yang paling terkenal adalah asam fosfat, yang ionisasinya
Ketiga spesi (H₃PO₄, H₂PO₄⁻, dan HPO₄²⁻) dalam contoh ini adalah asam lemah, dan kita menggunakan panah ganda untuk merepresentasi setiap langkah ionisasi. Anion seperti H₂PO₄⁻ dan HPO₄²⁻ ditemukan dalam larutan fosfat berair seperti NaH₂PO₄ dan Na₂HPO₄.
Tabel 4.3 mencantumkan beberapa asam kuat dan lemah yang umum.
Gambar 4.8 Ionisasi amonia dalam air membentuk ion amonium dan ion hidroksida.
natrium hidroksida (NaOH) dan barium hidroksida [Ba(OH)₂] adalah elektrolit yang kuat. Ini berarti bahwa keduanya seluruhnya terionisasi dalam larutan:
Ion OH⁻ dapat menerima proton sebagai berikut:
H⁺(aq) + OH⁻(aq) → H₂O(l)
Dengan demikian, OH⁻ adalah basa Brønsted.
Ammonia (NH₃) diklasifikasikan sebagai basa Brønsted karena dapat menerima ion H
NH₃(aq) + H₂O(l) ⇋ NH₄⁺(aq) + OH⁻(aq)
Amonia adalah elektrolit yang lemah (dan karenanya basa lemah) karena hanya sebagian kecil molekul NH₃ terlarut yang bereaksi dengan air membentuk ion NH₄⁺ dan OH⁻.
Basa kuat yang paling umum digunakan di laboratorium adalah natrium hidroksida. Basa itu murah dan mudah larut. (Faktanya, semua hidroksida logam alkali larut dalam air). Basa lemah yang paling umum digunakan adalah larutan amonia berair, yang kadang-kadang keliru disebut ammonium hidroksida. Tidak ada bukti bahwa spesi NH₄OH sebenarnya ada selain ion NH₄⁺ dan OH⁻ dalam larutan. Semua unsur Golongan 2A membentuk hidroksida tipe M(OH)₂, di mana M menunjukkan logam alkali tanah. Dari hidroksida ini, hanya Ba(OH)₂ yang larut dalam air. Magnesium dan kalsium hidroksida digunakan dalam kedokteran dan industri. Hidroksida dari logam lain, seperti Al(OH)₃ dan Zn(OH)₂ tidak larut dalam air dan tidak digunakan sebagai basa.
Tabel 4.4 mencantumkan beberapa basa kuat dan lemah yang umum.
BASA KUAT | BASA LEMAH |
LiOH | NH3 |
NaOH | Al(OH)3 |
KOH | FE(OH)2 |
Ca(OH)2 | (CH3)2NH |
RbOH | NH2OH |
Sr(OH)2 | NH4OH |
CsOH | FE(OH)3 |
Ba(OH)2 |
|
Mg(OH)2 |
|
Contoh 4.3 mengklasifikasikan zat sebagai asam Brønsted atau basa Brønsted.
Klasifikasi masing-masing spesi berikut dalam larutan air sebagai asam atau basa Brønsted: (a) HBr, (b) NO₂⁻, (c) HCO₃⁻.
Penyelesaian
(a) Kita tahu bahwa HCl adalah asam. Karena Br dan Cl keduanya adalah halogen (Golongan 7A), kita harapkan HBr, seperti HCl, terionisasi dalam air sebagai berikut:
HBr(aq) → H⁺(aq) + Br⁻(aq)
Oleh karena itu HBr adalah asam Brønsted.
(b) Dalam larutan, ion nitrit dapat menerima proton dari air membentuk asam nitrit:
NO₂⁻(aq) + H⁺(aq) → HNO₂(aq)
Sifat ini menjadikan NO₂⁻ basa Brønsted.
(c) Ion bikarbonat adalah asam Brønsted karena terionisasi dalam larutan sebagai berikut:
HCO₃⁻ (aq) ⇋ H⁺(aq) + CO₃²⁻(aq)
Ion ini juga merupakan basa Brønsted karena dapat menerima proton membentuk asam karbonat:
HCO₃⁻(aq) + H⁺(aq) ⇋ H₂CO₃(aq)
Spesi HCO₃⁻ dikatakan bersifat amfoter karena memiliki sifat asam dan sifat basa. Panah ganda menunjukkan bahwa ini adalah reaksi yang dapat balik.
Reaksi Netralisasi Asam-Basa
Reaksi netralisasi adalah reaksi antara asam dan basa. Umumnya, reaksi larutan asam-basa berair menghasilkan garam dan air, yang merupakan senyawa ionik yang terdiri dari kation selain H⁺ dan anion selain OH⁻ atau O²⁻:
asam + basa → garam + air
Zat yang kita kenal sebagai garam meja atau garam dapur (NaCl) adalah produk dari reaksi asam-basa
HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H₂O(l)
Namun, karena asam dan basa adalah elektrolit yang kuat, keduanya sepenuhnya terionisasi dalam larutan berair. Persamaan ioniknya adalah
H⁺(aq) + Cl⁻(aq) + Na⁺(aq) + OH⁻(aq) → Na⁺(aq) + Cl⁻(aq) + H₂O(l)
Oleh karena itu, reaksi dapat direpresentasi oleh persamaan ion bersih
H⁺(aq) + OH⁻(aq) → H₂O(l)
Baik Na⁺ maupun Cl⁻ adalah ion spektator.
Reaksi ini adalah karakteristik dari reaksi netralisasi asam-basa. Karena pada akhir reaksi kita hanya akan memiliki garam dan tanpa sisa asam atau basa.
Reaksi antara asam lemah seperti asam hidrosianat (HCN) dan basa kuat adalah
HCN(aq) + NaOH(aq) → NaCN(aq) + H₂O(l)
Karena HCN adalah asam lemah, HCN tidak terionisasi dalam larutan. Jadi, persamaan ionik ditulis sebagai
HCN(aq) + Na⁺(aq) + OH⁻(aq) → Na⁺(aq) + CN⁻(aq) + H₂O(l)
dan persamaan ion bersihnya adalah
HCN(aq) + OH⁻(aq) → CN⁻(aq) + H₂O(l)
Perlu dicatat bahwa hanya Na⁺ merupakan ion spektator, OH⁻ dan CN⁻ bukan.
Berikut ini juga contoh reaksi netralisasi asam-basa, yang diwakili oleh persamaan molekul:
Persamaan yang terakhir terlihat berbeda karena tidak menunjukkan adanya air sebagai produk. Namun, jika kita menyatakan NH₃(aq) sebagai NH₄⁺(aq) dan OH⁻(aq), seperti yang dibahas sebelumnya, maka persamaannya menjadi
HNO₃(aq) + NH₄⁺(aq) + OH⁻(aq) → NH₄NO₃(aq) + H₂O(l)
Reaksi Asam-Basa Yang Membentuk Gas
Garam tertentu seperti karbonat (mengandung ion CO₃²⁻), bikarbonat (mengandung ion HCO₃⁻), sulfit (mengandung ion SO₃²⁻), dan sulfida (mengandung ion S²⁻) bereaksi dengan asam membentuk produk gas. Sebagai contoh, persamaan molekul untuk reaksi antara natrium karbonat (Na₂CO₃) dan HCl(aq) adalah (lihat Gambar 4.6)
Na₂CO₃(aq) + 2HCl(aq) → 2NaCl(aq) + H₂CO₃(aq)
Asam karbonat tidak stabil dan jika ada dalam larutan dalam konsentrasi yang cukup akan terurai sebagai berikut:
H₂CO₃(aq) → H₂O(l) + CO₂(g)
Reaksi serupa yang melibatkan garam lain yang disebutkan adalah
Chapter 4.4 : Reaksi dalam Larutan [back]
4.4 Reaksi Oksidasi Reduksi
Reaksi asam-basa dapat dicirikan sebagai proses transfer proton, sedangkan golongan reaksi yang disebut oksidasi-reduksi, atau reaksi redoks, reaksi ini dianggap sebagai reaksi transfer-elektron.
Banyak reaksi redoks terjadi di dalam air, tetapi tidak semua reaksi redoks terjadi dalam larutan berair. Kita memulai diskusi dengan reaksi dua unsur yang bergabung membentuk senyawa. Perhatikan pembentukan senyawa magnesium oksida (MgO) dari magnesium dan oksigen (Gambar 4.9):
2Mg(s) + O₂(g) → 2MgO(s)
Gambar 4.9 Magnesium dibakar dengan oksigen membentuk magnesium oksida
Magnesium oksida (MgO) adalah senyawa ionik yang tersusun dari ion Mg²⁺ dan O²⁻. Dalam reaksi ini, dua atom Mg melepaskan atau mentransfer empat elektron kepada dua atom O (dalam O₂). Untuk memudahkan, kita dapat menganggap proses ini sebagai dua langkah terpisah, pertama melibatkan lepasnya empat elektron dari dua atom Mg dan selanjutnya adalah penerimaan empat elektron oleh molekul O₂:
2Mg → 2Mg²⁺ + 4e⁻
O₂ + 4e⁻ → 2O²⁻
Masing-masing langkah ini disebut setengah reaksi, yang secara eksplisit menunjukkan elektron yang terlibat dalam reaksi redoks. Jumlah dari setengah reaksi memberikan reaksi keseluruhan:
2Mg + O₂ + 4e⁻ → 2Mg²⁺ + 2O²⁻ + 4e⁻
atau, jika kita menghilangkan elektron yang muncul di kedua sisi persamaan,
2Mg + O₂ → 2Mg²⁺ + 2O²⁻
Akhirnya, ion Mg²⁺ dan O²⁻ bergabung membentuk MgO:
2Mg²⁺ + 2O²⁻ → 2MgO.
Istilah reaksi oksidasi mengacu pada setengah reaksi yang melibatkan lepasnya elektron. Reaksi reduksi adalah setengah reaksi yang melibatkan penambahan elektron. Dalam pembentukan magnesium oksida, magnesium dioksidasi. Magnesium dikatakan bertindak sebagai agen pereduksi (reduktor) karena menyumbangkan elektron ke oksigen dan menyebabkan oksigen direduksi. Oksigen direduksi dan bertindak sebagai agen pengoksidasi (oksidator) karena oksigen menerima elektron dari magnesium, menyebabkan magnesium teroksidasi. Perhatikan bahwa tingkat oksidasi dalam reaksi redoks harus sama dengan tingkat reduksi; yaitu, jumlah elektron yang dilepas oleh zat pereduksi harus sama dengan jumlah elektron yang diterima oleh zat pengoksidasi.
Terjadinya transfer elektron lebih jelas dalam beberapa reaksi redoks daripada yang lain. Ketika seng logam ditambahkan ke dalam larutan yang mengandung tembaga (II) sulfat (CuSO₄), seng mereduksi Cu²⁺ dengan menyumbangkan dua elektron ke dalamnya:
Zn(s) + CuSO₄(aq) → ZnSO₄(aq) + Cu(s)
Dalam prosesnya, larutannya kehilangan warna biru yang menjadi ciri keberadaan ion Cu²⁺ terhidrasi (Gambar 4.10):
Zn(s) + Cu²⁺(aq) → Zn²⁺(aq) + Cu(s)
Setengah reaksi oksidasi dan reduksinya adalah
Zn → Zn²⁺ + 2e⁻
Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu
Demikian pula, logam tembaga mereduksi ion perak dalam larutan perak nitrat (AgNO₃):
Cu(s) + 2AgNO₃(aq) → Cu(NO₃)₂(aq) + 2Ag(s)
atau
Cu(s) + 2Ag⁺(aq) → Cu²⁺(aq) + 2Ag(s)
Bilangan Oksidasi (Biloks)
Definisi reduksi dan oksidasi dalam hal melepas dan menerima elektron berlaku untuk pembentukan senyawa ionik seperti MgO dan reduksi ion Cu²⁺ oleh Zn. Namun, definisi ini tidak secara akurat mengkarakterisasi pembentukan hidrogen klorida (HCl) dan belerang dioksida (SO₂):
H₂(g) + Cl₂(g) → 2HCl(g)
S(s) + O₂(g) → SO₂(g)
Karena HCl dan SO₂ bukan senyawa ionik tetapi molekul, tidak ada elektron yang benar-benar ditransfer dalam pembentukan senyawa ini, seperti pada MgO. Namun demikian, para ahli kimia menemukan bahwa reaksi ini adalah reaksi redoks karena pengukuran secara eksperimen menunjukkan bahwa terdapat transfer sebagian elektron (dari H ke Cl dalam HCl dan dari S ke O dalam SO₂).
Untuk melacak elektron dalam reaksi redoks, penting untuk menetapkan bilangan oksidasi untuk reaktan dan produk. Bilangan oksidasi atom, juga disebut keadaan oksidasi, menandakan jumlah muatan yang dimiliki atom dalam molekul (atau senyawa ionik) jika elektron ditransfer sepenuhnya. Sebagai contoh, kita dapat menulis ulang persamaan sebelumnya untuk pembentukan HCl dan SO₂ sebagai berikut:
Angka-angka di atas simbol unsur adalah bilangan oksidasi. Dalam kedua reaksi yang ditunjukkan, tidak ada muatan pada atom dalam molekul reaktan. Jadi, bilangan oksidasi molekul adalah nol. Untuk molekul produk, bagaimanapun, diasumsikan bahwa transfer elektron lengkap telah terjadi dan atom telah melepas atau menerima elektron. Bilangan oksidasi mencerminkan jumlah elektron yang "ditransfer".
Gambar 4.10 Reaksi perpindahan logam dalam larutan. (a) Gelas pertama: Sebuah seng ditempatkan dalam larutan CuSO₄ biru. Segera ion Cu²⁺ direduksi menjadi logam Cu dalam bentuk lapisan gelap. Gelas kedua: Pada waktunya, sebagian besar ion Cu²⁺ direduksi dan larutan menjadi tidak berwarna. (b) Gelas pertama: Sepotong kawat Cu ditempatkan dalam larutan AgNO₃ yang tidak berwarna. Ion Ag⁺ direduksi menjadi logam Ag. Gelas kedua: Seiring berjalannya waktu, sebagian besar ion Ag⁺ direduksi dan larutan memperoleh warna biru yang khas karena adanya ion Cu²⁺ terhidrasi.
Bilangan oksidasi memungkinkan kita untuk mengidentifikasi unsur yang teroksidasi dan direduksi secara cepat. Unsur-unsur yang menunjukkan peningkatan bilangan oksidasi — hidrogen dan belerang dalam contoh-contoh sebelumnya — dioksidasi. Klorin dan oksigen direduksi, sehingga bilangan oksidasi menunjukkan penurunan dari nilai awalnya. Perhatikan bahwa jumlah bilangan oksidasi H dan Cl dalam HCl (+1 dan -1) adalah nol. Demikian juga, jika kita menambahkan muatan pada S (+4) dan dua atom O [2 x (2-)], totalnya adalah nol. Alasannya adalah bahwa molekul HCl dan SO₂ netral, sehingga muatan harus dihilangkan.
Kita menggunakan aturan berikut untuk menetapkan bilangan oksidasi:
1. Dalam unsur bebas (yaitu, dalam keadaan tidak terkombinasi), setiap atom memiliki bilangan oksidasi nol. Jadi, setiap atom dalam H₂, Br₂, Na, Be, K, O₂, dan P₄ memiliki bilangan oksidasi yang sama: yaitu nol.
2. Untuk ion yang hanya terdiri dari satu atom (yaitu, ion monatomik), bilangan oksidasi sama dengan muatan pada ion. Jadi, ion Li⁺ memiliki bilangan oksidasi +1; Ion Ba²⁺, +2; Ion Fe³⁺, +3; Ion I⁻, -1; Ion O²⁻, -2; dan seterusnya. Semua logam alkali memiliki bilangan oksidasi +1 dan semua logam alkali tanah memiliki bilangan oksidasi +2 dalam senyawanya. Aluminium memiliki bilangan oksidasi +3 dalam semua senyawanya.
3. Bilangan oksidasi oksigen dalam sebagian besar senyawa (misalnya, MgO dan H₂O) adalah -2, tetapi dalam hidrogen peroksida (H₂O₂) dan ion peroksida (O₂²⁻), adalah -1.
4. Bilangan oksidasi hidrogen adalah +1, kecuali ketika terikat pada logam dalam senyawa biner. Dalam kasus ini (misalnya, LiH, NaH, CaH₂), bilangan oksidasinya adalah -1.
5. Fluorin memiliki bilangan oksidasi -1 dalam semua senyawanya. Halogen lain (Cl, Br, dan I) memiliki bilangan oksidasi negatif ketika mereka muncul sebagai ion halida dalam senyawanya. Ketika dikombinasikan dengan oksigen — misalnya dalam asam okso dan anion okso (lihat Bagian 2.7) —halida memiliki bilangan oksidasi positif.
6. Dalam molekul netral, jumlah bilangan oksidasi semua atom harus nol. Dalam ion poliatomik, jumlah bilangan oksidasi semua unsur dalam ion harus sama dengan muatan bersih ion. Misalnya, dalam ion amonium (NH₄⁺) bilangan oksidasi N adalah -3 dan H adalah +1. Jadi jumlah bilangan oksidasi adalah -3 + 4 (+1) = +1, yang sama dengan muatan bersih dari ion.
7. Bilangan oksidasi tidak harus bilangan bulat. Misalnya, bilangan oksidasi O dalam ion superoksida, O₂⁻, adalah -½.
Kita menerapkan aturan sebelumnya untuk menetapkan bilangan oksidasi dalam Contoh 4.4.
Contoh 4.4
Tetapkan bilangan oksidasi untuk semua unsur dalam senyawa dan ion berikut ini: (a) Li₂O, (b) HNO₃, (c) Cr₂O₇²⁻.
Strategi
Secara umum, kita mengikuti aturan yang baru saja dicatat untuk menetapkan bilangan oksidasi. Ingat bahwa semua logam alkali memiliki bilangan oksidasi +1, dan dalam banyak kasus hidrogen memiliki bilangan oksidasi +1 dan oksigen memiliki bilangan oksidasi -2 dalam senyawanya.
Penyelesaian
(a) Berdasarkan aturan 2 kita melihat bahwa litium memiliki bilangan oksidasi +1 (Li⁺) dan bilangan oksidasi oksigen adalah -2 (O²⁻).
(b) Ini adalah rumus untuk asam nitrat, yang menghasilkan ion H⁺ dan ion NO₃⁻ dalam larutan. Dari aturan 4 kita melihat bahwa H memiliki bilangan oksidasi +1. Dengan demikian gugus lain (ion nitrat) harus memiliki bilangan oksidasi bersih -1. Oksigen memiliki bilangan oksidasi -2, dan jika kita menggunakan x untuk mewakili bilangan oksidasi nitrogen, maka ion nitrat dapat ditulis sebagai
[N⁽ˣ⁾O₃⁽²⁻⁾]⁻
sehingga
x + 3(-2) = -1
atau
x = +5
(c) Dari aturan 6 kita melihat bahwa jumlah bilangan oksidasi dalam ion dikromat Cr₂O₇²⁻ harus -2. Kita tahu bahwa bilangan oksidasi O adalah -2, jadi yang tersisa hanyalah menentukan bilangan oksidasi Cr, yang kita misalkan disebut y. Ion dikromat dapat ditulis sebagai
sehingga
2(y) + 7(-2) = -2
atau
y = +6
bilangan oksidasi yang diketahui dari unsur-unsur yang dikenal, diatur sesuai dengan posisinya di tabel periodik. Kita dapat meringkas isi gambar ini sebagai berikut:
Gambar 4.11 Bilangan oksidasi unsur dalam senyawanya. Bilangan oksidasi yang lebih umum berwarna merah.
· Unsur logam hanya memiliki bilangan oksidasi positif, sedangkan unsur bukan logam dapat memiliki bilangan oksidasi positif atau negatif.
· Bilangan oksidasi tertinggi yang dimiliki unsur dalam Golongan 1A-7A adalah nomor golongannya. Sebagai contoh, halogen berada di Golongan 7A, jadi bilangan oksidasi tertinggi yang mungkin adalah +7.
· Logam transisi (Golongan 1B, 3B-8B) biasanya memiliki beberapa kemungkinan bilangan oksidasi.
Jenis-jenis Reaksi Redoks
Di antara reaksi reduksi oksidasi yang paling umum adalah reaksi pembentukan (kombinasi), penguraian (dekomposisi), pembakaran, dan perpindahan (substitusi). Satu jenis yang juga terlibat disebut reaksi disproporsionasi, yang juga akan dibahas dalam bagian ini.
Reaksi Pembentukan (Kombinasi)
Reaksi pembentukan adalah reaksi di mana dua atau lebih zat bergabung membentuk produk tunggal. Gambar 4.12 menunjukkan beberapa reaksi kombinasi. Sebagai contoh,
Gambar 4.12 Beberapa reaksi redoks kombinasi sederhana. (a) Belerang terbakar di udara membentuk belerang dioksida. (b) Pembakaran natrium dalam klorin membentuk natrium klorida. (c) Aluminium bereaksi dengan bromin membentuk aluminium bromida.
Reaksi Penguraian (dekomposisi)
Reaksi penguraian adalah kebalikan dari reaksi pembentukan (kombinasi). Secara khusus, reaksi dekomposisi adalah penguraian senyawa menjadi dua atau lebih komponen (Gambar 4.13). Sebagai contoh,
Gambar 4.13 (a) Pada pemanasan, merkuri (II) oksida (HgO) terurai membentuk merkuri dan oksigen. (b) Pemanasan kalium klorat (KClO₃) menghasilkan oksigen, yang mendukung pembakaran bilah kayu.
Reaksi pembakaran
Reaksi pembakaran adalah reaksi di mana suatu zat bereaksi dengan oksigen, biasanya dengan melepaskan panas dan cahaya menghasilkan api. Reaksi antara magnesium dan sulfur dengan oksigen yang dijelaskan sebelumnya adalah reaksi pembakaran. Contoh lain adalah pembakaran propana (C₃H₈), komponen gas alam yang digunakan untuk pemanasan dan memasak rumah tangga:
C₃H₈(g) + 5O₂(g) → 3CO₂(g) + 4H₂O(l)
Pengaturan bilangan oksidasi atom C dalam senyawa organik lebih banyak terlibat. Di sini, kita hanya fokus pada bilangan oksidasi atom O, yang berubah dari 0 menjadi -2.
Reaksi Perpindahan (substitusi)
Dalam reaksi substitusi (perpindahan), ion (atau atom) dalam suatu senyawa digantikan oleh ion (atau atom) unsur lain: Sebagian besar reaksi perpindahan masuk ke dalam salah satu dari tiga subkategori: perpindahan hidrogen, perpindahan logam, atau perpindahan halogen.
1. Perpindahan Hidrogen.
Semua logam alkali dan beberapa logam alkali tanah (Ca, Sr, dan Ba), yang merupakan unsur logam paling reaktif, akan menggantikan hidrogen dari air dingin (Gambar 4.14):
Gambar 4.14 Reaksi (a) natrium (Na) dan (b) kalsium (Ca) dengan air dingin. Perhatikan bahwa reaksinya lebih kuat dengan Na daripada dengan Ca.
Banyak logam, termasuk yang tidak bereaksi dengan air, mampu menggantikan hidrogen dari asam. Misalnya, seng (Zn) dan magnesium (Mg) tidak bereaksi dengan air dingin tetapi bereaksi dengan asam klorida, sebagai berikut:
Gambar 4.15 menunjukkan reaksi antara asam klorida (HCl) dan besi (Fe), seng (Zn), dan magnesium (Mg). Reaksi-reaksi ini digunakan untuk menyiapkan gas hidrogen di laboratorium.
Gambar 4.15 Reaksi (a) besi (Fe), (b) seng (Zn), dan (c) magnesium (Mg) dengan asam hidroklorida membentuk gas hidrogen dan logam klorida (FeCl₂ ZnCl₂, MgCl₂). Reaktivitas logam-logam ini tercermin dalam laju pembentukan gas hidrogen, yang paling lambat untuk logam yang paling tidak reaktif, Fe, dan tercepat untuk logam yang paling reaktif, Mg.
2. Perpindahan Logam.
Suatu logam dalam suatu senyawa dapat digantikan oleh logam lain dalam keadaan unsur. Kita telah melihat contoh-contoh seng menggantikan ion tembaga dan tembaga menggantikan ion perak. Membalikkan peran logam tidak akan menghasilkan reaksi. Dengan demikian, logam tembaga tidak akan menggantikan ion seng dari seng sulfat, dan logam perak tidak akan menggantikan ion tembaga dari tembaga nitrat.
Cara mudah untuk memprediksi apakah reaksi substitusi logam atau hidrogen akan benar-benar terjadi adalah dengan merujuk pada seri aktivitas (kadang-kadang disebut seri elektrokimia), ditunjukkan pada Gambar 4.16. Pada dasarnya, seri aktivitas adalah ringkasan yang mudah dari hasil dari banyak kemungkinan reaksi perpindahan yang serupa dengan yang telah dibahas. Menurut seri ini, setiap logam di atas hidrogen akan memindahkannya dari air atau dari asam, tetapi logam di bawah hidrogen tidak akan bereaksi dengan air atau asam. Faktanya, setiap logam yang terdaftar dalam seri aktivitas akan bereaksi dengan logam apa saja (dalam senyawa) di bawahnya. Misalnya, Zn berada di atas Cu, sehingga logam seng akan menggantikan ion tembaga dari tembaga sulfat.
Gambar 4.16 Seri aktivitas untuk logam. Logam-logam tersebut diatur sesuai dengan kemampuannya untuk menggantikan hidrogen dari asam atau air. Li (litium) adalah logam yang paling reaktif, dan Au (emas) adalah yang paling tidak reaktif.
Reaksi substitusi logam menemukan banyak aplikasi dalam proses metalurgi, yang tujuannya adalah untuk memisahkan logam murni dari bijihnya. Sebagai contoh, vanadium diperoleh dengan memperlakukan vanadium (V) oksida dengan logam kalsium :
V₂O₅(s) + 5Ca(l) → 2V(l) + 5CaO(s)
Demikian pula, titanium diperoleh dari titanium (IV) klorida sesuai dengan reaksi
TiCl₄(g) + 2Mg(l) → Ti(s) + 2MgCl₂(l)
Dalam setiap kasus, logam yang bertindak sebagai zat pereduksi terletak di atas logam yang direduksi (yaitu, Ca di atas V dan Mg di atas Ti) dalam seri aktivitas. Kita akan melihat lebih banyak contoh dari jenis reaksi ini di Bab 19.
3. Substitusi Halogen.
Seri aktivitas lainnya yang merangkum perilaku halogen dalam reaksi perpindahan halogen:
F₂ > Cl₂ > Br₂ > I₂
Kekuatan unsur-unsur ini sebagai zat pengoksidasi berkurang jika kita mengurutkan Golongan 7A dari florin ke iodin, sehingga molekul florin dapat menggantikan ion klorida, bromida, dan iodida dalam larutan. Faktanya, molekul fluor sangat reaktif sehingga juga menyerang air; dengan demikian reaksi ini tidak dapat dilakukan dalam larutan berair. Di sisi lain, molekul klorin dapat menggantikan ion bromida dan iodida dalam larutan berair. Persamaan substitusi adalah
Persamaan ionik adalah
Molekul bromin, pada gilirannya, dapat menggantikan ion iodida dalam larutan:
Membalikkan peran halogen tidak menghasilkan reaksi. Dengan demikian, brom tidak dapat menggantikan ion klorida, dan yodium tidak dapat menggantikan ion bromida dan klorida.
Reaksi perpindahan halogen memiliki aplikasi industri langsung. Halogen sebagai suatu gugus adalah yang paling reaktif dari unsur-unsur bukan logam. Semua halogen adalah agen pengoksidasi kuat. Akibatnya, halogen ditemukan di alam dalam keadaan gabungan (dengan logam) sebagai halida dan tidak pernah sebagai unsur bebas. Dari keempat unsur ini, klorin sejauh ini merupakan bahan kimia industri yang paling penting. Pada tahun 2008 jumlah klorin yang diproduksi di Amerika Serikat adalah sekitar 25 miliar pound, menjadikan klorin sebagai bahan kimia industri peringkat kesepuluh. Produksi tahunan bromin hanya seperseratus dari klorin, sementara jumlah florin dan iodin yang dihasilkan bahkan lebih sedikit.
Memulihkan halogen dari halida mereka membutuhkan proses oksidasi, yang diwakili oleh
2X⁻ → X₂ + 2e⁻
di mana X menunjukkan unsur halogen. Air laut dan air asin alami (misalnya, air bawah tanah yang bersentuhan dengan endapan garam) adalah sumber yang kaya akan ion Cl₂, Br₂, dan I₂. Mineral seperti florit (CaF₂) dan kriolit (Na₃AlF₆) digunakan untuk membuat florin. Karena florin adalah zat pengoksidasi terkuat yang diketahui, tidak ada cara untuk mengubah ion F⁻ menjadi F₂ dengan cara kimia. Satu-satunya cara untuk melakukan oksidasi adalah dengan cara elektrolitik, yang rinciannya akan dibahas pada Bab 19. Secara industri, klorin, seperti florin, diproduksi secara elektrolitik.
Bromin dibuat secara industri dengan mengoksidasi ion Br₂ dengan klor, yang merupakan agen pengoksidasi yang cukup kuat untuk mengoksidasi ion Br₂ tetapi bukan air:
2Br⁻(aq) → Br₂(l) + 2e⁻
Salah satu sumber terkaya ion Br₂ adalah Laut Mati — sekitar 4000 bagian per juta (ppm) berdasarkan massa semua zat terlarut di Laut Mati adalah Br. Setelah oksidasi ion Br₂, brom dihilangkan dari larutan dengan meniupkan udara ke atas larutan, dan campuran udara-bromin kemudian didinginkan untuk memadatkan bromin (Gambar 4.17).
Yodium juga dibuat dari air laut dan air garam alami oleh oksidasi ion I₂ dengan klorin. Karena ion Br₂ dan I₂ selalu ada di sumber yang sama, keduanya teroksidasi oleh klorin. Namun, relatif mudah untuk memisahkan Br₂ dari I₂ karena yodium adalah padatan yang sedikit larut dalam air. Prosedur peniupan udara akan menghilangkan sebagian besar bromin yang terbentuk tetapi tidak akan memengaruhi kehadiran yodium.
Gambar 4.17 Pembuatan industri brom (cairan merah berasap) dengan mengoksidasi larutan berair yang mengandung ion Br₂ dengan gas klor.
Reaksi disproporsionasi
Jenis reaksi redoks yang khusus adalah reaksi disproporsionasi. Dalam reaksi disproporsionasi, suatu unsur dalam satu keadaan oksidasi secara bersamaan dioksidasi dan direduksi. Satu reaktan dalam reaksi disproporsionasi selalu mengandung unsur yang dapat memiliki setidaknya tiga keadaan oksidasi. Unsur itu sendiri dalam keadaan oksidasi menengah; yaitu, tingkat oksidasi yang lebih tinggi dan lebih rendah ada untuk unsur tersebut dalam produk. Dekomposisi hidrogen peroksida adalah contoh dari reaksi disproporsionasi:
Di sini bilangan oksidasi oksigen dalam reaktan (-1) meningkat menjadi nol pada O₂ dan menurun menjadi -2 pada H₂O. Contoh lain adalah reaksi antara molekul klorin dan larutan NaOH:
Reaksi ini menjelaskan pembentukan zat pemutih rumah tangga, karena ion hipoklorit (ClO₂) yang mengoksidasi zat pembawa warna dalam noda, mengubahnya menjadi senyawa tidak berwarna.
Akhirnya, menarik untuk membandingkan reaksi redoks dan reaksi asam-basa. Keduanya analog dengan reaksi asam-basa yang melibatkan transfer proton sedangkan reaksi redoks melibatkan transfer elektron. Namun, sementara reaksi asam basa cukup mudah dikenali (karena selalu melibatkan asam dan basa), tidak ada prosedur sederhana untuk mengidentifikasi proses redoks. Satu-satunya cara yang pasti adalah membandingkan bilangan oksidasi dari semua unsur dalam reaktan dan produk. Setiap perubahan dalam bilangan oksidasi menjamin bahwa reaksi tersebut bersifat redoks.
Klasifikasi berbagai jenis reaksi redoks diilustrasikan dalam Contoh 4.5.
Contoh 4.5
Klasifikasikan reaksi redoks berikut dan tunjukkan perubahan dalam bilangan oksidasi unsur:
(a) 2N₂O(g) → 2N₂(g) + O₂(g)
(b) 6Li(s) + N₂(g) → 2Li₃N(s)
(c) Ni(s) + Pb(NO₃)₂(aq) → Pb(s) + Ni(NO₃)₂(aq)
(d) 2NO₂(g) + H₂O(l) → HNO₂(aq) + HNO₃(aq)
Strategi
Tinjau definisi reaksi pembentukan, reaksi penguraian, reaksi pembakaran, reaksi perpindahan, dan reaksi disproporsionasi.
Penyelesaian
(a) Ini adalah reaksi penguraian karena satu reaktan diubah menjadi dua produk yang berbeda. Bilangan oksidasi N berubah dari +1 menjadi 0, sedangkan O berubah dari -2 menjadi 0.
(b) Ini adalah reaksi pembentukan (dua reaktan membentuk produk tunggal). Bilangan oksidasi Li berubah dari 0 menjadi +1 sedangkan N berubah dari 0 menjadi -3.
(c) Ini adalah reaksi perpindahan logam. Logam Ni menggantikan (mereduksi) ion Pb²⁺. Bilangan oksidasi Ni meningkat dari 0 menjadi +2 sedangkan Pb menurun dari +2 menjadi 0.
(d) Bilangan oksidasi N adalah +4 dalam NO₂ dan +3 dalam HNO₂ dan +5 dalam HNO₃. Karena bilangan oksidasi dari unsur yang sama meningkat dan menurun, ini adalah reaksi disproporsionasi.
No comments:
Post a Comment