Larutan Elektrolit dan Non Elektrolit

1. Definisi Larutan

Larutan merupakan sistem homogen yang terdiri dari zat terlarut dan pelarut. Pelarut yang sering dipakai dalam melarutkan zat terlarut adalah air.

Zat terlarut memiliki dua sifat berdasarkan perilakunya apabila arus listrik dialirkan. Sifat pertama, zat terlarut dapat menghantarkan arus listrik, sehingga larutan yang terbentuk mengalami perubahan kimia dan mampu menghantarkan arus listrik. Larutan tersebut dinamakan larutan elektrolit. Sifat kedua, zat yang apabila dilarutkan ke dalam air tidak dapat menghantarkan arus listrik dan tidak ada perubahan kimia, sehingga larutan yang terbentuk dinamakan larutan nonelektrolit. Semua larutan anorganik, baik asam, basa, maupun garam memiliki sifat mampu menghantarkan arus listrik. Sedangkan semua larutan yang berasal dari zat organik seperti gula tebu, manosa, glukosa, gliserin, etanol, dan urea, tidak mampu menghantarkan arus listrik.

2. Daya Hantar Larutan

Air yang murni tidak akan menghantarkan listrik. Tetapi jika zat yang bersifat asam, basa, maupun garam telah dilarutkan di dalamnya, larutan yang dihasilkan akan mampu menghantarkan arus listrik. Secara sederhana, kemampuan suatu larutan untuk menghantarkan listrik dapat diuji dengan alat uji elektrolit. Alat uji elektrolit tersebut terdiri

atas sebuah bejana yang dihubungkan dengan dua buah elektrode. Elektrode elektrode tersebut dihubungkan pada saklar dan lampu. Jika larutan elektrolit dimasukkan ke dalam bejana tersebut, lampu akan menyala. Sedangkan jika larutan nonelektrolit yang dimasukkan, lampu tidak akan menyala. Arus listrik dalam larutan elektrolit dihantarkan oleh migrasi partikel-partikel bermuatan.

Selain ditandai dengan menyalanya lampu, pada larutan elektrolit juga terdapat perubahan-perubahan kimia yang dapat diamati. Salah satu perubahan tersebut berupa timbulnya gelembung-gelembung gas, perubahan warna larutan, atau bahkan terbentuk endapan.

3. Kekuatan Daya Hantar Larutan

Sebagaimana disebutkan di atas, bahwa arus listrik dalam larutan elektrolit dihantarkan oleh partikel-partikel bermuatan. Untuk menjelaskan fakta tersebut, Svante August Arrhenius (1884) mengemukakan teorinya tentang dissosiasi atau ionisasi elektrolit.

Teori ini menyebutkan bahwa zat elektrolit apabila dilarutkan dalam air, akan berdissosiasi menjadi atom-atom atau gugus atom yang bermuatan. Atom-atom atau gugus atom bermuatan tersebut merupakan ion-ion yang menghantarkan arus dalam elektrolit secara migrasi. Ion-ion tersebut bermuatan positif (kation) dan bermuatan negatif (anion) serta bergerak menuju elektrode yang muatannya berlawanan.

Reaksi ionisasi atau dissosiasi elektrolit tersebut merupakan reaksi bolak-balik (reversible). Ionisasi elektrolit dapat dinyatakan dengan persamaan reaksi:

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

MgSO4(aq)          Mg2+(aq) + SO4 2–(aq)

CaCl2(aq)           Ca2+(aq) + 2Cl(aq)

Na2SO4(aq)         2Na+(aq) + SO42–(aq)

Oleh karena larutan harus bersifat netral, besarnya jumlah total muatan-muatan positif harus sama dengan muatan negatif dalam suatu larutan. Jumlah muatan yang dibawa oleh sebuah ion besarnya sama dengan valensi ion tersebut. Berdasarkan kemampuannya dalam menghantarkan arus listrik, larutan elektrolit dibagi menjadi dua macam, yaitu:

a. Larutan elektrolit kuat, yaitu larutan yang memiliki daya hantar listrik besar. Larutan elektrolit kuat terionisasi sempurna di dalam air. Jika diuji dalam penguji elektrolit sederhana, lampu akan menyala terang. Contoh larutan elektrolit kuat antara lain larutan NaCl, KOH, H2SO4, dan HCl.

b. Larutan elektrolit lemah, yaitu larutan yang memiliki daya hantar kecil karena tidak semua zat terionisasi, atau hanya mengalami ionisasi sebagian. Jika diuji dengan penguji elektrolit sederhana, lampu akan menyala redup. Contoh larutan elektrolit lemah adalah larutan cuka dan amonia.

Larutan nonelektrolit tidak akan terionisasi dalam larutan. Proses ionisasi dipengaruhi oleh konsentrasi. Untuk membedakan larutan elektrolit dan nonelektrolit, dapat menggunakan derajat dissosiasi (α ). Derajat dissosiasi adalah fraksi molekul yang benar-benar terdissosiasi. Atau dapat juga merupakan perbandingan mol zat terionisasi dengan mol zat mula-mula.

Nilai α dapat berubah-ubah, antara 0 dan 1, dengan ketentuan sebagai berikut.

α = 1, larutan terdissosiasi sempurna = elektrolit kuat

0 < α < 1, larutan terdissosiasi sebagian = elektrolit lemah

α = 0, larutan tidak terdissosiasi = nonelektrolit

4. Larutan Elektrolit dan Ikatan Kimia

Kemampuan untuk menghantarkan arus listrik tidak hanya dimiliki oleh senyawa ionik. Beberapa senyawa kovalen juga mampu menghantarkan listrik. Meski demikian, senyawa kovalen dan ionik memiliki beberapa perbedaan dalam menghantarkan arus listrik.

a. Senyawa ionik

Senyawa ionik adalah senyawa yang atom-atomnya berikatan secara ionik. Ikatan ionik adalah ikatan yang dihasilkan dari perpindahan elektron dari satu atom ke atom lain. Satu atom memberikan satu atau lebih dari elektron terluarnya. Atom yang kehilangan elektron menjadi ion positif (kation) dan atom yang menerima elektron menjadi ion negatif (anion).

Dalam larutan, senyawa ionik akan terurai sempurna menjadi ionionnya yang bergerak bebas. Ion-ion itulah yang menghantarkan arus listrik. Dalam larutan, senyawa ionik pada umumnya membentuk larutan elektrolit kuat.

Contoh:

NaCl(aq)      Na+(aq) + Cl(aq)

Ca(OH)2(aq)      Ca2+(aq) + 2OH(aq)

b. Senyawa kovalen

Senyawa kovalen adalah senyawa yang atom-atomnya berikatan secara kovalen. Ikatan kovalen terjadi akibat penggunaan bersama-sama pasangan elektron oleh dua atom. Senyawa kovalen nonpolar timbul karena perbedaan elektronegativitas antaratom yang sangat kecil, bahkan hampir sama. Sementara itu, senyawa kovalen polar timbul karena perbedaan elektronegativitas yang cukup besar antara dua atom. Hal tersebut menyebabkan salah satu atom lebih positif dan yang lain lebih negatif.

Larutan senyawa kovalen polar mampu menghantarkan arus listrik dengan baik. Hal tersebut terjadi karena senyawa kovalen polar dalam air akan terdissosiasi menjadi ion-ionnya.

Contoh:

HCl(aq)          H+(aq) + Cl(aq)

H2SO4(aq) 􀁒 2 H+(aq) + SO42–(aq)

Beberapa senyawa kovalen polar tidak terdissosiasi sempurna dalam pelarut air sehingga memiliki kemampuan daya hantar listrik yang rendah. Hal ini karena dalam pelarut air, hanya sedikit dari zat tersebut yang terdissosiasi membentuk ion.

Contoh:

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

B. Reaksi Oksidasi–Reduksi

Reaksi kimia tidak pernah lepas dari berbagai fenomena alam yang ada di sekitar kita. Sebagai contoh, keberadaan oksigen dalam udara sesungguhnya merupakan lingkaran proses kimia yang dilakukan oleh tumbuhan dan manusia dengan bantuan matahari. Tumbuhan memanfaatkan CO2 yang dibuang manusia untuk proses fotosintesis dengan bantuan sinar matahari. Proses fotosintesis tersebut menghasilkan O2 yang dihirup oleh manusia. Manusia mengeluarkan CO2 dan dimanfaatkan oleh tumbuhan, begitu seterusnya membentuk sebuah siklus.

Selain yang bersifat alamiah, reaksi oksidasi dan reduksi juga terjadi dalam berbagai industri yang menghasilkan bahan-bahan yang dimanfaatkan manusia. Industri pelapisan logam adalah salah satu contoh industri yang memanfaatkan prinsip reaksi redoks.

1. Perkembangan Konsep Reaksi Redoks

Pengetahuan manusia mengenai reaksi redoks senantiasa berkembang. Perkembangan konsep reaksi redoks menghasilkan dua konsep, klasik dan modern.

Awalnya, reaksi redoks dipandang sebagai hasil dari perpindahan atom oksigen dan hidrogen. Oksidasi merupakan proses terjadinya penangkapan oksigen oleh suatu zat. Sementara itu reduksi adalah proses terjadinya pelepasan oksigen oleh suatu zat. Oksidasi juga diartikan sebagai suatu proses terjadinya pelepasan hidrogen oleh suatu zat dan reduksi adalah suatu proses terjadinya penangkap hidrogen. Oleh karena itu, teori klasik mengatakan bahwa oksidasi adalah proses penangkapan oksigen dan kehilangan hidrogen. Di sisi lain, reduksi adalah proses kehilangan oksigen dan penangkapan hidrogen.

Seiring dilakukannya berbagai percobaan, konsep redoks juga mengalami perkembangan. Muncullah teori yang lebih modern yang hingga saat ini masih dipakai. Dalam teori ini disebutkan bahwa:

a. Oksidasi adalah proses yang menyebabkan hilangnya satu atau lebih elektron dari dalam zat. Zat yang mengalami oksidasi menjadi lebih positif.

b. Reduksi adalah proses yang menyebabkan diperolehnya satu atau lebih elektron oleh suatu zat. Zat yang mengalami reduksi akan menjadi lebih negatif.

Teori ini masih dipakai hingga saat ini. Jadi proses oksidasi dan reduksi tidak hanya dilihat dari penangkapan oksigen dan hidrogen, melainkan dipandang sebagai proses perpindahan elektron dari zat yang satu ke zat yang lain.

2. Bilangan Oksidasi

Dalam reaksi oksidasi reduksi modern, keberadaan bilangan oksidasi yang dimiliki suatu zat sangat penting. Bilangan oksidasi adalah muatan listrik yang seakan-akan dimiliki oleh unsur dalam suatu senyawa atau ion.

Aturan penentuan bilangan oksidasi sebagai berikut.

10 peraturan bilangan oksidasi standar

  1. Unsur bebas, memiliki bilangan oksidasi = 0 Contoh: H2, Br2, memiliki bilangan oksidasi = 0
  2. Oksigen

Dalam senyawa, oksigen memiliki bilangan oksidasi = –2, kecuali:

a. Dalam peroksida (H2O2) bilangan oksidasi O = –1

b. Dalam superoksida (H2O4) bilangan oksidasi O =1/2

c. Dalam OF2 bilangan oksidasi O = +2

  1. Hidrogen

Dalam senyawa, bilangan oksidasi H = +1

Contoh: dalam H2O, bilangan oksidasi H = 1

Dalam hibrida, bilangan oksidasi H = –1

  1. Unsur golongan IA (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr)

Dalam senyawa, bilangan oksidasi unsur golongan IA = +1

Contoh: Na, K memiliki bilangan oksidasi = +1

  1. Unsur golongan IIA (Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra)

Dalam senyawa, bilangan oksidasi unsur golongan IIA = +2

Contoh: Ba, Mg, memiliki bilangan oksidasi = +2

  1. Jumlah Bilangan oksidasi molekul = 0
  2. Jumlah Bilangan oksidasi ion = muatan ion

Contoh: Al3+ memiliki bilangan oksidasi = +3

  1. Unsur Halogen (Gol. VII A= F, Cl, Br, I, At)

F bilangan oksidasi = 0, -1

Cl bilangan oksidasi = 0, -1, +1, +3, +5, +7

Br bilangan oksidasi = 0, -1, +1, +5, +7

I bilangan oksidasi = 0, -1, +1, +5, +7

3. Reaksi Redoks Ditinjau dari Perubahan Bilangan Oksidasi

Berdasarkan pengertian bilangan oksidasi dan aturan penentuan bilangan oksidasi, konsep reaksi redoks dapat dijelaskan sebagai berikut.

a. Reaksi oksidasi adalah reaksi yang menaikkan bilangan oksidasi. Zat yang mengalami oksidasi merupakan reduktor.

Contoh:

Fe(s)                Fe2 + (aq)+ 2e

0                        +2

Zn(s)             Zn2 + (aq)+ 2e

0                        +2

b. Reaksi reduksi adalah reaksi yang menurunkan bilangan oksidasi. Zat yang mengalami reduksi merupakan oksidator.

Contoh:

I2(g) + 2e       2I(aq)

0                        -1

Cu2+(g) + 2e           Cu(s)

+2                                0

Catatan:

a. Jumlah muatan di kanan dan kiri harus sama.

b. Jika dalam suatu reaksi tidak terjadi perubahan bilangan oksidasi, reaksi

tersebut bukan reaksi redoks.

4. Tatanama Senyawa Berdasarkan Bilangan Oksidasi

Tata nama senyawa berdasarkan bilangan oksidasi memiliki ketentuan sebagai berikut.

a. Senyawa biner tersusun atas dua macam unsur, baik logam dan nonlogam maupun kedua unsur-unsurnya nonlogam, nama logam didahulukan diikuti senyawa nonlogam yang diberi akhiran –ida.

Contoh:

NaCl : natrium klorida

MgO : magnesium oksida

Al2S3 : aluminium sulfida

K2S : kalium sulfida

b. Senyawa biner yang mengandung unsur yang memiliki lebih dari satu bilangan oksidasi maka bilangan oksidasi unsur tersebut ditulis dengan menggunakan angka romawi dalam tanda kurung di belakang nama unsurnya.

Contoh:

FeO : besi(II) oksida

Fe2O3 : besi(III) oksida

SnCl2 : timah(II) klorida

SnCl4 : timah(IV) klorida

c. Senyawa ionik diberi nama dengan cara menyebutkan nama kation diikuti nama anion. Jika anion terdiri dari beberapa atom dan mengandung unsur yang memiliki lebih dari satu macam bilangan oksidasi, nama anion tersebut diberi imbuhan hipo-it, -it, -at, atau per-at sesuai dengan jumlah bilangan oksidasi.

Contoh:

Na2CO3 : natrium karbonat

KCrO4 : kalium kromat

K2Cr2O7 : kalium dikromat

HClO : asam hipoklorit (bilangan oksidasi Cl=+1)

HClO2 : asam klorit (bilangan oksidasi Cl=+3)

HClO3 : asam klorat (bilangan oksidasi Cl=+5)

HClO4 : asam perklorat (bilangan oksidasi Cl=+7)

5. Penerapan Reaksi Redoks

Konsep reaksi redoks banyak digunakan dalam proses industri. Beberapa industri yang sering menggunakan reaksi redoks di antaranya sebagai berikut.

a. Industri pelapisan logam

Industri pelapisan logam adalah industri pelapisan logam dengan unsurunsur lain yang meningkatkan kualitas logam tersebut. Sebagai contoh pelapisan besi dengan seng atau krom untuk menjaga besi dari perkaratan, melapisi tembaga dengan emas.

b. Industri pengolahan logam

Bijih-bijih logam umumnya terdapat dalam bentuk senyawa oksida, sulfida, dan karbonat. Bijih-bijih sulfida dan karbonat diubah terlebih dahulu menjadi oksida melalui pemanggangan. Setelah itu bijih oksida direduksi menjadi logam.

Contoh:

Besi diperoleh dengan cara mereduksi bijih besi Fe2O3 dengan reduktor kokas (C) dalam tanur tinggi. C akan teroksidasi menjadi CO dan CO akan mereduksi Fe2O3 menjadi Fe.

c. Industri aki dan baterai

Aki dan baterai merupakan sumber energi listrik searah yang bekerja menggunakan prinsip reaksi redoks.

Tinggalkan Balasan

Isikan data di bawah atau klik salah satu ikon untuk log in:

Logo WordPress.com

You are commenting using your WordPress.com account. Logout / Ubah )

Gambar Twitter

You are commenting using your Twitter account. Logout / Ubah )

Foto Facebook

You are commenting using your Facebook account. Logout / Ubah )

Foto Google+

You are commenting using your Google+ account. Logout / Ubah )

Connecting to %s