Laporan Praktek Kimia

Larutan

Dalam kimia, larutan adalah campuran homogen yang terdiri dari dua atau lebih zat. Zat yang jumlahnya lebih sedikit di dalam larutan disebut (zat) terlarut atau solut, sedangkan zat yang jumlahnya lebih banyak daripada zat-zat lain dalam larutan disebut pelarut atau solven. Komposisi zat terlarut dan pelarut dalam larutan dinyatakan dalam konsentrasi larutan, sedangkan proses pencampuran zat terlarut dan pelarut membentuk larutan disebut pelarutan atau solvasi.

Baca Selengkapnya...

Contoh larutan yang umum dijumpai adalah padatan yang dilarutkan dalam cairan, seperti garamatau gula dilarutkan dalam air. Gas juga dapat pula dilarutkan dalam cairan, misalnya karbon dioksida atau oksigen dalam air. Selain itu, cairan dapat pula larut dalam cairan lain, sementara gas larut dalam gas lain. Terdapat pula larutan padat, misalnya aloi (campuran logam) dan mineraltertentu.

Konsentrasi

Konsentrasi larutan menyatakan secara kuantitatif komposisi zat terlarut dan pelarut di dalam larutan. Konsentrasi umumnya dinyatakan dalam perbandingan jumlah zat terlarut dengan jumlah total zat dalam larutan, atau dalam perbandingan jumlah zat terlarut dengan jumlah pelarut. Contoh beberapa satuan konsentrasi adalah molar, molal, dan bagian per juta (part per million, ppm). Sementara itu, secara kualitatif, komposisi larutan dapat dinyatakan sebagai encer (berkonsentrasi rendah) atau pekat (berkonsentrasi tinggi).

Pelarutan

Molekul komponen-komponen larutan berinteraksi langsung dalam keadaan tercampur. Pada proses pelarutan, tarikan antarpartikel komponen murni terpecah dan tergantikan dengan tarikan antara pelarut dengan zat terlarut. Terutama jika pelarut dan zat terlarut sama-sama polar, akan terbentuk suatu sruktur zat pelarut mengelilingi zat terlarut; hal ini memungkinkan interaksi antara zat terlarut dan pelarut tetap stabil.

Bila komponen zat terlarut ditambahkan terus-menerus ke dalam pelarut, pada suatu titik komponen yang ditambahkan tidak akan dapat larut lagi. Misalnya, jika zat terlarutnya berupa padatan dan pelarutnya berupa cairan, pada suatu titik padatan tersebut tidak dapat larut lagi dan terbentuklah endapan. Jumlah zat terlarut dalam larutan tersebut adalah maksimal, dan larutannya disebut sebagai larutan jenuh. Titik tercapainya keadaan jenuh larutan sangat dipengaruhi oleh berbagai faktor lingkungan, seperti suhu, tekanan, dan kontaminasi. Secara umum, kelarutansuatu zat (yaitu jumlah suatu zat yang dapat terlarut dalam pelarut tertentu) sebanding terhadap suhu. Hal ini terutama berlaku pada zat padat, walaupun ada perkecualian. Kelarutan zat cair dalam zat cair lainnya secara umum kurang peka terhadap suhu daripada kelarutan padatan atau gas dalam zat cair. Kelarutan gas dalam air umumnya berbanding terbalik terhadap suhu.

Larutan ideal

Bila interaksi antarmolekul komponen-komponen larutan sama besar dengan interaksi antarmolekul komponen-komponen tersebut pada keadaan murni, terbentuklah suatu idealisasi yang disebut larutan ideal. Larutan ideal mematuhi hukum Raoult, yaitu bahwa tekanan uappelarut (cair) berbanding tepat lurus dengan fraksi mol pelarut dalam larutan. Larutan yang benar-benar ideal tidak terdapat di alam, namun beberapa larutan memenuhi hukum Raoult sampai batas-batas tertentu. Contoh larutan yang dapat dianggap ideal adalah campuran benzenadan toluena.

Ciri lain larutan ideal adalah bahwa volumenya merupakan penjumlahan tepat volume komponen-komponen penyusunnya. Pada larutan non-ideal, penjumlahan volume zat terlarut murni dan pelarut murni tidaklah sama dengan volume larutan.

Sifat koligatif larutan

Larutan cair encer menunjukkan sifat-sifat yang bergantung pada efek kolektif jumlah partikel terlarut, disebut sifat koligatif (dari kata Latincolligare, "mengumpul bersama"). Sifat koligatif meliputi penurunan tekanan uap, peningkatan titik didih, penurunan titik beku, dan gejalatekanan osmotik.

Jenis-jenis larutan

Larutan dapat diklasifikasikan misalnya berdasarkan fase zat terlarut dan pelarutnya. Tabel berikut menunjukkan contoh-contoh larutan berdasarkan fase komponen-komponennya.

Contoh larutan		Zat terlarut
Contoh larutan		Gas	Cairan	Padatan
Pelarut	Gas	Udara (oksigen dan gas-gas lain dalam nitrogen)	Uap air di udara (kelembapan)	Bau suatu zat padat yang timbul dari larutnya molekul padatan tersebut di udara
	Cairan	Air terkarbonasi (karbon dioksida dalam air)	Etanol dalam air; campuran berbagai hidrokarbon (minyak bumi)	Sukrosa (gula) dalam air; natrium klorida (garamdapur) dalam air; amalgam emas dalam raksa
	Padatan	Hidrogen larut dalam logam, misalnya platina	Air dalam arang aktif; uap air dalamkayu	Aloi logam seperti baja dan duralumin

Berdasarkan kemampuannya menghantarkan listrik, larutan dapat dibedakan sebagai larutan elektrolit dan larutan non-elektrolit. Larutan elektrolit mengandung zat elektrolit sehingga dapat menghantarkan listrik, sementara larutan non-elektrolit tidak dapat menghantarkan listrik.

ASAM BASA

Contoh basa	Terdapat di
Alumunium hidroksida (AI[OH]3)	Deodorant dan antasida
Kalsium Hidroksida	Plester
Magnesium Hidroksida	Antasida
Natrium Hidroksida (NaOH)	Pembersih saluran pipa
Kalium Hidroksida	Pembuatan sabun
Ammonium Hidroksida (NH3[aq]/NH4OH)	Pelarut desinfektan

Teori asam basa Brønsted–Lowry

Dalam kimia, teori Brønsted-Lowry adalah teori mengenai asam basa yang digagaskan oleh Johannes Nicolaus Brønsted dan Thomas Martin Lowry pada tahun 1923 secara terpisah.^[1]^[2] Dalam teori ini,asam Brønsted didefinisikan sebagai sebuah molekul atau ion yang mampu melepaskan atau "mendonorkan" kation hidrogen (proton, H⁺), dan basa Brønsted sebagai spesi kimia yang mampu menarik atau "menerima" kation hidrogen (proton).

Air sebagai asam maupun basa. Satu molekul H₂O berperan sebagai basa dan menerima H⁺ menjadi H₃O⁺; H₂O yang lainnya berperan sebagai asam dan melepaskan H⁺ menjadi OH^-.

[sunting]

Ciri-ciri asam dan basa Brønsted–Lowry

Ketika sebuah senyawa yang berperilaku seperti asam mendonorkan proton, haruslah terdapat basa yang menerima proton tersebut. Sehingga konsep asam basa Brønsted–Lowry dapat didefinisikan sebagai reaksi:

Asam + Basa  basa konjugat + asam konjugat.

Basa konjugat adalah ion atau molekul yang dihasilkan setelah asam kehilangan protonnya, sedangkan asam konjugat adalah spesi yang dihasilkan ketika basa menerima proton. Reaksi ini bersifat reversibel dan dapat berjalan terbalik maupun ke depan.

Air bersifat amfoterik dan berperilaku sebagai asam maupun basa. Dalam reaksi asam asetat(CH₃CO₂H) dengan air (H₂O), air berperan sebagai basa.

CH₃COOH + H₂O  CH₃COO^- + H₃O⁺

Ion asetat, CH₃CO₂^-, adalah basa konjugat dari asam asetat, dan ionhidronium, H₃O⁺, adalah asam konjugat dari air.

Air juga dapat berperan sebagai asam. Ketika bereaksi dengan amonia:

H₂O + NH₃  OH^- + NH₄⁺

H₂O mendonorkan proton kepada NH₃. Ion hidroksida adalah basa konjugat dari air yang berperan sebagai asam, sedangkan ion amonium adalah asam konjugat dari basa amonia.

ASAM

Asam (yang sering diwakili dengan rumus umum HA) secara umum merupakan senyawa kimia yang bila dilarutkan dalam air akan menghasilkan larutan dengan pH lebih kecil dari 7. Dalam definisi modern, asam adalah suatu zat yang dapat memberi proton (ion H⁺) kepada zat lain (yang disebut basa), atau dapat menerima pasangan elektron bebas dari suatu basa. Suatu asam bereaksi dengan suatu basa dalam reaksi penetralan untuk membentuk garam. Contoh asam adalah asam asetat (ditemukan dalam cuka) dan asam sulfat (digunakan dalam baterai atau aki mobil). Asam umumnya berasa masam; walaupun demikian, mencicipi rasa asam, terutama asam pekat, dapat berbahaya dan tidak dianjurkan.

Berbagai definisi asam

Istilah "asam" merupakan terjemahan dari istilah yang digunakan untuk hal yang sama dalam bahasa-bahasa Eropa seperti acid (bahasa Inggris), zuur (bahasa Belanda), atau Säure (bahasa Jerman) yang secara harfiah berhubungan dengan rasa masam. Dalam kimia, istilah asam memiliki arti yang lebih khusus. Terdapat tiga definisi asam yang umum diterima dalam kimia, yaitu definisi Arrhenius, Brønsted-Lowry, dan Lewis.

Arrhenius: Menurut definisi ini, asam adalah suatu zat yang meningkatkan konsentrasi ion hidronium (H₃O⁺) ketika dilarutkan dalam air. Definisi yang pertama kali dikemukakan oleh Svante Arrhenius ini membatasi asam dan basa untuk zat-zat yang dapat larut dalam air.

Brønsted-Lowry: Menurut definisi ini, asam adalah pemberi proton kepada basa. Asam dan basa bersangkutan disebut sebagai pasangan asam-basa konjugat. Brønsted dan Lowry secara terpisah mengemukakan definisi ini, yang mencakup zat-zat yang tak larut dalam air (tidak seperti pada definisi Arrhenius).

Lewis: Menurut definisi ini, asam adalah penerima pasangan elektron dari basa. Definisi yang dikemukakan oleh Gilbert N. Lewis ini dapat mencakup asam yang tak mengandung hidrogen atau proton yang dapat dipindahkan, seperti besi(III) klorida. Definisi Lewis dapat pula dijelaskan dengan teori orbital molekul. Secara umum, suatu asam dapat menerima pasangan elektron pada orbital kosongnya yang paling rendah (LUMO) dari orbital terisi yang tertinggi (HOMO) dari suatu basa. Jadi, HOMO dari basa dan LUMO dari asam bergabung membentuk orbital molekul ikatan.

Walaupun bukan merupakan teori yang paling luas cakupannya, definisi Brønsted-Lowry merupakan definisi yang paling umum digunakan. Dalam definisi ini, keasaman suatu senyawa ditentukan oleh kestabilan ion hidronium dan basa konjugat terlarutnya ketika senyawa tersebut telah memberi proton ke dalam larutan tempat asam itu berada. Stabilitas basa konjugat yang lebih tinggi menunjukkan keasaman senyawa bersangkutan yang lebih tinggi.

Sistem asam/basa berbeda dengan reaksi redoks; tak ada perubahan bilangan oksidasi dalam reaksi asam-basa.

Sifat-sifat

Secara umum, asam memiliki sifat sebagai berikut:

Rasa: masam ketika dilarutkan dalam air.

Sentuhan: asam terasa menyengat bila disentuh, terutama bila asamnya asam kuat.

Kereaktifan: asam bereaksi hebat dengan kebanyakan logam, yaitu korosif terhadap logam.

Hantaran listrik: asam, walaupun tidak selalu ionik, merupakan elektrolit.

Sifat kimia

Dalam air, reaksi kesetimbangan berikut terjadi antara suatu asam (HA) dan air, yang berperan sebagai basa,

HA + H₂O ↔ A^- + H₃O⁺

Tetapan asam adalah tetapan kesetimbangan untuk reaksi HA dengan air:

$K_a = \frac{[\mbox{H}_{3}\mbox{O}^+][ \mbox{A}^-]}{[\mbox{HA}]}$

Asam kuat mempunyai nilai K_a yang besar (yaitu, kesetimbangan reaksi berada jauh di kanan, terdapat banyak H₃O⁺; hampir seluruh asam terurai). Misalnya, nilai K_a untuk asam klorida (HCl) adalah 10⁷.

Asam lemah mempunyai nilai K_a yang kecil (yaitu, sejumlah cukup banyak HA dan A^- terdapat bersama-sama dalam larutan; sejumlah kecil H₃O⁺ ada dalam larutan; asam hanya terurai sebagian). Misalnya, nilai K_a untuk asam asetat adalah 1,8 × 10^-5.

Asam kuat mencakup asam halida - HCl, HBr, dan HI. (Tetapi, asam fluorida, HF, relatif lemah.) Asam-asam okso, yang umumnya mengandung atom pusat ber-bilangan oksidasi tinggi yang dikelilingi oksigen, juga cukup kuat; mencakup HNO₃, H₂SO₄, dan HClO₄. Kebanyakan asam organik merupakan asam lemah.

Larutan asam lemah dan garam dari basa konjugatnya membentuk larutan penyangga.

Sejarah

Sekitar tahun 1800, banyak kimiawan Prancis, termasuk Antoine Lavoisier, secara keliru berkeyakinan bahwa semua asam mengandungoksigen. Lavoisier mendefinisikan asam sebagai zat mengandung oksigen karena pengetahuannya akan asam kuat hanya terbatas pada asam-asam okso dan karena ia tidak mengetahui komposisi sesungguhnya dari asam-asam halida, HCl, HBr, dan HI. Lavoisier-lah yang memberi nama oksigen dari kata bahasa Yunani yang berarti "pembentuk asam". Setelah unsur klorin, bromin, dan iodin teridentifikasi dan ketiadaan oksigen dalam asam-asam halida ditemukan oleh Sir Humphry Davy pada tahun 1810, definisi oleh Lavoisier tersebut harus ditinggalkan.

Kimiawan Inggris pada waktu itu, termasuk Humphry Davy, berkeyakinan bahwa semua asam mengandung hidrogen. Kimiawan Swedia Svante Arrhenius lalu menggunakan landasan ini untuk mengembangkan definisinya tentang asam. Ia mengemukakan teorinya pada tahun1884.

Pada tahun 1923, Johannes Nicolaus Brønsted dari Denmark dan Martin Lowry dari Inggris masing-masing mengemukakan definisi protonik asam-basa yang kemudian dikenal dengan nama kedua ilmuwan ini. Definisi yang lebih umum diajukan oleh Lewis pada tahun yang sama, menjelaskan reaksi asam-basa sebagai proses transfer pasangan elektron.

Penggunaan asam

Asam memiliki berbagai kegunaan. Asam sering digunakan untuk menghilangkan karat dari logam dalam proses yang disebut"pengawetasaman" (pickling). Asam dapat digunakan sebagai elektrolit di dalam baterai sel basah, seperti asam sulfat yang digunakan di dalam baterai mobil. Pada tubuh manusia dan berbagai hewan, asam klorida merupakan bagian dari asam lambung yang disekresikan di dalam lambung untuk membantu memecah protein dan polisakarida maupun mengubah proenzim pepsinogen yang inaktif menjadi enzimpepsin. Asam juga digunakan sebagai katalis; misalnya, asam sulfat sangat banyak digunakan dalam proses alkilasi pada pembuatan bensin.

BASA

Definisi umum dari basa adalah senyawa kimia yang menyerap ion hydronium ketika dilarutkan dalamair.Basa adalah lawan (dual) dari asam, yaitu ditujukan untuk unsur/senyawa kimia yang memiliki pH lebih dari 7. Kostik merupakan istilah yang digunakan untuk basa kuat. jadi kita menggunakan nama kostik soda untuk natrium hidroksida (NaOH) dan kostik postas untuk kalium hidroksida (KOH). Basa dapat dibagi menjadi basa kuat dan basa lemah. Kekuatan basa sangat tergantung pada kemampuan basa tersebut melepaskan ion OH dalam larutan dan konsentrasi larutan basa tersebut.

Beberapa Contoh Basa

Contoh basa Terdapat di

Alumunium hidroksida (AI[OH]3) Deodorant dan antasida

Kalsium Hidroksida Plester

Magnesium Hidroksida Antasida

Natrium Hidroksida (NaOH) Pembersih saluran pipa

Kalium Hidroksida Pembuatan sabun

Ammonium Hidroksida (NH3[aq]/NH4OH) Pelarut desinfektan

Sifat-sifat Basa

Kaustik

Rasanya pahit

Licin seperti sabun

Nilai pH lebih dari sabun

Mengubah warna lakmus merah menjadi biru

Dapat menghantarkan arus listrik

Reaksi: Kalsium Hidroksida + Asam Sulfat ————> Kalsium Sulfat + Air

Ca(OH)₂ (aq) + H₂SO₄ ————> CaSO₄(aq) + 2H₂O (l)

Basa kuat

Basa kuat adalah basa yang dapat terionisasi 100% dalam air. Umumnya basa ini merupakan senyawa yang tersusun dari ion golongan IA dan IIA dengan ion hidroksida (OH^-). Contoh basa kuat adalah: NaOH, Ca(OH)₂, Mg(OH)₂, KOH, dan sebagainya.

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 menghasilkanmetana(CH₄), ataupun ia dapat berupa proses yang kompleks seperti oksidasi gulapada 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.

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 katalitikini 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.

Contoh reaksi redoks

Salah satu contoh reaksi redoks adalah antara hidrogen dan fluorin:

$\mathrm{H}_{2} + \mathrm{F}_{2} \longrightarrow 2\mathrm {HF}$

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

$\mathrm{H}_{2} \longrightarrow 2\mathrm{H}^{+} + 2e^-$

dan reaksi reduksi

$\mathrm{F}_{2} + 2e^- \longrightarrow 2\mathrm{F}^{-}$

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:

$\frac{\begin{array}{rcl} \mathrm{H}_{2} & \longrightarrow & 2\mathrm{H}^{+} + 2e^{-}\\ \mathrm{F}_{2} + 2e^{-} & \longrightarrow & 2\mathrm{F}^{-} \end{array}}{\begin{array}{rcl} \mathrm{H}_{2} + \mathrm{F}_{2} & \longrightarrow & 2\mathrm{H}^{+} + 2\mathrm{F}^{-} \end{array}}$

Dan ion-ion akan bergabung membentuk hidrogen fluorida:

$\mathrm{H}_{2} + \mathrm{F}_{2}\, \ \longrightarrow \ 2\mathrm{H}^{+} + 2\mathrm{F}^{-}\ \longrightarrow \ 2\mathrm{HF}$

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:

$\mathrm{Fe} + \mathrm{CuSO}_{4} \longrightarrow \mathrm{FeSO}_{4} + \mathrm{Cu}$

Persamaan ion dari reaksi ini adalah:

$\mathrm{Fe} + \mathrm{Cu}^{2+} \longrightarrow \mathrm{Fe}^{2+} + \mathrm{Cu}$

Terlihat bahwa besi teroksidasi:

$\mathrm{Fe} \longrightarrow \mathrm{Fe}^{2+} + 2{e}^{-}$

dan tembaga tereduksi:

$\mathrm{Cu}^{2+} + 2{e}^{-} \longrightarrow \mathrm{Cu}$

Contoh-contoh lainnya

Besi(II) teroksidasi menjadi besi(III)

$\mathrm{Fe}^{2+} \longrightarrow \mathrm{Fe}^{3+} + {e}^{-}$

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 sebagaiperkaratan):

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 atauketon, asam karboksilat, dan kemudian peroksida.

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.

Reaksi redoks dalam biologi

Atas: asam askorbat (bentuk tereduksi Vitamin C)

Bawah: asam dehidroaskorbat(bentuk teroksidasi Vitamin C)

Banyak proses biologi yang melibatkan reaksi redoks. Reaksi ini berlangsung secara simultan karena sel, sebagai tempat berlangsungnya reaksi-reaksi biokimia, harus melangsungkan semua fungsi hidup. Agen biokimia yang mendorong terjadinya oksidasi terhadap substansi berguna dikenal dalam ilmu pangan dan kesehatan sebagai oksidan. Zat yang mencegah aktivitas oksidan disebut antioksidan.

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.

Siklus redoks

Berbagai macam senyawa aromatik direduksi oleh enzim untuk membentuk senyawaradikal 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)

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.

Media asam

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

$\mbox{Reaksi tidak seimbang: }\mbox{Mn}^{2+}(aq) + \mbox{NaBiO}_3(s)\rightarrow\mbox{Bi}^{3+}(aq) + \mbox{MnO}_4^{-}(aq)\,$
$\mbox{Oksidasi: }\mbox{4H}_2\mbox{O}(l)+\mbox{Mn}^{2+}(aq)\rightarrow\mbox{MnO}_4^{-}(aq) + \mbox{8H}^{+}(aq)+\mbox{5e}^{-}\,$
$\mbox{Reduksi: }\mbox{2e}^{-}+ \mbox{6H}^{+}(aq) + \mbox{BiO}_3^{-}(s)\rightarrow\mbox{Bi}^{3+}(aq) + \mbox{3H}_2\mbox{O}(l)\,$

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).

$\mbox{8H}_2\mbox{O}(l)+\mbox{2Mn}^{2+}(aq)\rightarrow\mbox{2MnO}_4^{-}(aq) + \mbox{16H}^{+}(aq)+\mbox{10e}^{-}\,$
$\mbox{10e}^{-}+ \mbox{30H}^{+}(aq) + \mbox{5BiO}_3^{-}(s)\rightarrow\mbox{5Bi}^{3+}(aq) + \mbox{15H}_2\mbox{O}(l)\,$

Reaksi diseimbangkan:

$\mbox{14H}^{+}(aq) + \mbox{2Mn}^{2+}(aq)+ \mbox{5NaBiO}_3(s)\rightarrow\mbox{7H}_2\mbox{O}(l) + \mbox{2MnO}_4^{-}(aq)+\mbox{5Bi}^{3+}(aq)+\mbox{5Na}^{+}(aq)\,$

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

$\mbox{Reaksi tidak seimbang: }\mbox{C}_{3}\mbox{H}_{8}+\mbox{O}_{2}\rightarrow\mbox{CO}_{2}+\mbox{H}_{2}\mbox{O}\,$
$\mbox{Reduksi: }\mbox{4H}^{+} + \mbox{O}_{2}+ \mbox{4e}^{-}\rightarrow\mbox{2H}_{2}\mbox{O}\,$
$\mbox{Oksidasi: }\mbox{6H}_{2}\mbox{O}+\mbox{C}_{3}\mbox{H}_{8}\rightarrow\mbox{3CO}_{2}+\mbox{20e}^{-}+\mbox{20H}^{+}\,$

Dengan menyeimbangkan jumlah elektron yang terlibat:

$\mbox{20H}^{+}+\mbox{5O}_{2}+\mbox{20e}^{-}\rightarrow\mbox{10H}_{2}\mbox{O}\,$
$\mbox{6H}_{2}\mbox{O}+\mbox{C}_{3}\mbox{H}_{8}\rightarrow\mbox{3CO}_{2}+\mbox{20e}^{-}+\mbox{20H}^{+}\,$

Persamaan diseimbangkan:

$\mbox{C}_{3}\mbox{H}_{8}+\mbox{5O}_{2}\rightarrow\mbox{3CO}_{2}+\mbox{4H}_{2}\mbox{O}\,$

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:

$\mbox{Reaksi takseimbang: }\mbox{KMnO}_{4}+\mbox{Na}_{2}\mbox{SO}_3+\mbox{H}_2\mbox{O}\rightarrow\mbox{MnO}_{2}+\mbox{Na}_{2}\mbox{SO}_{4}+\mbox{KOH}\,$
$\mbox{Reduksi: }\mbox{3e}^{-}+\mbox{2H}_{2}\mbox{O}+\mbox{MnO}_{4}^{-}\rightarrow\mbox{MnO}_{2}+\mbox{4OH}^{-}\,$
$\mbox{Oksidasi: }\mbox{2OH}^{-}+\mbox{SO}^{2-}_{3}\rightarrow\mbox{SO}^{2-}_{4}+\mbox{H}_{2}\mbox{O}+\mbox{2e}^{-}\,$

Dengan menyeimbangkan jumlah elektron pada kedua reaksi setengah di atas:

$\mbox{6e}^{-}+\mbox{4H}_{2}\mbox{O}+\mbox{2MnO}_{4}^{-}\rightarrow\mbox{2MnO}_{2}+\mbox{8OH}^{-}\,$
$\mbox{6OH}^{-}+\mbox{3SO}^{2-}_{3}\rightarrow\mbox{3SO}^{2-}_{4}+\mbox{3H}_{2}\mbox{O}+\mbox{6e}^{-}\,$

Persamaan diseimbangkan:

$\mbox{2KMnO}_{4}+\mbox{3Na}_{2}\mbox{SO}_3+\mbox{H}_2\mbox{O}\rightarrow\mbox{2MnO}_{2}+\mbox{3Na}_{2}\mbox{SO}_{4}+\mbox{2KOH}\,$