Reaksi Redoks 

        Reaksi redoks adalah reaksi kimia yang disertai perubahan bilangan oksidasi atau reaksi yang di dalamnya terdapat serah terima elektron anatar zat. Reaksi redoks sederhana dapat disetarakan dengan mudah tanpa metode khusus, seperti yang telah dijelaskan di kelas X. akan tetapi untuk reaksi yang cukup kompleks, ada dua metode yang dapat digunakan untuk meyetarakannnya, yaitu:
1. Metode bilangan oksidasi, yang digunakan untuk reaksi yang berlangsung tanpa atau dalam air, dan memiliki persamaan reaksi lengkap (bukan ionik).
2. Metode setengah reaksi (metode ion elektron), yang digunakan untuk reaksi yang berlangsung dalam air dan memiliki persamaan ionik.

Meyetarakan persamaan Reaksi Redoks

1. Metode bilangan oksidasi
Prinsip dasar metode ini adalah jumlah kenaikan bilangan oksidasi dari reduktor (zat yang teroksidasi) sama dengan jumlah penurunan bilangan reduksi dari oksidator (zat yang tereduksi). Untuk menyetarakan persamaan redoks dengan metode ini, harus ditempuh langkah-langkah sebagai berikut:
1. Tulislah bilangan oksidasi setiap unsur untuk mengetahui unsur mana yang mengalami perubahan bilangan oksidasi.
2. Setarakan jumlah unsur yang mengalami perubahan bilangan oksidasi antara ruas kiri dengan ruas kanan dengan menambah koefisien yang tepat.
3. Tentukan jumlah berkurang dan bertambahnya bilangan oksidasi.
4. Setarakan jumlah perubahan jumlah bertambah dan berkurangnya bilangan oksidasi tersebut dengan memberi koefisien yang sesuai.
5. Setarakan unsur-unsur yang lainnya dalam urutan kation, anion, hidrogen, dan terakhir oksigen (KAHO).

Untuk lebih jelasnya, perhatikanlah contoh berikut:


Setarakan reaksi berikut dengan metode bilangan oksidasi:
MnO(s) + PbO2 (s) + HNO3 (aq)→ HMnO4(aq) + Pb(NO3)2 (aq)+ H2O(l)

Jawab:
Langkah 1, tulislah bilangan oksidasi setiap unsur untuk mengetahui unsur mana yang mengalami perubahan bilangan oksidasi.
+2 -2 +4 -2 +1 +5 -2 +1 +7 -2 +2 +5 -2 +1 -2
MnO(s) + PbO2 (s) + HNO3 (aq)→ HMnO4(aq) + Pb(NO3)2 (aq)+ H2O(l)
oksidasi
reduksi
Langkah 2, setarakan jumlah unsur yang mengalami perubahan bilangan oksidasi antara ruas kiri dengan ruas kanan dengan menambah koefisien yang tepat.
Terdapat 1 atom Mn di ruas kanan dan kiri, sehingga tidak perlu disetarakan
Terdapat 1 atom Pb di ruas kanan dan kiri, sehingga tidak perlu disetarakan
Langkah 3, tentukan jumlah berkurang dan bertambahnya bilangan oksidasi.
Oksidasi: +2 +7
MnO → HMnO4
jumlah kenaikan b.o = (jumlah atom Mn) x (kenaikan b.o per atom Mn)
= (1) x (5) = 5
Reduksi: +4 +2
PbO2 → Pb(NO3)2
Jumlah penurunan b.o = (jumlah atom Pb) x (penurunan b.o per atom Pb)
= (1) x (2) = 2
Langkah 4, setarakan jumlah perubahan jumlah bertambah dan berkurangnya bilangan oksidasi tersebut dengan memberi koefisien yang sesuai.
Untuk menyamakan perubahan bilangan oksidasi, maka dilakukan perkalian silang berikut:
Oksidasi: MnO → HMnO4 (x 2) diperoleh 2MnO → 2HMnO4
Reduksi: PbO2 → Pb(NO3)2 (x 5) 5PbO2 → 5Pb(NO3)2
Persamaan reaksi menjadi:
2MnO + 5PbO2 + HNO3→ 2HMnO4 + 5Pb(NO3)2 + H2O
Langkah 5, setarakan unsur-unsur yang lainnya dalam urutan kation, anion, hidrogen, dan terakhir oksigen (KAHO).
Kation, tidak ada
Anion NO3-, jumlah anion NO3- di ruas kiri = 1 dan di ruas kanan = 10. jadi setarakan NO3- dengan mengubah koefisien HNO3 ruas kiri dari 1 menjadi 10.
2MnO + 5PbO2 + 10HNO3→ 2HMnO4 + 5Pb(NO3)2 + H2O
Hidrogen. Jumlah atom hidrogen di ruas kiri 10 dan di ruas kanan 4. jadi, setarakan H dengan mengubah H2O di ruas kanan dari 4 menjadi 10.
2MnO + 5PbO2 + 10HNO3→ 2HMnO4 + 5Pb(NO3)2 + 4H2O
Oksigen. Jumlah atom oksigen di ruas kanan = 42 dan di ruas kiri =42. jadi sudah setara.
Jadi, persamaan yang diperoleh adalah
2MnO + 5PbO2 + 10HNO3→ 2HMnO4 + 5Pb(NO3)2 + 4H2O

2. Metode setengah reaksi atau metode ion elektron
Prinsip dasar metode setengah reaksi adalah pemisahan reaksi oksidasi dan reaksi reduksi dalam reaksi redoks. Masing-masing reaksi tersebut dinamakan setengah reaksi oksidasi dan setengah reaksi reduksi. Kedua reaksi ini kemudian disetarakan secara terpisah, sebelum digabungkan kembali untuk memperoleh persamaan reaksi redoks yang sudah setara secara keseluruhan.
Ada beberapa hal yang perlu diperhatikan pada metode ini, yaitu:
Persamaan reaksi redoks merupakan penjumlahan dua setengah reaksi.
Jumlah elektron yang dilepaskan pada oksidasi sama dengan jumlah elektron yang ditangkap pada reduksi.
Suasana berlangsungnya reaksi.
Metode setengah reaksi digunakan untuk reaksi redoks yang memiliki persamaan reaksi ionik dimana serah terima elektron digambarkan dengan jelas. Pembahasan metode ini, dibagi menjadi dua kondisi, yaitu untuk suasana asam dan suasana basa atau netral.
a. Reaksi redoks untuk larutan asam
Penyetaraan reaksi redoks untuk kondisi asam dilakukan dengan penambahan ion H+. Untuk menyetarakan persamaan redoks pada suasana asam, harus ditempuh langkah-langkah sebagai berikut:
1. Tulislah bilangan oksidasi setiap unsur untuk mengetahui unsur mana yang mengalami perubahan bilangan oksidasi.
2. Tulislah kerangka setengah reaksi reduksi dan oksidasinya.
3. Setarakan jumlah unsur yang mengalami perubahan bilangan oksidasi antara ruas kiri dengan ruas kanan dengan menambah koefisien yang tepat.
4. Setarakan oksigen (O) dengan menambahkan H2O ke ruas yang kekurangan O
5. Setarakan hidrogen (H) dengan menambahkan H+ ke ruas yang kekurangan atom H
6. Setarakan muatan dengan menambahakan elektron (e-) ke ruas yang meuatannya lebih positif
7. Samakan jumlah elektron pada reaksi reduksi dan oksidasi
Untuk lebih jelasnya, perhatikanlah contoh berikut:


Setarakan reaksi berikut dengan metode setengah reaksi:
Cu(s) + NO3-(aq) + H+(aq) → Cu2+(aq) + NO2 (g) + H2O (l)

Jawab:
Langkah 1, tulislah bilangan oksidasi setiap unsur untuk mengetahui unsur mana yang mengalami perubahan bilangan oksidasi.
0 +5 -2 +1 +2 +4 -2 +1 -2
Cu(s) + NO3-(aq) + H+(aq) → Cu2+(aq) + NO2 (g) + H2O (l)
oksidasi
reduksi
Langkah 2, tulislah kerangka setengah reaksi reduksi dan oksidasinya.
Reduksi: NO3- → NO2
Oksidasi: Cu → Cu2+
Langkah 3, setarakan jumlah unsur yang mengalami perubahan bilangan oksidasi antara ruas kiri dengan ruas kanan dengan menambah koefisien yang tepat.
Karena jumlah atom N dan Cu sudah setara, tidak ada yang perlu dilakukan
Reduksi: NO3- → NO2
Oksidasi: Cu → Cu2+
Langkah 4, setarakan oksigen (O) dengan menambahkan H2O ke ruas yang kekurangan O
Reduksi: NO3- → NO2 + H2O
Oksidasi: Cu → Cu2+
Langkah 5, setarakan hidrogen (H) dengan menambahkan H+ ke ruas yang kekurangan atom H
Reduksi: 2H+ + NO3- → NO2 +H2O
Oksidasi: Cu → Cu2+
Langkah 6, setarakan muatan dengan menambahkan elektron (e-) ke ruas yang muatannya lebih positif.
• Pada reaksi reduksi, muatan ruas kiri = 1 x (muatan NO3-) = 1x (3-) =3-
Muatan ruas kanan = 2 x (muatan H+) = 2 x (1+) = 2+
Jadi, muatan ruas kiri (3-) dan ruas kanan (2+) dapat disetarakan dengan penambahan 1 e- di ruas kanan.
• Pada reaksi oksidasi, muatan ruas kiri = 0
Muatan ruas kanan = (muatan Cu2+) = 2-
Jadi, muatan ruas kiri (0) dan ruas kanan (2-) dapat disetarakan dengan penambahan 2 e- di ruas kiri.
Reduksi: H2O + NO3- → NO2 +2H+ + e-
Oksidasi: 2e- + Cu → Cu2+
Langkah 7, Samakan jumlah elektron pada reaksi reduksi dan oksidasi dengan perkalian silang atau jika jumlah elektron pada reaksi reduksi dan oksidasi adalah kelipatan, maka gunakan faktor terkecil. Lalu, jumlahkan kedua setengah reaksi tersebut.
Reduksi: H2O + NO3- → NO2 +2H+ + e- (x2) 2H2O + 2NO3- → 2NO2 + 4H+ +2e-
Oksidasi: 2e- + Cu → Cu2+ (x1) 2e- + Cu → Cu2+ + Redoks: 2H2O + 2NO3- + Cu → 2NO2 + 4H+ + Cu2+
Jadi, persamaan yang diperoleh adalah
2H2O + 2NO3- + Cu → 2NO2 + 4H+ + Cu2+

b. Reaksi redoks untuk larutan basa atau netral
Penyetaraan reaksi redok untuk larutan basa atau meta sama dengan larutan asam. Langkah 1-7 untuk larutan asam masih berlaku. Kita hanya perlu menambahkan langkah ke 8 dan 9,yaitu penambahan OH- dan perolehan total reaksi redoks. Untuk menyetarakan persamaan redoks pada suasanabasa, harus ditempuh langkah-langkah sebagai berikut:
1. Tulislah bilangan oksidasi setiap unsur untuk mengetahui unsur mana yang mengalami perubahan bilangan oksidasi.
2. Tulislah kerangka setengah reaksi reduksi dan oksidasinya.
3. Setarakan jumlah unsur yang mengalami perubahan bilangan oksidasi antara ruas kiri dengan ruas kanan dengan menambah koefisien yang tepat.
4. Setarakan oksigen (O) dengan menambahkan H2O ke ruas yang kekurangan O
5. Setarakan hidrogen (H) dengan menambahkan H+ ke ruas yang kekurangan atom H
6. Setarakan muatan dengan menambahakan elektron (e-) ke ruas yang meuatannya lebih positif
7. Samakan jumlah elektron pada reaksi reduksi dan oksidasi
8. Menambahkan OH- di ruas kiri dan kanan. Jumlah OH- harus sama dengan jumlah H+ yang ada. OH- dan H+ membentuk H2O.
9. Periksa apakah ada spesi yang sama di ruas kiri dan kanan. Jika ada,kurangi jumlah spesi yang lebih besar dengan yang lebih kecil.
Untuk lebih jelasnya, perhatikanlah contoh berikut:


Setarakan reaksi berikut dengan metode setengah reaksi:
Au (s) + CN-(aq) +O2(g)→ Au(CN)4- (aq) +OH- (aq)

Jawab:
Langkah 1, tulislah bilangan oksidasi setiap unsur untuk mengetahui unsur mana yang mengalami perubahan bilangan oksidasi.
0 +4-3 0 +2 +4-3 -2 +1
Au (s) + CN- (aq) +O2(g)→ Au(CN)4- (aq) + OH- (aq)
reduksi
oksidasi
Langkah 2, tulislah kerangka setengah reaksi reduksi dan oksidasinya.
Reduksi: Au → Au2+
Oksidasi: O2→ OH-
Langkah 3, setarakan jumlah unsur yang mengalami perubahan bilangan oksidasi antara ruas kiri dengan ruas kanan dengan menambah koefisien yang tepat.
Reduksi: Au → Au2+
Oksidasi: O2→ OH- (tidak ada)
Langkah 4, setarakan oksigen (O) dengan menambahkan H2O ke ruas yang kekurangan O
Reduksi: Au → Au2+
Oksidasi: O2→ OH- + H2O
Langkah 5, setarakan hidrogen (H) dengan menambahkan H+ ke ruas yang kekurangan atom H
Reduksi: Au → Au2+
Oksidasi: 3H++O2→ OH- + H2O
Langkah 6, setarakan muatan dengan menambahkan elektron (e-) ke ruas yang muatannya lebih positif.
• Pada reaksi reduksi, muatan ruas kiri = 0
Muatan ruas kanan = 1 x (muatan Au2+) =1 x (2+) = 2+
Jadi, muatan ruas kiri (0) dan ruas kanan (2+) dapat disetarakan dengan penambahan 2 e- di ruas kanan.
• Pada reaksi oksidasi, muatan ruas kiri = 3 x (muatan H+) =3 x (1+) = 3+
Muatan ruas kanan = 1x (muatan OH-) = 1x (1-) = 1-
Jadi, muatan ruas kiri (3+) dan ruas kanan (1-) dapat disetarakan dengan penambahan 4 e- di ruas kiri.
Reduksi: Au → Au2+ + 2e-
Oksidasi: 4e- +3H++O2→ OH- + H2O
Langkah 7, Samakan jumlah elektron pada reaksi reduksi dan oksidasi dengan perkalian silang atau jika jumlah elektron pada reaksi reduksi dan oksidasi adalah kelipatan, maka gunakan faktor terkecil. Lalu, jumlahkan kedua setengah reaksi tersebut.
Reduksi: Au → Au2+ + 2e- (x2) 2Au → 2Au2+ + 4e-
Oksidasi: 4e- + 3H+ +O2→ OH- + H2O (x1) 4e- + 3H+ +O2→ OH- + H2O +
Reaksi redoks:2Au +3H+ +O2→ 2Au2+ +OH-+H2O
Langkah 8, Menambahkan OH- di ruas kiri dan kanan. Jumlah OH- harus sama dengan jumlah H+ yang ada. OH- dan H+ membentuk H2O.
Reaksi redoks: 3OH- + 2Au + 3H+ + O2→ 2Au2+ + OH-+ H2O + 3OH-
Reaksi redoks: 3H2O + 2Au + O2→ 2Au2+ + H2O + 4OH-
Langkah 9, Periksa apakah ada spesi yang sama di ruas kiri dan kanan. Jika ada,kurangi jumlah spesi yang lebih besar dengan yang lebih kecil.
Reaksi redoks: 3H2O + 2Au + O2→ 2Au2+ + H2O + 4OH- (tidak ada)

Jadi, persamaan yang diperoleh adalah
3H2O + 2Au + O2→ 2Au2+ + H2O + 4OH-

Kemolalan dan Kemolaran konsentrasi larutan

    Larutan disebut juga campuran yang homogen. Disebut campuran karena susunannya dapat berubah-ubah dan disebut homogen susunannya begitu seragam sehingga batas antara zat-zat yang melarut dan pelarut tidak dapat dibedakan bahkan dengan mikroskop optis sekalipun. Campuran-campuran homogen dari gas, emas dan perunggu dapat dikatakan pula sebagai larutan. Tetapi istilah larutan biasanya digunakan untuk fasa cair.
                         Zat-zat yang memiliki fasa padat dan gas lazimnya disebut sebagai zat terlarut (solute) sedangkan yang berfasa cair dikatakan sebagai pelarut. Suatu zat dikatakan sebagai pelarut apabila memiliki jumlah yang lebih banyak dibandingkan jumlah zat terlarut. Dalam kondisi tertentu misalnya campuran antara alkohol dan air dengan perbandingan 50:50. Dari campuran tersebut sedikit meragukan untuk menentukan mana yang bertindak sebagai pelarut dan mana yang bertimdak sebagai zat terlarutnya. Dari campuran yang demikian air dan alkohol dapat dikatakan sebagai pelarut dan dapat pula dikatakan sebagai zat terlarut. Lain halnya dalam pembuatan sirup. Dalam pembuatan sirup jumlah gula lebih banyak dari jumlah air tetapi air tetap dikatakan sebagai pelarut karena dapat mempertahankan keadaan fisiknya sedangkan gula atau sukrosa disebut sebagai zat terlarut.
                       Untuk menyatakan jumlah atau banyak zat terlarut dalam suatu larutan digunakan istilah konsentrasi. Terdapat beberapa metode yang digunakan untuk menyatakan konsentrasi zat terlarut di dalam larutan.


1. Persen massa


Contoh
a. Berapa % gula dalam larutan yang dibuat dengan melarutkan 10 g gula dalam 70 g air.

b. Berapa gram gula yang terdapat dalam 500 gram larutan 12% massa gula.



2. Persen volume

                    Konsentrasi suatu larutan dari dua cairan dinyatakan sebagai presentasi volume. Hal ini bisanya dijumpai pada konsentrasi minuman beralkohol. Misalnya vodka yang mengandung 15 persen alkohol artinya didalam 100 mL vodka terdapat 15 mL alkohol.
Misalnya menentukan % volume alkohol dari suatu campuran. 40 mL alkohol dicampur 50 mL aseton maka:



3. ppm dan ppb
                              Untuk larutan yang sangat sangat encer untuk menyatakan konsentrasi digunakan satuan parts per million atau bagian perjuta (ppm), dan parts per billion atau bagian per milliar (ppb).

larutan dengan konsentrasi 1 bpj artinya mengandung 1 gram zat terlarut didalam tiap 1 juta gram larutan atau 1 mg zat terlarut dalam tiap 1 kg larutan.

Karena larutan yang sangat encer memiliki massa jenis = 1 g/mL, maka 1 bpj diartikan sebagai 1 miligram zat terlarut dalam 1 liter larutan.



4. Molalitas
Kemolalan menyatakan jumlah mol zat terlarut dalam 1 Kg pelarut.

Dengan, Mr = massa molar, P = berat pelarut (gram)

Contoh
1) Berapa molal larutan NaCl jika diketahui persen massa NaCl = 10%
Jawab

2) Berapa molalitas larutan yang dibuat dengan melarutkan 3 g urea (CO(NH)₂)₂) di dalam 500 g air? (Mr urea = 60)
Jawab



5. Molaritas (M)
Molaritas menyatakan jumlah mol zat terlarut dalam 1 liter larutan atau jumlah milimol zat terlarut dalam 1 mL larutan.


Larutan 0,50M artinya 0,50 mol zat dalam satu liter larutan atau 0,50 milimol zat dalam 1 mL larutan.

1L = 1 dm3 = 1000 mL = 1000 cm3 1 mol = 1000 mmol

Contoh
                 Jika di dalam suatu botol pereaksi terdapat terdapat 250 mL larutan NaOH (Mr = 40) yang  konsentrasinya 0,4M. maka
a. Berapa jumlah mol NaOH yang terkandung di dalam larutan tersebut
b. Berapa gram NaOH yang terlarut di dalam larutan tersebut

Jawab

a. Volume larutan = 250 mL = 0,25 L
Mol NaOH yang terlarut = 0,25 L x 0,4 mol/L = 0,10 mol
b. Gram NaOH yang terlarut dalam larutan = mol NaOH x Mr NaOH
= 0,1 mol x 40 g/mol = 4 g

Hubungan molaritas larutan dengan % massa

                     Didalam laboratorium tersedia larutan asam format (CHO₂H) 4,6%. (Ar H = 1, C = 12 dan O = 16) dengan massa jenis 1,01 g/mL. Tentukan konsentrasi larutan tersebut…

Jawab

Atau

v Massa larutan = 1000 mL x 1,01 g/mL = 1010 g

v Massa zat terlarut = % massa x massa larutan = 4,6/100 x 1010 g = 46,46 g

v Mol CHO₂H yang larut dalam 1 liter larutan = 46,46 g/46 g/mol = 1,01 mol

6. Fraksi mol (X)

               Fraksi mol menyatakan jumlah mol zat terlarut atau jumlah mol pelarut dalam jumlah mol total larutan.

Contoh

1) Dalam suatu larutan 16% massa naftalena dalam benzena, tentukan fraksi mol masing-masing zat, jika diketahui Mr naftalena = 128 dan Mr benzena = 78?

Misalkan larutan total = 100 g

Hubungan Fraksi Mol, Kemolalan dan Kemolaran

                             Konstrasi larutan dapat dikonfersikan dari satuan ke satuan yang lain.misalnya suatu larutan 40% NaNO₃ dengan massa jenis 1,36 g/mL. Hitunglah fraksi mol, kemolalan dan kemolaran dari NaNO₃? (Mr = 85)

Jawab

Massa larutan = 1000 mL x massa jenis

= 1000 mL x 1,36 g/mL

= 1360 gram

NaNO₃ yang terlarut dalam 1 liter larutan

Massa molar NaNO₃ = 85 g/mol

Jumlah air dalam larutan

= massa larutan – massa NaNO₃

= (1360-544) gram = 816 g

= 816 / 18 = 45,33 mol

a. Fraksi mol NaNO₃

Fraksi mol H₂O

b. Kemolalan

c. Kemolaran

macam larutan elektrolit dan non elektrolit

larutan elektrolit dan non elektrolit

  Seperti yang telah disinggung pada bab sebelumnya bahwa senyawa dapat digolongkan menjadi senyawa ionik dan senyawa kovalen. Senyawa yang terbentuk dengan akibat adanya pemakain bersama elektron dinamakan senyawa kovalen sedangkan senyawa yang terbentuk karena tarikan antara dua ion yang berbeda muatan disebut senyawa ionik.

             Cara lain untuk mengelompokan senyawa yaitu berdasarkan daya hantar listrik. Jika suatu senyawa dilarutkan dalam air dapat menghantarkan arus listrik disebut larutan elektrolit, dan sebaliknya jika larutan tersebut tidak dapat menghantarkan arus listrik disebut larutan nonelektrolit. Glukosa (C6H12O6), etanol (C2H5OH), gula tebu (C12H22O11), larutan urea (CONH2)2 merupakan beberapa contoh senyawa yang dalam bentuk padatan, lelehan maupun larutan tidak dapat menghantarkan arus listrik.

                  Cara pengujian suatu senyawa termasuk elektrolit atau nonelektrolit dapat dilakukan dengan meghubungkan baterai dan lampu bohlam atau amperemeter yang dapat digunakan untuk mengatakan besarnya arus listrik yang melewati rangkaian. Kemudian ujung kabel dihubungkan pada dua buah elektroda.

               Setelah semua terhubung pengujian dapat dilakukan dengan mencelupkan kedua elektroda ke dalam larutan yang akan diuji. Ketika dicelupkan diperhatikan agar kedua elektrode tidak bersentuhan. Ketika elektroda dicelupkan jika lampu bohlam menyala maka dapat dikatakan senyawa tersebut termasuk golongan senyawa elektrolit. Begitu pula sebaliknya apabila ketika elektroda dicelupkan lampu bohlam tidak menyala maka dapat dikatakan senyawa tersebut termasuk golongan senyawa nonelektrolit.

Gambar rangkaian pengujian larutan elektrolit dan non elektrolit

Mengapa Larutan Menghantarkan Arus Listrik
             Larutan elektrolit dapat menghantarkan sedangkan larutan nonelektrolit tidak menghantarkanarus listrik, telah dijelaskan oleh seorang ahli kimia swedia Svante August Arrhenius (1859-1927). Menurut Arhenius larutan elektrolit dapat menghantarkan arus listrik karena di dalam larutan tersebut terkandung atom-atom atau kumpulan atom yang bermuatan listrik (ion) yang bergerak bebas.
            Misalnya reaksi yang tejadi pada elektrolisis larutan tembaga klorida (CuCl). Ketika tembaga klorida dilarutkan dalam air tembaga klorida akan terurai menjadi ion Cu2+ dan ion 2Cl‾ yang terpisah satu sama lain dan bercampur dengan air. Ketika elektroda dicelupkan ion Cu2+ akan bergerak ke elektroda yang dihubungkan dengan kutub negatif dari baterai sedangkan Cl‾ akan bergerak ke elektroda yang dihubungkan dengan kutub positif dari baterai. Elektroda yang dihubungkan dengan kutub negatif baterai disebut katoda, oleh sebab itu katoda bermuatan negatif. Sedangkan elektroda yang bermuatan positif dan dihubungkan dengan kutub positif disebut anoda.
             Dari proses elektrolisis ini pada anoda akan keluar gas klor yang berwarna kuning kehijauan sedangkan pada katoda ion Cu2+ akan direduksi menjadi Cu padat yang akan berkumpul menutupi elektroda dari katoda. Setengah reaksi yang terjadi pada katoda dan anoda adalah


Sumber Ion
             Ion-ion yang timbul dalam larutan elektrolit terdiri dari dua sumber yaitu ion yaga berasal dari senyawa ionik dan ion yang berasal dari senyawa kovalen polar. Semua senyawa ionik yang larut dalam air adalah elektrolit sedangkan senyawa lain yang larut dalam air ada yang elektrolit ada pula yang nonelektrolit.

Senyawa Ion
                   Senyawa ionik tersusun atas ion-ion baik dalam bentuk padat dan kering sekalipun. Senyawa-senyawa ionik dalam keadaan padat tidak dapat menghantarkan arus listrik karena tidak ada pergerakan dari ion-ion tersebut. Namun apabila senyawa ionik dilarutkan dalam suatu pelarut polar misalnya air maka senyawa ionik adalah suatu elektrolit. Perlu diketahui bahwa semua senyawa ionik yang dilarutkan dalam air dan lelehan senyawa ionik dari padatannya merupakan suatu elektrolit. Hal ini disebaabkan ion-ion yang ada bebas bergerak ke segala arah. Untuk senyawa ionik yang dilelehkan dari padatannya memiliki daya hantar listrik yang lebih baik dibanding larutannya.
             Air merupakan suatu pelarut yang baik untuk senyawa-senyawa ionik namun tidak memainkan peran yang istimewa dalam menghantarkan arus listrik. Air hanya dijadikan medium oleh ion-ion untuk bergerak.

Senyawa kovalen polar
             Senyawa-senyawa kovalen baik kovalen polar maupun nonpolar dalam keadaan normal tidak dapat menghantarkan arus listrik. Tetapi berdasarkan penelitian larutan dari senyawa kovalen polar dapat menghantarkan arus listrik jika dilarutkan dalam pelarut yang sesuai. Hal ini disebabkan senyawa kovalen polar dalam pelarut yang sesuai mampu membentuk ion-ion yang bergerak bebas. Misalnya senyawa kovalen polar mampu membentuk ion di dalam air tetapi tidak mamp membentuk ion di dalam benzena. HCl, NH3 dan CH3COOH merupakan beberapa contoh senyawa kovalen polar.
            Perubahan suatu senyawa menjadi ion-ion disebut proses ionisasi. Proses ionisasi merupakan salah satu cara menunjukan pembentukan ion-ion, umumnya ditulis tanpa melibatkan molekul air atau pelarut, namun terkadang molekul air dituliskan juga. Misalnya HCl yang dilarutkan dalam air dapat ditulis dalam dua persamaan:

Reaksi ionisasi dari CH3COOH dan NH3 dalam air dapat dilihat pada persamaan di bawah:



Penggolongan Elektrolit
Larutan elektrolit dapat digolongkan menjadi dua jenis yaitu
1. Elektrolit kuat
2. Elektrolit lemah
                Dari tiga senyawa di atas HCl, CH3COOH dan NH3, apabila diuji daya hantar listrik menggunakan konsentrasi larutan yang sama misalnya 1 M. maka dapat diketahui ternyata HCl memiliki daya hantar listrik yang lebih baik dibanding dua senyawa lainnya. Hal ini dapat dilihat pada lampu bohlam yang menyala lebih terang.
            Dari hal ini dapat disimpulkan bahwa jumlah ion yang terbentuk dari HCl lebih banyak jika dibandingkan dengan dua senyawa tersebut. Artinya di dalam air sebagian besar HCl terurai menjadi ion H+ dan ion Cl‾ sedangkan CH3COOH dan NH3 hanya sebagian kecil yang terurai ion H3O+ dan ion CH3COO‾ dan NH4+ dan OH‾, sebagian besarnya masih tetap dalam bentuk molekul kovalen.
              Untuk senyawa-senyawa ionik yang dilarutkan didalam air ternyata memiliki daya hantar listrik yang baik. Hal ini disebabkan senyawa ionik tersusun atas ion-ion dan ketika dilarutkan dalam air ion-ion tersebut akan langsung menyebar secara merata di dalam air.
             Zat-zat yang seluruhnya atau hampir seluruhnya di dalam air terurai menjadi ion-ion sehingga memiliki daya hantar listrik yang baik disebut elektrolit kuat. Natrium klorida, asam sulfat, asam klorida, dan NaOH merupakan beberapa contoh elektrolit kuat. Senyawa yang termasuk elektrolit kuat mempunyai daya hantar listrik yang relatif baik walaupun memiliki konsentrasi yang kecil.
              Sebaliknya beberapa senyawa kovalen polar yang larut dalam air merupakan penghantar listrik yang jelek. Di dalam air zat-zat yang hanya sebagian kecil molekulnya terurai menjadi ion disebut elektrolit lemah. Lartuan asam asetat dan amonia dalam air merupakan contoh elektrolit lemah. Pada elektrolit lemah mempunyai daya hantar yang relatif jelek walaupun memiliki konsentrasi tinggi (pekat).
                       Dari percobaan daya hantar listrik, elektrolit kuat akan memberikan nyala bohlam yang terang sedangkan elektrolit lemah nyala bohlamnya redup atau hanya menimbulkan gelembung-gelumbung udara pada elektroda. Jika tidak ada reaksi atau perubahan, maka dapat dikatakan larutan tersebut termasuk larutan nonelektrolit.
               Larutan elektrolit dapat berupa asam, basa dan garam. Untuk asam dan basa dapat berupa elektrolit kuat dan elektrolit lemah. Sedangkan garam yang mudah larut dalam air semuanya termasuk elektrolit kuat, sedangkan garam-garam yang sukar larut dalam air berupa elektrolit lemah walaupun tersusun atas ion-ion.
Beberapa senyawa yang tergolong elektrolit kuat adalah
1) Asam-asam kuat umumnya asam-asam anorganik, misalnya: HCl, HClO3, H2SO4 dan HNO3.
2) Basa-basa kuat yaitu basa-basa golongan alkali dan alkali tanah, misalnya: NaOH, KOH, Ca(OH)2 dan Ba(OH)2.
3) Garam-garam yang mudah larut, misalnya: NaCl, KI dan Al2(SO4)3

Beberapa senyawa yang tergolong elektrolit lemah
1) Asam-asam lemah, sebagian asam anorganik dan sebagian besar asam organik misalnya: CH3COOH, HCN, H2CO3 dan H2S
2) Basa-basa lemah, misalnya amonia dan kebanyakan basa organik seperti NH4OH dan Ni(OH)2
3) Garam-garam yang sukar larut, misalnya: AgCl, CaCrO4 dan PbI2

Kegiatan Laboratorium
Lakukan kegiatan berikut untuk menguji daya hantar listrik beberapa zat.
Alat dan Bahan

• Gelas kimia 100 ml
• Baterai
• Air suling 50 mL
• Larutan HCl 1M 50 mL
• Larutan asam cuka (CH3COOH) 1M 50 mL
• Larutan NaOH 1M 50 mL
• Larutan ammonia (NH3) 1 M 50 mL
• Larutan gula 50 mL
• Larutan NaCl 1M 50 mL
• Etanol 70% 50 mL
• Air leding dan air sumur 50 mL

Beberapa hal yang perlu diperhatikan dan catat pada lembar pengamatan
1) Amati dengan seksama, apa yang terjadi pada lampu dan batang elektroda
2) Diantara bahan yang diuji, manakah yang dapat menghantarkan arus listrik dan manakah yang tidak dapat menghantarkan listrik.
3) Jika ada yang menghantarkan arus listrik manakah yang termasuk elektrolit kuat dan manakah yang termasuk elektrolit lemah.
4) Diantara larutan elektrolit di atas, manakah zat terlarutnya yang memiliki ikatan ion dan ikatan kovalen.


Derajat Ionisasi
              Ketika suatu zat dilarutkan dalam air, maka terdapat 3 kemungkinan yang terjadi yakni zat tersebut larut secara sempurna, larut sebagian dan tidak larut dalam air. Banyaknya spesi yang terionisasi dalam air dapat diketahui menggunakan derajat ionisasi (α). Derajat ionisasi diartikan sebagai perbandingan jumlah mol atau molekul zat yang terurai atau terionisasi dengan banyaknya mol atau molekul zat mula-mula. Derajat ionisasi dapat ditulis sebagai

Harga α di antara 0 ≤ α ≥ 1. α = 0 artinya tidak terjadi ionisasi. Sedangkan α = 1 artinya terjadi ionisasi secara sempurna.


Contoh soal 1
Bila diketahui suatu reaksi sebagai berikut

Dari reaksi di atas tentukan derajat ionisasinya, apabila mula-mula 2 mol asam asetat dilarutkan dalam air dan menghasilkan ion H+ sebanyak 0,5 mol.
Jawab
Dari reaksi yang ada maka CH3COOH yang terurai adalah
 
Maka derajat ionisasinya adalah