Sebelum belajar bagaimana mengidentifikasi reaksi Redox, orang harus memahami apa yang dimaksud dengan reaksi Redox. Reaksi redoks dianggap sebagai reaksi transfer elektron. Ini termasuk dalam Kimia Organik dan Kimia Anorganik. Itu mendapat namanya ‘Redox’ karena reaksi redoks terdiri dari reaksi oksidasi dan reaksi reduksi.
Menentukan bilangan oksidasi secara sederhana adalah istilah terkait dengan titik kunci dalam mengidentifikasi reaksi redoks. Artikel ini membahas jenis reaksi redoks, memberikan contoh untuk setiap reaksi redoks, setengah reaksi dalam reaksi redoks, dan juga menjelaskan aturan dalam menentukan bilangan oksidasi dan variasi bilangan oksidasi.
Pengertian reaksi redoks
Reaksi basa asam ditandai dengan proses transfer proton, reaksi reduksi oksidasi atau redoks yang serupa melibatkan proses transfer elektron. Reaksi redoks memiliki dua reaksi setengah, yaitu reaksi oksidasi dan reaksi reduksi.
Reaksi oksidasi melibatkan hilangnya elektron dan reaksi reduksi melibatkan penerimaan elektron. Oleh karena itu, reaksi redoks mengandung dua spesies, zat pengoksidasi mengalami setengah reaksi oksidasi dan zat pereduksi mengalami setengah reaksi reduksi. Tingkat reduksi dalam reaksi redoks sama dengan tingkat oksidasi; itu berarti, jumlah elektron yang hilang dari zat pengoksidasi sama dengan jumlah elektron yang diterima oleh zat pereduksi. Ini secara sederhana adalah istilah terkait dengan proses yang seimbang dalam hal pertukaran elektron.
Cara Mengidentifikasi Reaksi Redoks
Temukan nomor Oksidasi
Untuk mengidentifikasi reaksi redoks, pertama-tama kita perlu mengetahui status oksidasi setiap elemen dalam reaksi. Kami menggunakan aturan berikut untuk menetapkan angka oksidasi.
- Elemen bebas, yang tidak dikombinasikan dengan yang lain, memiliki bilangan oksidasi nol. Jadi, atom dalam H2 , Br2 , Na, Be, Ca, K, O2 dan P4memiliki bilangan oksidasi yang sama dengan nol.
- Untuk ion yang hanya terdiri dari satu atom (ion monoatomik), bilangan oksidasi sama dengan muatan pada ion. Sebagai contoh:
Na+ , Li+ dan K+ memiliki bilangan oksidasi +1.
F– , I– , Cl– dan Br– memiliki bilangan oksidasi -1.
Ba2+ , Ca2+ , Fe2+ dan Ni2+ memiliki bilangan oksidasi +2.
O2- dan S2-memiliki bilangan oksidasi -2.
Al3+ dan Fe3+memiliki bilangan oksidasi +3.
- Jumlah oksidasi oksigen yang paling umum secara sederhana adalah istilah terkait dengan -2 (O2- : MgO, H2O), tetapi dalam hidrogen peroksida itu secara sederhana adalah istilah terkait dengan -1 (O22- : H2 O2 ).
- Jumlah oksidasi hidrogen yang paling umum secara sederhana adalah istilah terkait dengan +1. Namun, ketika itu terikat pada logam pada kelompok I dan kelompok II, bilangan oksidasi secara sederhana adalah istilah terkait dengan -1 ((LiH, NaH, CaH2).
- Fluor (F) hanya menunjukkan -1 status oksidasi di semua senyawanya, halogen lain (Cl– , Br– dan I–) memiliki bilangan oksidasi negatif dan positif.
- Dalam molekul netral, jumlah semua bilangan oksidasi sama dengan nol.
- Dalam ion poliatomik, jumlah semua bilangan oksidasi sama dengan muatan pada ion.
- Angka oksidasi tidak harus hanya bilangan bulat.
Contoh: Ion Superoksida (O2 2- ) – Oksigen memiliki status oksidasi -1/2.
Identifikasi reaksi oksidasi dan reaksi reduksi
Pertimbangkan reaksi berikut.
2Ca + O2 (g) -> 2CaO (s)
Langkah 1: Tentukan agen pengoksidasi dan agen pereduksi. Untuk ini, kita perlu mengidentifikasi bilangan oksidasi mereka.
2Ca + O2 (g) -> 2CaO (s)
0 0 (+2) (-2)
Kedua reaktan memiliki bilangan oksidasi nol. Kalsium meningkatkan status oksidasinya dari (0) -> (+2). Karena itu, zat pengoksidasi. Sebaliknya, dalam Oksigen keadaan oksidasi menurun dari (0) -> (-2). Karena itu, Oksigen secara sederhana adalah istilah terkait dengan agen pereduksi.
Langkah 2: Tulis setengah reaksi untuk oksidasi dan reduksi. Kami menggunakan elektron untuk menyeimbangkan muatan di kedua sisi.
Oksidasi: Ca (s) -> Ca2+ + 2e—— (1)
Reduksi: O2 + 4e -> 2O2-—— (2)
Langkah 3: Mendapatkan reaksi redoks. Dengan menambahkan (1) dan (2), kita dapat memperoleh reaksi redoks. Elektron dalam setengah reaksi seharusnya tidak muncul dalam reaksi redoks seimbang. Untuk ini, kita perlu mengalikan reaksi (1) dengan 2 dan kemudian menambahkannya dengan reaksi (2).
(1) * 2 + (2):
2Ca (s) -> 2Ca2+ + 4e —— (1)
O2 + 4e -> 2O2- —— (2)
——————————————————————————
2Ca + O2 (g) -> 2CaO (s)
Mengidentifikasi Reaksi Redoks
Contoh: Pertimbangkan reaksi berikut. Mana yang menyerupai reaksi redoks?
Zn (s) + CuSO4 (aq) -> ZnSO4 (aq) + Cu (s)
HCl (aq) + NaOH (aq) -> NaCl (aq) + H2O (l)
Dalam reaksi redoks, bilangan oksidasi berubah dalam reaktan dan produk. Harus ada spesies pengoksidasi dan spesies pereduksi. Jika jumlah oksidasi elemen dalam produk tidak berubah, itu tidak dapat dianggap sebagai reaksi redoks.
Zn (s) + CuSO4 (aq) -> ZnSO4 (aq) + Cu (s)
Zn (0) Cu (+2) Zn (+2) Cu (0)
S (+6) S (+6)
O (-2) O (-2)
Ini secara sederhana adalah istilah terkait dengan reaksi redoks. Karena, seng secara sederhana adalah istilah terkait dengan agen pengoksidasi (0 -> (+2) dan Tembaga secara sederhana adalah istilah terkait dengan agen pereduksi (+2) -> (0).
HCl (aq) + NaOH (aq) -> NaCl (aq) + H2O (l)
H (+1), Cl (-1) Na (+1), O (-2), H (+1) Na (+1), Cl (-1) H (+1), O (-2)
Ini bukan reaksi redoks. Karena, reaktan dan produk memiliki angka oksidasi yang sama. H (+1), Cl (-1), Na (+1) dan O (-2)
Jenis Reaksi Redoks
Ada empat jenis reaksi redoks: reaksi kombinasi, reaksi dekomposisi, reaksi perpindahan, dan reaksi disproporsi.
Reaksi Kombinasi
Reaksi kombinasi secara sederhana adalah istilah terkait dengan reaksi di mana dua atau lebih zat bergabung membentuk produk tunggal.
A + B -> C
S (O) + O 2 (g) -> SO2 (g)
S (0) O (0) S (+4), O (-2)
3 Mg (s) + N2 (g) -> Mg3 N2 (s)
Mg (0) N (0) Mg (+2), N (-3)
Reaksi Dekomposisi
Dalam reaksi dekomposisi, suatu senyawa terurai menjadi dua komponen lagi. Ini secara sederhana adalah istilah terkait dengan kebalikan dari reaksi kombinasi.
C -> A + B
2HgO (s) -> 2Hg (l) + O2 (g)
Hg (+2), O (-2) Hg (0) O (0)
2 NaH (s) —-> 2 Na (s) + H2 (g)
Na (+1), H (-1) Na (0) H (0)
2 KClO3 (s) -> 2KCl (s) + 3O2 (g)
Reaksi Perpindahan
Dalam reaksi perpindahan, ion atau atom dalam suatu senyawa digantikan oleh ion atau atom dari senyawa lain. Reaksi perpindahan memiliki berbagai aplikasi dalam industri.
A + BC -> AC + B
Perpindahan Hidrogen
Semua logam alkali dan beberapa logam alkali (Ca, Sr dan Ba) diganti dengan hidrogen dari air dingin.
2Na (s) + 2H2O (l) -> 2NaOH (aq) + H2 (g)
Ca (s) + 2H2O (l) -> Ca (OH) 2 (aq) + H2 (g)
Perpindahan Logam
Beberapa logam dalam keadaan unsur dapat menggantikan logam dalam suatu senyawa. Misalnya, Zinc menggantikan ion Tembaga dan Tembaga dapat menggantikan ion Perak. Reaksi perpindahan tergantung pada seri aktivitas tempat (atau seri elektrokimia).
Zn (s) + CuSO4 (aq) -> Cu (s) + ZnSO4 (aq)
Perpindahan Halogen
Seri aktivitas untuk reaksi perpindahan halogen: F2 > Cl2 > Br2 > I2. Ketika kita turun ke seri halogen, kekuatan kemampuan pengoksidasi menurun.
Cl2 (g) + 2KBr (aq) -> 2KCl (aq) + Br2 (l)
Cl2 (g) + 2KI (aq) -> 2KCl (aq) + I2 (s)
Br2 (l) + 2I – (aq) -> 2Br – (aq) + I2 (s)
Reaksi Disproporsi
Ini secara sederhana adalah istilah terkait dengan tipe khusus dari reaksi redoks. Unsur dalam satu keadaan oksidasi secara bersamaan dioksidasi dan dikurangi. Dalam reaksi disproporsionasi, satu reaktan harus selalu mengandung unsur yang dapat memiliki setidaknya tiga keadaan oksidasi.
2H2 O2 (aq) -> 2H2O (l) + O2 (g)
Di sini bilangan oksidasi dalam reaktan secara sederhana adalah istilah terkait dengan (-1), ia naik ke nol dalam O2 dan menurun menjadi (-2) dalam H2O. Bilangan oksidasi dalam Hidrogen tidak berubah dalam reaksi.
Ringkasan
Reaksi redoks dianggap sebagai reaksi transfer elektron. Dalam reaksi redoks, satu elemen teroksidasi dan melepaskan elektron dan satu elemen berkurang dengan mendapatkan elektron yang dilepaskan. Tingkat oksidasi sama dengan tingkat reduksi dalam hal pertukaran elektron dalam reaksi. Ada dua reaksi setengah dalam reaksi redoks; mereka disebut setengah reaksi oksidasi dan setengah reaksi reduksi. Ada peningkatan jumlah oksidasi dalam oksidasi, demikian pula jumlah oksidasi berkurang dalam reduksi.