Redoks

Redoks adalah istilah yang menjelaskan berubahnya bilangan oksidasi (keadaan oksidasi) atom-atom dalam sebuah reaksi kimia.

Ilustrasi sebuah reaksi redoks

Hal ini dapat berupa proses redoks yang sederhana seperti oksidasi karbon yang menghasilkan karbon dioksida, atau reduksi karbon oleh hidrogen menghasilkan metana (CH₄), ataupun ia dapat berupa proses yang kompleks seperti oksidasi gula pada 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 praktiknya, 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.

Reduction
Oxidant + e^– ⟶ Product
(Electrons gained; oxidation number decreases)

Oxidation
Reductant ⟶ Product + e^–
(Electrons lost; oxidation number increases)

Dua bagian dalam sebuah reaksi redoks

Besi berkarat

Pembakaran terdiri dari reaksi redoks yang melibatkan radikal bebas

Oksidator dan reduktor

Artikel utama: Oksidator dan Reduktor

Senyawa-senyawa yang memiliki kemampuan untuk mengoksidasi senyawa lain dikatakan sebagai oksidatif dan dikenal sebagai oksidator atau agen pengoksidasi. 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 H, MnO, CrO₃, Cr, 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 pereduksi. 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. Jenis reduktor 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 katalitik ini 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:

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

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

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

dan reaksi reduksi

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

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:

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

Dan ion-ion akan bergabung membentuk hidrogen fluorida:

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

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 taek.

Sebagai contoh, reaksi antara larutan besi dan tembaga(II) sulfat:

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

Persamaan ion dari reaksi ini adalah:

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

Terlihat bahwa besi teroksidasi:

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

dan tembaga tereduksi:

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

Contoh-contoh lainnya

• Besi(II) teroksidasi menjadi besi(III)

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

• hidrogen peroksida tereduksi menjadi hidroksida dengan keberadaan sebuah asam:

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

Persamaan keseluruhan reaksi di atas adalah:

${\displaystyle 2\mathrm {Fe} ^{2+}+\mathrm {H} _{2}\mathrm {O} _{2}+2\mathrm {H} ^{+}\longrightarrow 2\mathrm {Fe} ^{3+}+2\mathrm {H} _{2}\mathrm {O} }$

• denitrifikasi, nitrat tereduksi menjadi nitrogen dengan keberadaan asam:

2NO + 10e⁻ + 12 H⁺ → N₂ + 6H₂O

• Besi akan teroksidasi menjadi besi(III) oksida dan oksigen akan tereduksi membentuk besi(III) oksida (umumnya dikenal sebagai perkaratan):

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 atau keton, asam karboksilat, dan kemudian peroksida.

Reaksi redoks dalam industri

Kita dapat melihat penggunaan reaksi redoks dalam ekstraksi logam dimana dengan menggunakan zat pereduksi yang sesuai, oksidasi logam dapat dikurangi menjadi besi di tanur tinggi dengan menggunakan karbon sebagai zat pereduksi.

Fe₂O₃ + 3C → 2Fe + 3CO

Oksidasi juga digunakan dalam proses produksi produk-produk pembersih dan pengoksidasi amonia untuk menghasilkan asam nitrat, yang digunakan di sebagian besar pupuk.

Reaksi redoks merupakan dasar pembuatan sel elektrokimia atau baterai yang banyak digunakan dalam kehidupan sehari-hari untuk menjalankan sejumlah gadget dan peralatan kecil dan besar. Misalnya, aki digunakan untuk memasok semua kebutuhan listrik dari mobil, truk, bus, kereta api, pesawat terbang, dan lain-lain. Demikian pula, energi listrik yang dibutuhkan dalam kapsul ruang diperoleh dengan reaksi hidrogen dan oksigen pada sel bahan bakar yang menggunakan oksigen dan elektroda hidrogen.^[3]

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 senyawa radikal 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. ^[4]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, ketika mangan(II) bereaksi dengan natrium bismutat:

${\displaystyle {\mbox{Reaksi tidak seimbang: }}{\mbox{Mn}}^{2+}(aq)+{\mbox{NaBiO}}_{3}(s)\rightarrow {\mbox{Bi}}^{3+}(aq)+{\mbox{MnO}}_{4}^{-}(aq)\,}$

${\displaystyle {\mbox{Oksidasi: }}{\mbox{4H}}_{2}{\mbox{O}}(l)+{\mbox{Mn}}^{2+}(aq)\rightarrow {\mbox{MnO}}_{4}^{-}(aq)+{\mbox{8H}}^{+}(aq)+{\mbox{5e}}^{-}\,}$

${\displaystyle {\mbox{Reduksi: }}{\mbox{2e}}^{-}+{\mbox{6H}}^{+}(aq)+{\mbox{BiO}}_{3}^{-}(s)\rightarrow {\mbox{Bi}}^{3+}(aq)+{\mbox{3H}}_{2}{\mbox{O}}(l)\,}$

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).

${\displaystyle {\mbox{8H}}_{2}{\mbox{O}}(l)+{\mbox{2Mn}}^{2+}(aq)\rightarrow {\mbox{2MnO}}_{4}^{-}(aq)+{\mbox{16H}}^{+}(aq)+{\mbox{10e}}^{-}\,}$

${\displaystyle {\mbox{10e}}^{-}+{\mbox{30H}}^{+}(aq)+{\mbox{5BiO}}_{3}^{-}(s)\rightarrow {\mbox{5Bi}}^{3+}(aq)+{\mbox{15H}}_{2}{\mbox{O}}(l)\,}$

Reaksi diseimbangkan:

${\displaystyle {\mbox{14H}}^{+}(aq)+{\mbox{2Mn}}^{2+}(aq)+{\mbox{5NaBiO}}_{3}(s)\rightarrow {\mbox{7H}}_{2}{\mbox{O}}(l)+{\mbox{2MnO}}_{4}^{-}(aq)+{\mbox{5Bi}}^{3+}(aq)+{\mbox{5Na}}^{+}(aq)\,}$

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

${\displaystyle {\mbox{Reaksi tidak seimbang: }}{\mbox{C}}_{3}{\mbox{H}}_{8}+{\mbox{O}}_{2}\rightarrow {\mbox{CO}}_{2}+{\mbox{H}}_{2}{\mbox{O}}\,}$

${\displaystyle {\mbox{Reduksi: }}{\mbox{4H}}^{+}+{\mbox{O}}_{2}+{\mbox{4e}}^{-}\rightarrow {\mbox{2H}}_{2}{\mbox{O}}\,}$

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

Dengan menyeimbangkan jumlah elektron yang terlibat:

${\displaystyle {\mbox{20H}}^{+}+{\mbox{5O}}_{2}+{\mbox{20e}}^{-}\rightarrow {\mbox{10H}}_{2}{\mbox{O}}\,}$

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

Persamaan diseimbangkan:

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

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:

${\displaystyle {\mbox{Reaksi takseimbang: }}{\mbox{KMnO}}_{4}+{\mbox{Na}}_{2}{\mbox{SO}}_{3}+{\mbox{H}}_{2}{\mbox{O}}\rightarrow {\mbox{MnO}}_{2}+{\mbox{Na}}_{2}{\mbox{SO}}_{4}+{\mbox{KOH}}\,}$

${\displaystyle {\mbox{Reduksi: }}{\mbox{3e}}^{-}+{\mbox{2H}}_{2}{\mbox{O}}+{\mbox{MnO}}_{4}^{-}\rightarrow {\mbox{MnO}}_{2}+{\mbox{4OH}}^{-}\,}$

${\displaystyle {\mbox{Oksidasi: }}{\mbox{2OH}}^{-}+{\mbox{SO}}_{3}^{2-}\rightarrow {\mbox{SO}}_{4}^{2-}+{\mbox{H}}_{2}{\mbox{O}}+{\mbox{2e}}^{-}\,}$

Dengan menyeimbangkan jumlah elektron pada kedua reaksi setengah di atas:

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

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

Persamaan diseimbangkan:

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

Lihat pula

• Oksidator
• Reduktor
• Reduksi organik
• Hidrogenasi
• Proses Bessemer
• Bioremediasi
• Siklus Calvin
• Siklus asam sitrat
• Sel elektrokimia
• Elektrokimia
• Sel galvani
• Potensial membran
• Adisi oksidatif dan eliminasi reduktif
• Reduktor
• Reaksi termik
• Oksidasi parsial
• Potensial reduksi
• Deret elektrokimia

Referensi

1. Hudlický, Miloš (1996). Reductions in Organic Chemistry. Washington, D.C.: American Chemical Society. hlm. 429. ISBN 0-8412-3344-6.
2. Hudlický, Miloš (1990). Oxidations in Organic Chemistry. Washington, D.C.: American Chemical Society. hlm. 456. ISBN 0-8412-1780-7.
3. Harmoko, Jati (2018-02-17). "5 Penerapan Reaksi Redoks dalam Bidang Industri". MateriKimia. Diakses tanggal 2020-09-30.
4. "gutier.doc" (PDF). Diakses tanggal 2008-06-30.

Pranala luar

• Penyeimbang persamaan kimia Diarsipkan 2010-03-15 di Wayback Machine.
• Oxidation Reduction Potential (ORP Meter)
• Kalkulator reaksi redoks
• Reaksi redoks di Chemguide
• Penyeimbang reaksi redoks dalam jaringan, menyeimbangkan persamaan reaksi setengah dan reaksi penuh