- Untuk menyelesaikan tugas kimia yg diberi oleh bapak Darwison,M.t
- Untuk memahami materi tentang reaksi larutan dalam air.
- Untuk menambah wawasan terkait materi reaksi larutan dalam air.
LARUTAN adalah campuran homogen dua atau lebih.
Zat terlarut adalah
zat yang ada dalam jumlah yang lebih kecil.
Zat pelarut adalah
zat yang ada dalam jumlah yang lebih besar.
Suatu larutan dapat berupa gas
(seperti udara),padat (seperti paduan logam) atau cairan (misalnya air laut).
Contoh ionisasi asam asetat
Asam dan Basa Brønsted
Definisi yang asam basa lebih luas diusulkan oleh ahli kimia Denmark Johannes Brønsted pada tahun 193. Asam Brønsted adalah donor proton, dan basa Brønsted adalah akseptor proton. Definisi Brønsted tidak memerlukan asam dan basa pada larutan dalam air. Asam hidroklorat adalah asam Brønsted karena ia menyumbangkan proton dalam air:
Akibatnya proton ada dalam bentuk terhidrasi. Proton terhidrasi, H₃O⁺, disebut ion hidronium.seperti gambar berikut.
Gambar 4.7 Ionisasi HCl dalam air membentuk ion hidronium dan ion klorida.
Ionisasi asam klorida harus ditulis sebagai berikut:
Reaksi asam-basa dapat dicirikan sebagai proses transfer proton, sedangkan golongan reaksi yang disebut oksidasi-reduksi, atau reaksi redoks, reaksi ini dianggap sebagai reaksi transfer-elektron.
Perhatikan pembentukan senyawa magnesium oksida (MgO) dari magnesium dan oksigen (Gambar 4.9):
2Mg(s) + O₂(g) → 2MgO(s)
Gambar 4.9 Magnesium dibakar dengan oksigen membentuk magnesium oksida
Magnesium oksida (MgO) adalah senyawa ionik yang tersusun dari ion Mg²⁺ dan O²⁻.
Dalam reaksi ini, dua atom Mg melepaskan atau mentransfer empat elektron kepada dua atom O (dalam O₂). Untuk memudahkan, kita dapat menganggap proses ini sebagai dua langkah terpisah, pertama melibatkan lepasnya empat elektron dari dua atom Mg dan selanjutnya adalah penerimaan empat elektron oleh molekul O₂:
2Mg → 2Mg²⁺ + 4e⁻
O₂ + 4e⁻ → 2O²⁻
Masing-masing langkah ini disebut setengah reaksi, yang secara eksplisit menunjukkan elektron yang terlibat dalam reaksi redoks. Jumlah dari setengah reaksi memberikan reaksi keseluruhan:
2Mg + O₂ + 4e⁻ → 2Mg²⁺ + 2O²⁻ + 4e⁻
atau, jika kita menghilangkan elektron yang muncul di kedua sisi persamaan,
2Mg + O₂ → 2Mg²⁺ + 2O²⁻
Akhirnya, ion Mg²⁺ dan O²⁻ bergabung membentuk MgO:
2Mg²⁺ + 2O²⁻ → 2MgO.
Istilah reaksi oksidasi mengacu pada setengah reaksi yang melibatkan lepasnya elektron.
Reaksi reduksi adalah setengah reaksi yang melibatkan penambahan elektron. Dalam pembentukan magnesium oksida, magnesium dioksidasi. Magnesium dikatakan bertindak sebagai agen pereduksi (reduktor) karena menyumbangkan elektron ke oksigen dan menyebabkan oksigen direduksi. Oksigen direduksi dan bertindak sebagai agen pengoksidasi (oksidator) karena oksigen menerima elektron dari magnesium, menyebabkan magnesium teroksidasi. tingkat oksidasi dalam reaksi redoks harus sama dengan tingkat reduksi; yaitu, jumlah elektron yang dilepas oleh zat pereduksi harus sama dengan jumlah elektron yang diterima oleh zat pengoksidasi. Ketika seng logam ditambahkan ke dalam larutan yang mengandung tembaga (II) sulfat (CuSO₄), seng mereduksi Cu²⁺ dengan menyumbangkan dua elektron ke dalamnya:
Zn(s) + CuSO₄(aq) → ZnSO₄(aq) + Cu(s)
Dalam prosesnya, larutannya kehilangan warna biru yang menjadi ciri keberadaan ion Cu²⁺ terhidrasi (Gambar 4.10):
Zn(s) + Cu²⁺(aq) → Zn²⁺(aq) + Cu(s)
Setengah reaksi oksidasi dan reduksinya adalah
Zn → Zn²⁺ + 2e⁻
Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu
Demikian pula, logam tembaga mereduksi ion perak dalam larutan perak nitrat (AgNO₃):
Cu(s) + 2AgNO₃(aq) → Cu(NO₃)₂(aq) + 2Ag(s)
atau
Cu(s) + 2Ag⁺(aq) → Cu²⁺(aq) + 2Ag(s)
Bilangan Oksidasi (Biloks)
Definisi reduksi dan oksidasi tidak secara akurat mengkarakterisasi pembentukan hidrogen klorida (HCl) dan belerang dioksida (SO₂):
H₂(g) + Cl₂(g) → 2HCl(g)
S(s) + O₂(g) → SO₂(g)
Karena HCl dan SO₂ bukan senyawa ionik tetapi molekul, tidak ada elektron yang benar-benar ditransfer dalam pembentukan senyawa ini, seperti pada MgO. Namun demikian, para ahli kimia menemukan bahwa reaksi ini adalah reaksi redoks karena pengukuran secara eksperimen menunjukkan bahwa terdapat transfer sebagian elektron (dari H ke Cl dalam HCl dan dari S ke O dalam SO₂).
Untuk melacak elektron dalam reaksi redoks, penting untuk menetapkan bilangan oksidasi untuk reaktan dan produk. Sebagai contoh, kita dapat menulis ulang persamaan sebelumnya untuk pembentukan HCl dan SO₂ sebagai berikut:
Angka-angka di atas simbol unsur adalah bilangan oksidasi. Dalam kedua reaksi yang ditunjukkan, tidak ada muatan pada atom dalam molekul reaktan. Jadi, bilangan oksidasi molekul adalah nol.
Bilangan oksidasi mencerminkan jumlah elektron yang "ditransfer".
Kita menggunakan aturan berikut untuk menetapkan bilangan oksidasi:
1) Dalam unsur bebas (yaitu, dalam keadaan tidak terkombinasi), setiap atom memiliki bilangan oksidasi nol. Jadi, setiap atom dalam H₂, Br₂, Na, Be, K, O₂, dan P₄ memiliki bilangan oksidasi yang sama: yaitu nol.
2) Untuk ion yang hanya terdiri dari satu atom (yaitu, ion monatomik), bilangan oksidasi sama dengan muatan pada ion. Jadi, ion Li⁺ memiliki bilangan oksidasi +1; Ion Ba²⁺, +2; Ion Fe³⁺, +3; Ion I⁻, -1; Ion O²⁻, -2; dan seterusnya. Semua logam alkali memiliki bilangan oksidasi +1 dan semua logam alkali tanah memiliki bilangan oksidasi +2 dalam senyawanya. Aluminium memiliki bilangan oksidasi +3 dalam semua senyawanya.
3) Bilangan oksidasi oksigen dalam sebagian besar senyawa (misalnya, MgO dan H₂O) adalah -2, tetapi dalam hidrogen peroksida (H₂O₂) dan ion peroksida (O₂²⁻), adalah -1.
4) Bilangan oksidasi hidrogen adalah +1, kecuali ketika terikat pada logam dalam senyawa biner. Dalam kasus ini (misalnya, LiH, NaH, CaH₂), bilangan oksidasinya adalah -1.
5) Fluorin memiliki bilangan oksidasi -1 dalam semua senyawanya. Halogen lain (Cl, Br, dan I) memiliki bilangan oksidasi negatif ketika mereka muncul sebagai ion halida dalam senyawanya. Ketika dikombinasikan dengan oksigen — misalnya dalam asam okso dan anion okso (lihat Bagian 2.7) —halida memiliki bilangan oksidasi positif.
6) Dalam molekul netral, jumlah bilangan oksidasi semua atom harus nol. Dalam ion poliatomik, jumlah bilangan oksidasi semua unsur dalam ion harus sama dengan muatan bersih ion. Misalnya, dalam ion amonium (NH₄⁺) bilangan oksidasi N adalah -3 dan H adalah +1. Jadi jumlah bilangan oksidasi adalah -3 + 4 (+1) = +1, yang sama dengan muatan bersih dari ion.
7) Bilangan oksidasi tidak harus bilangan bulat. Misalnya, bilangan oksidasi O dalam ion superoksida, O₂⁻, adalah -½.
Kita menerapkan aturan sebelumnya untuk menetapkan bilangan oksidasi dalam Contoh berikut.
Contoh :
Tetapkan bilangan oksidasi untuk semua unsur dalam senyawa dan ion berikut ini: (a) Li₂O, (b) HNO₃, (c) Cr₂O₇²⁻
Jawab :
(a) Berdasarkan aturan 2 kita melihat bahwa litium memiliki bilangan oksidasi +1 (Li⁺) dan bilangan oksidasi oksigen adalah -2 (O²⁻).
(b) Ini adalah rumus untuk asam nitrat, yang menghasilkan ion H⁺ dan ion NO₃⁻ dalam larutan. Dari aturan 4 kita melihat bahwa H memiliki bilangan oksidasi +1. Dengan demikian gugus lain (ion nitrat) harus memiliki bilangan oksidasi bersih -1. Oksigen memiliki bilangan oksidasi -2, dan jika kita menggunakan x untuk mewakili bilangan oksidasi nitrogen, maka ion nitrat dapat ditulis sebagai
[N⁽ˣ⁾O₃⁽²⁻⁾]⁻
sehingga
x + 3(-2) = -1
atau
x = +5
(c) Dari aturan 6 kita melihat bahwa jumlah bilangan oksidasi dalam ion dikromat Cr₂O₇²⁻ harus -2. Kita tahu bahwa bilangan oksidasi O adalah -2, jadi yang tersisa hanyalah menentukan bilangan oksidasi Cr, yang kita misalkan disebut y. Ion dikromat dapat ditulis sebagai
sehingga
2(y) + 7(-2) = -2
atau
y = +6
Gambar 4.11 menunjukkan bilangan oksidasi yang diketahui dari unsur-unsur yang dikenal, diatur sesuai dengan posisinya di tabel periodik. Kita dapat meringkas isi gambar ini sebagai berikut:
Unsur logam hanya memiliki bilangan oksidasi positif, sedangkan unsur bukan logam dapat memiliki bilangan oksidasi positif atau negatif.Bilangan oksidasi tertinggi yang dimiliki unsur dalam Golongan 1A-7A adalah nomor golongannya. Sebagai contoh, halogen berada di Golongan 7A, jadi bilangan oksidasi tertinggi yang mungkin adalah +7.Logam transisi (Golongan 1B, 3B-8B) biasanya memiliki beberapa kemungkinan bilangan oksidasi.
Gambar 4.11 Bilangan oksidasi unsur dalam senyawanya. Bilangan oksidasi yang lebih umum berwarna merah.
Jenis-jenis Reaksi Redoks
1) Reaksi Pembentukan (Kombinasi)
Reaksi pembentukan adalah reaksi di mana dua atau lebih zat bergabung membentuk produk tunggal. Gambar 4.12 menunjukkan beberapa reaksi kombinasi. Sebagai contoh,
Gambar 4.12 Beberapa reaksi redoks kombinasi sederhana. (a) Belerang terbakar di udara membentuk belerang dioksida. (b) Pembakaran natrium dalam klorin membentuk natrium klorida. (c) Aluminium bereaksi dengan bromin membentuk aluminium bromida.
Reaksi penguraian adalah kebalikan dari reaksi pembentukan (kombinasi). Secara khusus, reaksi dekomposisi adalah penguraian senyawa menjadi dua atau lebih komponen (Gambar 4.13). Sebagai contoh,
Gambar 4.13 (a) Pada pemanasan, merkuri (II) oksida (HgO) terurai membentuk merkuri dan oksigen. (b) Pemanasan kalium klorat (KClO₃) menghasilkan oksigen, yang mendukung pembakaran bilah kayu.
3) Reaksi pembakaran
Reaksi pembakaran adalah reaksi di mana suatu zat bereaksi dengan oksigen, biasanya dengan melepaskan panas dan cahaya menghasilkan api. Reaksi antara magnesium dan sulfur dengan oksigen yang dijelaskan sebelumnya adalah reaksi pembakaran. Contoh lain adalah pembakaran propana (C₃H₈), komponen gas alam yang digunakan untuk pemanasan dan memasak rumah tangga:
C₃H₈(g) + 5O₂(g) → 3CO₂(g) + 4H₂O(l)
Pengaturan bilangan oksidasi atom C dalam senyawa organik lebih banyak terlibat. Di sini, kita hanya fokus pada bilangan oksidasi atom O, yang berubah dari 0 menjadi -2.
4) Reaksi Perpindahan (substitusi)
Dalam reaksi substitusi (perpindahan), ion (atau atom) dalam suatu senyawa digantikan oleh ion (atau atom) unsur lain: Sebagian besar reaksi perpindahan masuk ke dalam salah satu dari tiga subkategori: perpindahan hidrogen, perpindahan logam, atau perpindahan halogen.
Perpindahan Hidrogen.
Semua logam alkali dan beberapa logam alkali tanah (Ca, Sr, dan Ba), yang merupakan unsur logam paling reaktif, akan menggantikan hidrogen dari air dingin (Gambar 4.14):
Gambar 4.15 menunjukkan reaksi antara asam klorida (HCl) dan besi (Fe), seng (Zn), dan magnesium (Mg). Reaksi-reaksi ini digunakan untuk menyiapkan gas hidrogen di laboratorium.
Reaksi substitusi logam menemukan banyak aplikasi dalam proses metalurgi, yang tujuannya adalah untuk memisahkan logam murni dari bijihnya. Sebagai contoh, vanadium diperoleh dengan memperlakukan vanadium (V) oksida dengan logam kalsium :
V₂O₅(s) + 5Ca(l) → 2V(l) + 5CaO(s)
Dalam setiap kasus, logam yang bertindak sebagai zat pereduksi terletak di atas logam yang direduksi (yaitu, Ca di atas V dan Mg di atas Ti) dalam seri aktivitas. Kita akan melihat lebih banyak contoh dari jenis reaksi ini di Bab 19.
Substitusi Halogen.
Seri aktivitas lainnya yang merangkum perilaku halogen dalam reaksi perpindahan halogen:
F₂ > Cl₂ > Br₂ > I₂
Kekuatan unsur-unsur ini sebagai zat pengoksidasi berkurang jika kita mengurutkan Golongan 7A dari florin ke iodin, sehingga molekul florin dapat menggantikan ion klorida, bromida, dan iodida dalam larutan.
Persamaan substitusi adalah
Persamaan ionik adalah
Molekul bromin, pada gilirannya, dapat menggantikan ion iodida dalam larutan
Membalikkan peran halogen tidak menghasilkan reaksi. Dengan demikian, brom tidak dapat menggantikan ion klorida, dan yodium tidak dapat menggantikan ion bromida dan klorida.
2X⁻ → X₂ + 2e⁻
2Br⁻(aq) → Br₂(l) + 2e⁻
Salah satu sumber terkaya ion Br₂ adalah Laut Mati — sekitar 4000 bagian per juta (ppm) berdasarkan massa semua zat terlarut di Laut Mati adalah Br. Setelah oksidasi ion Br₂, brom dihilangkan dari larutan dengan meniupkan udara ke atas larutan, dan campuran udara-bromin kemudian didinginkan untuk memadatkan bromin (Gambar 4.17).
Yodium juga dibuat dari air laut dan air garam alami oleh oksidasi ion I₂ dengan klorin. Karena ion Br₂ dan I₂ selalu ada di sumber yang sama, keduanya teroksidasi oleh klorin. Namun, relatif mudah untuk memisahkan Br₂ dari I₂ karena yodium adalah padatan yang sedikit larut dalam air. Prosedur peniupan udara akan menghilangkan sebagian besar bromin yang terbentuk tetapi tidak akan memengaruhi kehadiran yodium.
Di sini bilangan oksidasi oksigen dalam reaktan (-1) meningkat menjadi nol pada O₂ dan menurun menjadi -2 pada H₂O. Contoh lain adalah reaksi antara molekul klorin dan larutan NaOH:
Reaksi ini menjelaskan pembentukan zat pemutih rumah tangga, karena ion hipoklorit (ClO₂) yang mengoksidasi zat pembawa warna dalam noda, mengubahnya menjadi senyawa tidak berwarna.
Akhirnya, menarik untuk membandingkan reaksi redoks dan reaksi asam-basa. Keduanya analog dengan reaksi asam-basa yang melibatkan transfer proton sedangkan reaksi redoks melibatkan transfer elektron. Namun, sementara reaksi asam basa cukup mudah dikenali (karena selalu melibatkan asam dan basa), tidak ada prosedur sederhana untuk mengidentifikasi proses redoks. Satu-satunya cara yang pasti adalah membandingkan bilangan oksidasi dari semua unsur dalam reaktan dan produk. Setiap perubahan dalam bilangan oksidasi menjamin bahwa reaksi tersebut bersifat redoks.
Tinjau definisi reaksi pembentukan, reaksi penguraian, reaksi pembakaran, reaksi perpindahan, dan reaksi disproporsionasi.
Penyelesaian
(a) Ini adalah reaksi penguraian karena satu reaktan diubah menjadi dua produk yang berbeda. Bilangan oksidasi N berubah dari +1 menjadi 0, sedangkan O berubah dari -2 menjadi 0.
(b) Ini adalah reaksi pembentukan (dua reaktan membentuk produk tunggal). Bilangan oksidasi Li berubah dari 0 menjadi +1 sedangkan N berubah dari 0 menjadi -3.
(c) Ini adalah reaksi perpindahan logam. Logam Ni menggantikan (mereduksi) ion Pb²⁺. Bilangan oksidasi Ni meningkat dari 0 menjadi +2 sedangkan Pb menurun dari +2 menjadi 0.(d) Bilangan oksidasi N adalah +4 dalam NO₂ dan +3 dalam HNO₂ dan +5 dalam HNO₃. Karena bilangan oksidasi dari unsur yang sama meningkat dan menurun, ini adalah reaksi disproporsionasi.
Jenis-jenis Reaksi Redoks
1) Reaksi Pembentukan (Kombinasi)
Reaksi pembentukan adalah reaksi di mana dua atau lebih zat bergabung membentuk produk tunggal. Gambar 4.12 menunjukkan beberapa reaksi kombinasi. Sebagai contoh,
Gambar 4.12 Beberapa reaksi redoks kombinasi sederhana. (a) Belerang terbakar di udara membentuk belerang dioksida. (b) Pembakaran natrium dalam klorin membentuk natrium klorida. (c) Aluminium bereaksi dengan bromin membentuk aluminium bromida.
Reaksi penguraian adalah kebalikan dari reaksi pembentukan (kombinasi). Secara khusus, reaksi dekomposisi adalah penguraian senyawa menjadi dua atau lebih komponen (Gambar 4.13). Sebagai contoh,
Gambar 4.13 (a) Pada pemanasan, merkuri (II) oksida (HgO) terurai membentuk merkuri dan oksigen. (b) Pemanasan kalium klorat (KClO₃) menghasilkan oksigen, yang mendukung pembakaran bilah kayu.
3) Reaksi pembakaran
Reaksi pembakaran adalah reaksi di mana suatu zat bereaksi dengan oksigen, biasanya dengan melepaskan panas dan cahaya menghasilkan api. Reaksi antara magnesium dan sulfur dengan oksigen yang dijelaskan sebelumnya adalah reaksi pembakaran. Contoh lain adalah pembakaran propana (C₃H₈), komponen gas alam yang digunakan untuk pemanasan dan memasak rumah tangga:
C₃H₈(g) + 5O₂(g) → 3CO₂(g) + 4H₂O(l)
Pengaturan bilangan oksidasi atom C dalam senyawa organik lebih banyak terlibat. Di sini, kita hanya fokus pada bilangan oksidasi atom O, yang berubah dari 0 menjadi -2.
4) Reaksi Perpindahan (substitusi)
Dalam reaksi substitusi (perpindahan), ion (atau atom) dalam suatu senyawa digantikan oleh ion (atau atom) unsur lain: Sebagian besar reaksi perpindahan masuk ke dalam salah satu dari tiga subkategori: perpindahan hidrogen, perpindahan logam, atau perpindahan halogen.
Perpindahan Hidrogen.
Semua logam alkali dan beberapa logam alkali tanah (Ca, Sr, dan Ba), yang merupakan unsur logam paling reaktif, akan menggantikan hidrogen dari air dingin (Gambar 4.14):
Gambar 4.15 menunjukkan reaksi antara asam klorida (HCl) dan besi (Fe), seng (Zn), dan magnesium (Mg). Reaksi-reaksi ini digunakan untuk menyiapkan gas hidrogen di laboratorium.
Reaksi substitusi logam menemukan banyak aplikasi dalam proses metalurgi, yang tujuannya adalah untuk memisahkan logam murni dari bijihnya. Sebagai contoh, vanadium diperoleh dengan memperlakukan vanadium (V) oksida dengan logam kalsium :
V₂O₅(s) + 5Ca(l) → 2V(l) + 5CaO(s)
Dalam setiap kasus, logam yang bertindak sebagai zat pereduksi terletak di atas logam yang direduksi (yaitu, Ca di atas V dan Mg di atas Ti) dalam seri aktivitas. Kita akan melihat lebih banyak contoh dari jenis reaksi ini di Bab 19.
Substitusi Halogen.
Seri aktivitas lainnya yang merangkum perilaku halogen dalam reaksi perpindahan halogen:
F₂ > Cl₂ > Br₂ > I₂
Kekuatan unsur-unsur ini sebagai zat pengoksidasi berkurang jika kita mengurutkan Golongan 7A dari florin ke iodin, sehingga molekul florin dapat menggantikan ion klorida, bromida, dan iodida dalam larutan.
Persamaan substitusi adalah
Persamaan ionik adalah
Molekul bromin, pada gilirannya, dapat menggantikan ion iodida dalam larutan
Membalikkan peran halogen tidak menghasilkan reaksi. Dengan demikian, brom tidak dapat menggantikan ion klorida, dan yodium tidak dapat menggantikan ion bromida dan klorida.
2X⁻ → X₂ + 2e⁻
2Br⁻(aq) → Br₂(l) + 2e⁻
Salah satu sumber terkaya ion Br₂ adalah Laut Mati — sekitar 4000 bagian per juta (ppm) berdasarkan massa semua zat terlarut di Laut Mati adalah Br. Setelah oksidasi ion Br₂, brom dihilangkan dari larutan dengan meniupkan udara ke atas larutan, dan campuran udara-bromin kemudian didinginkan untuk memadatkan bromin (Gambar 4.17).
Yodium juga dibuat dari air laut dan air garam alami oleh oksidasi ion I₂ dengan klorin. Karena ion Br₂ dan I₂ selalu ada di sumber yang sama, keduanya teroksidasi oleh klorin. Namun, relatif mudah untuk memisahkan Br₂ dari I₂ karena yodium adalah padatan yang sedikit larut dalam air. Prosedur peniupan udara akan menghilangkan sebagian besar bromin yang terbentuk tetapi tidak akan memengaruhi kehadiran yodium.
Di sini bilangan oksidasi oksigen dalam reaktan (-1) meningkat menjadi nol pada O₂ dan menurun menjadi -2 pada H₂O. Contoh lain adalah reaksi antara molekul klorin dan larutan NaOH:
Reaksi ini menjelaskan pembentukan zat pemutih rumah tangga, karena ion hipoklorit (ClO₂) yang mengoksidasi zat pembawa warna dalam noda, mengubahnya menjadi senyawa tidak berwarna.
Akhirnya, menarik untuk membandingkan reaksi redoks dan reaksi asam-basa. Keduanya analog dengan reaksi asam-basa yang melibatkan transfer proton sedangkan reaksi redoks melibatkan transfer elektron. Namun, sementara reaksi asam basa cukup mudah dikenali (karena selalu melibatkan asam dan basa), tidak ada prosedur sederhana untuk mengidentifikasi proses redoks. Satu-satunya cara yang pasti adalah membandingkan bilangan oksidasi dari semua unsur dalam reaktan dan produk. Setiap perubahan dalam bilangan oksidasi menjamin bahwa reaksi tersebut bersifat redoks.
Tinjau definisi reaksi pembentukan, reaksi penguraian, reaksi pembakaran, reaksi perpindahan, dan reaksi disproporsionasi.
Penyelesaian
(a) Ini adalah reaksi penguraian karena satu reaktan diubah menjadi dua produk yang berbeda. Bilangan oksidasi N berubah dari +1 menjadi 0, sedangkan O berubah dari -2 menjadi 0.
(b) Ini adalah reaksi pembentukan (dua reaktan membentuk produk tunggal). Bilangan oksidasi Li berubah dari 0 menjadi +1 sedangkan N berubah dari 0 menjadi -3.
(c) Ini adalah reaksi perpindahan logam. Logam Ni menggantikan (mereduksi) ion Pb²⁺. Bilangan oksidasi Ni meningkat dari 0 menjadi +2 sedangkan Pb menurun dari +2 menjadi 0.(d) Bilangan oksidasi N adalah +4 dalam NO₂ dan +3 dalam HNO₂ dan +5 dalam HNO₃. Karena bilangan oksidasi dari unsur yang sama meningkat dan menurun, ini adalah reaksi disproporsionasi.
a.) Prosedur Percobaan
- Siapkan alat dan bahan yang akan digunakan di library proteus
- Susunlah alat dan bahan tersebut seperti gambar di bawah ini
- Setelah semua komponen terangkai, maka cobalah untuk menjalankannya.
- Dekatkan senter pada sensor
- Jika rangkaian benar, maka lampunya akan hidup bersamaan dengan itu juga akan terdengar suara dari buzzernya.
- Jika senter dijauhkan maka lampu akan mati dan tidak menyala.
b.) Rangkaian Simulasi
Tidak ada komentar:
Posting Komentar