Reduktor

Dari Wikipedia bahasa Indonesia, ensiklopedia bebas
Lompat ke: navigasi, cari

Suatu zat pereduksi (disebut juga reduktor) adalah unsur atau senyawa yang kehilangan (atau "mendonasikan") elektron kepada spesies kimia lainnya dalam suatu reaksi kimia redoks. Karena zat pereduksi kehilangan elektron, maka dikatana ia mengalami oksidasi.

Jika suatu zat adalah donor elektron (reduktor), pihak lain haruslah bertindak selaku penerima elektron (oksidator). Suatu reduktor dioksidasi karena ia kehilangan elektron dalam reaksi redoks. Reduktor biasanya berada pada salah satu tingkat oksidasi terendahnya dan dikenal sebagai donor elektron. Contoh yang termasuk reduktor adalah logam tanah, asam format, dan senyawa-senyawa sulfit

Sebagai contoh, dalam reaksi total untuk respirasi seluler aerobik:

C_6H_{\text{12}}O_6(s) + 6O_2(g) \longrightarrow 6CO_2(g) + 6H_2O(l)

Oksigen (O2) mengalami reduksi, sehingga ia adalah oksidator. Glukosa (C6H12O6) mengalami oksidasi, sehingga ia adalah reduktor.

Dalam kimia organik, reduksi secara lebih spesifik merujuk kepada penambahan hidrogen pada suatu molekul, meskipun definisi yang disebut sebelumnya masih berlaku. Misalnya, benzena direduksi menjadi sikloheksana dengan adanya katalis platina:

C_6H_6 + 3H_2 \longrightarrow C_6H_{\text{12}}

Dalam kimia organik, reduktor yang baik adalah pereaksi yang dapat menghasilkan H2.

Secara historis, reduksi merujuk pada penghilangan oksigen dari senyawa, oleh sebab itu dinamakan 'reduksi'. Pengertian modern mendonorkan elektron adalah generalisasi ide ini, sebagai pengakuan bahwa komponen lain dapat memainkan peran yang mirip dengan peran kimia oksigen.

Karakter[sunting | sunting sumber]

Jika diperhatikan reaksi berikut:

2[Fe(CN)_6]^{4-} + Cl_2 \longrightarrow 2[Fe(CN)_6]^{3-} + 2Cl^-

Reduktor dalam reaksi ini adalah ferosianida ([Fe(CN)6]4−. Ia mendonasikan sebuah elektron, teroksidasi menjadi ferisianida ([Fe(CN)6]3−). Pada saat yang sama, oksidator klorin mengalami reduksi menjadi klorida.

Reduktor kuat sangat mudah kehilangan (atau mendonasikan) elektron. Suatu atom dengan jari-jari atom relatif besar cenderung merupakan reduktor yang lebih baik. Dalam spesies semacam ini, jarak dari inti atom ke elektron valensi sangat jauh sehingga elektron-elektron ini tidak tertarik dengan kuat. Unsur-unsur ini cenderung merupakan reduktor kuat. Reduktor yang baik cenderung terdiri dari atom-atom dengan elektronegativitas rendah, kemampuan suatu atom atau molekul untuk menarik elektron ikatan, dan spesies dengan energi ionisasi yang relatif kecil. "Ukuran suatu material untuk teroksidasi atau kehilangan elektron dikenal sebagai potensial oksidasi".[1] Tabel berikut menunjukkan beberapa potensial reduksi yang dapat diubah dengan mudah menjadi potensial oksidasi dengan hanya membalikkan tandanya. Reduktor dapat diperingkat berdasarkan kenaikan kekuatan potensial oksidasinya. Reduktor dikatakan lebih kuat jika ia memiliki potensial oksidasi lebih positif, dan lebih lemah jika ia memiliki potensial oksidasi lebih negatif. Tabel berikut menyajikan potensial reduksi dari beberapa reduktor pada 25 °C.

Oksidator Reduktor Potensial reduksi (V)
Li+ + e = Li −3,04
Na+ + e = Na −2,71
Mg2+ + 2e = Mg −2,38
Al3+ + 3e = Al −1,66
2H2O(l) + 2e = H2(g) + 2OH −0,83
Cr3+ + 3e = Cr −0,74
Fe2+ + 2e = Fe −0,44
2H+ + 2e = H2 0,00
Sn4+ + 2e = Sn2+ +0,15
Cu2+ + e = Cu+ +0,16
Ag+ + e = Ag +0,80
Br2 + 2e = 2Br +1,07
Cl2 + 2e = 2Cl +1,36
MnO4 + 8H+ + 5e = Mn2+ + 4H2O +1,49
F2 + 2e = 2F +2,87[2]

Untuk mengatakan manakah yang merupakan reduktor terkuat, kita dapat mengubah tandanya saja untuk mengubah potensial reduksi menjadi potensial oksidasi. Semakin besar nilainya, semakin kuat sifat reduktornya. Sebagai contoh, di antara Na, Cr, Cu dan Cl, Na adalah reduktor paling kuat, sedangkan Cl adalah yang paling lemah.

Reduktor yang umum digunakan termasuk logam kalium, kalsium, barium, natrium, dan magensium, dan juga senyawa yang menagandung ion H, yaitu NaH, LiH,[3] LiAlH4 dan CaH2.

Beberapa unsur dan senyawa dapat berfungsi ganda baik reduktor maupun oksidator. Gas hidrogen adalah reduktor jika bereaksi dengan nonlogam dan merupakan oksidator jika bereaksi dengan logam.

2Li_{(s)} + H_{2(g)} \longrightarrow 2LiH_{(s)}

Hidrogen bertindak selaku oksidator karena ia menerima sumbangan elektron dari litium, sehingga menyebabkan Li teroksidasi.

Setengah reaksi:

2 Li0(s) → 2 Li+(s) + 2 e ::::: H02(g) + 2 e → 2 H(g)
H2(g) + F2(g) → 2 HF(g)

Hidrogen bertindak sebagai reduktor karena ia mendonasikan elektronnya kepada fluor, sehingga menyebabkan fluor tereduksi.

Setengah reaksi:

H02(g) → 2 H+(g) + 2 e:::::

F02(g) + 2 e → 2 F(g)

Penting[sunting | sunting sumber]

Reduktor dan oksidator adalah yang bertanggung jawab pada korosi, yang merupakan “degradasi logam sebagai hasil dari aktivitas elektrokimia”.[1] Korosi memerlukan sebuah anode dan katode agar dapat berlangsung. Anode adalah unsur yang kehilangan elektron (reduktor), sehingga oksidasi selalu terjadi di anode, sedangkan katode adalah unsur yang menerima elektron (oksidator), sehingga reduksi selalu terjadi di katode. Korosi terjadi ketika terdapat perbedaan perbedaan potensial oksidasi. Jika terdapat perbedaan ini, logam anode mulai mengalami deteriorasi, menandakan menandakan adanya hubungan listrik dan adanya elektrolit.

Contoh reaksi redoks[sunting | sunting sumber]

Pembentukan besi(III) oksida;

4Fe + 3O2 → 2Fe3+2O2−3

Dalam persamaan di atas, besi (Fe) memiliki bilangan oksidasi 0 sebelum reaksi, dan 3+ setelah reaksi. Untuk oksigen (O), bilangan oksidasi sebelum reaksi adalah 0 dan menjadi 2− setelah reaksi. Perubahan ini dapat dilihat sebagai dua "setengah reaksi" yang terjadi secara bersamaan:

  1. Setengah reaksi oksidasi: Fe0Fe3+ + 3e
  2. Setengah reaksi reduksi: O2 + 4e → 2 O2−

Besi (Fe) telah teroksidasi karena mengalami kenaikan bilangan oksidasi. Besi adalah reduktor karena ia memberikan elektronnya kepada oksigen (O2). Oksigen (O2) telah tereduksi karena mengalami penurunan bilangan oksidasi dan merupakan oksidator karena mengambil elektron dari besi (Feri (besi)|Fe).

Reduktor yang umum[sunting | sunting sumber]

Lihat juga[sunting | sunting sumber]

Referensi[sunting | sunting sumber]

  1. ^ a b Electrode Reduction and Oxidation Potential
  2. ^ "Electrode". hyperphysics.phyastr.gsu.edu. 
  3. ^ Aufray M, Menuel S, Fort Y, Eschbach J, Rouxel D, Vincent B (2009). "New Synthesis of Nanosized Niobium Oxides and Lithium Niobate Particles and Their Characterization by XPS Analysis". Journal of Nanoscience and Nanotechnology 9 (8): 4780–4789. doi:10.1166/jnn.2009.1087. 

Bacaan lanjutan[sunting | sunting sumber]

  • (Inggris) "Chemical Principles: The Quest for Insight", Third Edition. Peter Atkins and Loretta Jones p. F76

Pranala luar[sunting | sunting sumber]