Reaksi Redoks

BAB I

PENDAHULUAN

1.1 Latar Belakang

Reaksi redoks memiliki banyak manfaat dalam

kehidupan sehari-hari, baik yang merugikan maupun

yang menguntungkan. Reaksi redoks yang menguntungkan

misalnya saja reaksi yang berlangsung dalam proses

respirasi pada tumbuhan. Dalam proses ini,

karbohidrat dioksidasi menjadi karbondioksida dan

uap air dengan melepas energi, adapun contoh redoks

yang merugikan, yaitu korosi besi (besi berkarat).

Korosi ini sangat merugikan karena merusak banyak

bangunan dan benda-benda yang terbuat dari besi.

Reaksi redoks memiliki aplikasi yang luas dalam

bidang industri, misalnya prinsip reaksi redoks

mendasari pembuatan baterai dan aki, ekstrasi dan

pemisahan logam dengan logam lain, seperti emas,

perak dan kromium, membuat senyawa kimia, seperti

natrium hidroksida yang merupakan bahan baku dalam

banyak kegiatan industri. Reaksi redoks juga dapat

diaplikasikan dalam pembuatan logam seperti besi dan

baja. Pada dewasa ini penggunaan logam yang paling

banyak masih didominasi oleh logam besi dan

paduannya terutama di bidang permesinan. Logam

1

aluminium dan paduannya juga mengalami penggunaan

yang meningkat akhir-akhir ini karena beberapa

sifat-sifatnya yang disukai yang salah satunya

adalah bobotnya yang ringan. Dalam penggunaannya

pada bidang teknik diharuskan memilih bahan logam

yang sesuai dengan keperluan aplikasi dalam hal

kekuatan, kekerasan, kekeuatan lelah, ketahanan

korosi dan sebagainya sehingga dalam pemakaiannya

akan memberikan hasil yang paling optimal. Dari itu

teknik pengolahannya harus memahami reaksi yang

tepat seperti penggunaan reaksi redoks tersebut

dalam penanganan yang tepat.

Proses oksidasi pada buah dapat kita amati

secara langsung, misalnya buah apel yang dikupas dan

didiamkan beberapa saat maka buah tersebut akan

berubah warna menjadi kecoklatan. Pencoklatan pada

apel setelah dikupas atau pada jus apel terjadi

karena senyawa polifenol teroksidasi, bentuk

polifenol teroksidasi ini nantinya dapat bergabung

satu sama lain membentuk senyawa makromolekul

berwarna coklat, dimana senyawa makromolekul ini

nantinya bisa membuat jus apel menjadi keruh. Begitu

pula pada kulit tubuh manusia, proses oksidasi dapat

berlangsung perlahan-lahan dalam jangka waktu yang

relatif lama namun nampak jelas perubahan dari

oksidasi kulit manusia ini. Proses oksidasi pada

kulit manusia atau disebut pula proses penuaan

2

terjadi karena adanya radikal bebas (-OH). Jika di

suatu tempat terjadi reaksi oksidasi dimana reaksi

tersebut menghasilkan hasil samping berupa radikal

bebas (-OH) seperti asap kendaraan, rokok mauoun

polusi maka tanpa adanya kehadiran antioksidan

radikal bebas ini akan menyerang molekul-molekul

lain disekitarnya, seperti pada kulit tubuh manusia.

Oksidasi sendiri adalah hancurnya jaringan tubuh

karena pengaruh radikal bebas.

Antioksidan sangat dibutuhkan manusia dalam

menghambat atau memperlambat proses oksidasi pada

tubuh. Buah strawberry memiliki fungsi yang sangat

besar terhadap proses penundaan penuaan pada tubuh

manusia. Buah ini memang banyak mengandung asam

salisilat (salah satu jenis asam beta-hidroksi yang

membantu mengencangkan kulit), silica, serta vitamin

B, C, E dan K. Dengan kemampuannya menyehatkan dan

meremajakan kulit, strawberry cocok digunakan untuk

hampir semua jenis kulit. Oleh karenanya strawberry

banyak dimanfaatkan industri-industri kosmetik

(terutama industri sabun mandi).

Dalam oksidasi-reduksi, suatu entitas diambil

atau diberikan dari dua zat yang bereaksi.

Situasinya mirip dengan reaksi asam basa.

Singkatnya, reaksi oksidasi-reduksi dan asam basa

merupakan pasangan sistem dalam kimia. Reaksi

oksidasi reduksi dan asam basa memiliki nasib yang

3

sama, dalam hal keduanya digunakan dalam banyak

praktek kimia sebelum reaksi ini dipahami. Konsep

penting secara perlahan dikembangkan: misalnya,

bilangan oksidasi, oksidan (bahan pengoksidasi),

reduktan (bahan pereduksi), dan gaya gerak listrik,

persamaan Nernst, hukum Faraday tentang induksi

elektromagnet dan elektrolisis. Perkembangan sel

elektrik juga sangat penting. Penyusunan komponen

reaksi oksidas-reduksi merupakan praktek yang

penting dan memuaskan secara inteletual. Sel dan

elektrolisis adalah dua contoh penting, keduanya

sangat erat dalam kehidupan sehari hari dan industri

kimia.

Oleh karena itu untuk mengetahui dan dapat

memahami konsep reaksi oksidasi-reduksi dilakukan

percobaan yang sederhana dan dapat diaplikasikan

dalam kehidupan sehari-hari.

1.2 Permasalahan

Adapun berdasarkan dari latar belakang di atas

dapat disimpulkan:

1. Penentuan Reaksi Spontan

a. Apakah reaksi yang terjadi spontan? Jika tidak,

mengapa? Dan jika iya, ditandai dengan apa?

b. Apakah reaksi yang terjadi sesuai dengan teori

atau tidak? Jika tidak, mengapa?

4

2. Penentuan E° Sel

a. Berdasarkan percobaan, berapakah E° selnya?

b. Secara teoritis berapakah E° selnya?

c. Apakah hasil yang terbentuk sesuai teori atau

tidak? Jika tidak, mengapa?

3. Titrasi Asidimetri

a. Berapakah konsentrasi KMnO4?

1.3 Tujuan Penelitian

Melalui karya tulis ini, pembaca diharapkan

dapat:

1. Menentukan apakah suatu reaksi redoks bersifat

spontan atau tidak.

2. Menentukan E° sel.

3. Menentukan konsentrasi KMnO4.

1.4 Manfaat Penelitian

Karya tulis ini diharapkan dapat memberi manfaat

kepada berbagai pihak antara lain:

1.Tenaga pendidik, dapat digunakan sebagai bahan

ajar mereka untuk mendidik anak-anak bangsa dan

menambah pengetahuan pribadi.

2.Pelajar, dapat digunakan sebagai bahan belajar,

menambah pengetahuan, dan menyelesaikan tugas.

5

6

BAB II

KAJIAN PUSTAKA

2.1 Percobaan Redoks

Redoks merupakan reaksi kimia yang disertai

perubahan bilangan oksidasi. Setiap reaksi redoks

terdiri atas reaksi-reaksi reduksi dan reaksi

oksidasi. Reaksi oksidasi adalah reaksi kimia yang

ditandai kenaikan bilangan oksidasi. Sedangkan

reaksi reduksi adalah reaksi kimia yang ditandai

dengan penurunan bilangan-bilangan oksidasi.

Bilangan oksidasi didefinisikan sebagai muatan yang

dimiliki suatu atom jika seandainya elektron

diberikan kepada atom yang lain yang

keelektronegatifannya lebih besar. Jika kedua atom

diberikan maka atom yang keelektronegatifannya lebih

kecil lebih positif sedangkan atom yang

keelektronegatifannya lebih besar memiliki bilangan

oksidasi negatif.

Redoks sering dihubungkan dengan terjadinya

perubahan warna lebih sering dari pada yang diamati

dalam rekasi asam-basa. Reaksi redoks melibatkan

pertukaran elektron dan selalu terjadi perubahan

7

bilangan oksidasi dari dua atau lebih unsur dari

rekasi kimia. Persamaan reaksi redoks agak lebih

sulit ditulis dan dikembangkan dari persamaan reaksi

biasa yang lainnya karena jumlah zat yang

dipertukarkan dalam rekasi redoks sering kali lebih

dari satu. Sama halnya dengan persamaan rekasi lain,

persamaan reaksi redoks harus disetimbangkan dari

segi muatan dan materi, penyeimbang materi biasanya

dapat dilakukan dengan mudah sedangkan penyeimbang

muatan agak lebih sulit. Karena itu perhatian harus

dicurahkan pada penyeimbang muatan. Muatan berguna

untuk menentukan faktor stoikiometri. Menurut

batasan umum reaksi redoks adalah suatu proses serah

terima elektron antara dua sistem redoks.

Senyawa-senyawa yang memiliki kemampuan untuk

mengoksidasi senyawa lain dikatakan

sebagai oksidatif dan dikenal

sebagai oksidator atau agen oksidasi. 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 H2O2, MnO4−, CrO3, Cr2O7

2−, OsO4) atau

senyawa-senyawa yang sangat elektronegatif, sehingga

dapat mendapatkan satu atau dua elektron yang lebih

8

dengan mengoksidasi sebuah senyawa

(misalnya oksigen, fluorin, klorin, dan bromin).

Senyawa-senyawa yang memiliki kemampuan untuk

mereduksi senyawa lain dikatakan sebagaireduktif dan

dikenal sebagai reduktoratau agen reduksi. 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-unsurlogamseperti Li, Na,

Mg, Fe, Zn, dan Al dapat digunakan sebagai reduktor.

Logam-logam ini akanmemberikan elektronnya dengan

mudah. Reduktor jenis lainnya adalah reagen transfer

hidrida, misalnya NaBH4 dan LiAlH4), reagen-reagen ini

digunakan dengan luas dalam kimia organik, 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

9

oksidator dan reduktor yang terlibat dalam sebuah

reaksi disebut sebagai pasangan.

Reaksi Redoks ada yang berlangsung secara

spontan, ada pula yang berlangsung hanya jika

diberikan energi luar dari sistem (tidak spontan).

Reaksi korosi besi dan reaksi yang berlangsung pada

sel volta merupakan contoh reaksi redoks yang

berlangsung secara spontan. Adapun contoh reaksi

tidak spontan adalah reaksi yang terjadi pada proses

elektrolisis, seperti penyepuhan logam. Reaksi kimia

pada penyepuha logam tersebut berlangsung dengan

bantuan arus listrik. Suatu reaksi kimia (termasuk

reaksi redoks) yang berlangsung spontan dapat

ditandai dengan ciri-ciri berupa dihasilkan endapan,

terjadi gelembung, perubahan warna, dan perubahan

suhu. Reaksi spontan juga dapat dilihat dari

potensial selnya. Jika potensial sel yang dihitung

bernilai positif, maka reaksi sel berlangsung secara

spontan dan sel akan menghasilkan arus. Seperti yang

terlihat dalam reaksi antara Mg dengan Zn2+ sebagai

berikut.

Mg(s) / Zn2+(aq) || Mg2+(aq) /Zn(s) Eosel= +1,61 V

(reaksi spontan)

Jika reaksi dibalik, maka diperoleh

Mg2+(aq)+ Zn(s) → Mg(s) + Zn2+(aq) Eo sel = –1,61

V (reaksi tidak spontan)

10

2.1.1 Tembaga (Cu)

Tembaga adalah suatu unsur kimia dalam tabel

periodik yang memiliki lambang Cu dan nomor

atom 29. Lambangnya berasal dari bahasa

Latin Cuprum. Tembaga

merupakan konduktor panas dan listrik yang baik.

Selain itu unsur ini memiliki korosi yang cepat

sekali. Tembaga murni sifatnya halus dan lunak,

dengan permukaan berwarna jingga kemerahan.

Tembaga dicampurkan dengan timah untuk

membuat perunggu.

Tembaga, perak, dan emas berada pada unsur

golongan 11 pada tabel periodik dan mempunyai

sifat yang sama: mempunyai satu elektron

orbital-s pada kulit atom d dengan sifat

konduktivitas listrik yang baik.

Sifat lunak tembaga dapat dijelaskan oleh

konduktivitas listriknya yang tinggi

(59,6×106 S/m) dan oleh karena itu juga

mempunyai konduktivitas termal yang tinggi

(kedua tertinggi) di antara semua logam murni

pada suhu kamar.

Bersama dengan sesium dan emas (keduanya

berwarna kuning) dan osmium (kebiruan), tembaga

adalah satu dari empat logam dengan warna asli

selain abu-abu atau perak. Tembaga murni

11

berwarna merah-oranye dan menjadi kemerahan bila

kontak dengan udara.

Tembaga tidak bereaksi dengan air, namun ia

bereaksi perlahan dengan oksigen dari udara

membentuk lapisan coklat-hitam tembaga oksida.

Berbeda dengan oksidasi besi oleh udara, lapisan

oksida ini kemudian menghentikan korosi

berlanjut. Lapisan verdigris (tembaga karbonat)

berwarna hijau dapat dilihat pada konstruksi-

konstruksi dari tembaga yang berusia tua,

seperti pada Patung Liberty. Tembaga bereaksi

dengan sulfida membentuk tembaga sulfida.

Kebanyakan tembaga digunakan untuk peralatan

listrik (60 %); konstruksi, seperti atap dan

pipa (20%); mesin industri, seperti penukar

panas (15 %); dan paduan logam (5 %).

Paduan tembaga yang sudah dikenal sejak lama

adalah perunggu; kuningan (paduan tembaga-seng);

paduan tembaga-timah-seng, yang cukup kuat untuk

membuat senjata dan meriam; paduan tembaga dan

nikel, yang dikenal sebagai cupronickel dan

digunakan sebagai pembuat mata uang logam.

Tembaga ideal digunakan sebagai kabel

jaringan listrik karena mudah ditangani, dapat

ditarik menjadi kawat halus, dan memiliki

konduktivitas listrik tinggi.

12

2.1.2 Seng (Zn)

Seng bernomor atom 30 dan bermassa 65,37 g/mol.

Elektronegativitas menurut Pauling adalah 1,6 dan

berdensitas 7,11 g/cm3 pada 20 °C. Titik leburnya

420 °C dan titik didihnya 907 °C. Potensial

standarnya – 0,763 V dan ditemukan oleh Andreas

Marggraf tahun 1746

Seng merupakan logam putih kebiruan berkilau

dan berada dalam kelompok IIb tabel periodik.

Seng bersifat getas pada suhu normal, tetapi

berubah menjadi ulet dan bisa ditempa ketika

dipanaskan antara 110 °C hingga 150 °C.

Unsur ini merupakan logam cukup reaktif yang

akan bereaksi dengan oksigen dan non-logam,

serta bereaksi dengan asam encer untuk

melepaskan hidrogen.

Seng merupakan unsur umum di alam dengan

sejumlah makanan mengandung konsentrasi tertentu

seng. Air minum juga mengandung sejumlah seng,

yang mungkin akan semakin tinggi bila disimpan

dalam wadah logam.

Limbah industri berpotensi menyebabkan

peningkatan jumlah seng dalam air minum sehingga

memicu masalah kesehatan. Seng terjadi secara

alami di udara, air dan tanah, tetapi

peningkatan konsentrasi seng umumnya disebabkan

oleh aktivitas manusia.

13

Sebagian seng ditambahkan ke alam selama

kegiatan industri, seperti pertambangan,

pembakaran batu bara, dan pengolahan baja. Seng

merupakan unsur ke-23 paling melimpah di kerak

bumi. Bijih utama seng dikenal sebagai sfalerit.

Bijih seng lainnya adalah wurzite, smithsonite,

dan hemimorphite.

Daerah pertambangan utama berada di Kanada,

Rusia, Australia, Amerika Serikat, dan Peru.

Lebih dari 30% kebutuhan seng dunia dipenuhi

oleh seng daur ulang.

Seng terutama digunakan dalam proses

peleburan besi serta sebagai campuran paduan

logam. Logam ini juga digunakan sebagai pelat

negatif dalam beberapa baterai listrik serta

untuk atap dan selokan dalam konstruksi

bangunan, serta dalam die casting di industri

otomotif.

Seng oksida digunakan sebagai pigmen putih

dalam air atau cat dan sebagai aktivator dalam

industri karet. Sebagai pigmen, seng juga

digunakan dalam industri plastik, kosmetik,

kertas fotokopi, wallpaper, tinta cetak dll.

Beberapa aspek kimiawi seng mirip

dengan magnesium. Hal ini dikarenakan ion kedua

unsur ini berukuran hampir sama. Selain itu,

keduanya juga memiliki keadaan oksidasi +2. Seng

14

merupakan unsur paling melimpah ke-24 di

kerak bumi dan memiliki

lima isotop stabil. Bijih seng yang paling

banyak ditambang adalah sfalerit (seng sulfida).

Para alkimiawan membakar seng untuk

menghasilkan apa yang mereka sebut sebagai

"salju putih" ataupun "wol filsuf". Kimiawan

Jerman Andreas Sigismund Marggraf umumnya

dianggap sebagai penemu logam seng murni pada

tahun 1746. Karya Luigi Galvani dan Alessandro

Volta berhasil menyingkap sifat-sifat

elektrokimia seng pada tahun 1800. Pelapisan

seng pada baja untuk mencegah perkaratan

merupakan aplikasi utama seng. Aplikasi-aplikasi

lainnya meliputi penggunaannya pada baterai dan

aloi.Terdapat berbagai jenis senyawa seng yang

dapat ditemukan, seperti seng karbonat dan seng

glukonat (suplemen makanan), seng klorida (pada

deodoran), seng pirition (pada sampo anti

ketombe), seng sulfida (pada cat berpendar), dan

seng metil ataupun seng dietil di laboratorium

organik.

Seng merupakan zat mineral esensial yang

sangat penting bagi tubuh. Terdapat sekitar dua

miliar orang di negara-negara berkembang yang

kekurangan asupan seng. Defisiensi ini juga

dapat menyebabkan banyak penyakit. Pada anak-

15

anak, defisiensi ini menyebabkan gangguan

pertumbuhan, memengaruhi pematangan seksual,

mudah terkena infeksi, diare, dan setiap

tahunnya menyebabkan kematian sekitar 800.000

anak-anak di seluruh dunia. Konsumsi seng yang

berlebihan dapat menyebabkan ataksia, lemah

lesu, dan defisiensi tembaga.

Dalam bahasa sehari-hari, seng juga

dimaksudkan sebagai pelat seng yang digunakan

sebagai bahan bangunan.

Seng merupakan logam yang berwarna putih

kebiruan, berkilau, dan

bersifat diamagnetik.Walau demikian, kebanyakan

seng mutu komersial tidak berkilau. Seng sedikit

kurang padat daripada besi dan berstruktur

kristal heksagonal.

Logam ini keras dan rapuh pada kebanyakan

suhu, namun menjadi dapat ditempa antara 100

sampai dengan 150 °C. Di atas 210 °C, logam ini

kembali menjadi rapuh dan dapat dihancurkan

menjadi bubuk dengan memukul-mukulnya. Seng juga

mampu menghantarkan listrik. Dibandingkan dengan

logam-logam lainnya, seng memiliki titik lebur

(420 °C) dan tidik didih (900 °C) yang relatif

rendah. Dan sebenarnya pun, titik lebur seng

merupakan yang terendah di antara semua logam-

logam transisi selain raksa dan kadmium.

16

Walaupun seng maupun zirkonium tidak

bersifat feromagnetik, aloi ZrZn2 memperlihatkan

feromagnetisme di bawah suhu 35 K.

2.1.3 Besi (Fe)

Besi bernomor atom 26 dan bermassa 55,85

g/mol. Elektronegativitasnya menurut Pauling

adalah 1,8 dengan kepadatan 7,8 g/cm 3 pada 20

°C. Titik leburnya 1536 °C dan titik

didihnya 2861 °C. Potensial standarnya – 0.44 V

(Fe2+ / Fe) ; 0,77 V ( Fe3+ / Fe2+). Ditemukan

oleh orang jaman kuno.

Besi adalah logam berkilau, kuat, mudah

ditempa, dan berwarna perak abu-abu. Logam ini

memiliki empat bentuk kristal yang berbeda. Jika

terpapar udara, besi berpotensi mengalami karat.

Besi berkarat terutama di udara lembab, tetapi

tidak di udara kering.

Logam ini mudah larut dalam asam encer. Besi

merupakan unsur yang aktif secara kimia dan

membentuk dua seri utama senyawa kimia, besi

bivalen (II) atau fero, dan senyawa besi

trivalen (III) atau feri.

Besi merupakan unsur kesepuluh paling

melimpah di alam semesta. Besi juga unsur paling

melimpah (massa , 34,6%) yang membentuk bumi.

17

Konsentrasi besi dalam berbagai lapisan bumi

bervariasi dari amat tinggi di inti hingga

sekitar 5% di kerak luar.

Sebagian besar besi ditemukan dalam berbagai

senyawa oksida besi, seperti mineral hematit,

magnetit, dan taconite. Inti bumi diyakini

sebagian besar terdiri dari paduan logam besi-

nikel. Unsur besi sangat penting dalam hampir

semua organisme hidup. Pada manusia, besi

merupakan unsur penting dalam hemoglobin darah.

Produksi besi dunia diperkirakan sekitar 500

juta ton per tahun, ditambah sekitar 300 juta

ton besi daur ulang. Daerah pertambangan utama

besi meliputi Cina, Brasil, Australia, Rusia,

Ukraina, Amerika Serikat, Kanada, Venezuela,

Swedia, dan India.

Besi merupakan logam yang paling banyak

digunakan, mencakup sekitar 95 % dari semua

logam yang diproduksi di seluruh dunia.

Penggunaan besi merentang dari wadah makanan,

mobil, obeng, mesin cuci, penjepit kertas,

hingga kapal tanker.

Baja adalah paduan besi yang paling dikenal.

Berbagai bentuk lain besi yang juga digunakan

adalah pig iron, besi cor, baja karbon, besi

tempa, baja paduan, dan oksida besi.

18

Salah satu kelemahan besi adalah mudah

mengalami korosi. Korosi menimbulkan banyak

kerugian karena mengurangi umur pakai berbagai

barang atau bangunan yang menggunakan besi atau

baja. Sebenarnya korosi dapat dicegah dengan

mengubah besi menjadi baja tahan karat

(stainless steel), akan tetapi proses ini

terlalu mahal untuk kebanyakan penggunaan besi.

Korosi besi memerlukan oksigen dan air.

Berbagai jenis logam

contohnya Zink dan Magnesium dapat melindungi

besi dari korosi. Cara-cara pencegahan korosi

besi yang akan dibahas berikut ini didasarkan

pada dua sifat tersebut.

Jembatan, pagar, dan railing biasanya dicat.

Cat menghindarkan kontak dengan udara dan air.

Cat yang mengandung timbel dan zink (seng) akan

lebih baik, karena keduanya melindungi besi

terhadap korosi.

Cara ini diterapkan untuk berbagai perkakas

dan mesin.Oli dan gemuk mencegah kontak dengan

air. Pembalutan dengan Plastik.Berbagai macam

barang, misalnya rak piring dan keranjang sepeda

dibalut dengan plastik.Plastik mencegah kontak

dengan udara dan air.

Kaleng-kaleng kemasan terbuat dari besi yang

dilapisi dengan timah.Pelapisan dilakukan secara

19

elektrolisis, yang disebut tin plating.Timah

tergolong logam yang tahan karat. Akan tetapi,

lapisan timah hanya melindungi besi selama

lapisan itu utuh (tanpa cacat). Apabila lapisan

timah ada yang rusak, misalnya tergores, maka

timah justru mendorong/mempercepat korosi

besi.Hal itu terjadi karena potensial reduksi

besi lebih negatif daripada timah. Oleh karena

itu, besi yang dilapisi dengan timah akan

membentuk suatu sel elektrokimia dengan besi

sebagai anode. Dengan demikian, timah mendorong

korosi besi. Akan tetapi hal ini justru yang

diharapkan, sehingga kaleng-kaleng bekas cepat

hancur.

2.1.4 Aluminium (Al)

Aluminium beromor atom 13 dan bermassa

atom 26,98154 g/mol. Elektronegativitasnya

menurut Pauling adalah 1,5 dan berdensitas 2,7

g/cm-3 pada 20 °C. Titik leburnya 660,4 °C dan

titik didihnya 2467 °C. Potensial standarnya –

1,67 V. Ditemukan oleh Hans Christian Oersted

pada tahun 1825

Nama aluminium berasal nama kuno untuk alum

(tawas atau kalium aluminium sulfat). Aluminium

adalah logam lunak dan ringan dan memiliki warna

20

keperakan kusam karena lapisan tipis oksidasi

yang terbentuk saat unsur ini terkena udara.

Aluminium adalah logam tidak beracun dan non

magnetik. Unsur ini hanya memiliki satu isotop

alami, aluminium-27, yang tidak radioaktif.

Aluminium merupakan elemen berlimpah dalam kerak

bumi dengan persentase sekitar 7,5% hingga 8,1%.

Aluminium sangat jarang ditemukan dalam

bentuk unsur bebasnya. Aluminium berkontribusi

besar mempengaruhi sifat-sifat tanah, yang hadir

terutama sebagai aluminium hidroksida.

Aluminium merupakan logam yang reaktif

sehingga sulit untuk mengekstrak dari bijihnya

yaitu aluminium oksida (Al2O3). Aluminium adalah

salah satu logam yang paling sulit untuk

dimurnikan karena teroksidasi sangat cepat.

Oksidasi aluminium membentuk senyawa yang

sangat stabil, tidak seperti karat pada besi

yang rapuh. Beberapa batu permata terbuat dari

kristal jernih aluminium oksida yang dikenal

sebagai korundum.

Kehadiran jejak logam lain menciptakan

berbagai warna: kobalt menciptakan batu safir

biru, dan kromium membuat batu rubi merah.

Sedangkan topaz adalah aluminium silikat

berwarna kuning dengan jejak besi.

21

Aluminium ditemukan terutama sebagai bijih

bauksit dan memiliki ketahanan terhadap

oksidasi, kuat, serta ringan. Aluminium

digunakan di banyak industri untuk membuat

jutaan produk dan sangat penting bagi

perekonomian dunia.

Komponen struktur yang terbuat dari

aluminium sangat penting bagi industri

kedirgantaraan dan industri lain dimana

diperlukan logam dengan bobot ringan, serta

memiliki daya tahan dan kekuatan. Penggunaan

aluminium melebihi logam lainnya kecuali besi.

Aluminium murni dengan mudah membentuk paduan

dengan banyak unsur seperti tembaga, seng,

magnesium, mangan, dan silikon.

Hampir semua cermin modern dibuat

menggunakan lapisan reflektif tipis aluminium

pada permukaan belakangnya. Cermin teleskop juga

dilapisi dengan lapisan tipis aluminium.

Aplikasi lain unsur ini adalah sebagai konduktor

transmisi listrik dan kemasan (kaleng, foil,

dll).

Perkembangan terbaru dalam teknologi

aluminium adalah produksi busa aluminium dengan

menambahkan senyawa khusus ke aluminium cair

sehingga melepaskan gas hidrogen. Aluminium cair

harus dikentalkan terlebih dahulu dengan

22

menambahkan oksida aluminium atau serat silikon

karbida. Hasilnya adalah busa padat aluminium

yang digunakan dalam terowongan lalu lintas dan

pesawat ruang angkasa.

Aluminium bukan merupakan jenis logam berat,

namun merupakan elemen yang berjumlah sekitar 8%

dari permukaan bumi dan paling berlimpah ketiga.

Aluminium terdapat dalam penggunaan aditif

makanan, antasida, buffered aspirin,

astringents, semprotan hidung, antiperspirant,

air minum, knalpot mobil, asap tembakau,

penggunaan aluminium foil, peralatan masak,

kaleng, keramik , dan kembang api.

Aluminium merupakan konduktor listrik yang

baik.Terang dan kuat.Merupakan konduktor yang

baik juga buat panas.Dapat ditempa menjadi

lembaran, ditarik menjadi kawat dan diekstrusi

menjadi batangan dengan bermacam-macam

penampang. Aluminium digunakan dalam banyak

hal.Kebanyakan darinya digunakan dalam kabel

bertegangan tinggi.Juga secara luas digunakan

dalam bingkai jendela dan badan pesawat terbang.

Ditemukan di rumah sebagai panci, botol minuman

ringan, tutup botol susu dan sebagainya.

Aluminium juga digunakan untuk melapisi lampu

mobil dan compact disks.

23

2.1.5 Asam klorida (HCl)

Asam klorida adalah larutan akuatik dari

gas hidrogen klorida (H Cl ). Ia adalah asam kuat,

dan merupakan komponen utama dalamasam lambung.

Senyawa ini juga digunakan secara luas dalam

industri. Asam klorida harus ditangani dengan

wewanti keselamatan yang tepat karena

merupakan cairan yang sangat korosif.

Asam klorida pernah menjadi zat yang sangat

penting dan sering digunakan dalam awal

sejarahnya. Ia ditemukan

oleh alkimiawan Persia  Abu Musa Jabir bin

Hayyan sekitar tahun 800. Senyawa ini digunakan

sepanjang abad pertengahan oleh alkimiawan dalam

pencariannya mencari batu filsuf, dan kemudian

digunakan juga oleh ilmuwan Eropa

termasuk Glauber, Priestley, dan Davy dalam

rangka membangun pengetahuan kimia modern.

Massa atomnya 36,45 dan massa jenisnya 3,21

gr/cm3. Titik lelehnya -1010C. Pada suhu kamar,

HCl berbentuk gas yang tak berwarna dan berbau

tajam. HCl akan berasap tebal di udara lembab. 

Gasnya berwarna kuning kehijauan dan berbau

merangsang. Dapat larut dalam alkali hidroksida,

kloroform, dan eter. Merupakan oksidator

kuat. Berafinitas besar sekali terhadap unsur-

24

unsur lainnya, sehingga dapat menjadi racun bagi

pernapasan. 

2.1.6 Tembaga (II) sulfat (CuSO4)

Tembaga (II) sulfat, juga dikenal

dengan cupri sulfat, adalah sebuah senyawa

kimia dengan rumus molekul Cu SO 4. Senyawa garam

ini eksis di bumi dengan kederajatan hidrasi

yang berbeda-beda. Bentuk anhidratnya berbentuk

bubuk hijau pucat atau abu-abu putih, sedangkan

bentuk pentahidratnya (CuSO4·5H2O), berwarna biru

terang. 

Tembaga (II) sulfat pentahidrat

akan terdekomposisi sebelum mencair pada 150 °C,

akan kehilangan dua molekul airnya pada suhu

63 °C, diikuti 2 molekul lagi pada suhu 109 °C

dan molekul air terakhir pada suhu 200 °C.

Proses dehidrasi melalui dekomposisi separuh

tembaga tetraaqua(2+), 2 gugus aqua yang

berlawanan akan terlepas untuk menghasilkan

separuh tembaga diaqua(2+). Tahap dehidrasi kedua

dimulai ketika 2 gugus aqua terakhir terlepas.

Dehidrasi sempurna terjadi ketika molekul air

yang tidak terikat terlepas.

Pada suhu 650 °C, tembaga (II) sulfat akan

terdekomposisi menjadi tembaga (II) oksida (CuO)

25

dan belerang trioksida (SO3). Warna tembaga(II)

sulfat yang berwarna biru berasal dari hidrasi

air. Ketika tembaga(II) sulfat dipanaskan dengan

api, maka kristalnya akan terdehidrasi dan

berubah warna menjadi hijau abu-abu.

Tembaga sulfat bereaksi dengan asam klorida.

Pada reaksi ini, larutan tembaga (II) yang

warnanya biru akan berubah menjadi hijau karena

pembentukan tetraklorokuprat (II):

Cu2+ + 4 Cl– → CuCl42–

Tembaga (II) sulfat juga dapat bereaksi

dengan logam lain yang lebih reaktif dari

tembaga (misalnya Mg, Fe, Zn, Al, Sn, Pb, etc.):

CuSO4 + Zn → ZnSO4 + Cu

CuSO4 + Fe → FeSO4 + Cu

CuSO4 + Mg → MgSO4 + Cu

CuSO4 + Sn → SnSO4 + Cu

3 CuSO4 + 2 Al → Al2(SO4)3 + 3 Cu

Tembaga yang terbentuk akan terlapisi di

permukaan logam lainnya. Reaksi akan berhenti

ketika tidak ada lagi permukaan kosong pada

logam yang dapat dilapisi oleh tembaga.

Tembaga (II) sulfat pentahidrat adalah

sebuah fungisida. Namun, beberapa jamur mampu

beradaptasi dengan peningkatan

kadar ion tembaga. Dicampur

dengan kapur biasanya disebut campuran

26

Bordeaux dan digunakan untuk mengontrol jamur

pada tumbuhan anggur, melon,

dan beri lainnya. Keguanaan lainnya

adalah senyawa Cheshunt, sebuah campuran dari

tembaga sulfat dan amonium karbonat digunakan

dalam hortikultura untuk mencegah pelembaban

pada biji. Penggunaannya sebagai herbisida bukan

pertanian, melainkan untuk kontrol

serangan tanaman

air dan akar tumbuhan dengan pipa yang

mengandung air.

Hal ini juga digunakan di kolam

renang sebagai sebuah algaecide.

Sebuah larutan encer tembaga sulfat digunakan

untuk

mengobati ikan akuarium dari infeksi parasit, da

n juga digunakan untuk menghilangkan siput dari

akuarium.Ion tembaga sangat beracun bagi ikan,

sehingga perawatan harus dilakukan dengan

memperhatikan dosis. Sebagian besar

spesies alga dapat dikontrol dengan konsentrasi

tembaga sulfat yang sangat rendah. embaga sulfat

menghambat pertumbuhan

bakteri seperti Escherichia coli.

Untuk sebagian besar dari abad ke-

20, tembaga arsenat dikrom (CCA) adalah tipe

dominan untuk pengawetan kayu. Untuk

27

membuat pressure-treated wood, tabung yang besar

diisi dengan sebuah bahan kimia encer.

Tembaga(II) sulfat pentahidrat dilarutkan di

dalam air bersama dengan zat aditif sebelum kayu

ditempatkan di dalam tabung. Ketika tabung

diberi tekanan, bahan kimia diserap oleh kayu,

memberikan kayu fungisida, insektisida,

dan sinar ultraviolet yang memantulkan sifat

yang membantu melestarikannya.

Beberapa tes kimia menggunakan tembaga

sulfat. Tembaga sulfat digunakan dalam larutan

fehling dan larutan benedict untuk mengetes gula

pereduksi, yang nantinya akan mereduksi tembaga

(II) sulfat yang berwarna biru

menjadi tembaga(I) oksida yang berwarna merah.

Tembaga sulfat juga digunaka pada reagen

biuret untuk mengetes protein.

Tembaga sulfat juga digunakan dalam uji

darah seseorang penderita anemia. Uji darah

dilakukan dengan meneteskannya pada larutan

tembaga sulfat. Dengan efek gravitasi, darah

yang banyak mengandung hemoglobin akan dengan

cepat tenggelam karena massa jenisnya besar,

sedangkan darah yang hemoglobinnya sedikit akan

lebih lama tenggelam.

Tembaga sulfat juga digunakan dalam sintesis

organik. Tembaga sulfat anhidrat ini akan

28

mengkatalis transasetilasi pada sintesis

organik. Tembaga sulfat terhidrasi yang

direaksikan dengan kalium permanganat akan

menjadi oksidan untuk mengkonversi alkohol

primer. 

2.1.7 Reaksi antara Cu dan HCl

Cu tidak bereaksi dengan HCl karena Cu

terletak disebelah kanan H dalam deret volta.

Logam-logam yang terletak di sebelah kanan H

dalam deret volta bersifat mulia atau setengah

mulia. Logam setengah mulia seperti Cu hanya

larut dalam asam oksidator (asam sulfat pekat,

asam nitrat pekat dan asam nitrat encer)

sedangkan logam mulia seperti emas dan platina

hanya larut dalam air raja ( campuran HCl pekat

dan asam nitrat pekat )

Dalam reaksi 

HCl+Cu --> 

HCl lah yang berupa ion (H plus dan Cl minus),

padahal Cu lah yang seharusnya tereduksi

nantinya. Jadi,reaksi tersebut tidak dapat

berlangsung.

2.1.8 Reaksi antara Al dan HCl

29

Pada reaksi yang terjadi pada Al + HCl

berlangsung lambat dengan reaksi sebagai

berikut:

Selain mereaksikan HCl dengan Al pada

percobaan kali ini, logam aluminium kita ganti

dengan magnesium, dimana langkah-langkahnya sama

seperti pada reaksi logam Al HCl. Al lambat

beraksi dengan HCl.

2.1.9 Reaksi antara Fe dan HCl

2.1.10 Reaksi antara Zn dan HCl

->Reaksi yang menghasilkan gas

Apabila lempengan logam seng (Zn) dicampur

dengan larutan HCl (Asam klorida) maka akan

timbul gelembung – gelembung gas yang membentuk

larutan ZnCl2. hal ini disebabkan apabila produk

yang dihasilkan dari suatu reaksi tidak larut

dalam air dan titik didihnya rendah. Selain itu,

gas tersebut dapat terbentuk apabila reaksi

tidak stabil hingga terurai menjadi gas.

30

Dari keempat reaksi yang terjadi di atas,

dapat disimpulkan bahwa reaksi metatesis terjadi

pada reaksi endapan dan reaksi pembentukan

gas.Dimaana reaksi – reaksi tersebut telah

melibatkan pertukaran atom/ion atau gugus

atom/gugus ion dengan atom/ion atau gugus

atom/gugus ion yang lainnya.Hasil pengamatan di

atas merupakan beberapa contoh reaksi –reaksi

kimia. Dari percobaan yang telah telah diamati,

reaksi kimia akan terjadi apabila ditandai

dengan berubahnya zat menjadi zat lainnya atau

menjadi zat baru dengan sifat – sifat yang baru

pula.

Gas akan terbentuk apabila produk yang

dihasilkan dari suatu reaksi tidak larut dalam

air dan titik didihnya rendah. Gas juga  akan

dapat terbentuk apabila reaksi tidak stabil

hingga terurai menjadi gas dan air.

2.2Elektrokimia

Elektrokimia adalah ilmu yang mempelajari

aspek elektronik dari reaksi kimia. Elemen yang

digunakan dalam reaksi elektrokimia

dikarakterisasikan dengan banyaknya elektron yang

dimiliki. Elektrokimia secara umum terbagi dalam

dua kelompok, yaitu sel galvani dan sel

31

elektrolisis.Suatu sel elektrokimia terdiri dari

dua elektroda, yang disebut katoda dan anoda,

dalam larutan elektrolit. Pada elektroda katoda

terjadi reaksi reduksi. Sedangkan reaksi oksidasi

terjadi pada anoda. Sel elektrokimia dapat dibagi

menjadi:

a. Sel Volta / Sel Galvani merubah energi kimia

menjadi listrik. Contoh :baterai (sel kering)

dan accu

b. Sel Elektrolisis à merubah energi listrik

menjadi energi kimia. Contoh : penyepuhan,

pemurnian logam

Dalam sel volta, reaksi redoks spontan

digunakan sebagai sumber arus listrik. Sel

elektrolisis merupakan kebalikan dari sel volta.

Dalam sel elektrolisis, listrik digunakan untuk

melangsungkan reaksi redoks yang tidak spontan.

Sel elektrolisis terdiri dari sebuah wadah,

elektroda, elektrolit, dan sumber arus searah.

Elektron memasuki kutub negatif (katoda). Spesi

tertentu dalam larutan menyerap elektron dari

katoda dan mengalami reduksi. Sementara itu, spesi

lain akan melepas elektron di anoda dan mengalami

oksidasi. Jadi sama seperti pada sel volta, reaksi

di katoda adalah reduksi, dan reaksi di anoda

adalah oksidasi. Akan tetapi muatan elektrodanya

berbeda. Pada sel volta, katoda bermuatan positif,

32

dan anoda bermuatan negatif. Pada sel

elektrolisis, katoda bermuatan negatif dan anoda

bermuatan positif. Deret volta diurutkan

berdasarkan urutan potensial reduksi semakin ke

kiri, semakin kecil sehingga sifat pereduksi

semakin kuat (logam semakin reaktif atau semakin

mudah meengalami oksidasi).

Potensial elektroda standar suatu elektroda

adalah daya gerak listrik yang timbul karena

pelepasan elektron dari reaksi reduksi. Karena

itu, potensial elektroda standar sering juga

disebut potensial reduksi standar. Potensial ini

relatif karena dibandingkan dengan elektroda

hidrogen sebagai standar. Nilai potensial

elektroda standar dinyatakan dalam satuan Volt

(V). Untuk elektroda hidrogen, E0 nya adalah

0,00V. Bila Eo > 0 à cenderung mengalami reduksi

(bersifat oksidator). Bila Eo < 0 à cenderung

mengalami oksidasi (bersifat reduktor).

Potensial standar sel adalah nilai daya gerak

listrik sel yang besarnya sama dengan selisih

potensial reduksi standar elektroda yang mengalami

reduksi dengan potensial reduksi standar elektroda

yang mengalami oksidasi.

Eosel = Eoreduksi - Eooksidasi

33

2.3Titrasi Redoks

Titrasi redoks adalah penetapan kadar reduktor

atau oksidator berdasarkan atas reaksi oksidasi

atau reduksi, dimana reduktor atau oksidator akan

teroksidasi dan oksidator akan mengalami reduksi.

Secara umum oksidasi diartikan sebagai reaksi

pengikatan oksigen dan reduksi sebagai reaksi

pelepas oksigen. Berdasarkan konsep elektron,

istilah redoks digunakan untuk reaksi dimana

terjadi pelepasan dan pengikatan elektron.

Pelepasan elektron disebut oksidasi sedangkan

pengikatan elektron disebut reduksi.

Oksidasi juga dapat diartikan reaksi yang

mengalami kenaikan bilangan oksidasi sedangkan

reduksi merupakan kebalikannya yaitu mengalami

penurunan bilangan oksidasi. Reaksi oksidasi dan

reduksi berjalan secara serentak, artinya

terjadinya reaksi oksidasi selalu diimbangi dengan

reaksi reduksi.

Beberapa jenis titrasi redoks antara lain

titrasi permanganometri (KMnO4 sebagai standar),

iodo-iodimetri (I2 atau I- sebagai standar),

titrasi bromatometri (KBrO3 sebagai standar) dll.

Pada titrasi permanganometri, larutan kalium

permanganate selain bertindak sebagai larutan

standar sekaligus juga indikator. Kekuatan

34

oksidator kalium permanganat tergantung pada pH

larutan. Keragaman ini disebabkan karena mangan

mempunyai bilangan oksidasi yang berbeda yaitu

1,2,3,4,5 dan 7. Reduksi mangan dalam suasana asam

akan berubah dari bilangan oksidasi 7 menjadi 2.

Sedangkan dalam suasana basa dari bilangan

oksidasi 7 menjadi 4.

2.3.1Kalium Permaganat (KMnO4)

Kalium permanganat memiliki nama lain

yaitu chameleon mineral, CI 77755, kristal

condy’s dan cairox. Merupakan kristal yang

berwarna ungu menjadi kristal perunggu dan

stabil. Apabila kontak dengan senyawa yang

mudah menyala akan menyebabkan kebakaran dan

dijauhkan dari senyawa pereduksi, asam kuat,

material organik, peroksida, alkohol dan

senyawa kimia logam aktif. Kalium permanganat

merupakan oksidator kuat.

Kalium ini berupa padatan dan berbau.

Rasanya: manis, astringen. Berat molekulnya

158,03 g / mol dengan warna ungu. Mudah larut

dalam metanol, aseton. Sebagian larut

dalam air dingin, air panas. Larut dalam Asam

Sulfat

Dari hasil penelitian toksisitas kalium

permanganat adalah sebagai berikut:

35

Apabila dimakan oleh tikus dengan dosis

1090-2157 mg/kg mengakibatkan kematian

sebanyak 50 % (LD50).

Apabila dimakan oleh wanita dengan

konsentrasi terkecil 100 mg/kg mengakibatkan

kematian.

Apabila dimakan oleh babi dengan dosis 1151

mg/kg mengakibatkan kematian sebanyak 50 %

(LD50).

Senyawa ini panas apabila dimakan atau

dihisap, juga mengakibatkan panas apabila

terjadi kontak dengan kulit. Dengan sedikit

larutan potasium permanganat dapat menyebabkan

melarutkan seng dengan menggunakan air yang

banyak.

Kalium Permanganat memiliki sifat sebagai

oksidasi yang kuat, maka kalium permanganat

digunakan untuk menghilangkan besi dari air.

Ini adalah disinfektan yang baik dan digunakan

untuk obat berbagai infeksi jamur pada tangan

dan kaki. Selain itu juga berguna sebagai

pereaksi dalam proses sintesis senyawa organik

seperti asam askorbat dan sakarin.

BAB III

36

METODOLOGI

3.1 Alat dan Bahan

Adapun alat yang digunakan dalam percobaan:

a. Penentuan Reaksi Spontan :

- Spatula (1)

- Kaca arloji (1)

b.Penentuan E° sel :

- Multimeter (1)

- Kabel (2)

- Jembatan Garam

- Gelas Kimia (4)

c.Titrasi Asidimetri:

- Gelas ukur (1)

- Gelas kimia (1)

- Labu Erlenmeyer (1)

- Corong (1)

- Pipet tetes (1)

- Buret (1)

Adapun bahan yang digunakan dalam percobaan

a.Penentuan Reaksi Spontan :

- Calsium (2 gr) (lihat Gambar 3.1)

- HCl 1 M (2 ml) (lihat gambar 3.2)

- HCl 5 M (2 ml) (lihat Gambar 3.3)

37

- Larutan CuSO4 0,1 M (2 ml) (lihat Gambar 3.4)

- Aluminium (1 potongan kecil) (lihat Gambar 3.5)

- Seng (1 potongan kecil) (lihat Gambar 3.6)

- Besi (1 paku kecil) (lihat Gambar 3.7)

b.Penentuan E° sel :

- Larutan ZnSO4 (lihat Gambar 3.8)

- Larutan Al2(SO4)3 (lihat Gambar 3.9)

- Larutan CuSO4 (lihat Gambar 3.10)

- Larutan FeSO4 (lihat Gambar 3.11)

- Aluminium (1 potongan kecil)

- Seng (1 potongan kecil)

- Besi (1 paku kecil)

- Tembaga (1 potongan kecil)

c.Titrasi Asidimetri :

- Larutan KMnO4 (5 ml) (lihat Gambar 3.12)

- HCl 2.5 M (lihat Gambar 3.13)

3.2 Langkah Kerja

3.2.1 Penentuan Reaksi Spontan

Untuk melakukan percobaan dengan tujuan

menentukan suatu reaksi spontan atau tidak,

dapat melakukan langkah – langkah sebagai

berikut :

a. Alat dan bahan disiapkan.

38

b. Tabung reaksi diisi dengan HCl 1 M sebanyak 2

ml.

c. Ca diambil dengan spatula sebanyak 2 gr dan

dimasukkan ke dalam tabung reaksi. Perubahan

yang terjadi diamati (lihat Gambar 3.14).

d. Larutan diencerkan dahulu dengan air sebelum

dibuang.

e. Tabung reaksi kembali diisi dengan HCl 5 M

sebanyak 2 ml.

f. Potongan kecil aluminium dimasukkan ke dalam

tabung dan amati reaksi yang terjadi. Setelah

itu, ulangi langkah d.

g. Tabung reaksi diisi dengan larutan CuSO4 0,1

M sebanyak 2 ml.

h. Potongan kecil seng dan besi dimasukkan

secara bergiliran ke dalam tabung dan dikocok

perlahan. Perubahan yang terjadi diamati

(lihat Gambar 3.15).

3.2.2 Penentuan E° Sel

Untuk melakukan percobaan dengan tujuan

menentukan E° sel, dapat melakukan langkah –

langkah sebagai berikut :

a. Alat dan bahan disiapkan.

b. Susun bahan dengan :

- Cu dan Al (lihat Gambar 3.16)

39

- Fe dan Al (lihat Gambar 3.17)

- Zn dan Cu (lihat Gambar 3.18)

- Zn dan Fe (lihat Gambar 3.19)

- Al dan Fe (lihat Gambar 3.20)

- Al dan Zn (lihat Gambar 3.21), dilakukan

secara bergiliran.

c. Tegangannya diukur secara bergiliran.

d. Hasil pengukuran difoto.

3.2.3 Titrasi Asidimetri

Untuk melakukan percobaan titrasi, dapat

melakukan langkah – langkah sebagai berikut :

a. Buret diisi dengan HCl 2.5 M sebanyak 60 ml

(lihat Gambar 3.13).

b. Labu Erlenmeyer diisi dengan larutan KMnO4

sebanyak 5 ml.

c. Labu diletakkan di bawah buret dan keran

diputar hingga HCl bisa menetes perlahan

(lihat Gambar 3.22).

d. Sambil menunggu perubahan warna, labu dikocok

perlahan.

e. Setelah berubah warna, amati berapa banyak

HCl yang digunakan (lihat Gambar 3.23).

40

BAB IV

HASIL PENELITIAN DAN PEMBAHASAN

4.1 Hasil Pengamatan

4.1.1 Penentuan Reaksi Spontan

Berdasarkan percobaan yang telah dilakukan

diperoleh hasil sebagai berikut :

a. Reaksi antara Ca dan HCl

Setelah Ca dituangkan ke dalam tabung

reaksi yang berisi HCl 1 M sebanyak 2 ml,

muncul gelembung seperti soda dan beberapa

saat kemudian sodanya habis dan Ca mengendap

di dasar tabung reaksi (lihat Gambar 3.14).

b. Reaksi antara Al dan HCl

Setelah potongan aluminium dimasukkan ke

dalam tabung reaksi yang berisi HCl 5 M

sebanyak 2 ml, aluminium tersbut mereduksi

(semakin lama semakin habis) disertai dengan

timbul banyaknya gelembung. Setelah itu, air

menjadi keruh.

c. Reaksi antara Zn dan CuSO4

41

Setelah potongan lempengan seng dimasukkan

ke dalam tabung reaksi yang berisi CuSO4 0,1 M

dan dikocok perlahan, lempengan seng tersebut

lama-lama berubah warna menjadi kemerahan

seperti tampak berkarat dan tabung reaksi

sedikit hangat. Larutan yang pada awalnya

berwarna biru muda menjadi bening.

d. Reaksi antara Fe dan CuSO4

Setelah paku kecil dimasukkan ke dalam

tabung reaksi yang berisi CuSO4 0,1 M dan

dikocok perlahan, paku tersebut lama-lama

berubah warna menjadi hitam (lihat Gambar

3.15).

4.1.2 Penentuan E° Sel

a. Reaksi antara Cu dan Al (lihat Gambar 4.1)

Dari reaksi antara Cu dan Al, tegangan yang

diperoleh sebesar

V =2.2510

×2.5=0.5625V

b. Reaksi antara Fe dan Al (lihat Gambar 4.2)

Dari reaksi antara Fe dan Al, tegangan yang

diperoleh sebesar

V =4.610

×0.5=0.23V

c. Reaksi antara Zn dan Cu (lihat Gambar 4.3)

42

Dari reaksi antara Zn dan Cu, tegangan yang

diperoleh sebesar

V =410

×2.5=1V

d. Reaksi antara Zn dan Fe (lihat Gambar 4.4)

Dari reaksi antara Zn dan Fe, tegangan yang

diperoleh sebesar

V =2.2510

×2.5=0.5625V

e. Reaksi antara Al dan Fe (lihat Gambar 4.5)

Dari reaksi antara Al dan Fe, tegangan yang

diperoleh sebesar

V =2.710

×0.5=0.135V

f. Reaksi antara Al dan Zn (lihat Gambar 4.6)

Dari reaksi antara Al dan Zn, tegangan yang

diperoleh sebesar

V =710

×0.5=0.35V

4.1.3 Titrasi Asidimetri

Setelah keran diputar, HCl 2.5 M menetes

perlahan ke dalam labu Erlenmeyer yang berisi

larutan KMnO4 sebanyak 5 ml. Setelah beberapa

saat ditetesi HCl sebanyak 12,5 ml (lihat Gambar

3.24), warna KMnO4 yang semula berwarna ungu

berubah menjadi cokelat (lihat Gambar 3.23).

4.2 Pembahasan

43

4.2.1 Penentuan Reaksi Spontan

Dari hasil pengamatan yang telah didapatkan

dapat kita ketahui yang mana reaksi spontan dan

mana yang tidak.

a. Reaksi antara Ca dan HCl

Pada reaksi antara Ca dan HCl terjadi

reaksi spontan karena menurut deret

kereaktifan logam H lebih mudah direduksi

daripada Ca. H+ tereduksi menjadi H dan Ca

yang posisinya dalam deret Volta lebih kiri

mengakibatkan Ca teroksidasi menjadi ionnya

yaitu Ca2+. Tabung reaksi juga terasa sedikit

hangat juga menyatakan bahwa terjadi reaksi

spontan dalam reaksi tersebut, yaitu adanya

pelepasan elektron dari Ca sehingga menjadi

Ca2+ dan penangkapan elektron oleh H+ sehingga

menjadi H dan Ca mengendap.

Ca menjadi larutan CaSO4. Itu dibuktikan

dengan adanya gas/gelembung yang membuktikan

bahwa telah terjadi reaksi kimia dari Ca

dengan HCl. Dan kalau dilihat dari kecepatan

reaksinya pada saat percobaan maka nilai E°

selnya positif.

Ca + 2H+ → Ca2+ + H2

44

Secara perhitungan atau teoritis, dapat

kita peroleh bahwa hasil reaksi ini spontan

karena E° selnya positif.

Ca → Ca2+ + 2e- E° = + 2,76 V

2H+ + 2e- → H2 E° = + 0,00 V

+

E° = +

2,76 V

Jadi, hasil percobaan sesuai dengan teori

yaitu bahwa reaksi tersebut spontan.

b. Reaksi antara Al dan HCl

Pada reaksi antara Al dan HCl terjadi

reaksi spontan karena menurut deret

kereaktifan logam H lebih mudah direduksi

daripada Al. H+ tereduksi menjadi H dan Al

yang posisinya dalam deret Volta lebih kiri

mengakibatkan Al teroksidasi menjadi ionnya

yaitu Al3+. Tabung reaksi juga terasa sedikit

hangat juga menyatakan bahwa terjadi reaksi

spontan dalam reaksi tersebut, yaitu adanya

pelepasan elektron dari Al sehingga menjadi

Al3+ dan penangkapan elektron oleh H+ sehingga

menjadi H dan Al habis tereduksi.

Al menjadi larutan Al2(SO4)3. Itu

dibuktikan dengan adanya gas/gelembung yang

membuktikan bahwa telah terjadi reaksi kimia

45

dari Al dengan HCl. Dan kalau dilihat dari

kecepatan reaksinya pada saat percobaan maka

nilai E° selnya positif.

Al + 2H+ → Al3+ + H2

Secara perhitungan atau teoritis, dapat

kita peroleh bahwa hasil reaksi ini spontan

karena E° selnya positif.

Al → Al3+ + 3e- E° = +

1,67 V

2H+ + 2e- → H2 E° = +

0,00 V +

E° = +

1,67 V

Jadi, hasil percobaan sesuai dengan teori

yaitu bahwa reaksi tersebut spontan.

c. Reaksi antara Zn dan CuSO4

Pada reaksi antara Zn dan CuSO4 terjadi

reaksi spontan karena menurut deret

kereaktifan logam Cu lebih mudah direduksi

daripada Zn. Cu2+ tereduksi menjadi Cu dan Zn

yang posisinya dalam deret Volta lebih kiri

mengakibatkan Zn teroksidasi menjadi ionnya

yaitu Zn2+. Tabung reaksi juga terasa sedikit

hangat juga menyatakan bahwa terjadi reaksi

spontan dalam reaksi tersebut, yaitu adanya

pelepasan elektron dari Zn sehingga menjadi

46

Zn2+ karena logam Zn lebih reaktif dan

penangkapan elektron oleh Cu2+ sehingga menjadi

Cu dan mengendap.

Zn yang berubah warna itu sebenarnya bukan

Zn tapi Cu yang berubah dari larutan menjadi

padatan (endapan) sedangkan Zn menjadi larutan

ZnSO4. Itu dibuktikan dengan endapan berwarna

kemerah-merahan, warna khas dari tembaga.

Adanya gas/gelembung itu membuktikan bahwa

telah terjadi reaksi kimia dari Zn dengan

CuSO4. Dan kalau dilihat dari kecepatan

reaksinya pada saat percobaan maka nilai E°

selnya positif.

Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu

Secara perhitungan atau teoritis, dapat

kita peroleh bahwa hasil reaksi ini spontan

karena E° selnya positif.

Zn → Zn2+ + 2e- E° = + 0,763

V

Cu2+ + 2e- → Cu E° = +

0,34 V +

E° = +

1,103 V

Jadi, hasil percobaan sesuai dengan teori

yaitu bahwa reaksi tersebut spontan.

d. Reaksi antara Fe dan CuSO4

47

Pada reaksi antara Fe dan CuSO4 terjadi

reaksi spontan karena menurut deret

kereaktifan logam Cu lebih mudah direduksi

daripada Fe. Cu2+ tereduksi menjadi Cu dan Fe

yang posisinya dalam deret Volta lebih kiri

mengakibatkan Fe teroksidasi menjadi ionnya

yaitu Fe2+. Tabung reaksi juga terasa sedikit

hangat juga menyatakan bahwa terjadi reaksi

spontan dalam reaksi tersebut, yaitu adanya

pelepasan elektron dari Fe sehingga menjadi

Fe2+ karena logam Fe lebih reaktif dan

penangkapan elektron oleh Cu2+ sehingga menjadi

Cu dan mengendap.

Fe yang berubah warna itu sebenarnya bukan

Fe tapi Cu yang berubah dari larutan menjadi

padatan (endapan) sedangkan Fe menjadi larutan

FeSO4. Itu dibuktikan dengan endapan berwarna

kemerah-merahan, warna khas dari tembaga.

Adanya gas/gelembung itu membuktikan bahwa

telah terjadi reaksi kimia dari Fe dengan

CuSO4. Dan kalau dilihat dari kecepatan

reaksinya pada saat percobaan maka nilai E°

selnya positif.

Fe + Cu2+ → Fe2+ + Cu

Secara perhitungan atau teoritis, dapat

kita peroleh bahwa hasil reaksi ini spontan

karena E° selnya positif.

48

Fe → Fe2+ + 2e- E° = +

0,44 V

Cu2+ + 2e- → Cu E° = +

0,34 V +

E° = +

0,78 V

Jadi, hasil percobaan sesuai dengan teori

yaitu bahwa reaksi tersebut spontan.

4.2.2 Penentuan E° Sel

Dari hasil pengamatan yang telah didapatkan

kita dapat membandingkan E° sel secara teoritis

dan secara eksperimen.

a. Reaksi antara Cu dan Al

Anoda (-) : Al → Al3+ + 3e- E°

= + 1,67 V

Katoda (+) : Cu2+ + 2e- → Cu E°

= + 0,34 V +

E° = +

2,01 V

Al2(SO4)3 dan CuSO4, berdasarkan pengamatan,

hasil yang ditunjukkan pada voltmeter pada

reaksi ini, yaitu 0,5625 V. Hasil tersebut

tidak sesuai dengan teori yang menghasilkan

potensial sel yaitu 2,01 V. Jadi selisihnya

adalah 1,4475 V. Perbedaan tersebut dapat

terjadi karena

49

b. Reaksi antara Fe dan Al

Anoda (-) : Al → Al3+ + 3e- E°

= + 1,67 V

Katoda (+) : Fe2+ + 2e- → Fe E°

= - 0,44 V +

E° = +

1,23 V

Al2(SO4)3 dan FeSO4, berdasarkan pengamatan,

hasil yang ditunjukkan pada voltmeter pada

reaksi ini, yaitu 0,23 V. Hasil tersebut tidak

sesuai dengan teori yang menghasilkan

potensial sel yaitu 1,23 V. Jadi selisihnya

adalah 1 V. Perbedaan tersebut dapat terjadi

karena konsentrasinya zatnya tidak akurat

ataupun elektroda yang tidak dihaluskan dan

tidak diamplas bersih setelah digunakan.

Perbedaan juga bisa disebabkan karena

kesalahan dalam pembacaan voltmeter.

c. Reaksi antara Zn dan Cu

Anoda (-) : Zn → Zn2+ + 2e- E°

= + 0,763 V

Katoda (+) : Cu2+ + 2e- → Cu E°

= + 0,34 V +

E° = +

1,103 V

50

ZnSO4 dan CuSO4, berdasarkan pengamatan,

hasil yang ditunjukkan pada voltmeter pada

reaksi ini, yaitu 1 V. Hasil tersebut sedikit

berbeda dengan teori yang menghasilkan

potensial sel yaitu 1,103 V. Jadi selisihnya

adalah 0,103 V. Perbedaan tersebut dapat

terjadi karena konsentrasinya zatnya tidak

akurat ataupun elektroda yang tidak dihaluskan

dan tidak diamplas bersih setelah digunakan.

Perbedaan juga bisa disebabkan karena

kesalahan dalam pembacaan voltmeter.

d. Reaksi antara Zn dan Fe

Anoda (-) : Zn → Zn2+ + 2e- E°

= + 0,763 V

Katoda (+) : Fe2+ + 2e- → Fe E°

= - 0,44 V +

E° = +

0,323 V

ZnSO4 dan FeSO4, berdasarkan pengamatan,

hasil yang ditunjukkan pada voltmeter pada

reaksi ini, yaitu 0,5625 V. Hasil tersebut

sedikit berbeda dengan teori yang menghasilkan

potensial sel yaitu 0,323 V. Jadi selisihnya

adalah 0,2395 V. Perbedaan tersebut dapat

terjadi karena konsentrasinya zatnya tidak

akurat ataupun elektroda yang tidak dihaluskan

51

dan tidak diamplas bersih setelah digunakan.

Perbedaan juga bisa disebabkan karena

kesalahan dalam pembacaan voltmeter.

e. Reaksi antara Al dan Fe

Anoda (-) : Al → Al3+ + 3e- E°

= + 1,67 V

Katoda (+) : Fe2+ + 2e- → Fe E°

= - 0,44 V +

E° = +

1,23 V

Al2(SO4)3 dan FeSO4, berdasarkan pengamatan,

hasil yang ditunjukkan pada voltmeter pada

reaksi ini, yaitu 0,135 V. Hasil tersebut

tidak sesuai dengan teori yang menghasilkan

potensial sel yaitu 1,23 V. Jadi selisihnya

adalah 1,095 V. Perbedaan tersebut dapat

terjadi karena konsentrasinya zatnya tidak

akurat ataupun elektroda yang tidak dihaluskan

dan tidak diamplas bersih setelah digunakan.

Perbedaan juga bisa disebabkan karena

kesalahan dalam pembacaan voltmeter.

f. Reaksi antara Al dan Zn

52

Anoda (-) : Al → Al3+ + 3e- E°

= + 1,67 V

Katoda (+) : Zn2+ + 2e- → Zn E°

= - 0,76 V +

E° = +

0,91 V

Al2(SO4)3 dan ZnSO4, berdasarkan pengamatan,

hasil yang ditunjukkan pada voltmeter pada

reaksi ini, yaitu 0,35 V. Hasil tersebut tidak

sesuai dengan teori yang menghasilkan

potensial sel yaitu 0,91 V. Jadi selisihnya

adalah 0,56 V. Perbedaan tersebut dapat

terjadi karena konsentrasinya zatnya tidak

akurat ataupun elektroda yang tidak dihaluskan

dan tidak diamplas bersih setelah digunakan.

Perbedaan juga bisa disebabkan karena

kesalahan dalam pembacaan voltmeter.

4.2.3 Titrasi

Asidimetri

Reaksi penetralan KMnO4 (Kalium Permanganat)

ini disebut dengan reaksi Permanganometri.

Metode ini adalah suatu metode yang dilandaskan

pada prinsip redoks dan menggunakan larutan

kalium permanganat sebagai suatu zat

pengoksidasi. Dari percobaan ini kita dapat

53

mengetahui konsentrasi larutan standar KMnO4

menggunakan asam klorida.

Pada percobaan penentuan konsentrasi standar

KMnO4 menggunakan asam klorida (HCl) sebagai

titran, 2,5 M HCl dituang ke dalam buret hingga

60 ml. Larutan ini digunakan untuk titrasi KMnO4

sampai warna berubah dari ungu tua sampai

menjadi coklat. KMnO4 digunakan sebagai titrat.

Titik akhir titrasi ditandai dengan tepat

hilangnya warna ungu pada larutan. Dengan kata

lain, titik akhir titrasi (titik ekivalen)

ditandai dengan terjadinya perubahan warna pada

larutan dari ungu menjadi bening. Perubahan

warna ini terjadi karena titik ekivalen dicapai.

Titik ekivalen terjadi karena mol titran

sama dengan mol titrat. Selama titran

berlangsung KMnO4 lenyap bereaksi. Tetapi,

setelah titrat habis KMnO4 ini warnanya memudar

hingga lenyap akibat reaksi MnO4- dengan Mn2+

hasil titrasi. Pada percobaan ini, tidak

menggunakan indikator karena larutan KMnO4 dapat

dipakai untuk indicator penentuan titik akhir

titrasi. KMnO4 tidak memiliki range pH, tetapi

hanya bekerja sebagai indikator pada umumnya.

Dari hasil percobaan di mana HCl yang digunakan

sebanyak 12,5 ml kita dapat menghitung

konsentrasi dari larutan KMnO4.

54

M1 × V1 = M2 × V2

2.5 M × 12.5 ml = M2 × 5 ml

31.25 m = M2 × 5 ml

M2 = 6.25 M

Jadi, dari hasil percobaan tersebut diperoleh

konsentrasi KMnO4 6.25 M.

55

BAB V

KESIMPULAN DAN SARAN

5.1 Kesimpulan

Adapun berdasarkan pembahasan sebelumnya dapat

disimpulkan bahwa reaksi redoks adalah reaksi kimia

yang melibatkan proses reduksi dan oksidasi secara

bersamaan. Prinsip reaksi redoks dipakai dalam sel

elektrokimia. Sel elektrokimia merupakan sel yang

berkaitan dengan perubahan energi.

Sel elektrokimia dibedakan menjadi sel Volta dan

sel elektrolisis. Sel Volta merupakan sel yang

mengolah energi kimia menjadi elektrolistik. Sel

Volta adalah penataan bahan kimia dan penghantar

listrik yang memberikan aliran elektron lewat

rangkaian luar dari suatu zat kimia yang teroksidasi

ke zat kimia yang direduksi. Dalam sel Volta,

oksidasi berarti dilepaskannya elektron oleh atom,

molekul, atau ion. Sedangkan reduksi berarti

diperolehnya electron oleh partikel – partikel ini.

Potensial elektroda standar adalah gaya dorong

(gaya gerak listrik) dari reaksi redoks yang diukur

pada keadaan standar. Potensial standar disimbolkan

56

dengan E° sel. Potensial sel Volta dapat ditentukan

melalui eksperimendengan menggunakan voltmeter.

Selain itu, data potensial electrode positif

(katode) dan potensial elektroda negatif (anode)

juga dapat digunakan untuk menentukan potensial sel

standar.

Jika potensial sel yang dihitung bernilai

positif, maka reaksi sel berlangsung secara spontan

dan sel akan menghasilkan arus dan sebaliknya.

Susunan unsur – unsur logam berdasarka potensial

elektroda standarnya disebut deret Volta. Makin ke

kiri letak logam dalam deret Volta, maka logam makin

reaktif dan merupakan reduktor. Makin ke kanan letak

logam dalam deret Volta, maka logam makin kurang

reaktif dan merupakan oksidator.

Dari percobaan penentuan reaksi spontan yang

telah dilakukan semua reaksi baik Ca dan HCl, Al dan

HCl, Zn dan CuSO4, maupun Fe dan CuSO4 semuanya

berlangsung spontan karena E° yang terbentuk

bernilai positif. Reaksi antara Ca dan HCl E°nya

2,76 V. Reaksi antara Al dan HCl E°nya 1,67 V.

Reaksi antara Zn dan CuSO4 E°nya 1,103 V. Reaksi

antara Fe dan CuSO4 E°nya 0,78 V.

Sementara itu untuk percobaan penentuan E° sel,

hampir semua data percobaan yang menggunakan

voltmeter berbeda dengan data hasil teoritis. Hal

ini bisa disebabkan karena konsentrasinya zatnya

57

tidak akurat ataupun elektroda yang tidak dihaluskan

dan tidak diamplas bersih setelah digunakan.

Perbedaan juga bisa disebabkan karena kesalahan

dalam pembacaan voltmeter. Dari percobaan reaksi

antara Cu dan Al E° nya 0,5625 V sedangkan data

perhitungan teoritisnya 2,01 V. Untuk reaksi antara

Fe dan Al E° nya 0,23 V sedangkan data perhitungan

teoritisnya 1,23 V. Untuk reaksi antara Zn dan Cu E°

nya 1 V sedangkan data perhitungan teoritisnya 1,103

V.

Untuk reaksi antara Zn dan Fe E° nya 0,5625 V

sedangkan data perhitungan teoritisnya 0,323 V.

Untuk reaksi antara Al dan Fe E° nya 0,135 V

sedangkan data perhitungan teoritisnya 1,23 V. Untuk

reaksi antara Al dan Zn E° nya 0,35 V sedangkan data

perhitungan teoritisnya 0,91 V. Sedangkan sel

elektrolisis merupakan sel yang mengubah energi

listrik menjadi energi kimia.

Dari percobaan titrasi asidimetri yang

menggunakan KMnO4 dan HCl dapat disimpulkan bahwa

kalium permanganat (KMnO4) merupakan suatu zat

pengoksidasi kuat yang dapat dipakai tanpa

penambahan indikator dan konsentrasi standarnya yang

dititrasi oleh HCl 2,5 M adalah 6,25 M. Reaksi ini

juga dapat disebut sebagai reaksi permanganometri.

5.2 Saran

58

Setelah penulis mengulas permasalahan di atas,

penulis ingin menyarankan kepada pembaca khususnya

pelajar yang ingin melakukan percobaan redoks untuk

dilakukan dengan teliti agar hasil yang diperoleh

jauh lebih sempurna dan lebih mendekati hasil

perhitungan teoritis.

Kebersihan alat dan bahan sebaiknya juga

diperhatikan agar kesalahan dalam percobaan dapat

diminimalisir. Ketepatan dalam pembacaan voltmeter

juga menjadi hal yang penting karena jika berbeda

sekian detik maka suhu tentu juga akan berubah yang

pada akhirnya bisa mempengaruhi hasil pengamatan.

Demikianlah saran-saran yang dapat penulis

sampaikan. Semoga apa yang telah penulis sampaikan

dapat menambah pengetahuan bagi pembaca khususnya

pelajar agar penelitian selanjutnya dapat diperoleh

hasil yang jauh lebih sempurna dan teori tentang

koligatif larutan dapat dinyatakan terbukti.

59

DAFTAR PUSTAKA

Aman, Khoirul. 2012. ”MSDS Kalium Pemanganat.”

http://khoirulazam89.blogspot.com (diakses tanggal

2 November 2014)

60

Amelia, Norma. 2012. ”Praktikum Reaksi Redoks.”

http://placetoyou.blogspot.com (diakses tanggal 3

November 2014)

Anggriyaman, Yamin. 2011. ”Laporan Praktikum Dasar-

Dasar Kimia Analitik.”

http://yaminanggri.blogspot.com (diakses

tanggal 2 November 2014)

Chang, Raymond. 2005. Kimia Dasar Konsep - Konsep inti

Jilid 1. Edisi 3. Jakarta: Erlangga.

Damayuda. 2010. ”Kalium Permanganat (KMnO4).”

http://damayuda.blogspot.com (diakses tanggal 2

November 2014)

Devinta, Via. 2012. ”Aplikasi Redoks dalam Kehidupan

Sehari-hari.” http://viadevinta.blogspot.com

(diakses pada tanggal 8 November 2014)

Diaz, Rizqi. 2012. ”Penerapan Konsep Reaksi Redoks.”

http://rizqidiaz.blogspot.com (diakses tanggal 3

November 2014)

Diezda, Avriel. 2013. ”Laporan Kimia dasar larutan dan

Elektrokimia.” http://avrieldiezda.blogspot.com

(diakses tanggal 3 November 2014)

Ekky, Nova. 2013. ”Reaksi Redoks dan Elektrokimia Sel.”

http://miracleofliv.blogspot.com (diakses tanggal 3

November 2014)

61

Febri. 2014. ”Reaksi Redoks dan Elektrokimia.”

http://www.slideshare.net (diakses tanggal 3

November 2014)

Febrina, Nova. 2014. ”Kespontanan reaksi Redoks.”

http://drnovafebrina.blogspot.com (diakses tanggal

3 November 2014)

Fitriyanti, Yulli. 2011. “Kimia kelas X Reaksi Redoks.”

http://yullifitriyani.wordpress.com (diakses

tanggal 2 November 2014)

Gunawan, Herlina. 2013. “Redoks.”

http://www.slideshare.net (diakses tanggal 2

November 2014)

Harnanto Ari, Ruminten. 2009. Kimia 1 Untuk SMA/MA

Kelas X. Jakarta: Pusat Perbukuan Departemen

Pendidikan Nasional.

Jeni, Riftar. 2012. ”Praktikum Daya Desak Logam.”

http://rafitarjeni168.blogspot.com (diakses tanggal 2

November 2014)

Juwardi, Wiwiek Sir. 2012. “Laporan Potensial Sel.”

http://avrieldiezda.blogspot.com (diakses tanggal

3 November 2014)

Kaimudin, Tini. 2010. ”Reaksi Redoks.”

http://elechtrochem.blogspot.com (diakses tanggal

2 November 2014)

62

Kardila, Vaine. 2010. “Titrasi Oksidasi Reduksi.”

http://vainekardila.blogspot.com (diakses tanggal 2

November 2014)

Legopermono, Helena. 2012. ”Mengamati Reaksi Redoks

Spontan.” http://helenalegopermono.blogspot.com

(diakses tanggal 3 November 2014)

Mardhawa. 2014. “Membahas tentang Elektrokimia.”

http://flowerizayulia.blogspot.com (diakses

tanggal 2 November 2014)

Mee, Heel. 2011. ”Praktikum Redoks.”

http://heelmeesblog.blogspot.com (diakses pada

tanggal 8 November 2014)

Patrecia, Diana. 2012. ”Reaksi Redoks Spontan.”

http://diana-patrecia.blogspot.com (diakses

tanggal 3 November 2014)

Petrucci , Ralph. 2000. Kimia Dasar dan Terapan Modern.

Jakarta: Erlangga.

Pujianto, Sentot. 2011. ”Reaksi Oksidasi dan Reduksi

(Redoks).” http://kimiaku.wordpress.com (diakses

tanggal 2 November 2014)

Putrisederhana, Muth. 2013. ”Laporan semester III

Titrasi Redoks.”

http://putrisederhana.blogspot.com (diakses

tanggal 2 November 2014)

63

Raharjanto, Toto. 2011. “Definisi Hydrochloric Acid

(HCl).” http://hydrochloricacidhcl.blogspot.com

(diakses tanggal 2 November 2014)

Rahayu, Imam. 2008. Praktis Belajar Kimia. Jakarta:

Grafindo Media Pratama.

Saliawati, Das. 2009. Belajar Kimia Secara Menarik

Untuk SMA/ MA Kelas XII. Jakarta: Grasindo.

Sari, Novita Candra. 2012. ”Praktek Reaksi Redoks.”

http://chemceria.blogspot.com (diakses tanggal 3

November 2014)

Seran, Emel. 2010. “Tembaga: Tambang, Sifat dan

Kegunaan.” http://wanibesak.wordpress.com (diakses

tanggal 2 November 2014)

Sujane. 2011. “Kumpulan tugas.”

http://sujanae.blogspot.com (diakses pada tanggal 2

November 2014)

Supriyanto. 2011. “Reaksi Redoks Kelas XII SMA.”

http://www.priyanto85.web.id (diakses tanggal 2

November 2014)

Sutresna, Nana. 2010. Cerdas Belajar Kimia. Jakarta:

Grafindo Media Pratama.

Suyatno, Dkk. 2010. Kimia Untuk SMA/ MA Kelas XII.

Jakarta: Grasindo.

64

Tika, Asti. 2011. ”Praktikum Mengenai Reaksi Redoks.”

http://thikachacham.blogspot.com (diakses tanggal 3

November 2014)

Tjong, Michael. 2011. “Reaksi Redoks.” http://michael-

tjong.blogspot (diakses tanggal 3 November 2014)

Venny. 2013. “Reaksi Redoks.”

http://khoirulazam89.blogspot.com (diakses tanggal

2 November 2014)

Wiguna, Prayoga. 2012. “Reaksi Oksidasi-Reduksi.”

http://www.chayoy.com (diakses tanggal 2 November

2014)

Wikarga. 2009. ”Permanganometri.”

http://wikarga.blogspot.com (diakses tanggal 2

November 2014)

Wiyarsi, Astuti dan Fajar Partana. 2009. Mari Belajar

Kimia Untuk SMA-MA Kelas XII IPA. Jakarta: Pusat

Perbukuan Departemen Pendidikan Nasional.

Yanti, Kesuma Anugerah. 2013. ”Menentukan Potensial

Sel.” http://www.slideshare.net (diakses tanggal 3

November 2014)

65

LAMPIRAN

66

67

Gambar 3.3 Gambar 3.4

Gambar 3.5 Gambar 3.6

Gambar 3.7 Gambar 3.8Gambar 3.9 Gambar 3.10Gambar 3.11 Gambar 3.12

68

Gambar 3.13 Gambar 3.14

Gambar 3.15 Gambar 3.16

Gambar 3.17 Gambar 3.18

69

Gambar 3.19 Gambar 3.20

Gambar 3.21 Gambar 3.22

Gambar 3.23 Gambar 3.24

70

Gambar 4.1 Gambar 4.2

Gambar 4.3 Gambar 4.4

Gambar 4.5 Gambar 4.6