Praktikum Sederhana Reaksi Redoks: Panduan Langkah Demi Langkah

Tujuan praktikum

Tujuan dari praktikum ini adalah untuk mempelajari reaksi redoks dan cara menghitung bilangan oksidasi suatu unsur pada suatu senyawa.

Bahan dan peralatan yang dibutuhkan

1. Bejana kimia (misalnya labu alas bulat, erlenmeyer, atau gelas ukur)
2. Elektroda (misalnya elektroda Cu dan Zn)
3. Kabel penghubung
4. Multimeter
5. Larutan elektrolit (misalnya larutan CuSO4 dan ZnSO4)
6. Pipet atau buret
7. Larutan indikator (misalnya larutan KMnO4 atau larutan FeSO4)

Prosedur praktikum

1. Siapkan larutan elektrolit untuk kedua elektroda (CuSO4 dan ZnSO4).
2. Rendam elektroda Cu dan Zn ke masing-masing larutan elektrolit.
3. Sambungkan elektroda dengan kabel penghubung ke multimeter.
4. Amati nilai potensial pada multimeter.
5. Tambahkan sedikit larutan indikator (misalnya KMnO4 atau FeSO4) ke dalam bejana kimia yang berisi larutan elektrolit.
6. Amati perubahan warna indikator.
7. Ulangi langkah (d) dan (e) pada setiap elektrolit.

Analisis hasil

1. Catat nilai potensial pada multimeter untuk masing-masing elektroda. 
2. Hitung bilangan oksidasi dari unsur yang terlibat dalam reaksi redoks. 
3. Tuliskan persamaan reaksi redoks yang terjadi pada setiap elektroda.

Kesimpulan

Setelah melakukan praktikum, tuliskan kesimpulan yang didapatkan berdasarkan hasil analisis yang telah dilakukan.

Demikianlah penuntun praktikum sederhana untuk reaksi redoks. Pastikan selalu mengikuti aturan keamanan yang berlaku di laboratorium dan memahami langkah-langkah dengan baik sebelum melakukan praktikum.

Cara Mudah Menyetarakan Reaksi Redoks

Reaksi redoks adalah reaksi yang melibatkan perubahan bilangan oksidasi (biloks) pada atom-atom zat yang bereaksi. Perubahan biloks yang dimaksud adalah penurunan dan peningkatan biloks. Ada atom yang mengalami penurunan biloks dan ada juga yang mengalami peningkatan biloks. Zat dimana terdapat atom yang mengalami penurunan biloks disebut mengalami reduksi, sedangkan zat dimana terdapat atom yang mengalami peningkatan biloks disebut oksidasi.

Sebagaimana reaksi pada umumnya, reaksi redoks juga harus disetarakan. Di sekolah, ada dua cara yang biasa diajarkan mengenai cara menyetarakan reaksi redoks yaitu menggunakan metode biloks dan setengah reaksi. Seperti namanya, cara menyetarakan reaksi redoks dengan metode biloks menggunakan nilai bilangan oksidasi atom-atom yang mengalami perubahan biloks. Sedangkan cara menyetarakan reaksi redoks dengan setengah reaksi dilakukan dengan memisahkan reaksi zat yang mengalami oksidasi dan zat yang mengalami reduksi.

Reaksi redoks biasa terjadi pada dua suasana, asam dan basa. Sehingga cara menyetarakan reaksi redoks menggunakan biloks terbagi menjadi 2 dan cara menyetarakan reaksi redoks menggunakan setengah reaksi juga terbagi 2. Suasana asam berarti melibatkan ion H⁺ sedangkan pada suasana basa melibatkan ion OH^-. Namun, langkah-langkah menyetarakan reaksi redoks menggunakan biloks dan setengah reaksi yang saya jelaskan disini sedikit berbeda dengan yang dijelaskan di sekolah dan mungkin lebih mudah.

Selain menggunakan metode biloks dan setengah reaksi, cara menyetarakan reaksi redoks bisa menggunakan metode campuran dari kedua cara sebelumnya (biloks dan setengah reaksi). Dari ketiga cara yang akan saya jelaskan, kalian boleh menggunakan cara menyetarakan reaksi redoks yang mana saja, tergantung yang mana menurut kalian cara yang paling mudah. Masing-masing orang berbeda-beda, ada yang lebih merasa nyaman dan mudah menggunakan metode biloks, ada suka menggunakan metode setengah reaksi, dan ada juga yang merasa cepat mengerjakannya kalau menggunakan metode campuran. Sekali lagi, itu tergantung kalian ya.

Bagaimana cara menyetarakan reaksi redoks menggunakan metode biloks dan setengah reaksi? Bagaimana pula cara menyetarakan reaksi redoks menggunakan campuran kedua metode tersebut?

Sebelum kita membahas tentang cara menyetarakan reaksi redoks menggunakan metode campuran, pertama saya akan menjelaskan terlebih dahulu cara menyetarakan reaksi redoks menggunakan metode biloks dan setengah reaksi. Simak baik-baik pembahasan berikut ini.

1. Metode Biloks

Untuk menyetarakan reaksi redoks dengan metode biloks, kamu harus dapat menentukan bilangan oksidasi unsur yang terlibat dalam reaksi. Jika kamu sudah memahami cara menentukan bilangan oskidasi, kamu dapat menyetarakan reaksi redoks dengan mudah. Perhatikan contoh berikut agar lebih jelas.

a. MnO₄^- (aq) + Cl^- (aq) → Mn²⁺ (aq) + Cl₂ (g)   (dalam suasana asam)

Langkah 1: Menentukan unsur-unsur yang mengalami perubahan bilangan oksidasi.
Unsur yang mengalami perubahan bilangan oksidasi adalah Mn, yaitu dari +7 menjadi +2 dan Cl yaitu dari -1 menjadi 0.

Langkah 2: Menyetarakan unsur-unsur yang mengalami perubahan bilangan oksidasi dengan memberi koefisien yang sesuai.
Atom Mn sudah setara. Atom Cl belum setara, di ruas kanan terdapat 2 atom Cl sedangkan di sebelah kiri hanya terdapat satu atom Cl. Untuk menyetarakan, atom Cl di ruas kiri diberi koefisien 2.
MnO₄^- (aq) + 2Cl^- (aq) → Mn²⁺ (aq) + Cl₂ (g)

Langkah 3: Menentukan jumlah penambahan bilangan oksidasi untuk reaksi oksidasi dan penurunan bilangan oksidasi untuk reaksi reduksi. Kalikan jumlah unsur yang terlibat dengan muatannya.
Perubahan bilangan oksidasi Mn dari +7 menjadi +2 = 5
Perubahan bilangan oksidasi Cl dari -2 (= 2 x (-1)) menjadi 0 = 2

Langkah 4: Menyetarakan perubahan bilangan oksidasi dengan memberi koefisien yang sesuai.
Untuk menyetarakan reaksi, maka perubahan bilangan oksidasi dikalikan silang dengan koefisien.
Koefisien Mn dikalikan 2, sedangkan koefisien Cl dikalikan 5.
2MnO₄^- (aq) + 10Cl^- (aq) → 2Mn²⁺ (aq) + 5Cl₂ (g)

Langkah 5: Setarakan muatan dengan menambahkan H⁺ (dalam suasana asam).
Total muatan di sebelah kiri adalah (-2) + (-10) = -12
Total muatan di sebelah kanan adalah (+4) + 0 = +4
Oleh karena dalam suasana asam, agar muatan seimbang maka tambahkan 16 ion H⁺ di sebelah kiri, sehingga persamaan reaksi menjadi seperti berikut.
2MnO₄^- (aq) + 10Cl^- (aq) + 16 H⁺ (aq) → 2Mn²⁺ (aq) + 5Cl₂ (g)

Langkah 6: Setarakan jumlah atom H dengan menambahkan H₂O.
Jumlah atom H di sebelah kiri = 16 dan di sebelah kanan tidak terdapat atom H, sehingga di sebelah kanan ditambahkan 8 molekul H₂O.
2MnO₄^- (aq) + 10Cl^- (aq) + 16 H⁺ (aq) → 2Mn²⁺ (aq) + 5Cl₂ (g) + 8H₂O (l) (reaksi telah setara)

b. Cl₂ (g) + IO₃^- (aq) → IO₄^- (aq) + Cl^- (aq) (dalam suasana basa)

Langkah 1: Menentukan unsur-unsur yang mengalami perubahan bilangan oksidasi.
Unsur yang mengalami perubahan bilangan oksidasi adalah I, yaitu dari +5 menjadi +7 dan Cl yaitu dari 0 menjadi -1.

Langkah 2: Menyetarakan unsur-unsur yang mengalami perubahan bilangan oksidasi dengan memberi koefisien yang sesuai.
Atom I sudah setara. Atom Cl belum setara, di ruas kanan hanya terdapat 1 atom Cl sedangkan di sebelah kiri terdapat 2 atom Cl. Untuk menyetarakan, atom Cl di ruas kanan diberi koefisien 2.
Cl₂ (g) + IO₃^- (aq) → IO₄^- (aq) + 2Cl^- (aq) 

Langkah 3: Menentukan jumlah penambahan bilangan oksidasi untuk reaksi oksidasi dan penurunan bilangan oksidasi untuk reaksi reduksi. Kalikan jumlah unsur yang terlibat dengan muatannya.
Perubahan bilangan oksidasi I dari +5 menjadi +7 = 2
Perubahan bilangan oksidasi Cl dari 0 menjadi -2 (= 2 x (-1)) = 2

Langkah 4: Menyetarakan perubahan bilangan oksidasi dengan memberi koefisien yang sesuai.
Untuk menyetarakan reaksi, maka perubahan bilangan oksidasi dikalikan silang dengan koefisien.
Perubahan biloks I dan Cl sudah setara, sehingga perubahan bilangan oksidasi tidak perlu dikali silang dengan koefisien.

Langkah 5: Setarakan muatan dengan menambahkan OH^- (dalam suasana basa).
Total muatan di sebelah kiri adalah 0 + (-1) = -1
Total muatan di sebelah kanan adalah (-1) + (-2) = -3
Oleh karena dalam suasana basa, agar muatan seimbang maka tambahkan 2 ion OH^- di sebelah kiri, sehingga persamaan reaksi menjadi seperti berikut.
Cl₂ (g) + IO₃^- (aq) + 2OH^- (aq) → IO₄^- (aq) + 2Cl^- (aq) 

Langkah 6: Setarakan jumlah atom H dengan menambahkan H₂O.
Jumlah atom H di sebelah kiri = 2 dan di sebelah kanan tidak terdapat atom H, sehingga di sebelah kanan ditambahkan 1 molekul H₂O.
Cl₂ (g) + IO₃^- (aq) + 2OH^- (aq) → IO₄^- (aq) + 2Cl^- (aq) + H₂O (l)

2. Metode Setengah Reaksi

Dasar dari metode ini adalah jumlah elektron yang dilepaskan pada reaksi oksidasi dan reduksi sama. Perhatikan contoh berikut agar lebih jelas.

a. Cr₂O₇^2- (aq) + Fe²⁺ (aq) → Cr³⁺ (aq) + Fe³⁺ (aq) (suasana asam)


Langkah 1: Memisahkan reaksi redoks menjadi reaksi reduksi dan reaksi oksidasi.
Bilangan oksidasi Cr pada Cr₂O₇^2- = +6 sedangkan bilangan oksidasi pada Cr³⁺ = +3, berarti terjadi reaksi reduksi. Fe mengalami reaksi oksidasi dari +2 menjadi +3.
Reduksi: Cr₂O₇^2- (aq) → Cr³⁺ (aq) 
Oksidasi: Fe²⁺ (aq) → Fe³⁺ (aq)  

Langkah 2: Setarakan masing-masing setengah reaksi.

Pada reaksi reduksi jumlah Cr di ruas kiri adalah 2, maka di ruas kanan ion Cr³⁺  diberi koefisien 2, sedangkan pada reaksi oksidasi jumlah Fe di ruas kiri dan kanan sudah sama, maka tidak perlu penambahan koefisien.
Reduksi: Cr₂O₇^2- (aq) → 2Cr³⁺ (aq) 
Oksidasi: Fe²⁺ (aq) → Fe³⁺ (aq)  

Langkah 3: Setarakan oksigen dan hidrogen.

Disetarakan jumlah atom O terlebih dahulu, kemudian setarakan jumlah atom H. Pada reaksi reduksi, jumlah atom O dalam Cr₂O₇^2- adalah 7, maka di ruas kanan perlu ditambahkan 7 H₂O. Penambahan 7 H₂O di ruas kanan menyebabkan jumlah atom H menjadi 14, maka di ruas kiri perlu ditambah 14 H⁺ (suasana asam).

Pada reaksi oksidasi tidak terdapat atom O ataupun atom H, jadi tidak perlu dilakukan penambahan H₂O maupun H⁺.

Reduksi: Cr₂O₇^2- (aq) + 14 H⁺ (aq) → 2Cr³⁺ (aq) + 7H₂O (l)
Oksidasi: Fe²⁺ (aq) → Fe³⁺ (aq)  

Langkah 4: Setarakan muatan dengan cara menambahkan elektron pada ruas yang muatannya lebih besar.

Pada reaksi reduksi jumlah muatan di ruas kiri adalah -2 + 14 = +12, sedangkan jumlah muatan di ruas kanan 2 x (+3) = +6. Berarti di ruas kiri kelebihan muatan sebanyak 6. Sehingga jumlah muatannya disetarakan dengan menambahkan 6 e di ruas kiri.

Pada reaksi oksidasi jumlah muatan di ruas kiri adalah = +2, sedangkan jumlah muatan di ruas kanan = +3. Berarti di ruas kanan kelebihan muatan sebanyak 1. Sehingga jumlah muatannya disetarakan dengan menambahkan  1 e di ruas kanan.

Reduksi: Cr₂O₇^2- (aq) + 14 H⁺ (aq) + 6e → 2Cr³⁺ (aq) + 7H₂O (l)
Oksidasi: Fe²⁺ (aq) → Fe³⁺ (aq) + 1e

Langkah 5: Samakan jumlah elektron pada setengah reaksi oksidasi dengan jumlah elektron pada setengah reaksi reduksi.

Pada reaksi reduksi jumlah elektron = 6 sedangkan pada reaksi oksidasi jumlah elektron = 1, maka kalikan koefisien dari setengah reaksi oksidasi dengan 6 supaya jumlah elektron yang dibebaskan menjadi 6.

Reduksi: Cr₂O₇^2- (aq) + 14 H⁺ (aq) + 6e → 2Cr³⁺ (aq) + 7H₂O (l)
Oksidasi: 6Fe²⁺ (aq) → 6Fe³⁺ (aq) + 6e
Redoks: Cr₂O₇^2- (aq) + 14 H⁺ (aq) + 6Fe²⁺ (aq) → 2Cr³⁺ (aq) + 7H₂O (l) + 6Fe³⁺ (aq)
(reaksi telah setara)

b. MnO₄^- (aq) + C₂O₄^2- (aq) → MnO₂ (s) + CO₂ (g)   (dalam suasana basa)

Langkah 1: Memisahkan reaksi redoks menjadi reaksi reduksi dan reaksi oksidasi.

Bilangan oksidasi Mn pada MnO₄^- = +7 sedangkan bilangan oksidasi pada MnO₂ = +4, berarti terjadi reaksi reduksi. Bilangan oksidasi C pada C₂O₄^2- = +3 sedangkan bilangan oksidasi pada CO₂ = +4, berarti terjadi reaksi oksidasi.

Reduksi: MnO₄^- (aq) → MnO₂ (s) 
Oksidasi: C₂O₄^2- (aq) → CO₂ (g) 

Langkah 2: Setarakan masing-masing atom yang mengalami perubahan biloks.

Pada reaksi reduksi jumlah Mn di ruas kiri dan ruas kanan sudah sama. Adapun pada reaksi oksidasi jumlah C di ruas kiri = 2 dan di ruas kanan = 1 maka atom C di sebelah kanan diberi koefisien 2.

Reduksi: MnO₄^- (aq) → MnO₂ (s) 
Oksidasi: C₂O₄^2- (aq) → 2CO₂ (g) 

Langkah 3: Setarakan atom oksigen dan hidrogen.

Disetarakan jumlah atom O terlebih dahulu dengan menambahkan H₂O di ruas yang kelebihan atom O, kemudian setarakan jumlah atom H. Pada reaksi reduksi, jumlah atom O dalam MnO₄^- di ruas kiri adalah 4, sedangkan di ruas kanan jumlah atom O = 2, maka di ruas kiri perlu ditambahkan 2 H₂O. Penambahan 2 H₂O di ruas kiri menyebabkan jumlah atom H menjadi 4, maka di ruas kiri perlu ditambah 4 OH^- (suasana basa).

Pada reaksi oksidasi jumlah atom O sudah setara, jadi tidak perlu dilakukan penambahan H₂O maupun OH^-.

Reduksi: MnO₄^- (aq) + 2H₂O (l) → MnO₂ (s) + 4OH^- (aq) 
Oksidasi: C₂O₄^2- (aq) → 2CO₂ (g) 

Langkah 4: Setarakan muatan dengan cara menambahkan elektron pada ruas yang muatannya lebih besar.

Pada reaksi reduksi jumlah muatan di ruas kiri adalah -1 + 0 = -1, sedangkan jumlah muatan di ruas kanan 0 + (-4) = -4. Berarti di ruas kiri kelebihan muatan sebanyak 3. Sehingga jumlah muatannya disetarakan dengan menambahkan 3 e di ruas kiri.

Pada reaksi oksidasi jumlah muatan di ruas kiri adalah = -2, sedangkan jumlah muatan di ruas kanan = 0. Berarti di ruas kanan kelebihan muatan sebanyak 2. Sehingga jumlah muatannya disetarakan dengan menambahkan  2 e di ruas kanan.

Reduksi: MnO₄^- (aq) + 2H₂O (l) + 3e → MnO₂ (s) + 4OH^- (aq) 
Oksidasi: C₂O₄^2- (aq) → 2CO₂ (g) + 2e

Langkah 4: Samakan jumlah elektron pada setengah reaksi oksidasi dengan jumlah elektron pada setengah reaksi reduksi.
Pada reaksi reduksi jumlah elektron = 3 sedangkan pada reaksi oksidasi jumlah elektron = 2, maka kalikan koefisien dari setengah reaksi reduksi dengan 3 supaya jumlah elektron yang diterima menjadi 6 serta kalikan koefisien dari setengah reaksi oksidasi dengan 2 supaya jumlah elektron yang dibebaskan menjadi 6.
Reduksi: 2MnO₄^- (aq) + 4H₂O (l) + 6e → 2MnO₂ (s) + 8OH^- (aq) 
Oksidasi: 3C₂O₄^2- (aq) → 6CO₂ (g) + 6e
Redoks: 2MnO₄^- (aq) + 4H₂O (l) + 3C₂O₄^2- (aq) → 2MnO₂ (s) + 8OH^- (aq) + 6CO₂ (g) (reaksi telah setara)

Di atas telah di bahas mengenai cara menyetarakan reaksi redoks menggunakan metode biloks dan setengah reaksi. Lalu bagaimana dengan cara menyetarakan reaksi redoks dengan metode campuran biloks dan setengah reaksi?

3. Metode campuran

a. MnO₄^- (aq) + Cl^- (aq) → Mn²⁺ (aq) + Cl₂ (g)    (suasana asam) 

Langkah 1: Memisahkan reaksi redoks menjadi reaksi reduksi dan oksidasi.
Bilangan oksidasi Mn pada MnO₄^- = +7 sedangkan bilangan oksidasi pada Mn²⁺ = +2, berarti terjadi reaksi reduksi.
Bilangan oksidasi Cl pada Cl^- = -1 sedangkan bilangan oksidasi pada Cl₂ = 0, berarti terjadi reaksi oksidasi.
Reduksi: MnO₄^- (aq) → Mn²⁺ (aq) 
Oksidasi: Cl^- (aq) → Cl₂ (g) 

Langkah 2: Setarakan masing-masing setengah reaksi.

Pada reaksi reduksi jumlah Mn di ruas kiri dan ruas kanan sudah sama. Adapun pada reaksi oksidasi jumlah Cl di ruas kiri = 1 dan di ruas kanan = 2 maka atom Cl di sebelah kiri diberi koefisien 2.

Reduksi: MnO₄^- (aq) → Mn²⁺ (aq) 
Oksidasi: 2Cl^- (aq) → Cl₂ (g) 

Langkah 3: Menentukan jumlah penambahan bilangan oksidasi untuk reaksi oksidasi dan penurunan bilangan oksidasi untuk reaksi reduksi. Kalikan jumlah unsur yang terlibat dengan muatannya.

Kemudian tambahkan jumlah elektron sebanyak perubahan bilangan oksidasinya di ruas kiri untuk reaksi reduksi dan tambahkan jumlah elektron sebanyak perubahan bilangan oksidasinya di ruas kanan untuk reaksi oksidasi.

Perubahan bilangan oksidasi Mn dari +7 menjadi +2 = 5
Perubahan bilangan oksidasi Cl dari -2 (= 2 x (-1)) menjadi 0 = 2
Reduksi: MnO₄^- (aq) + 5e → Mn²⁺ (aq) 
Oksidasi: 2Cl^- (aq) → Cl₂ (g) + 2e

Langkah 4: Setarakan muatan dengan cara menambahkan ion H⁺ (suasana asam) di ruas yang kekurangan muatan.

Pada reaksi reduksi, jumlah muatan di ruas kiri adalah (-1) + (-5) = -6 dan jumlah muatan di ruas kanan adalah +2. Sehingga perlu ditambahkan 8 ion  H⁺ di ruas kiri.

Pada reaksi oksidasi, jumlah muatan di ruas kiri adalah -2 dan jumlah muatan di ruas kanan adalah -2, sehingga tidak perlu ada penambahan ion H⁺.

Reduksi: MnO₄^- (aq) + 5e + 8H⁺ (aq) → Mn²⁺ (aq) 
Oksidasi: 2Cl^- (aq) → Cl₂ (g) + 2e

Langkah 5: Setarakan jumlah atom H dengan cara menambahkan H₂O di ruas yang kekurangan atom H.

Pada reaksi reduksi, jumlah atom H di ruas kiri adalah 8 sedangkan jumlah atom H di ruas kanan tidak ada. Sehingga di ruas kanan ditambahkan 4 H₂O.

Pada reaksi oksidasi, tidak ada atom H sehingga tidak perlu ditambahkan H₂O.

Reduksi: MnO₄^- (aq) + 5e + 8H⁺ (aq) → Mn²⁺ (aq) + 4H₂O (l)
Oksidasi: 2Cl^- (aq) → Cl₂ (g) + 2e

Langkah 6: Samakan jumlah elektron pada setengah reaksi oksidasi dengan jumlah elektron pada setengah reaksi reduksi.

Pada reaksi reduksi jumlah elektron = 5 sedangkan pada reaksi oksidasi jumlah elektron = 2, maka kalikan koefisien dari setengah reaksi reduksi dengan 2 supaya jumlah elektron yang diterima menjadi 10 serta kalikan koefisien dari setengah reaksi oksidasi dengan 5 supaya jumlah elektron yang dibebaskan menjadi 10.

Reduksi: 2MnO₄^- (aq) + 10e + 16H⁺ (aq) → 2Mn²⁺ (aq) + 8H₂O (l)
Oksidasi: 10Cl^- (aq) → 5Cl₂ (g) + 10e
Redoks: 2MnO₄^- (aq) + 10Cl^- (aq) + 16 H⁺ (aq) → 2Mn²⁺ (aq) + 5Cl₂ (g) + 8H₂O (l) (reaksi telah setara)

b. Cl₂ (g) + IO₃^- (aq) → IO₄^- (aq) + Cl^- (aq) (dalam suasana basa)

Langkah 1: Memisahkan reaksi redoks menjadi reaksi reduksi dan oksidasi.
Bilangan oksidasi I pada IO₃^- = +5 sedangkan bilangan oksidasi pada IO₄^- = +7, berarti terjadi reaksi oksidasi.
Bilangan oksidasi Cl  pada Cl₂ = 0 sedangkan bilangan oksidasi pada Cl^- = -1, berarti terjadi reaksi reduksi.
Reduksi: Cl₂ (g) → Cl^- (aq)
Oksidasi: IO₃^- (aq) → IO₄^- (aq) 

Langkah 2: Setarakan masing-masing setengah reaksi.
Pada reaksi oksidasi jumlah I di ruas kiri dan ruas kanan sudah sama. Adapun pada reaksi reduksi jumlah Cl di ruas kiri = 2 dan di ruas kanan = 1 maka atom Cl di sebelah kanan diberi koefisien 2.
Reduksi: Cl₂ (g) → 2Cl^- (aq)
Oksidasi: IO₃^- (aq) → IO₄^- (aq) 

Langkah 3: Menentukan jumlah penambahan bilangan oksidasi untuk reaksi oksidasi dan penurunan bilangan oksidasi untuk reaksi reduksi. Kalikan jumlah unsur yang terlibat dengan muatannya.

Kemudian tambahkan jumlah elektron sebanyak perubahan bilangan oksidasinya di ruas kiri untuk reaksi reduksi dan tambahkan jumlah elektron sebanyak perubahan bilangan oksidasinya di ruas kanan untuk reaksi oksidasi.

Perubahan bilangan oksidasi I dari +5 menjadi +7 = 2
Perubahan bilangan oksidasi Cl dari 0 menjadi -2 (= 2 x (-1)) = 2
Reduksi: Cl₂ (g) + 2e → 2Cl^- (aq)
Oksidasi: IO₃^- (aq) → IO₄^- (aq) + 2e

Langkah 4: Setarakan muatan dengan cara menambahkan ion OH^- (suasana basa) di ruas yang kelebihan muatan.

Pada reaksi reduksi, jumlah muatan di ruas kiri adalah (0) + (-2) = -2 dan jumlah muatan di ruas kanan adalah -2. Jumlah muatan di sebelah kiri sudah setara dengan di sebelah kanan. Sehingga tidak perlu ditambahkan ion OH^-.

Pada reaksi oksidasi, jumlah muatan di ruas kiri adalah -1 dan jumlah muatan di ruas kanan adalah (-1) + (-2) = -3, sehingga perlu ditambahkan ion OH^- di sebelah kiri.

Reduksi: Cl₂ (g) + 2e → 2Cl^- (aq)
Oksidasi: IO₃^- (aq) + 2OH^- (aq) → IO₄^- (aq) + 2e

Langkah 5: Setarakan jumlah atom H dengan cara menambahkan H₂O di ruas yang kekurangan atom H.
Pada reaksi reduksi, tidak ada atom H. Sehingga tidak perlu ditambahkan H₂O.

Pada reaksi oksidasi, jumlah atom H di ruas kiri 2 sedangkan di ruas kanan tidak ada. Sehingga perlu ditambahkan 1 H₂O di ruas kanan.

Reduksi: Cl₂ (g) + 2e → 2Cl^- (aq)
Oksidasi:  IO₃^- (aq) + 2OH^- (aq) → IO₄^- (aq) + 2e + H₂O (l)

Langkah 6: Samakan jumlah elektron pada setengah reaksi oksidasi dengan jumlah elektron pada setengah reaksi reduksi.

Karena jumlah elektron pada setengah reaksi oksidasi dengan jumlah elektron pada setengah reaksi reduksi sudah setara, maka reaksinya tinggal dijumlahkan saja.

Reduksi: Cl₂ (g) + 2e→ 2Cl^- (aq)
Oksidasi: IO₃^- (aq) + 2OH^- (aq) → IO₄^- (aq) + 2e + H₂O (l)
Redoks: Cl₂ (g) + IO₃^- (aq) + 2OH^- (aq) → 2Cl^- (aq) + IO₄^- (aq) + H₂O (l) (reaksi telah setara)

CARA CEPAT MENGHITUNG BILANGAN OKSIDASI (BILOKS)

Bilangan oksidasi (biloks) adalah bilangan yang menunjukkan keadaan elektronik suatu atom, ion atau molekul kekurangan atau kelebihan elektron. Apabila atom, ion atau molekul kekurangan elektron maka biloksnya akan bernilai positif. Sebaliknya jika atom, ion atau molekul tersebut kelebihan elektron maka biloksnya akan bernilai negatif. Sebagai contoh ion Ca²⁺ memiliki biloks +2, hal ini berarti ion tersebut kekurangan 2 elektron.

Aturan bilangan oksidasi:

1. bilangan oksidasi dari semua unsur bebas adalah nol

2. bilangan oksidasi dari semua ion monoatomik sederhana setara dengan muatan pada ionnya

3. bilangan oksidasi dari fluorin (F) dalam senyawanya adalah -1

4. bilangan oksidasi hidrogen (H) dalam senyawanya adalah +1

5. bilangan oksidasi oksigen (O) dalam senyawanya adalah -2

6. bilangan oksidasi golongan IA adalah +1, bilangan oksidasi golongan IIA adalah +2, dan bilangan oksidasi Al adalah +3

7. jumlah total bilangan oksidasi dari molekul atau ion poliatomik harus sama dengan muatan            partikelnya

8. pada senyawa ionik biner, nonlogam memiliki bilangan oksidasi sesuai dengan muatan anionnya

jika ada aturan yang berselisih, utamakan aturan yang lebih atas dan abaikan aturan yang lebih bawah.

Contoh 1:

Tentukan bilangan oksidasi Fe dalam Fe₂O₃.

Jawab:

molekul Fe₂O₃ tidak memiliki muatan sehingga biloks total Fe₂O₃ adalah 0, maka:

2 x biloks Fe + 3 x biloks O = 0

2 x biloks Fe + 3 x (-2) = 0

2 x biloks Fe -6 = 0

2 x biloks Fe = +6

biloks Fe = +3

Contoh 2:

Tentukan bilangan oksidasi S dalam SO₄^2-.

Jawab:

molekul SO₄^2- memiliki muatan -2 sehingga biloks total SO₄^2- adalah -2, maka: 

Biloks S + 4 x biloks O = -2

Biloks S + 4 x (-2) = -2

Biloks S - 8 = -2

Biloks S = -2 + 8 = +6

Contoh 3:

Tentukan bilangan oksidasi Mn dalam KMnO₄.

Jawab:

molekul KMnO₄ tidak memiliki muatan sehingga biloks total KMnO₄ adalah 0, maka:

biloks K + biloks Mn + 4 x biloks O = 0

+1 + biloks Mn + 4 x (-2) = 0

+1 + biloks Mn -8 = 0

biloks Mn - 7 = 0

biloks Mn = +7

Langkah-langkah menentukan biloks dengan cara yang sudah dijelaskan di atas membutuhkan penyelesaian (mencakar) di atas kertas. Di bawah ini saya akan memaparkan cara menentukan biloks dengan metode mencongak (tanpa mencakar di atas kertas).

Contoh 1:

Tentukan bilangan oksidasi Mn dalam KMnO₄.

Jawab:

sebelum menjawab soal di atas, kita harus sudah lebih dulu mengetahui 8 aturan penentuan biloks dan menguasai perkalian 1-9 dengan cepat. Sekarang perhatikan penjelasan di bawah ini.

Setiap biloks dalam molekul kita ubah tandanya. Kalau biloksnya positif (+) ubah tandanya menjadi negatif (-), kalau biloks negatif (-) ubah tandanya menjadi positif (+).

K memiliki biloks +1. ubah tandanya menjadi -1

O memiliki biloks -2, ubah tandanya menjadi +2. Kemudian kalikan dengan indeks O, 4 x (+2) = +8

Kemudian jumlahkan semua biloksnya:

-1 + 8 = +7.

Contoh 2:

Tentukan bilangan oksidasi Cr dalam K₂Cr₂O₇.

Jawab:

biloks K = +1 menjadi -1. 2 biloks K = -2

biloks O = -2 menjadi +2. 7 biloks O = +14

jumlahkan semua biloks:

-2 + 14 = +12

karena ada 2 Cr maka untuk 1 Cr adalah +6.
Contoh 3:
Tentukan biloks S dalam SO₄^2-.
Jawab:
Biloks O = -2 menjadi +2. 4 biloks O = +8
jumlahkan dengan muatannya:
-2 + 8 = +6
Dengan cara mengubah tanda biloks seperti ini akan memudahkan kita dalam menyelesaikan soal penentuan biloks tanpa mencakar di atas kertas (mencongak). Setiap kita menentukan biloks, kita hanya perlu mengubah tandanya kemudian menjumlahkan semua biloks. Metode ini saya ajarkan kepada siswa yang mengikuti lomba cepat tepat kimia. Jika kita sudah menguasai metode ini, dengan cepat kita bisa menentukan biloks suatu unsur.

Cara cepat menghitung biloks ini sangat berguna dalam menyetarakan reaksi redoks di Kelas XII.
Baca juga cara mudah menyetarakan reaksi redoks