IChemistry

Senin, 09 Januari 2017

Pendahuluan Mekanisme Reaksi Senyawa Organik

Pendahuluan

Reaksi kimia adalah suatu perubahan dari suatu senyawa atau molekul menjadi senyawa lain atau molekul lain. Reaksi kimia yang terjadi pada senyawa anorganik berbeda dengan reaksi kimia yang terjadi pada senyawa organik. Perbedaan tersebut diakibatkan perbedaan jenis ikatan yang membentuk senyawa tersebut. Reaksi yang terjadi pada senyawa anorganik biasanya merupakan reaksi antar-ion, sedangkan reaksi pada senyawa organik biasanya dalam bentuk molekul. Struktur organik ditandai dengan adanya ikatan kovalen antara atom-atom molekulnya. Oleh karena itu, reaksi kimia pada senyawa organik ditandai dengan adanya pemutusan ikatan kovalen dan pembentukan ikatan kovalen yang baru.

Proses pemutusan ikatan kovalen dan pembentukan ikatan kovalen yang baru membutuhkan waktu yang sangat lama tergantung pada kondisi saat berlangsungnya suatu reaksi. Perbedaan keelektronegatifan antara atom-atom pada ikatan kovalen yang relatif kecil membuat ikatannya cukup kuat sehingga membutuhkan energi yang cukup besar untuk memutuskannya. Suhu dan tekanan yang cukup tinggi mungkin akan diperlukan dalam proses ini. Proses (pemutusan ikatan dan pembentukan ikatan baru) ini mungkin saja terjadi secara terpisah, seperti pada reaksi yang berlangsung secara bertahap (stepwise reaction)atau dapat berlangsung serentak (concerted reaction).

Pada reaksi yang berlangsung dalam beberapa tahap (langkah) untuk menghasilkan suatu senyawa, dikenal istilah intermediet atau zat antara yang terjadi sebelum produk dihasilkan. Intermediet merupakan suatu zat yang diduga mungkin terbentuk selama proses reaksi berlangsung. Intermediet ada yang dapat diisolasi dan ada juga yang tidak dapat diisolasi. Sedangkan pada reaksi yang berlangsung concerted atau serentak biasanya membentuk suatu kompleks teraktifkan atau keadaan transmisi yang tidak dapat diisolasi.

Studi yang mempelajari terjadinya pemutusan dan pembentukan ikatan, waktu reaksi, urutan reaksi, pergerakan elektron, dan kecepatan relatif setiap tahapan disebut mekanisme reaksi.

Pemutusan Homolitik dan Heterolitik

Suatu senyawa kovalen yang terdiri dari unsur A dan B dapat ditulis sebagai A-B atau A:B. Ikatan kovalen yang terbentuk antara A dan B dapat mengalami pemutusan dengan 2 cara. Pertama adalah pemutusan dengan cara homolisis yaitu pemutusan yang terjadi karena unsur A dan B memiliki perbedaan keelektronegatifan yang relatif kecil (senyawa nonpolar). Ketika mengalami pemutusan, A dan B masing-masing membawa elektron ikatan. Pemutusan ini menghasilkan unsur yang bersifat radikal (unsur yang memiliki satu elektron yang tak berpasangan / bebas). Pemutusan homolitik dapat digambarkan sebagai berikut :

Pemutusan yang kedua adalah pemutusan yang terjadi pada senyawa polar dimana unsur-unsur yang berikatan memiliki perbedaan kelektronegatifan yang relatif besar. Ketika senyawa polar AB mengalami pemutusan ikatan, maka unsur yang memiliki keelektronegatifan paling besar akan membawa elektron ikatan. Pemutusan dengan cara ini mengasilkan ion. Reaksi pemutusan heterolitik sebagai berikut :

Elektorifilik dan Nukleofilik

Bagian yang sangat penting dari mekanisme reaksi dan wajib kita ketahui adalah reagen elektrofil dan nukleofil. Reagen elektrofil (reagen yang menyukai elektron) adalah reagen yang kekurangan elektron sehingga cenderung untuk mencari elektron. Reagen elektrofil umumnya bermuatan positif namun ada juga elektrofil yang bermuatan netral. Berikut beberapa elektrofil positif dan elektrofil netral :

Elektrofil positif	Elektrofil netral
proton H⁺	aluminium tetraklorida
ion kloronium	boron trifluorida
ion bromonium	zink klorida
ion nitronium	sulfur trioksida
ion nitrosonium	klorida asam
ion karbonium	karbena

Reagen nukleofilik (nukleofil) adalah reagen yang mempunyai pasangan elektron bebas. Reagen nukleofil mempunyai kecenderungan bereaksi dengan substrat yang kekurangan elektron. Nukleofil ada dua macam yaitu nukleofil negatif dan nukleofil netral. Nukleofil negatif yaitu nukleofil yang membawa pasangan elektron dan muatan negatif. Jika muatan negatif berada pada atom karbon disebut karbanion. Sedangkan nukleofil netral yaitu nukleofil yang kaya akan elektron namun tidak bermuatan. Contoh H₂O dan NH₃.

Ion Karbonim

Suatu senyawa karbon yang mengikat atom yang lebih elektronegatif, jika diputuskan melalui mekanisme heterolisis akan menghasilkan atom yang bermuatan negatif dan menarik elektron ikaan, sedangkan atom karbon akan kehilangan elektronnya. Pada keadaan ini karbon akan mempunyai muatan positif dan disebut ion karbonium.

Urutan kestabilan ion karbonium dapat terlihat dalam urutan kestabilan ion karbonium di bawah ini.

Ion Karbena

Ion karbena (R₂C:) adalah suatu molekul nertal yang mempunyai atom karbon bervalensi dua sehingga hanya mempunyai enam elektron pada kulit terluarnya. Karbena sangat reaktif sehingga hanya merupakan suatu intermediet dan sulit untuk diisolasi. Karena hanya memiliki enam elektron pada kulit terluar, maka karbena kekurangan elektron atau bersifat elektrofilik (menyukai elektron). Ini menyebabkan karbena sangat mudah bereaksi dengan nukleofil (ikatan rangkap). Pada keadaan ini, reaksi berlangsung dalam satu langkah tanpa intermediet.Urutan kereaktifan karbena sebagai berikut.

Sabtu, 08 Oktober 2016

Menanamkan Pemahaman Konsep Mol

Bagi siswa kelas X, materi stoikiometri (perhitungan kimia) menjadi momok yang sangat menakutkan. Hal ini disebabkan pada materi stoikiometri siswa dituntut untuk mahir dalam menghitung yang kebanyakan siswa tidak menguasai operasi perhitungan dasar (perkalian, pembagian, penjumlahan, pembagian). Ini jadi tantangan tersendiri bagi kita sebagai guru untuk membuat siswa dapat memahami materi stoikiometri.

Materi stoikiometri yang paling umum dan sering dijumpai adalah tentang konsep mol. Konsep mol dapat dikatakan sebagai materi dasar dari kimia, sebab perhitungan mol akan dipakai pada materi selanjutnya pada jenjang yang lebih tinggi bahkan pada tingkat universitas. Untuk itu, siswa tidak dapat melangkah pada materi selanjutnya jika tidak menguasai konsep mol.

Kebanyakan dari guru kimia ketika mengajarkan konsep mol adalah mereka langsung menyuguhkan persamaan matematis mol. Hal ini membuat siswa yang kurang dalam kemampuan matematik frustasi dan kehilangan semangat untuk mempelajarinya. Untuk itu perlu adanya cara lain untuk membuat siswa paham akan konsep mol tanpa secara langsung memberi mereka persamaan/rumus-rumus mencari mol suatu zat.

Penanaman konsep kepada siswa sangat penting, agar mereka memahami dengan benar apa yang mereka pelajari. Sehingga siswa tidak hanya sekedar mengafal rumus, tetapi mereka juga paham apa yang dimaksud dengan mol sebenarnya.

Mol adalah satuan dasar SI yang mengukur jumlah zat. Istilah mol pertama kali diciptakan oleh Wilhem Ostwald dalam bahasa Jerman pada tahun 1893, walaupun sebelumnya telah terdapat konsep massa ekuivalen seabad sebelumnya. Istilah mol diperkirakan berasal dari kata bahasa Jerman "molekul". Nama gram atom dan gram molekul juga pernah digunakan dengan artian yang sama dengan mol, namun sekarang sudah tidak digunakan.

Satu mol didefinisikan sebagai jumlah suatu sistem yang mengandung "entitas elementer" (atom, molekul, ion, elektron) sebanyak atom-atom yang berada dalam 12 gram karbon-12. Sehingga:

- satu mol besi mengandung sejumlah atom yang sama banyaknya dengan satu mol emas;

- satu mol benzena mengandung sejumlah molekul yang sama banyaknya dengan satu mol air;

- jumlah atom dalam satu mol besi sama dengan jumlah molekul dalam satu mol air.

Menyelesaikan Soal Perhitungan Mol Suatu Zat Tanpa Rumus

Dalam menyelesaikan soal mengenai mol suatu zat, terdapat beberapa rumus yang umum digunakan. Namun pada dasarnya menghitung mol zat dapat dilakukan hanya dengan melihat satuan-satuan yang terdapat pada soal. Berikut saya akan menjelaskan bagaimana menghitung mol tanpa menggunakan rumus namun cukup melihat satuan-satuan yang ada pada soal.

Soal 1:

Hitunglah mol dari 64 gram oksigen (O₂), diketahui Ar O =16 gram/mol.

Jawab:

Ar O = 16 gram/mol, karena ada 2 atom O pada O₂ maka Mr O₂ = 2 x 16 gram/mol = 32 gram/mol

Maksud dari Mr O₂ = 32 gram/mol adalah dalam 1 mol O₂massanya 32 gram. Sehingga jika massa O₂ = 64 gram maka mol O₂ adalah 2 mol.

Soal 2:

Hitunglah mol dari 11,2 liter gas H₂ pada keadaan standar (STP). Diketahui volume gas dalam keadaan standar adalah 22,4 L/mol.

Jawab:

Volume gas pada keadaan standar adalah 22,4 L/mol berarti dalam 1 mol gas volumenya 22,4 L. Jika 2 mol gas berarti volumenya 44,8 L. Sehingga jika volume gas adalah 11,2 L berarti mol gas tersebut adalah 1/2 mol atau 0,5 mol.

Soal 3:

Hitunglah mol dari 2,408 x 10²⁴ molekul CO₂. Diketahui N_A = 6,02 x 10²³ partikel/mol

Jawab:

6,02 x 10²³ partikel/mol berarti:

dalam 1 mol zat terdapat 6,02 x 10²³ partikel;

dalam 2 mol zat terdapat 12,04 x 10²³ partikel atau 1,204 x 10²⁴ partikel;

dalam 3 mol zat terdapat 18,06 x 10²³ partikel atau 1,806 x 10²⁴ partikel;

dalam 4 mol zat terdapat 24,08 x 10²³ partikel atau 2,408 x 10²⁴ partikel.

Sehingga mol dari 2,408 x 10²⁴ molekul CO₂ adalah 4 mol.

Menghitung Massa Unsur dalam Senyawa dengan Mencongak

Menentukan massa suatu unsur dalam senyawa dapat dilakukan dengan mencongak (tanpa mencakar). Hal ini dilakukan dengan membandingkan jumlah Ar suatu unsur dalam senyawa dengan Mr suatu senyawa. Perbandingan jumlah Ar unsur dalam senyawa dengan Mr senyawa sama dengan perbandingan massa unsur tersebut dengan massa senyawa. Misalkan pada molekul H₂O, jumlah Ar H adalah 2 x 1 = 2, dan jumlah Ar O adalah 1 x 16 = 16, serta Mr H₂O adalah 18. Perbandingan jumlah Ar H dengan H₂O adalah 2:18 atau 1:9 serta perbandingan jumlah Ar O dengan Mr H₂O adalah 16:18 atau 8:9.

Contoh 1 :Tentukan massa H dalam 36 gram H₂O!
Jawab: perbandingan Ar H dengan Mr H₂O adalah 2:18, berarti massa H₂O adalah 2 x Mr H₂O, sehingga massa H dalam 36 gram H₂O adalah 2 x jumlah Ar H yaitu 2 x 2 = 4 gram.
Contoh 2: Tentukan massa O dalam 9 gram H₂O!
Jawab: perbandingan Ar O dengan Mr H₂O adalah 16:18 atau 8:9, sehingga massa O dalam 9 gram H₂O adalah 8 gram.

Jumat, 07 Oktober 2016

CARA MUDAH MENGGAMBARKAN STRUKTUR LEWIS MOLEKUL TAK BERMUATAN

Ikatan kovalen umumnya dinyatakan dalam bentuk notasi lewis yaitu menggunakan notasi dot-cross (titik-silang) untuk menyatakan elektron dan ikatan. Dalam menentukan struktur lewis banyak siswa maupun guru-guru yang masih kesulitan menggambarkannya. Kali ini saya akan membagikan cara yang bisa memudahkan kita dalam menggambarkan struktur lewis suatu senyawa.
Berikut langkah-langkah untuk menentukan struktur Lewis:

Hitung jumlah semua elektron valensi untuk setiap atom dalam molekul (selanjutnya dalam tulisan ini disebut total elektron valensi).
Hitung jumlah elektron valensi setiap atom dalam molekul jika atom-atom itu sesuai aturan oktet (selanjutnya dalam tulisan ini disebut total elektron oktet). Aturan oktet menyatakan bahwa semua atom harus memiliki delapan elektron valensi (kecuali untuk hidrogen, yang cukup dua saja, dan boron dengan enam elektron).
Hitung selisih jumlah elektron yang sesuai aturan oktet dengan jumlah elektron valensi nyatanya (hasil pada langkah #2 dikurangi hasil pada langkah #1). Selisih ini akan sama dengan jumlah elektron yang digunakan berikatan dalam molekul. (selanjutnya dalam tulisan ini disebut total elektron berikatan)
Bagilah jumlah elektron berikatan dengan angka dua: Ingat, karena setiap ikatan memiliki dua elektron, jumlah elektron yang digunakan bersama dua atom yang berikatan. Hasil bagi ini merupakan jumlah ikatan yang akan digunakan dalam molekul.(selanjutnya dalam tulisan ini disebut jumlah ikatan)
Gambarkan susunan atom untuk molekul dengan jumlah ikatan yang diperoleh pada langkah #4 di atas: Beberapa aturan berguna untuk diingat adalah ini:

Hidrogen dan halogen: berikatan sekali.
Golongan oksigen: berikatan dua kali.
Golongan nitrogen: berikatan tiga kali. Begitu pula boron.
Golongan karbon: berikatan empat kali.

Sebaiknya ikatan-ikatan yang dipasang antaratom adalah ikatan tunggal terlebih dahulu, dan kemudian menambahkan beberapa ikatan (jika diperlukan) sampai aturan diatas diikuti.

Catatan: Unsur yang lebih elektroprositif atau kurang elektronegatif (dalam tabel periodik unsur letaknya di sebelah kiri (kecuali H) atau sebelah bawah atau jari-jari atomnya lebih besar) lebih mungkin sebagai atom pusat. Perkecualian pada Cl₂O, O yang berperan sebagai atom pusat. H tidak akan pernah sebagai atom pusat. Atom pusat ketika membentuk ikatan harus mengikuti aturan oktet, kecuali Be hanya 4 elektron ikatan dan B hanya 6 elektron ikatan.

Tentukan jumlah pasangan elektron bebas (tak berikatan). Caranya hitung jumlah elektron valensi – jumlah elektron yang digunakan untuk berikatan

atau dengan cara kurangi hasil hitung langkah #1 dengan hasil hitung pada langkah # 3.

Tata semuanya di sekitar atom sampai semua memenuhi aturan oktet: Ingat, SEMUA unsur agar di sekitarnya ada delapan elektron, secara total (KECUALI hidrogen). Hidrogen cukup dua elektron. Oh ya untuk unsur yang terletak pada periode 3 (misalnya S belerang) sering jumlah elektron disekitarnya lebih dari delapan, dengan pertimbangan muatan formalnya nol akan lebih disukai.

Menguji keberadaan muatan formal, (muatan formal ini adalah muatan semu, hasil perbandingan antara elektron valensi setiap atom dengan jumlah elektron yang dimiliki ketika membentuk ikatan dengan atom yang lain).

Muatan formal tiap atom = elektron valensi atom – jumlah ikatan dengan atom lain – jumlah elektron bebas (tidak digunakan berikatan) yg dimiliki.

Contoh penerapan untuk molekul CH₂O

Total elektron valensi adalah 12.

2 elektron valensi H (2 atom H × 1 elektron/atom = 2 elektron)
4 elektron valensi C (1 atom C × 4 elektron/atom) = 4 elektron)
6 elektron valensi O (1 atom O × 6 elektron/atom) = 6 elektron)
Jumlah elektron valensi pada CH₂O = 2+4+6 = 12 elektron

Total elektron oktet semua atom dalam CH₂O = 20, diperoleh dari:

(2 atom H × 2 elektron) + 1atom C × 8 elektron) + (1 atom O × 8 elektron) = 4 + 8 + 8 = 20 elektron.

Total elektron berikatan sama dengan total elektron oktet dikurangi total elektron valensi, atau 20 – 12 = 8.

Jumlah ikatan = total elektron berikatan dibagi dua, karena ada dua elektron per ikatan. Akibatnya, di CH₂O, jumlah ikatannya = 4. (Karena 8/2 adalah 4).
Penggambaran struktur Lewis, tuliskan atom C di tengah dan atom lainnya (2 atom H dan 1 atom O) berada di sekeliling atom C. Cantumkan elektron berikatan (masing-masing 2 elektron setiap ikatan) di antara atom pusat (C) dengan atom yang ada disekitarnya, antara atom C dan O yang paling mungkin memiliki ikatan rangkap 2 (double bond). Lakukan hingga semua (dalam hal ini 8 elektron berikatan terpakai).

jumlah pasangan elektron bebas = total elektron valensi (dari # 1) dikurangi total elektron berikatan (dari # 3), yang dalam contoh ini sama dengan 12 – 8, atau 4. Melihat struktur CH₂O, dapat dilihat bahwa karbon sudah memiliki delapan elektron di sekitarnya. Oksigen, hanya memiliki empat elektron di sekitarnya (lihat gambar pada nomor 5 di atas). Untuk melengkapi gambar, masing-masing oksigen harus memiliki dua set pasangan elektron bebas, Tambahkan pasangan elektron bebas pada atom O sehingga aturan oktet terpenuhi.seperti dalam struktur Lewis berikut:

Menguji ada tidaknya muatan formal tiap atom.

Muatan formal C = 4 (e.valensi) – 4 (jumlah ikatan) – 0 (jumlah elektron bebas) = 0

Muatan formal H = 1 – 1 – 0 = 0

Muatan formal O = 6 – 2 – 4 = 0

Jadi benar bahwa molekul CH₂O ini tidak bermuatan alias netral.

Contoh penerapan untuk molekul H₂CO₃

Total elektron valensi adalah 24.

2 elektron valensi H (2 atom H × 1 elektron/atom = 2 elektron)
4 elektron valensi C (1 atom C × 4 elektron/atom) = 4 elektron)
18 elektron valensi O (3 atom O × 6 elektron/atom) = 18 elektron)
Total elektron valensi pada H₂CO₃ = 24 elektron

Total elektron oktet semua atom dalam H₂CO₃ = 36, diperoleh dari:

(2 atom H × 2 elektron) + 1atom C × 8 elektron) + (3 atom O × 8 elektron) = 4 + 8 + 24 = 36 elektron.

Total elektron berikatan sama dengan total elektron oktet dikurangi total elektron valensi, atau 36 – 24 = 12.

Jumlah ikatan = total elektron berikatan dibagi dua, karena ada dua elektron per ikatan. Akibatnya, di H₂CO₃, jumlah ikatannya = 6. (Karena 12/2 adalah 6).

Penggambaran struktur Lewis, tuliskan atom C di tengah dan atom lainnya (2 atom H dan 3 atom O) berada di sekeliling atom C. Cantumkan elektron berikatan (masing-masing 2 elektron setiap ikatan) di antara atom pusat (C) dengan atom yang ada disekitarnya, perhatikan antara atom C dan O ada yang memungkinkan memiliki ikatan rangkap 2 (ikatan dobel). Lakukan hingga semua elektron berikatan terpakai (dalam hal ini 12 elektron berikatan terpakai atau dengan sistem garis, 6 garis).

Jumlah pasangan elektron bebas = total elektron valensi (dari # 1) dikurangi total elektron berikatan (dari # 3), yang dalam contoh ini sama dengan 24 – 12, atau 12.Melihat struktur H₂CO₃, dapat dilihat bahwa karbon sudah memiliki delapan elektron (empat ikatan) di sekitarnya. Setiap oksigen akan mendapat bagian masing-masing 2 pasang elektron bebas untuk memenuhi aturan oktet, untuk atom H sudah memenuhi aturan duplet. H₂CO₃ mempunyai struktur Lewis:

Menguji ada tidaknya muatan formal tiap atom.

Muatan formal C = 4 (e.valensi) – 4 (jumlah ikatan) – 0 (jumlah elektron bebas) = 0
Muatan formal H = 1 – 1 – 0 = 0 —–pada moleluk ini kedua atom H muatan formalnya sama.
Muatan formal O (yang berikatan rangkap dengan C) = 6 – 2 – 4 = 0
Muatan formal O (yang berikatan dengan C dan H) = 6 – 2 – 4 = 0

Jadi benar bahwa molekul H₂CO₃ ini tidak bermuatan alias netral.

Selasa, 06 September 2016

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

SOAL LOMBA CEPAT TEPAT KIMIA (LCTK) P.KIMIA UHO

Lomba Cepat Tepat Kimia (LCTK) adalah lomba cepat tepat mata pelajaran kimia tingkat SMA/SMK/MA dan sederajat . LCTK merupakan salah satu bagian dari sekian item kegiatan Gebyar Inovasi Kimia (GIK) yang diadakan tiap tahun oleh Jurusan Pendidikan Kimia Fakultas Keguruan dan Ilmu Pendidikan (FKIP), Universitas Halu Oleo (UHO). Bagi sekolah yang mengikuti kegiatan ini berhak mengirimkan 1-3 regu. Tiap regu terdiri dari 3 orang dimana 1 diantaranya bertindak sebagai juru bicara.

Setiap babak dalam LCTK terdiri dari 3 putaran dan durasi waktu yang diberikan untuk menjawab tiap soal adalah 1 menit atau 60 detik untuk soal hitungan dan 40 detik untuk soal pemahaman (bukan hitungan). Untuk mendownload soal LCTK silakan klik link di bawah ini.