Letak Ion Hidroksida dalam Persamaan Reaksi Redoks Suasana Basa

Mengapa dalam persamaan reaksi redoks suasana basa kebanyakan OH^- (hidroksida) berada di ruas kanan, tidak banyak contoh OH^- yang muncul di ruas kiri persamaan reaksi redoks suasana basa?

Dalam banyak contoh persamaan reaksi redoks yang disetarakan dalam suasana basa, ion OH^- memang cenderung muncul lebih banyak di ruas kanan dibandingkan ruas kiri.

Hal ini berkaitan dengan metode penyetaraan reaksi redoks dalam suasana basa, yang biasanya menggunakan pendekatan setengah reaksi atau metode bilangan oksidasi.

Mari kita bahas alasannya secara sederhana:

1. Kondisi Suasana Basa:
   Dalam larutan basa, konsentrasi ion OH^- tinggi. Ion ini digunakan untuk menyeimbangkan muatan dan atom oksigen atau hidrogen dalam reaksi redoks.
   
   Ketika menyetarakan reaksi, OH^- sering ditambahkan untuk mengimbangi kelebihan ion H⁺ (yang muncul dari air atau spesies lain) atau untuk menetralkan suasana asam yang mungkin ada dalam setengah reaksi awal.
   
   
2. Proses Penyetaraan:
   • Dalam metode setengah reaksi, langkah awal sering kali melibatkan penyetaraan atom selain oksigen dan hidrogen.
     
     Kemudian, untuk menyeimbangkan oksigen, kita menambahkan OH^- di sisi yang kekurangan oksigen, dan ini biasanya berakhir di ruas kanan karena produk reaksi dalam suasana basa sering kali stabil dengan adanya OH^-.
     
     
   • Misalnya, jika ada kelebihan atom oksigen di ruas kiri (reaktan), kita tambahkan H₂O di ruas kanan dan OH^- di ruas kanan juga untuk menyeimbangkan hidrogen dan muatan.
     
     
3. Contoh Sederhana:
   Reaksi: MnO₄^- → MnO₂ (dalam suasana basa)
   • Setengah reaksi awal:
     MnO₄^- + e^- → MnO₂
     
     
   • Setarakan oksigen:
     MnO₄^- + e^- → MnO₂ + 2H₂O
     (tambahkan 2H₂O di kanan karena ada 4 oksigen di kiri dan 2 di kanan).
     
     
   • Setarakan hidrogen:
     MnO₄^- + 2H₂O + e^- → MnO₂ + 2H₂O + 4OH^-
     (tambahkan 4OH^- di kanan karena 4H dari 2H₂O perlu dinetralkan dalam suasana basa).
     
     
   • Sederhanakan: MnO₄^- + 2H₂O + 3e^- → MnO₂ + 4OH^-.
   • Hasilnya, OH^- muncul di ruas kanan.
     
     
4. Alasan Kimia:
   Dalam suasana basa, produk reaksi redoks sering kali berupa senyawa yang stabil dalam lingkungan basa, sehingga OH^- muncul sebagai bagian dari produk atau untuk menjaga keseimbangan muatan negatif di ruas kanan.

Jadi, sedikitnya OH^- di ruas kiri dari contoh-contoh persamaan reaksi dan banyaknya di ruas kanan adalah hasil dari proses penyetaraan yang memastikan jumlah atom dan muatan seimbang, serta mencerminkan sifat kimia reaksi dalam larutan basa.

---

Bagaimana dengan reaksi I₂ + H₂O₂ + OH^- → IO₃^- + H₂O?

Mari kita setarakan reaksi redoks ini langkah demi langkah dalam suasana basa, lalu kita lihat mengapa OH^- muncul di ruas kiri padahal ini reaksi berlangsung suasana basa.

Reaksi yang diberikan adalah:
I₂ + H₂O₂ + OH^- → IO₃^- + H₂O

Langkah Penyetaraan dalam Suasana Basa:

Reaksi ini melibatkan oksidasi dan reduksi, jadi kita akan gunakan metode setengah reaksi untuk memahami peran OH^-.

1. Pemisahan spesi menjadi setengah reaksi:

Oksidasi: I₂ → IO₃^-
Reduksi: H₂O₂ → H₂O

2. Penyetaraan setengah reaksi:

a. Oksidasi: I₂ → IO₃^-

• Iodin sudah ada 2 di kiri, jadi produknya harus 2IO₃^-:
  I₂ → 2IO₃^-
  
  
• Setarakan oksigen (6 oksigen di kanan):
  I₂ + 6H₂O → 2IO₃^- (tambahkan 6H₂O di kiri).
  
  
• Setarakan hidrogen (12H di kiri):
  I₂ + 6H₂O → 2IO₃^- + 12H⁺ (tambahkan 12H⁺ di kanan, tapi ini suasana basa, jadi kita ubah).
  
  
• Dalam suasana basa, tambahkan OH^- untuk menetralkan H⁺:
  I₂ + 6H₂O + 12OH^- → 2IO₃^- + 12H⁺ + 12OH^-
  I₂ + 6H₂O + 12OH^- → 2IO₃^- + 12H₂O
  
  
• Sederhanakan (kurangi 6H₂O dari kedua sisi):
  I₂ + 12OH^- → 2IO₃^- + 6H₂O
  
  
• Setarakan muatan:
  Kiri: 12(-1) = -12; Kanan: 2(-1) = -2,
  jadi tambahkan elektron:
  I₂ + 12OH^- → 2IO₃^- + 6H₂O + 10e^- (muatan kiri -12, kanan -12).

b. Reduksi: H₂O₂ → H₂O

• Oksigen: 2 di kiri, jadi 2H₂O di kanan:
  H₂O₂ → 2H₂O
  
  
• Hidrogen: 2 di kiri, 4 di kanan,
  tambahkan 2H⁺ di kiri (lalu ubah ke basa):
  H₂O₂ + 2H⁺ → 2H₂O
  
  
• Dalam suasana basa:
  H₂O₂ + 2H⁺ + 2OH^- → 2H₂O + 2OH^-
  H₂O₂ + 2H₂O → 2H₂O + 2OH^-
  H₂O₂ → 2OH^- (sederhanakan, H₂O di kiri dan kanan saling hapus).
  
  
• Setarakan muatan:
  Kiri: 0; Kanan: 2(-1) = -2,
  tambahkan elektron:
  H₂O₂ + 2e^- → 2OH^- (muatan kiri -2, kanan -2).

3. Penyamaan jumlah elektron:

• Oksidasi: 10e^- dihasilkan.
• Reduksi: 2e^- digunakan, kalikan reduksi dengan 5:
  5H₂O₂ + 10e^- → 10OH^-

4. Penggabungan setengah reaksi:

I₂ + 12OH^- → 2IO₃^- + 6H₂O + 10e^-
5H₂O₂ + 10e^- → 10OH^-
I₂ + 12OH^- + 5H₂O₂ → 2IO₃^- + 6H₂O + 10OH^-

5. Penyederhanaan:

• OH^-: 12 di kiri, 10 di kanan → pindahkan 10OH^- ke kiri, jadi 2OH^- tersisa di kiri.
• H₂O: 6 di kanan, tidak ada di kiri → tetap.
• Reaksi jadi: I₂ + 5H₂O₂ + 2OH^- → 2IO₃^- + 6H₂O

Analisis OH^-:

• Ruas kiri:
  2OH^- (setelah penyederhanaan).
  
  
• Ruas kanan:
  Tidak ada OH^- eksplisit, karena OH^- digunakan untuk menetralkan suasana dan membentuk H₂O.

Mengapa OH^- di kiri?

• Dalam reaksi ini, OH^- diperlukan di ruas kiri untuk membantu proses oksidasi I₂ menjadi IO₃^-, yang membutuhkan lingkungan basa untuk stabil.
  
  OH^- "dikonsumsi" untuk menyeimbangkan hidrogen dan oksigen, lalu muncul sebagai H₂O di produk.
  
  
• H₂O₂ sebagai oksidator menghasilkan OH^- dalam reduksi, tapi dalam penyetaraan akhir, OH^- netto lebih banyak digunakan di reaktan untuk menyesuaikan suasana basa.

Jadi, dalam kasus ini, OH^- terdapat di kiri karena reaksi sudah disesuaikan dengan stoikiometri minimum, dan produk utamanya adalah H₂O, bukan OH^- berlebih di kanan.

Kemunculan OH^- ini tidak menjadi keharusan di kanan atau di kiri.

Secara simbolik tekstual memang begitu, namun dalam sistem  praktik (dalam wadah reaksi nyata), kita tidak dapat membedakan berpihak ke mana OH^- ini, tidak ada istilah kiri dan kanan. Ini sekadar proses matematis teoritis.