Pembahasan Soal Topik J (Elektrokimia) - OSN Kimia Tingkat Kab/Kota Tahun 2026

Berikut pembahasan soal-soal OSN Kimia tingkat kabupaten/kota tahun 2026. Pada postingan ini disajikan khusus soal Topik J (Elektrokimia). Soal tentang bahasan ini berjumlah 5 item soal.

Bahasan Soal OSN Kab/Kota 2025 bidang kimia topik lainnya dapat dibaca pada tautan berikut (tautan menyusul):

• Topik A: Struktur Anorganik
• Topik B: Kinetika
• Topik C: Kimia Organik
• Topik D: Asam-Basa
• Topik F: Dasar-Dasar Spektroskopi
• Topik G: Kelarutan
• Topik H: Sifat Koligatif Larutan
• Topik I: Termodinamika
• Topik J: Elektrokimia

Topik J – Elektrokimia (14 poin)

Topik J - Soal 1 (1 poin)

Klor dioksida (ClO₂), merupakan oksida klor yang bersifat sebagai oksidator kuat dan banyak digunakan dalam pengolahan air atau proses pemutihan pulp kertas. Dalam kondisi asam, ion klorat (ClO₃⁻) dapat mengalami disproporionasi menghasilkan ClO₂ dan ClO₄⁻.
Adanya spesi klor lain seperti Cl₂, dan Cl⁻ memungkinkan terjadinya jalur reaksi alternatif sebagai berikut.

Cl₂ + ClO₃⁻ + H₂O → 2Cl⁻ + ClO₄⁻ + 2H⁺

Berikut adalah data yang relevan dengan sistem tersebut:

ClO₃⁻ + 2H⁺ + e⁻ → ClO₂ + H₂O     E^o = +1,15 V

ClO₄⁻ + 2H⁺ + 2e⁻ → ClO₃⁻ + H₂O     E^o = +1,20 V

Cl₂ + 2e⁻ → 2Cl⁻     E^o = +1,36 V

Urutan bilangan oksidasi yang tepat untuk Cl pada spesi ClO₂, ClO₃⁻ dan ClO₄⁻ adalah ....

1. +2; +5; +6
2. +4; +5; +7
3. +4; +5; +8
4. +5; +6; +7
5. +5; +6; +8

Pembahasan Soal J-1: Urutan Bilangan Oksidasi Klor

Menentukan bilangan oksidasi (biloks) atom Cl pada tiga spesi berikut: ClO₂, ClO₃⁻, dan ClO₄⁻.

---

Aturan Dasar yang Digunakan

• Bilangan oksidasi O dalam senyawa = −2
• Jumlah biloks semua atom dalam senyawa netral = 0
• Jumlah biloks semua atom dalam ion = sama dengan muatan ionnya

---

1. Menentukan Biloks Cl dalam ClO₂

ClO₂ adalah molekul netral (muatan = 0).

Terdapat 1 atom Cl dan 2 atom O.

biloks Cl + 2 × (biloks O) = 0
biloks Cl + 2 × (−2) = 0
biloks Cl − 4 = 0
biloks Cl = +4

---

2. Menentukan Biloks Cl dalam ClO₃⁻

ClO₃⁻ adalah ion dengan muatan −1.

Terdapat 1 atom Cl dan 3 atom O.

biloks Cl + 3 × (biloks O) = −1
biloks Cl + 3 × (−2) = −1
biloks Cl − 6 = −1
biloks Cl = +5

---

3. Menentukan Biloks Cl dalam ClO₄⁻

ClO₄⁻ adalah ion dengan muatan −1.

Terdapat 1 atom Cl dan 4 atom O.

biloks Cl + 4 × (biloks O) = −1
biloks Cl + 4 × (−2) = −1
biloks Cl − 8 = −1
biloks Cl = +7

---

Kesimpulan

Spesi	Jumlah atom O	Muatan ion	Biloks Cl
ClO2	2	0 (netral)	+4
ClO3−	3	−1	+5
ClO4−	4	−1	+7

Jadi, urutan bilangan oksidasi Cl dari yang terkecil ke terbesar adalah:

ClO₂ (+4) < ClO₃⁻ (+5) < ClO₄⁻ (+7)

Jawaban: B

---

Tips Mudah Mengingatnya

Semakin banyak atom O yang terikat pada Cl, semakin tinggi bilangan oksidasinya. Ini karena O selalu menarik elektron dari Cl (O lebih elektronegatif), sehingga makin banyak O → makin banyak elektron yang "ditarik" dari Cl → biloks Cl makin besar.

---

Topik J - Soal 2 (2 poin)

Klor dioksida (ClO₂), merupakan oksida klor yang bersifat sebagai oksidator kuat dan banyak digunakan dalam pengolahan air atau proses pemutihan pulp kertas. Dalam kondisi asam, ion klorat (ClO₃⁻) dapat mengalami disproporionasi menghasilkan ClO₂ dan ClO₄⁻.
Adanya spesi klor lain seperti Cl₂, dan Cl⁻ memungkinkan terjadinya jalur reaksi alternatif sebagai berikut.

Cl₂ + ClO₃⁻ + H₂O → 2Cl⁻ + ClO₄⁻ + 2H⁺

Berikut adalah data yang relevan dengan sistem tersebut:

ClO₃⁻ + 2H⁺ + e⁻ → ClO₂ + H₂O     E^o = +1,15 V

ClO₄⁻ + 2H⁺ + 2e⁻ → ClO₃⁻ + H₂O     E^o = +1,20 V

Cl₂ + 2e⁻ → 2Cl⁻     E^o = +1,36 V

Nilai E^o pada reaksi disproporionasi ion klorat adalah ....

1. −0,05 V
2. +0,05 V
3. −1,10 V
4. +1,10 V
5. +2,45 V

Pembahasan Soal J-2: Nilai E° Reaksi Disproporsionasi Ion Klorat

Disproporsionasi adalah reaksi dengan satu spesi yang sama mengalami oksidasi sekaligus reduksi. Pada soal ini, ion klorat (ClO₃⁻) berperan sebagai zat yang teroksidasi dan tereduksi sekaligus, menghasilkan ClO₂ dan ClO₄⁻.

---

Langkah 1: Identifikasi Setengah Reaksi yang Tersedia

Dari data soal:

(1) Reduksi:
ClO₃⁻ + 2H⁺ + e⁻ → ClO₂ + H₂O     E^o = +1,15 V

(2) Reduksi:
ClO₄⁻ + 2H⁺ + 2e⁻ → ClO₃⁻ + H₂O     E^o = +1,20 V

---

Langkah 2: Tentukan Mana yang Mengalami Reaksi Reduksi dan Mana yang Mengalami Reaksi Oksidasi

Ingat: dalam disproporsionasi ClO₃⁻:

• Sebagian ClO₃⁻ direduksi menjadi ClO₂ (biloks Cl berubah: +5 → +4)
• Sebagian ClO₃⁻ dioksidasi menjadi ClO₄⁻ (biloks Cl berubah: +5 → +7)

Maka:

• Setengah reaksi reduksi → gunakan reaksi (1) apa adanya
• Setengah reaksi oksidasi → balik reaksi (2), sehingga ClO₃⁻ menjadi ClO₄⁻

---

Langkah 3: Tuliskan Setengah Reaksi Oksidasi (Kebalikan Reaksi 2)

Reaksi (2) dibalik menjadi:

ClO₃⁻ + H₂O → ClO₄⁻ + 2H⁺ + 2e⁻     E^o = −1,20 V

(Tanda E° dibalik ketika reaksi dibalik)

---

Langkah 4: Samakan Jumlah Elektron

Setengah reaksi reduksi melibatkan 1 elektron, sedangkan setengah reaksi oksidasi melibatkan 2 elektron. Agar elektron yang dilepas = elektron yang diterima, kalikan reaksi reduksi dengan 2:

Reduksi (×2):

2ClO₃⁻ + 4H⁺ + 2e⁻ → 2ClO₂ + 2H₂O     E^o = +1,15 V

Perhatian: E° tidak dikalikan dengan koefisien reaksi, karena E° adalah besaran intensif (tidak bergantung jumlah mol).

Oksidasi:

ClO₃⁻ + H₂O → ClO₄⁻ + 2H⁺ + 2e⁻     E^o = −1,20 V

---

Langkah 5: Jumlahkan Kedua Setengah Reaksi

2ClO₃⁻ + 4H⁺ + 2e⁻ + ClO₃⁻ + H₂O → 2ClO₂ + 2H₂O + ClO₄⁻ + 2H⁺ + 2e⁻

Sederhanakan (coret 2e⁻ di kiri dan kanan, kurangi 2H⁺ dan H₂O):

3ClO₃⁻ + 2H⁺ → 2ClO₂ + ClO₄⁻ + H₂O

Ini adalah reaksi disproporsionasi ClO₃⁻ dalam suasana asam.

---

Langkah 6: Hitung E° Sel

E^o_sel = E^o_reduksi + E^o_oksidasi

E^o_sel = (+1,15 V) + (−1,20 V)

E^o_sel = −0,05 V

---

Kesimpulan

Nilai E^o reaksi disproporsionasi ion klorat adalah −0,05 V.

Nilai E^o yang negatif menunjukkan bahwa reaksi ini tidak spontan secara standar. Artinya, disproporsionasi ClO₃⁻ tidak terjadi dengan sendirinya, diperlukan kondisi khusus (misalnya suasana sangat asam) agar reaksi ini bisa berlangsung.

Jawaban: A

---

Ringkasan Cara Kerja

Setengah Reaksi	Peran	Eo
ClO3− → ClO2	Reduksi (katode)	+1,15 V
ClO3− → ClO4−	Oksidasi (anode), reaksi (2) dibalik	−1,20 V
Eosel = (+1,15) + (−1,20)		−0,05 V

---

Topik J - Soal 3 (4 poin)

Klor dioksida (ClO₂), merupakan oksida klor yang bersifat sebagai oksidator kuat dan banyak digunakan dalam pengolahan air atau proses pemutihan pulp kertas. Dalam kondisi asam, ion klorat (ClO₃⁻) dapat mengalami disproporionasi menghasilkan ClO₂ dan ClO₄⁻.
Adanya spesi klor lain seperti Cl₂ dan Cl⁻ memungkinkan terjadinya jalur reaksi alternatif sebagai berikut.

Cl₂ + ClO₃⁻ + H₂O → 2Cl⁻ + ClO₄⁻ + 2H⁺

Berikut adalah data yang relevan dengan sistem tersebut:

ClO₃⁻ + 2H⁺ + e⁻ → ClO₂ + H₂O     E^o = +1,15 V

ClO₄⁻ + 2H⁺ + 2e⁻ → ClO₃⁻ + H₂O     E^o = +1,20 V

Cl₂ + 2e⁻ → 2Cl⁻     E^o = +1,36 V

Di antara reaksi redoks yang dapat berlangsung, reaksi yang paling dominan secara termodinamika adalah .... dengan nilai ΔG^o sebesar .....

1. Reaksi disproporionasi (ΔG^o = +9,65 kJ/mol)
2. Reaksi disproporionasi (ΔG^o = −9,65 kJ/mol)
3. Reaksi disproporionasi (ΔG^o = −212,3 kJ/mol)
4. Reaksi redoks alternatif (ΔG^o = −30,9 kJ/mol)
5. Reaksi redoks alternatif (ΔG^o = +30,9 kJ/mol)

Pembahasan Soal J-3: Reaksi Redoks Paling Dominan Secara Termodinamika

Kita perlu membandingkan dua reaksi redoks yang mungkin terjadi, lalu menentukan mana yang paling dominan berdasarkan nilai ΔG^o.

---

Konsep Kunci

Hubungan antara ΔG^o dan E^o:

ΔG^o = −n F E^o

Keterangan:

• n = jumlah elektron yang dipindahkan/dipertukarkan/ditransfer
• F = konstanta Faraday = 96.500 C/mol
• E^o = potensial sel standar (volt)

Reaksi paling dominan secara termodinamika = reaksi dengan ΔG^o paling negatif (paling spontan, paling banyak melepas energi).

---

Reaksi 1: Disproporsionasi ClO₃⁻

Dari Soal 2, kita sudah tahu:

3ClO₃⁻ + 2H⁺ → 2ClO₂ + ClO₄⁻ + H₂O

• E^o_sel = −0,05 V
• n = 2 (dari penyetaraan di Soal 2: 2 elektron dipindahkan)

ΔG^o = −n F E^o

ΔG^o = −(2)(96.500)(−0,05)

ΔG^o = −(2)(96.500)(−0,05)

ΔG^o = +9.650 J/mol

ΔG^o = +9,65 kJ/mol

Nilai positif → reaksi tidak spontan.

---

Reaksi 2: Reaksi Redoks Alternatif

Reaksi alternatif dari soal:

Cl₂ + ClO₃⁻ + H₂O → 2Cl⁻ + ClO₄⁻ + 2H⁺

Menyusun reaksi ini dari setengah reaksi yang tersedia.

Identifikasi Setengah Reaksi

Reduksi (Cl₂ direduksi menjadi Cl⁻):

Cl₂ + 2e⁻ → 2Cl⁻     E^o = +1,36 V

Oksidasi (ClO₃⁻ dioksidasi menjadi ClO₄⁻): gunakan kebalikan reaksi (2):

ClO₃⁻ + H₂O → ClO₄⁻ + 2H⁺ + 2e⁻     E^o = −1,20 V

Hitung E^o Sel

E^o_sel = E^o_reduksi + E^o_oksidasi

E^o_sel = (+1,36) + (−1,20)

E^o_sel = +0,16 V

Hitung ΔG^o

Jumlah elektron yang dipindahkan: n = 2 (Cl₂ menerima 2e⁻, oksidasi melepas 2e⁻)

ΔG^o = −n F E^o

ΔG^o = −(2)(96.500)(+0,16)

ΔG^o = −30.880 J/mol

ΔG^o ≈ −30,9 kJ/mol

Nilai negatif → reaksi spontan.

---

Perbandingan Kedua Reaksi

Reaksi	Eosel	n	ΔGo	Spontan?
Disproporsionasi ClO3−	−0,05 V	2	+9,65 kJ/mol	✗ Tidak
Reaksi redoks alternatif (Cl2 + ClO3−)	+0,16 V	2	−30,9 kJ/mol	✓ Ya

---

Kesimpulan

Reaksi yang paling dominan secara termodinamika adalah reaksi redoks alternatif:

Cl₂ + ClO₃⁻ + H₂O → 2Cl⁻ + ClO₄⁻ + 2H⁺

dengan nilai ΔG^o = −30,9 kJ/mol.

Jawaban: D

---

Tips Mengingat

• Reaksi spontan → E^o positif → ΔG^o negatif
• Semakin negatif ΔG^o, semakin dominan reaksi tersebut secara termodinamika
• Reaksi disproporsionasi tidak spontan (ΔG^o positif), jadi bukan yang dominan

---

Topik J - Soal 4 (4 poin)

Klor dioksida (ClO₂), merupakan oksida klor yang bersifat sebagai oksidator kuat dan banyak digunakan dalam pengolahan air atau proses pemutihan pulp kertas. Dalam kondisi asam, ion klorat (ClO₃⁻) dapat mengalami disproportionasi menghasilkan ClO₂ dan ClO₄⁻.
Adanya spesi klor lain seperti Cl₂ dan Cl⁻ memungkinkan terjadinya jalur reaksi alternatif sebagai berikut.

Cl₂ + ClO₃⁻ + H₂O → 2Cl⁻ + ClO₄⁻ + 2H⁺

Berikut adalah data yang relevan dengan sistem tersebut:

ClO₃⁻ + 2H⁺ + e⁻ → ClO₂ + H₂O     E^o = +1,15 V

ClO₄⁻ + 2H⁺ + 2e⁻ → ClO₃⁻ + H₂O     E^o = +1,20 V

Cl₂ + 2e⁻ → 2Cl⁻     E^o = +1,36 V

Perbandingan nilai konstanta kesetimbangan reaksi disproportionasi ion ClO₃⁻ (K₁) dengan reaksi alternatif redoks yang melibatkan pasangan Cl₂/Cl⁻ (K₂) adalah ....

1. K₁/K₂ = 4,2 × 10⁻⁷
2. K₁/K₂ = 7,8 × 10⁻⁷
3. K₁/K₂ = 4,2 × 10⁻⁸
4. K₁/K₂ = 5,4 × 10⁻⁸
5. K₁/K₂ = 7,8 × 10⁻⁸

Pembahasan Soal J-4: Perbandingan K₁ / K₂

Mencari perbandingan konstanta kesetimbangan K₁ (disproporsionasi) dengan K₂ (reaksi redoks alternatif).

---

Konsep Kunci

Hubungan antara K dan E^o:

ln K = (n F E^o) / (RT)

Atau dalam bentuk log basis 10 (pada suhu 25°C = 298 K):

log K = (n × E^o) / 0,0592

sehingga:   K = 10^{(n × Eo) / 0,0592}

Dan perbandingannya:

log (K₁/K₂) = n(E^o₁ − E^o₂) / 0,0592
K₁/K₂ = 10^{(n₁ Eo₁ − n₂ Eo₂) / 0,0592}

---

Data dari Soal 2 dan Soal 3

Reaksi	Eosel	n
Disproporsionasi (K1)	−0,05 V	2
Redoks alternatif (K2)	+0,16 V	2

---

Karena n₁ = n₂ = 2, dapat langsung menggunakan selisih E^o:

log (K₁/K₂) = n(E^o₁ − E^o₂) / 0,0592

log (K₁/K₂) = 2 × (−0,05 − 0,16) / 0,0592

log (K₁/K₂) = 2 × (−0,21) / 0,0592

log (K₁/K₂) = −0,42 / 0,0592

log (K₁/K₂) = −7,094

K₁/K₂ = 10^−7,094 ≈ 7,8 × 10⁻⁸

---

Kesimpulan

K₁/K₂ = 7,8 × 10⁻⁸

Jawaban: E

Nilai K₁/K₂ yang sangat kecil (~10⁻⁸) menegaskan bahwa:

• K₂ >> K₁
• Reaksi redoks alternatif jauh lebih disukai secara termodinamika dibanding disproporsionasi
• Ini konsisten dengan hasil Soal 3: ΔG^o reaksi alternatif jauh lebih negatif

---

Topik J - Soal 5 (3 poin)

Klor dioksida (ClO₂), merupakan oksida klor yang bersifat sebagai oksidator kuat dan banyak digunakan dalam pengolahan air atau proses pemutihan pulp kertas. Dalam kondisi asam, ion klorat (ClO₃⁻) dapat mengalami disproporionasi menghasilkan ClO₂ dan ClO₄⁻.
Adanya spesi klor lain seperti Cl₂ dan Cl⁻ memungkinkan terjadinya jalur reaksi alternatif sebagai berikut.

Cl₂ + ClO₃⁻ + H₂O → 2Cl⁻ + ClO₄⁻ + 2H⁺

Berikut adalah data yang relevan dengan sistem tersebut:

ClO₃⁻ + 2H⁺ + e⁻ → ClO₂ + H₂O     E^o = +1,15 V

ClO₄⁻ + 2H⁺ + 2e⁻ → ClO₃⁻ + H₂O     E^o = +1,20 V

Cl₂ + 2e⁻ → 2Cl⁻     E^o = +1,36 V

Jika terjadi kompetisi pembentukan ClO₂ dengan reaksi alternatif, cara-cara berikut yang tepat dilakukan agar produksi ClO₂ optimal adalah ....

1. pH diturunkan
2. konsentrasi ClO₃⁻ dinaikkan
3. nilai Q_{disproporionasi} << 0,02
4. konsentrasi ClO₄⁻ diturunkan

1. i dan iii benar
2. i, ii, dan iii benar
3. iv benar
4. semua benar
5. semua salah

Pembahasan Soal J-5: Cara Mengoptimalkan Produksi ClO₂

Kita perlu menentukan cara-cara yang tepat agar reaksi disproporsionasi (yang menghasilkan ClO₂) dapat bersaing melawan reaksi alternatif.

---

Ingat Kembali Kedua Reaksi

Reaksi Disproporsionasi (menghasilkan ClO₂ — inilah yang diinginkan):

3ClO₃⁻ + 2H⁺ → 2ClO₂ + ClO₄⁻ + H₂O     E^o = −0,05 V, K₁ kecil

Reaksi Alternatif (kompetitor, tidak menghasilkan ClO₂):

Cl₂ + ClO₃⁻ + H₂O → 2Cl⁻ + ClO₄⁻ + 2H⁺     E^o = +0,16 V, K₂ besar

Masalahnya: reaksi alternatif jauh lebih spontan (K₂ >> K₁). Kita perlu "mendorong" reaksi disproporsionasi agar tetap bisa berjalan menghasilkan ClO₂. Caranya: geser kesetimbangan menggunakan prinsip Le Chatelier dan mengatur nilai Q (kuosien reaksi).

---

Konsep Q vs K

Agar reaksi dapat berlangsung ke kanan (menghasilkan produk), diperlukan:

Q < K

Semakin kecil Q dibanding K, semakin besar dorongan reaksi ke arah produk. Nilai K₁ untuk reaksi disproporsionasi sangat kecil, sehingga Q harus dibuat jauh lebih kecil dari K₁.

---

Analisis Pernyataan Satu per Satu

---

Pernyataan (i): pH diturunkan (konsentrasi H⁺ dinaikkan)

Lihat reaksi disproporsionasi:

3ClO₃⁻ + 2H⁺ → 2ClO₂ + ClO₄⁻ + H₂O

H⁺ ada di sisi kiri (reaktan). Jika konsentrasi H⁺ dinaikkan (pH diturunkan), maka menurut Le Chatelier, kesetimbangan bergeser ke kanan → produksi ClO₂ meningkat.

Sekarang lihat reaksi alternatif:

Cl₂ + ClO₃⁻ + H₂O → 2Cl⁻ + ClO₄⁻ + 2H⁺

H⁺ ada di sisi kanan (produk). Jika H⁺ ditambah, kesetimbangan bergeser ke kiri → reaksi alternatif dihambat.

Menurunkan pH menguntungkan disproporsionasi dan menghambat reaksi alternatif.

✓ Pernyataan (i) BENAR

---

Pernyataan (ii): Konsentrasi ClO₃⁻ dinaikkan

ClO₃⁻ adalah reaktan pada kedua reaksi. Jika konsentrasinya dinaikkan, kedua reaksi terdorong ke kanan secara proporsional. Reaksi alternatif (yang lebih spontan) justru akan semakin diuntungkan karena K₂ >> K₁.

Menaikkan [ClO₃⁻] tidak secara selektif mendorong disproporsionasi, justru bisa memperparah kompetisi.

✗ Pernyataan (ii) SALAH

---

Pernyataan (iii): Nilai Q_{disproporsionasi} << 0,02

Pertama, hitung nilai K₁ terlebih dahulu.

Dari Soal 2: E^o₁ = −0,05 V, n = 2

log K₁ = (2 × (−0,05)) / 0,0592 = −1,689

K₁ = 10^−1,689 ≈ 0,020

Jadi K₁ ≈ 0,02.

Agar reaksi disproporsionasi berjalan ke kanan menghasilkan ClO₂, diperlukan Q < K₁, yaitu Q < 0,02.

Pernyataan (iii) menyatakan Q << 0,02, yang artinya Q sangat jauh di bawah K₁. Ini berarti sistem sangat terdorong ke arah produk (ClO₂).

✓ Pernyataan (iii) BENAR

---

Pernyataan (iv): Konsentrasi ClO₄⁻ diturunkan

ClO₄⁻ adalah produk pada kedua reaksi:

• Disproporsionasi: ... → 2ClO₂ + ClO₄⁻ + H₂O
• Reaksi alternatif: ... → 2Cl⁻ + ClO₄⁻ + 2H⁺

Jika [ClO₄⁻] diturunkan, kedua reaksi terdorong ke kanan. Lagi-lagi, reaksi alternatif (lebih spontan) lebih diuntungkan. Penurunan [ClO₄⁻] tidak selektif mendorong disproporsionasi.

✗ Pernyataan (iv) SALAH

---

Rekapitulasi

Pernyataan	Analisis Singkat	Status
(i) pH diturunkan	Mendorong disproporsionasi ke kanan, menghambat reaksi alternatif	✓ Benar
(ii) [ClO3−] dinaikkan	Mendorong kedua reaksi; tidak selektif, reaksi alternatif lebih diuntungkan	✗ Salah
(iii) Q << 0,02	K1 ≈ 0,02; Q << K1 berarti sistem sangat terdorong membentuk ClO2	✓ Benar
(iv) [ClO4−] diturunkan	Mendorong kedua reaksi; tidak selektif, reaksi alternatif lebih diuntungkan	✗ Salah

---

Kesimpulan

Yang tepat dilakukan untuk mengoptimalkan produksi ClO₂ adalah pernyataan (i) dan (iii).

Jawaban: A

---

Tips Mudah

Kunci soal ini adalah mencari cara yang secara selektif menguntungkan reaksi disproporsionasi tanpa turut mendorong reaksi alternatif. Caranya hanya dua:

1. Naikkan H⁺ (turunkan pH) — H⁺ adalah reaktan disproporsionasi, sekaligus produk reaksi alternatif. Satu langkah ini sekaligus mendorong dan menghambat yang satunya.
2. Jaga Q << K₁ — karena K₁ sangat kecil (~0,02), sistem harus dijaga pada kondisi jauh dari kesetimbangan agar reaksi tetap berjalan ke kanan.

---