13. OSIDASI DAN REDUKSI

10.1. Konsep oksidasi-reduksi

Pentingnya reaksi oksidasi-reduksi dikenali sejak awal kimia. 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 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 elektromegnet dan elektrolisis. Perkembangan sel elektrik juga sangat penting. Penyusunan komponen reaksi oksidasi-reduksi merupakan praktek yang penting dan memuaskan secara intelektual. Sel dan elektrolisis adalah dua contoh penting, keduanya sangat erat dengan kehidupan sehari-hari dan dalam industri kimia.

a. Penemuan oksigen

Karena udara mengandung oksigen dalam jumlah yang besar, kombinasi antara zat dan oksigen, yakni oksidasi, paling sering berlangsung di alam. Pembakaran dan perkaratan logam pasti telah menatik perhatian orang sejak dulu. Namun, baru di akhir abad ke- 18 kimiawan dapat memahami pembakaran dengan sebenarnya. Pembakaran dapat dipahami hanya ketika oksigen dipahami. Sampai doktrin Aristoteles bahwa udara adalah unsur dan satu-satunya gas ditolak, mekanisme oksidasi belum dipahami dengan benar. Kemungkinan adanya gas selain udara dikenali oleh Helmont sejak awal abad ke-17. Metoda untuk memisahkan gas tak terkontaminasi dengan uap menggunakan pompa pneumatik dilaporkan oleh Hales di sekitar waktu itu. Namun, walau telah ada kemajuan ini, masih ada satu miskonsepsi yang menghambat pemahaman peran oksigen dalam pembakaran. Miskonsepsi ini adalah teori flogiston yang telah disebutkan di Bab 1. Teori ini dinyatakan oleh dua kimiawan Jerman, Georg Ernst Stahl (1660-1734) dan Johann Joachim Becher. Menurut teori ini, pembakaran adalah proses pelepasan flogiston dari zat yang terbakar. Asap yang muncul dari kayu terbakar dianggap bukti yang baik teori ini. Massa abu setelah pembakaran lebih ringan dari massa kayu dan ini juga konsisten dengan teori flogiston. Namun, ada kelemahan utama dalam teori ini. Residu (oksida logam) setelah pembakaran logam lebih berat dari logamnya. Priestley dan Scheele, yang menemukan oksigen di akhir abad ke-18, adalah penganut teori flogiston . Jadi mereka gagal menghayati peran oksigen dalam pembakaran. Sebaliknya, Lavoiseur, yang tidak terlalu mengenali teori ini, dengan benar memahamo peran oksigen dan mengusulkan teori pembakaran baru yakni oksidasi atau kombinasi zat terbakar dengan oksigen.Ia mendukung teroinya dengan percobaan yang akurat dan kuantitatif yang jauh lebih baik dari standar waktu itu. Ia menyadari bahwa penting untuk memperhatikan kuantitas gas yang terlibat dalam reaksi untuk memahami reaksi kimia dengan cara kuantitatif. Jadi ia melakukan reaksinya dalam wadah tertutup. Peran oksigen dalam pembakaran dikenali Lavoiseur; oksidasi-reduksi didefinisikan sebagai beriku.Oksidasi-reduksi dan oksigen Oksidasi: menerima oksigen Reduksi: mendonorkan oksigen

b. Peran hidrogen

Ternyata tidak semua reaksi oksidasi dengan senyawa organik dapat dijelaskan dengan pemberian dan penerimaan oksigen. Misalnya, walaupun reaksi untuk mensintesis anilin dengan mereaksikan nitrobenzen dan besi dengan kehadiran HCl adalah reaksi oksidasi reduksi dalam kerangka pemberian dan penerimaan oksigen, pembentukan CH3CH3 dengan penambahan hidrogen pada CH2=CH2, tidak melibatkan pemberian dan penerimaan oksigen. Namun, penambahan hidrogen berefek sama dengan pemberian oksigen. Jadi, etena direduksi dalam reaksi ini. Dengan kata lain, juga penting mendefinisikan oksidasi-reduksi dalam kerangka pemberian dan penerimaan hidrogen.

Oksidasi-reduksi dan hidrogen

Oksidasi: mendonorkan hidrogen

Reduksi: menerima hidrogen

b. Peran elektron

Pembakaran magnesium jelas juga reaksi oksidasi-reduksi yang jelas melibatkan pemberian dan penerimaan oksigen.

2Mg + O2 –> 2MgO (10.1)

Reaksi antara magnesium dan khlorin tidak diikuti dengan pemberian dan penerimaan oksigen.

Mg + Cl2 –> MgCl2 (10.2)

Namun, mempertimbangkan valensi magnesium, merupakan hal yang logis untuk menganggap kedua reaksi dalam kategori yang sama. Memang, perubahan magnesium, Mg –> Mg2++ 2e, umum untuk kedua reaksi, dan dalam kedua reaksi magnesium dioksidasi. Dalam kerangka ini, keberlakuan yang lebih umum akan dicapai bila oksidasi-reduksi didefinisikan dalam kerangka pemberian dan penerimaan elektron.

Oksidasi-reduksi dan elektron

Oksidasi: mendonorkan elektron

Reduksi: menerima elektron

Bila kita menggunakan definisi ini, reaksi oksidasi-reduksi dapat dibagi menjadi dua, satu adalah reaksi oksidasi, dan satunya reaksi reduksi. Jadi,

Mg –> Mg2+ + 2 e- (mendonorkan elektron –> dioksidasi) (10.3)

Cl2 + 2e—> 2Cl (menerima elektron –> direduksi) (10.4)

Masing-masing reaksi tadi disebut setengah reaksi. Akan ditunjukkan bahwa reaksi oksidasi reduksi biasanya paling mudah dinyatakan dengan setengah reaksi (satu untuk oksidan dan satu untuk reduktan).

Contoh soal 10.1 Konstruksi persamaan reaksi oksidasi-reduksi

Tuliskan reaksi oksidasi asam oksalat (COOH)2 menghasilkan CO2 dan air dengan tiga cara; serah terima oksigen, hidrogen dan elektron. Isilah titik-titik dengan rumus kimia dan koefisien yang tepat.

  1. oksigen: (COOH)2+(O) –> ….+….
  2. hidrogen: (COOH)2 –> 2H + ……
  3. elektron: (COOH)2–> 2e- + …..+ …….

Jawab

  1. oksigen: H2O terbentuk dari dua H dari asam oksalat dan satu O dari oksidan (COOH)2+(O) –> 2 CO2 + H2O
  2. hidrogen: secara formal asam oksalat memberikan dua hidrogen dan CO2 (COOH)2 –>2H + 2CO2
  3. elektron: metoda untuk menyusun reaksi jenis ini akan dibahas selanjutnya (COOH)2–>2e- + 2CO2 + 2H+

d. Oksidan dan reduktan (bahan pengoksidasi dan pereduksi)

Oksidasi reduksi seperti dua sisi dari selembar kertas, jadi tidak mungkin oksidasi atau reduksi berlangsung tanpa disertai lawannya. Bila zat menerima elektron, maka harus ada yang mendonorkan elektron tersebut.

Dalam oksidasi reduksi, senyawa yang menerima elektron dari lawannya disebut oksidan (bahan pengoksidasi sebab lawannya akan teroksidasi. Lawan oksidan, yang mendonorkan elektron pada oksidan, disebut dengan reduktan (bahan pereduksi) karena lawannya (oksidan tadi tereduksi.

Di antara contoh di atas, magnesium, yang memberikan elektron pada khlorin, adalah reduktan, dan khlorin, yang menerima elektron dari magnesium, adalah reduktan. Umumnya, unsur elektropositif seperti logam alkali dan alkali tanah adalah reduktan kuat; sementara unsur elektronegatif seperti khlorin adalah oksidan yang baik.

Suatu senyawa dapat berlaku sebagai oksidan dan juga reduktan. Bila senyawa itu mudah mendonorkan elektron pada lawannya, senyawa ini dapat menjadi reduktan. Sebaliknya bila senyawa ini mudah menerima elektron, senyawa itu adalaj oksidan. Tabel 10.1, mendaftarkan setengah reaksi oksidan dan reduktan yang umum.

Tabel 10.1 Beberapa oksidan dan reduktan

Oksidan


I2(aq) + 2 e–> 2I(aq)
Br2(aq) + 2e–> 2Br(aq)
Cr2O72(aq) + 14H+(aq) + 6e–> 2Cr3+(aq) + 7H2O(l)
Cl2(aq) + 2e–> 2Cl(aq)
MnO4 (aq) + 8H+(aq) + 5e–> Mn2+(aq) + 4H2O(l)
S2O82(aq) + 2e–> 2SO42-(aq)

Reduktan


Zn(s) –> Zn2+(aq) + 2e
H2(g) –> 2H+(aq) + 2e
H2S(aq) –> 2H+(aq) + S(s) + 2e
Sn2+(aq) –> Sn4+(aq) + 2e
Fe2+(aq) –> Fe3+(aq) + e

e. Bilangan oksidasi

Besi adalah reduktan yang baik dan besi menjadi Fe2+ atau Fe3+ bergantung kondisi reaksi.

Fe –> Fe2+ +2e (10.5)

Fe –> Fe3+ +3e (10.6)

Jadi, penting untuk menyatakan dengan jelas jumlah elektron yang diserahkan atau diterima. Untuk keperluan ini, suatu parameter, bilangan oksidasi didefinisikan. Bilangan oksidasi untuk unsur monoatomik adalah muatan atom tersebut. Bilangan oksidasi Fe, Fe2+ dan Fe3+ adalah 0, +2 dan +3.

Untuk memperluas konsep bilangan oksidasi pada molekul poliatomik, penting untuk mengetahui distribusi elektron dalam molekul dengan akurat. Karena hal ini sukar, diputuskan bahwa muatan formal diberikan pada tiap atom dengan menggunakan aturan tertentu, dan bilangan oksidasi didefinisikan berdasarkan muatan formal. Ringkasan definisinya diberikan sebagai berikut.

Definsi bilangan oksidasi

  1. bilangan oksidasi unsur (termasuk alotrop) selalu 0.
  2. bilangan oksidasi oksigen adalah -2 kecuali dalam peroksida, -1.
  3. bilangan oksidasi hidrogen adalah +1 kecuali dalam hidrida logam -1.
  4. bilangan oksidasi logam alkali +1 dan logam alkali tanah +2.
  5. Untuk ion dan molekul poliatomik, bilangan oksidasi setiap atom didefinisikan sehingga jumlahnya sama dengan muatannya.

Contoh soal 10.2 penentuan bilangan oksidasi

Dalam peleburan timbal dari bijihnya (timbal sulfida) reaksi reduksi oksidasi dua tahap berikut terjadi. Tunjukkan oksidan dan reduktan dalam reaksi ini dan tentukan bilangan oksidasi masingmasing atomnya.

Jawab

Bilangan oksidasi masing-masing atom ditandai di bawah simbol atomnya.

2PbS(s) + 3O2(g) –> 2PbO(s) + 2SO2(g)
+2 -2 0 +2 -2 +4 -2
PbO(s) + CO(g) –> Pb(s) + CO2(g)
+2 -2 +2 -2 0 +4 -2

Tahap pertama reaksi, bilangan oksidasi S berubah dari -2 ke +4, dengan demikian S dioksidasi. Jadi PbS adalah reduktan. Bilangan oksidasi O turun dari 0 ke -2. Jadi oksigen adalah oksidan. Di tahap kedua, bilangan oksidasi C berubah dari +2 ke +4, dan dengan demikian C dioksidasi. Jadi CO adalah reduktan. Bilangan oksidasi Pb turun dari +2 ke 0. Jadi PbO adalah oksidan. Dalam peleburan logam semacam besi, CO sering menjadi reduktan.

f. Penyusunan persamaan reduksi oksidasi

Persamaan oksidasi reduksi seperti dalam Tabel 10.1 dapat dengan mudah dibuat dengan prosedur berikut.

Penyusunan setengah reaksi oksidasi reduksi

  1. Tuliskan persamaan perubahan oksida dan reduktan.
  2. Setarakan jumlah oksigen di kedua sisi persamaan dengan menambahkan sejumlah tepat H2O.
  3. Setarakan jumlah hidrogen di kedua sisi persamaan dengan penambahan jumlah H+ yang tepat.
  4. Setarakan muatannya dengan menambahkan sejumlah elektron.

Sekali setengah reaksi telah disusun, mudah untuk menyusun persamaan reduksi oksidasi keseluruhan. Dalam oksidasi reduksi, penurunan bilangan oksidasi oksidan dan kenaikan bilangan oksidasi reduktan harus sama. Hal ini sama dengan hubungan ekivalen dalam reaksi asam basa.

Penyusunan reaksi oksidasi reduksi total

  1. Pilihlah persamaan untuk oksidan dan reduktan yang terlibat dalam reaksi, kalikan sehingga jumlah elektron yang terlibat sama.
  2. Jumlahkan kedua reaksi (elektronnya akan saling meniadaka).
  3. Ion lawan yang mungkin muncul dalam persamaan harus ditambahkan di kedua sisi persamaan sehingga kesetaraan bahan tetap dipertahankan

Sebagai contoh, reaksi oksidasi iodin dengan kalium permanganat KMnO4 adalah sebagai berikut.

(1) persamaan untuk oksidan

  1. MnO4 –> Mn2+
  2. MnO4 –> Mn2+ + 4H2O
  3. MnO4 +8H+–> Mn2+ + 4H2O
  4. MnO4 +8H+ + 5e–> Mn2+ + 4H2O (setengah reaksi) (10.5)

(2) persamaan untuk reduktan

  1. I –> 1/2 I2
  2. I –> 1/2 I2 + e

    2I –> I2 + 2e(setengah reaksi) (10.6) Catat bahwa reaksi kedua ini dikalikan dua untuk menghindari pecahan.

(3) Jumlah reaksi oksidan dan reduktan

  1. 2MnO4+ 16H+ +10e –> 2Mn2+ + 8H2O

    10I –> 5I2 + 10e

  2. 2MnO4+ 16H+ + 10I–> 2Mn2+ + 5I2 + 8H2O (reaksi keseluruhan) (10.7)

    Lihat jumlah elektronnya akan saling meniadakan.

  3. 2KMnO4 + 8H2SO4+ 10KI –> 2MnSO4+ 5I2 + 8H2O + 6K2SO4 (10.8)

Persamaan di atas didapatkan dengan menambahkan sejumlah ion lawan ke kedua sisi persamaan sehingga semua ion yang terlibat akan melengkapi persamaan okisdasi reduksi ini.

Contoh soal 10.3 Oksidasi toluen

C6H5CH3 dioksidasi menjadi asam benzoat C6H5COOH dengan KMnO4 dalam H2SO4.

Tuliskan persamaan oksidasi reduksinya.

Jawab

Persamaan untuk oksidannya telah diberikan di atas.

Persamaan bagi reduktan (toluen) diperoleh sebagai berikut.

a) C6H5CH3 + 2H2O –> C6H5COOH

b) C6H5CH3 + 2H2O –> C6H5COOH + 6H+

c) C6H5CH3 + 2H2O –> C6H5COOH + 6H++6e

d) persamaan untuk oksidan ini dikalikan 6, dan untuk reduktan dikalikan 5 sehingga jumlah elektron yang terlibat di kedua reaksi identik (= 30).

f) Jumlah dua reaksi (elektron akan saling meniadakan)

6MnO4+ 48 H+ +30e–> 6Mn2+ + 24H2O 5C6H5CH3 + 10H2O –> 5C6H5COOH + 30H++30e

5C6H5CH3 +6MnO4+ 18 H+–> 5C6H5COOH + 6Mn+2

g) 6 K+ + 9 SO4-2 ditambahkan kedua sisi untuk melengkapi reaksi.

5C6H5CH3 + 6KMnO4 + 9H2SO4 –> 5C6H5COOH + 6Mn SO4 + 3K2SO4+ 14H2O

Stoikiometri oksidasi reduksi

Jumlah kuantitatif oksidan dan reduktan sehingga reaksi oksidasi reduksi oksidasi lengkap mirip dengan stoikiometri asam basa.

Stoikiometri oksidasi reduksi

noMoVo = nRMRVR

jumlah mol elektron yang diterima = jumlah mol elektron yang diserahkan

subskrip O dan R adalah oksidan dan reduktan, n adalah perubahan bilangan oksidasi, M konsentrasi molar dan V volume oksidan dan reduktan.

Prinsip yang terlibat dalam titrasi oksidasi reduksi secara prinsip identik dengan dalam titrasi asam basa. Dalam titrasi reduksi oksidasi, pilihan indikatornya untuk menunjukkan titik akhir terbatas. Kadang hantaran larutan digunakan sebagai indikator.

Contoh soal 10.4 Konsentrasi hidrogen peroksida

Larutan hidrogen peroksida komersial H2O2 diencerkan 150 kali. 25,0 cm3 sampel larutan dititrasi dengan larutan KMnO4 0,02 mol dm-3, dan 26,3 cm3 diperlukan untuk mencapai titik akhir. Hitung konsentrasi molar (mol dm3) H2O2

Jawab

Hidrogen peroksida berperan sebagai reduktan dalam reaksi ini, setengah reaksinya adalah

H2O2 –> O2 + 2H+ + 2e

Ini berarti 5 mol H2O2 dan 2 mol KMnO4 ekivalen satu sama lain. Konsentrasi molar MR hidrogen peroksida dihitung sebagai berikut.

5 x 0,02 (mol dm-3) x 26,3 x 10-3 (dm3)= [2 x MR (mol dm-3) x 25,0 x 10-3 (dm3)]/150

MR = 7,89 (mol dm-3)
Gunakan fasilitas pencarian kata dibawah ini untuk mencari kata di chem-is-try.org

10.2 Sel Galvani (Elektrik)

Alat untuk mendapat arus listrik dengan bantuan reaksi kimia disebut dengan sel galvani (elektrik). Dalam sel, oksidasi terjadi di salah satu elektroda, dan reduksi berlangsung di elektroda lainnya. Elektron akan bermigrasi dari satu elektroda ke elektroda lainnya.

a. Struktur sel

Bila Anda celupkan dua logam dengan kecenderungan ionisasi yang berbeda dalam larutan elektrolit (larutan elektrolit), dan menghubungkan kedua elektroda dengan kawat, sebuah sel akan tersusun (Gambar 10.1). Pertama, logam dengan kecenderungan lebih besar terionisasi akan teroksidasi, menghasilkan kation, dan terlarut dalam larutan elektrolit. Kemudian elektron yang dihasilkan akan bermigrasi ke logam dengan kecenderungan ionisasi lebih rendah melalui kawat. Pada logam dengan kecenderungan ionisasi lebih rendah, kation akan direduksi dengan menerima elektron yang mengalir ke elektroda.

Gambar 10.1 Diagram skematik sel. Logam dengan kecenderungan ionisasi lebih besar disebut elektroda
negatif dan elektroda dengan kecenderungan ionisasi rendah disebut elektroda positif

Di abad ke-18, arah arus listrik ditentukan sembarang sehingga arus mengalir dari logam dengan kecenderungan ionisasi rendah ke yang kecenderungan ionisasinya lebih tinggi. Harus diakui, di waktu itu, siafat arus listrik sebenarnya, yakni aliran elektron, belum diketahui. Sebenarnya arus adalah kebalikan dari arah aliran elektron. Elektroda tujuan arus disebut dengan elektroda negatif dan asal arus disebut elektroda positif.

b. Sel Daniell

Gambar 10.2 menunjukkan mekanisme sel yang paling populer, sel Daniell, yang ditemukan oleh kimiawan Inggris John Frederic Daniell (1790-1845).

Gambar 10.2 Sel Daniell cell. Elektrode negatif terdiri atas zink/zink sulfat dan elektroda positifnya adalah
elektroda tembaga/tembaga sulfat.

Dalam sel Daniell, dua elektroda logam dicelupkan dalam larutan logam sulfatnya. Elektroda negatif terdiri atas zink dan larutan zink sulfat dalam air, dan elektroda positifnya terdiri atas tembaga dan larutan tembaga sulfat dalam air. Kedua elektroda ini biasanya ditandai sebagai Zn/ZnSO4(aq) dan Cu/CuSO4(aq). Kadang simbol lebih sederhana,yakni Zn/Zn2+, juga digunakan.

Pelat berpori atau material yang mirip digunakan untuk memisahkan kedua larutan dan pada saat yang sama memungkinkan kation bermigrasi dari elektroda negatif ke elektroda positif.

Pada elektroda zink, reaksi berikut berlangsung.

Zn –> Zn2+(aq) + 2e (10.9)

Di sini zink dioksidasi, dan dengan demikian elektroda zink adalah elektroda negatif. Pada elektroda tembaga, reaksi berikut berlangsung.

2e + Cu2+(aq) –> Cu (10.10)

Di sini tembaga direduksi dan dengan demikian tembaga adalah elektroda positif.. Reaksi total adalah sebagai berikut.

Zn + Cu2+(aq) –> Zn2+(aq) + Cu (10.11)

atau

Zn + CuSO4 –> ZnSO4 + Cu (10.12)

Gunakan fasilitas pencarian kata dibawah ini untuk mencari kata di chem-is-try.org

10.3 Potensial (gaya gerak listrik) sel

Andaikan kita mengukur perbedaan potensial V antara dua elektroda dengan menggunakan potensiometer ketika arus listrik yang dihasilkan mengalir. Nilai limit atau perbedaan potensial bila arus listriknya nol disebut dengan gaya gerak listrik (potensial) sel.

Perbedaan potensial yang diamati bervariasi dengan jenis bahan elektroda dan konsentrasi serta temperatir larutan elektrolit. Untuk sel Daniell, potensial pada 25 C° adalah 1,10 V ketika konsentrasi ion Zn2+ dan Cu2+ sama.

a. Standarisasi potensial

Bila elektroda Cu/CuSO4 dalam sel Daniell diganti dengan elektroda Ag/AgNO3, potensial sel adalah 1,56 V, yang lebih besar dari potensial sel Daniell. Jadi potensial sel bervariasi dengan cukup besar bergantung jenis bahan elektroda. Jadi, metoda berikut digunakan untuk membandingkan potensial berbagai jenis sel.

Standardisasi potensial

  1. Konsentrasi dan temperatur larutan elektrolit dipertahankan pada konsisi tetap, yakni 1 molar dan 25 C (S.T.P). Nilai percobaan diekstrapolasikan ke nilai standar ini.
  2. Sebuah sel disusun dengan elektroda umum yang berperan sebagai elektroda standar.
  3. Potensial sel ditentukan termasuk tandanya (yakni elektroda mana yang akan berperan sebagai elektroda positif ditentukan).
  4. Berdasarkan definisi, kontribusi elektroda standar pada potensial sel adalah nol. Maka perbedaan potensial adalah nilai khas elektroda tersebut. Nilai ini yang disebut dengan potensial elektroda normal elektroda tersebut.
  5. Potensial sel sama dengan jumlah potensial standar elektrodanya.

Dalam elektroda hidrogen normal, yang terdiri atas hidrogen dan asam khlorida, H2 (g,1 atm)/H+ (HCl, 1 mol dm-3), digunakan sebagai elektroda standar. Dalam elektroda ini, gas hidrogen berkontak dengan larutan yang mengandung proton (biasanya asam khlorida). Karena hidrogen bukan konduktor, pelat platina teraktivasi digunakan sebagai pelat elektroda. Reaaksi elektrodanya adalah

1/2 H2 H+ + e(10.13)

Diasumsikan bahwa platina akan mengkatalisis pemecahan molekul hidrogen menjadi atom hodrogen. Kemudian sangat besar kemungkinannya atom hidrogen ini akan terlibat dalam reaksi elektroda.

b. Potensial elektroda normal

Potensial sel yang terdiri atas pasangan elektroda hidrogen normal (H/H+) dan elektroda Zn/ZnSO4 dinormalkan (Gambar 10.3) adalah -0,763 V. Catat bahwa reaksi elektroda yang terjadi adalah

1/2 H2 + 1/2 Zn2+–> H++ 1/2 Zn (10.14)

Bukan.

H++ 1/2 Zn –> 1/2 H2 + 1/2 Zn2+ (10.15)

Namun, dengan memperhatikan kecenderungan ionisasi, yang bawah yang lebih mungkin terjadi. Nilai negatif potensial menunjukkan bahwa kesukaran terjadinya reaksi pertama.

Gambar 10.3 Potensial elektroda standar. Dari percobaan ini, potensial elektroda reaksi
1/2 H2 + 1/2 Zn2 + –> H+ + 1/2 Zn dapat diperoleh. Potensial elektroda hidrogen didefinisikan nol.

Sel yang dibuat dengan pasangan Cu/CuSO4 dan elektroda hidrogen normal berpotensial +0,337 V.

Reaksi total selnya adalah.

1/2 H2 + 1/2 Cu2+–> H+ + 1/2 Cu (10.16)

Dari sudut pandang kemudahan ionisasi, reaksi lebih mungkin dalam arah sebaliknya. Nilai positif potensial terukur menunjukkan hal ini. Nilai terukur potensial sel Daniell, 1,1 V, berkaitan dengan perbedaan potensial elektroda normal dua elektroda. Jadi,

+0,337 – (-0,763) = +1,100 (V) (10.17)

Potensial elektroda normal elektroda-elektroda penting diberikan di Tabel 10.2.

Tabel 10.2 Potensial elektroda normal, V (sebagai larutan dalam air, 25°C)

Berdasarkan conth di atas, diharapkan bahwa elektroda yang terbuat dari logam dengan kecenderungan ionisasi besar akan memiliki potensial elektroda normal negatif besar dan elektroda yang terbuta dari halogen dengan keelektronegativan besar akan memiliki potensial elektroda positiif. Dan faktanya memang potensial elektroda berikut

Li+ + e Li … (10.18)

F2(g) + 2e 2F … (10.19)

Berturut-turut adalah -3,045 V dan +2,87 V. Anda dapat memahami strategi untuk membuat sel dengan potensial tinggi. Kombinasi elektroda Li dan elektroda fluorin adalah salah satu kemungkinan untuk mencapai tujuan ini. Jelas diperlukan kehati-hatian untuk memastikan sel seperti ini aman. Elektroda logam alkali/alkali tanah digunakan dalam sel alkali, yang digunakan dengan meluas.

Contoh soal 10.5 Potensial sel

Hiting potensial sel (25 °C) dari nilai di Tabel 10.2.

  1. Sn + Pb2+ –> Sn2+ + Pb
  2. 2Fe3+ + Sn2+–> 2Fe2+ + Sn4+
  3. 5Fe2+ + MnO4 + 8H+ –> 5Fe3+ + Mn2+ + 4H2O

Jawab :

  1. 0,009 V
  2. 0,617 V
  3. 0,739 V

c. Persamaan Nernst

Kebergantungan potensial elektroda pada konsentrasi telah dibahas. Untuk persamaan sel umum,

aA +bB xX + yY (10.20)

potensial sel diberikan oleh persamaan Nernst.

E = Eθ – (RT/nF) ln([X]x[Y]y)/([A]a[B]b) (10.21)

Eθ adalah potensial elektroda normal (potensial elektroda semua zat dalam reaksi sel dalam keadaan standar), n jumlah elektro yang terlibat dalam reaksi, F adalah tetapan Faraday, [A]. dsb, adalah konsentrasi molar masing-masing ion yang terlibat.

Contoh soal 10.6 persamaan Nernst

K2Cr2O7/ H2SO4 adalah oksidan yang dikenal baik, dan reaksi elektrodanya adalah

Cr2O72 + 14H+ + 6e–> 2Cr3+ + 7H2O (Eθ = 1,29 V)

Hitung potensial elektroda ini pada kondisi berikut. (gunakan nilai ini lnx = 2,303 logx, 2,303RT/F = 0,0592 V pada 25°C).

  1. [Cr2O72-] = [Cr3+] = [H+] = 1,0 mol dm-3
  2. [Cr2O72-] = [Cr3+] = 1,0 mol dm-3, [H+] = 10-7 mol dm-3

Jelaskan apa yang Anda ketahui dari hasil ini.

Jawab

  1. Dengan mensubstitusi nilai yang tepat pada persamaan Nernst, Anda akan mendapat nilai berikut E = Eθ + (0,0592/6) log([Cr2O72-] [H+]14/[ Cr3+]2) = Eθ = 1,26 V. Dalam kasus ini potensial sel adalah potensial elektroda normal.
  2. E = 1,29 + (0,0592/6) log[1,0 x (10-7)14]/1,02 = 0,33 V.

Ini berarti bahwa potensial sel, dan dengan demikian kekuatan oksidan, secara substansial menurun pada kondisi netral. Bila reaksi sel dalam keadaan kesetimbangan, maka E = 0. Akibatnya,

E = Eθ -(RT/nF) lnK (10.22)

K adalah konstanta kesetimbangan untuk persamaan berikut.

K = ([X]x[Y]y/[A]a[B]b)eq (10.23)

subskrip eq menunjukkan konsentrasi molar pada nilai keadaan setimbang.

Jelas bahwa konstanta kesetimbangan dapat ditentukan dengan pengukuran potensial dengan bantuan persamaan Nernst. Lebih lanjut, bila konsentrasi larutan elektrolit berbeda, potensial tetap akan dihasilkan walaupun dua elektroda yang sama digunakan. Reaksi yang berlangsung dalam sel konsentrasi dalam arah yang akan menyamakan perbedaan dalam konsentrasi dalam dua elektroda. Arah ini cocok dengan prinsip Le Chatelier.

Selingan- Sel dan Mobil

Persediaan bahan bakar fosil terbatas. Sel jelas merupakan kandidat sebagai pengganti mesin bakar. Kini berbagai jenis mobil digerakkan oleh sel. Sel semacam ini adalah sel natrium-sulfur, di dalamnya natrium sebagai reuktan dan sulfur sebagai oksidan, dan keduanya digunakan dalam keadaan lelehnya. Elektrolitnya disebut alumina. Bahan ini adalah keramik yang tersusun dari natrium, aluminum, litium dan magnesium oksida di dalamnya ion dapat bermigrasi. Keramik ini harus disimpan pada suhu tinggi sekitar 350 ーC untuk mempertahankan elektrolit dalam keadaan leleh, tetapi efisiensi per satuan massa empat kali baterai timbal. Bila sel ini digunakan dalam praktis, mobil yang dimuati dengan lelehan natrium dalam pandangan kimiawan agak mengerikan.

Gunakan fasilitas pencarian kata dibawah ini untuk mencari kata di chem-is-try.org

10.4. Sel-sel yang digunakan dalam praktek

a. Baterai timbal

Nilai sel terletak pada kegunaannya. Di anara berbagai sel, sel timbal (aki) telah digunakan sejak 1915. Berkat baterai ini, mobil dapat mencapai mobilitasnya, dan akibatnya menjadi alat transportasi terpenting saat ini. Baterai timbal dapat bertahan kondisi yang ekstrim (temperatur yang bervariasi, shock mekanik akibat jalan yang rusak, dsb) dan dapat digunakan secara kontinyu beberapa tahun.

Dalam baterai timbal, elektroda negatif adalah logam timbal dan elektroda positifnya adala timbal yang dilapisi timbal oksida, dan kedua elektroda dicelupkan dalam asam sulfat, larutan elektrolitnya. Reaksi elektrodanya adalah sebagai berikut:

Reaksi elektroda baterai timbal
Elektroda negatif: Pb + HSO4 – –> PbSO4 + H+ +2e- (10.24)
Elektroda positif: PbO2 + HSO4 – + 3H+ +2e- –> PbSO4 + 2H2O (10.25)
Reaksi total: Pb(s) + PbO2(s) + 2H+(aq) + 2HSO4 -(aq) –> 2PbSO4(s) + 2H2O(l) (10.26)

Potensial satu sel sekitar 2 V, dan dalam praktek, enam sel dihubungkan dengan seri untuk mendapatkan potensial 12 V. Saat discas, asam sulfat akan dikonsumsi dan kerapatannya akan berkurang dari nilai awal 1,28 g cm-3. Jadi, dengan mengukur kerapatan larutan elektrolit, kondisi sel dapat dimonitor.

Dalam prakteknya, sebelum penurunan kerapatan larutan elektrolitnya terlalu besar, arus listrik diberikan yang akan membalik arah reaksi. Proses ini disebut mencas. Sel yang dapat dicas disebut sel reversibel dan yang tidak dapat dicas (seperti sel kering) disebut sel ireversibel.

Selama dicas, timbal sulfat akan terdekomposisi menjadi timbal dan timbal oksida, dan asam sulfat yang dikonsumsi akan dihasilkan kembali. Air yang terbentuk akan digunakan kembali. Namun, air cenderung menguap, dan reaksi samping, elektrolisis air, yang pasti menyertai, dan dengan demikian penting untuk menambahkan air terdistilasi ke dalam baterai timbal. Baru-baru ini jenis baru elektroda yang terbuta dari paduan timbal dan kalsium, yang dapat mencegah elektrolisis air telah dikembangkan. Baterai modern dengan jenis elektroda ini adalah sistem tertutup dan disebut dengan baterai penyimpan tertutup yang tidak memerlukan penambahan air.

b. Sel lain

Sel Leclanché ditemukan oleh insinyur Perancis Georges Leclanché (1839-1882) lebih dari seratus tahun yang lalu. Berbagai usaha peningkatan telah dilakukan sejak itu, tetapi, yang mengejutkan adalah desain awal tetap dipertahankan, yakni sel kering mangan.

Sel kering mangan terdiri dari bungkus dalam zink sebagai elektroda negatif, batang karbon (grafit) sebagai elektroda positif dan pasta MnO2 dan NH4Cl yang berperan sebagai larutan elektrolit (Gambar 10.4).

Gambar 10.4 Struktur sel kering mangan. Walaupun digunakan paling meluas, detail reaksi elektrodanya
sampai saat ini belum jelas.

Elektroda negatif: Zn –> Zn2+ + 2e (10.27)

Elektroda positif: 2MnO2 + H2O + 2e–> Mn2O3 + 2OH(10.28)

Potensial sel kering mangan sekitar 1,5 V. Dalam sel kering alkali, padatan KOH atau NaOH digunakan sebagai ganti NH4Cl. Reaksi elektrodanya adalah.

Elektroda negatif: Zn + 2OH–> ZnO + H2O + 2e(10.29)

Elektroda positif: 2MnO2 + H2O + 2e–> Mn2O3 + 2OH(10.30)

Umur sel kering mangan diperpendek oleh korosi zink akibat keasaman NH4Cl. Sel kering alkali bebas masalah ini karena di dalamnya bersifat basa. Jadi umur sel kering alkali lebih panjang.

Mirip dengan baterai timbal, sel nikel-kadmium juga reversibel. Lebih lanjut, dimungkinkan untuk membuat sel nikel-kadmium lebih kecil dan lebih ringan daripada sel timbal. Jadi sel ini digunakan sebagai catu daya alat-alat portabel. Reaksi elektrodanya adalah

Elektroda negatif: Cd + 2OH–> Cd(OH)2 + 2e(10.31)

Elektroda positif: NiO2 + 2H2O + 2e–> Ni(OH)2 + 2OH(10.32)

c. Sel Bahan Bakar

Desaian sel bahan bakar sedemikian sehingga reaktannya secara kontinyu diberikan ke sel. Sel bahan bakar digunakan dalam proyek Apollo menggunakan kalor pembentukan air dari hidrogen dan oksigen. Biasanya kalor pembentukan dibuang sebagai panas. Dalam sel bahan bakr energi termal diubah menjadi energi listrik. Reaksi elektrodanya adalah:

Elektroda negatif: 2H2 + 4OH–> 4H2O + 4e(10.33)

Elektroda positif: O2 + 2H2O + 4e–> 4OH(10.34)

Reaksi total: 2H2 + O2 –> 2H2O (10.35)

Struktur sel bahan bakar ditunjukkan di Gambar 10.5.

Gambar 10.5 Struktur sel bahan bakar. Kalor pembakaran yang dihasilkan dari reaksi oksigen dan hidrogen diubah menjadi energi listrik.

Walaupun sejumlah besar tenaga dan dana telah dipompakan ke proyek ini, sampai saat ini el bahan bakar yang ekonomis belum dapat dibuat. Namun, di masa depan, besar kemungkinan sel bahan bakar akan digunakan praktis bila dan hanya bila persediaan hidrogen yang stabil dan murah dapat direalisasikan. Studi di arah ini kini sedang digalakkan.
Gunakan fasilitas pencarian kata dibawah ini untuk mencari kata di chem-is-try.org

10.5 Elektrolisis

a. Sel dan elektrolisis

Dalam sel, reaksi oksidasi reduksi berlangsung dengan spontan, dan energi kimia yang menyertai reaksi kimia diubah menjadi energi listrik. Bila potensial diberikan pada sel dalam arah kebalikan dengan arah potensial sel, reaksi sel yang berkaitan dengan negatif potensial sel akan diinduksi. Dengan kata lain, reaksi yang tidak berlangsung spontan kini diinduksi dengan energi listrik. Proses ini disebut elektrolisis. Pengecasan baterai timbal adalah contoh elektrolisis.

Reaksi total sel Daniell adalah

Zn + Cu2+(aq) –> Zn2+(aq) + Cu (10.36)

Andaikan potensial lebih tinggi dari 1,1 V diberikan pada sel dengan arah kebalikan dari potensial yang dihasilkan sel, reaksi sebaliknya akan berlangsung. Jadi, zink akan mengendap dan tembaga akan mulai larut.

Zn2+(aq) + Cu –> Zn + Cu2+(aq) (10.37)

Gambar 10.6 menunjukkan representasi skematik reaksi kimia yang terjadi bila potensial balik diberikan pada sel Daniell. Bandingkan dengan Gambar 10.2.

Gambar 10.6 Electrolisis. Reaksi kebalikan dengan yang terjadi pada sel Daniell akan berlangsung. Zink mengendap sementara tembaga akan melarut.

b. Hukum elektrolisis Faraday

Di awal abad ke-19, Faraday menyelidiki hubungan antara jumlah listrik yang mengalir dalam sel dan kuantitas kimia yang berubah di elektroda saat elektrolisis. Ia merangkumkan hasil pengamatannya dalam dua hukum di tahun 1833.

Hukum elektrolisis Faraday

  1. Jumlah zat yang dihasilkan di elektroda sebanding dengan jumlah arus listrik yang melalui sel.
  2. Bila sejumlah tertentu arus listrik melalui sel, jumlah mol zat yang berubah di elektroda adalah konstan tidak bergantung jenis zat. Misalnya, kuantitas listrik yang diperlukan untuk mengendapkan 1 mol logam monovalen adalah 96 485 C(Coulomb) tidak bergantung pada jenis logamnya.

C (Coulomb) adalah satuan muatan listrik, dan 1 C adalah muatan yang dihasilkan bila arus 1 A (Ampere) mengalir selama 1 s. Tetapan fundamental listrik adalah konstanta Faraday F, 9,65 x104 C, yang didefinisikan sebgai kuantitas listrik yang dibawa oleh 1 mol elektron. Dimungkinkan untuk menghitung kuantitas mol perubahan kimia yang disebabkan oleh aliran arus listrik yang tetap mengalir untuk rentang waktu tertentu.

Contoh soal 10.7 hukum elektrolisis Faraday

Arus sebesar 0,200 A mengalir melalui potensiometer yang dihubungkan secara seri selama 20 menit. Satu potensiometer memiliki elektrode Cu/CuSO4 dan satunya adalah elektrode Pt/ H2SO4 encer. Anggap Ar Cu = 63,5. Tentukan

  1. jumlah Cu yang mengendap di potensiometer pertama.
  2. Volume hidrogen pada S. T. P. yang dihasilkan di potensiometer kedua.

Jawab
Jumlah muatan listrik yang lewat adalah 0,200 x 20 x 60 = 240, 0 C.

  1. Reaksi yang terlibat adalah Cu2+ + 2e–> Cu, maka massa(w) Cu yang diendapkan adalah. w (g) = [63,5 (g mol-1)/2] x [240,0 (C)/96500(C mol-1)] = 0,079 g
  2. Karena reaksinya 2H+ + 2e–> H2, volume hidrogen yang dihasilkan v (cm3) adalah.
    v (cm3) = [22400 (cm3mol-1)/2] x [240,0(C)/96500(C mol-1)] = 27,85 cm3

c. Elektrolisis penting di industri

Elektrolisis yang pertama dicoba adalah elektrolisis air (1800). Davy segera mengikuti dan dengan sukses mengisolasi logam alkali dan alkali tanah. Bahkan hingga kini elektrolisis digunakan untuk menghasilkan berbagai logam. Elektrolisis khususnya bermanfaat untuk produksi logam dengan kecenderungan ionisasi tinggi (misalnya aluminum). Produksi aluminum di industri dengan elektrolisis dicapai tahun 1886 secara independen oleh penemu Amerika Charles Martin Hall (1863-1914) dan penemu Perancis Paul Louis Toussaint Héroult (1863-1914) pada waktu yang sama. Sukses elektrolisis ini karena penggunaan lelehan Na3AlF6 sebagai pelarut bijih (aluminum oksida; alumina Al2O3).

Sebagai syarat berlangsungnya elektrolisis, ion harus dapat bermigrasi ke elektroda. Salah satu cara yang paling jelas agar ion mempunyai mobilitas adalah dengan menggunakan larutan dalam air. Namun, dalam kasus elektrolisis alumina, larutan dalam air jelas tidak tepat sebab air lebih mudah direduksi daripada ion aluminum sebagaimana ditunjukkan di bawah ini.

Al3+ + 3e–> Al potensial elektroda normal = -1,662 V (10.38)

2H2O +2e–> H2 + 2OHpotensial elektroda normal = -0,828 V (10.39)

Metoda lain adalah dengan menggunakan lelehan garam. Masalahnya Al2O3 meleleh pada suhu sangat tinggi 2050 °C, dan elektrolisis pada suhu setinggi ini jelas tidak realistik. Namun, titik leleh campuran Al2O3 dan Na3AlF6 adalah sekitar 1000 °C, dan suhu ini mudah dicapai. Prosedur detailnya adalah: bijih aluminum, bauksit mengandung berbagai oksida logam sebagai pengotor. Bijih ini diolah dengan alkali, dan hanya oksida aluminum yang amfoter yang larut. Bahan yang tak larut disaring, dan karbon dioksida dialirkan ke filtratnya untuk menghasilkan hidrolisis garamnya. Alumina akan diendapkan.

Al2O3(s) + 2OH(aq)–> 2AlO2 (aq) + H2O(l) (10.40)

2CO2 + 2AlO2 (aq) + (n+1)H2O(l) –> 2HCO3(aq) + Al2O3·nH2O(s) (10.41)

Alumina yang didapatkan dicampur dengan Na3AlF6 dan kemudian garam lelehnya dielektrolisis. Reaksi dalam sel elektrolisi rumit. Kemungkinan besar awalnya alumina bereaksi dengan Na3AlF6 dan kemudian reaksi elektrolisis berlangsung.

Al2O3 + 4AlF63–> 3Al2OF62- + 6F(10.42)

Reaksi elektrodanya adalah sebagai berikut.

Elektroda negatif: 2Al2OF62- + 12F + C –> 4AlF63- + CO2 + 4e(10.43)

Elektroda positif: AlF63 + 3e–> Al + 6F (10.44)

Reaksi total: 2Al2O3 + 3C –> 4Al + 3CO2 (10.45) Kemurnian aluminum yang didapatkan dengan prosedur ini kira-kira 99,55 %. Aluminum digunakan dalam kemurnian ini atau sebagai paduan dengan logam lain. Sifat aluminum sangat baik dan, selain itu, harganya juga tidak terlalu mahal. Namun, harus diingat bahwa produksi aluminum membutuhkan listrik dalam jumlah sangat besar.

Latihan

10.1 Bilangan oksidasi

Tentukan bilangan oksidasi setiap unsur yang ditandai dengan hurugf tebal dalam senyawa berikut.

(a) HBr (b) LiH (c) CCl4 (d) CO (e) ClO(f) Cl2O7 (g) H2O2 (h) CrO3 (i) CrO42- (j) Cr2O72-

10.1 Jawab

(a) +1 (b) -1 (c) +4 (d) +2 (e) +1 (f) +7 (g) -1 (h) +6 (i) +6 (j) +6

10.2 Reaksi oksidasi reduksi

Untuk tiap reaksi berikut, tentukan bilangan oksidasi atom berhuruf tebal. Tentukan oksidan dan reduktan dan tentukan perubahan bilangan oksidasinya.

(a) PbO2 + 4H+ + Sn2+ –> Pb2+ + Sn4+ + 2H2O

(b) 5As2O3 + 4MnO4+ 12H+ –> 5As2O5 + 4Mn2+ + 6H2O

10.2 Jawab

(a) Pb: +4 –> +2 direduksi. Sn: +2 –> +4 dioksidasi

(b) As: +3 –> +5 dioksidasi. Mn: +7 –> +2 direduksi

10.3 Titrasi oksidasi reduksi

0,2756 g kawat besi dilarutkan dalam asam sedemikian sehingga Fe3+ direduksi menjadi Fe2+. Larutan kemudian dititrasi dengan K2Cr2O7 0,0200 mol.dm-3 dan diperlukan 40,8 cm3 larutan oksidan untuk mencapai titik akhir. Tentukan kemurnian (%) besinya.

10.3 Jawab

99,5 %

10.4 Potensial sel

Tentukan potensial sel (pada 25°C) yang reaksi totalnya diberikan dalam persamaan berikut. Manakah yang akan merupakan sel yang efektif?

  1. Mg + 2H+ –> Mg2+ + H2
  2. Cu2+ + 2Ag –> Cu + 2Ag+
  3. 2Zn2+ + 4OH–> 2Zn + O2 + 2H2O

10.4 Jawab

  1. Mg –> Mg2+ +2e, +2,37 V. 2H+ + 2e–> H2, 0,00 V; potensial sel: +2,37 V,efektif.
  2. Cu2+ + 2e–> Cu, 0,337 V. Ag–> Ag+ + e, -0,799 V, potensial sel: -0,46 V,tidak efektif.
  3. Zn2+ + 2e–> Zn, -0,763 V. 4OH–> 4e + O2 + 2H2O, -0.401 V potensial sel: -1,16 V, tidak efektif.

10.5 Persamaan Nernst

Hitung potensial sel (pada 25°C) yang reaksi selnya diberikan di bawah ini.

Cd + Pb2+ –> Cd2+ + Pb

[Cd2+] = 0,010 mol dm-3; [Pb2+] = 0,100 mol dm-3

10.5 Jawab

0,30 V

10.6 Hukum Faraday

Bismut dihasilkan dengan elektrolisis bijih sesuai dengan persamaan berikut. 5,60 A arus listrik dialirkan selama 28,3 menit dalam larutan yang mengandung BiO+. Hitung massa bismut yang didapatkan.

BiO+ + 2H+ + 3e–> Bi + H2O

10.6 Jawab

6,86 g
Gunakan fasilitas pencarian kata dibawah ini untuk mencari kata di chem-is-try.org

12 Tanggapan to “13. OSIDASI DAN REDUKSI”

  1. rama Says:

    jelaskan proses cara kerja listrik pada strika ,hingga setrika tersubut panas dan jelaskan fungsi dari setip bagian yang terdapat pada setrika sehingga dapat bekerja.

  2. rama Says:

    jelaskan proses kerja listrik pada strika,hingga strika tersebut panas dannjelaskan fungsi dari setiap bagian yang terdapat pada setrika sehingga setrika tersebut dapat bekerja

  3. rama Says:

    jelaskan proses kerja listrik pada strika,hingga strika tersebut panas dannjelaskan fungsi dari setiap bagian yang terdapat pada setrika sehingga setrika tersebut dapat bekerja……
    tolong segera dibalas ke email saya ya…………

  4. rama Says:

    tolong beritahu bagaimana proses kerja listrik pada proses pengecasan batrai pada handphone,mulai dari pergerakan ion-ionnya,hingga batrai penuh.

  5. junianataslima Says:

    thanks a lot sir for helping me study🙂

  6. gisnawirdya Says:

    makasih pak atas info nya, ini dapat membantu sya dalam banyak hal

  7. diahrestia Says:

    terima kasi info nya pak

  8. selvyanyayu Says:

    terima kasih pak atas informasinya, info ini sangat membantu sekali dalam proses apapun.

  9. devydestiani Says:

    trimakasih Pak atas ilmu yang telah bapak berikan🙂

  10. Faris Mustaqim Says:

    Terima kasih pak informasinya , sangat membantu

  11. putudarmawan Says:

    Terimakasi atas infonya pak
    semoga ilmu ini dapat saya manfaatkan dgn baik
    dan dapat mmbntu saya ke dpannya

  12. Desi Riskyani ( Sepdes ) Says:

    pak, apa yang bapak berikan sngat berguna untuk saya dan bisa saya pelajari lagi
    mksh pak🙂

Tinggalkan Balasan

Isikan data di bawah atau klik salah satu ikon untuk log in:

Logo WordPress.com

You are commenting using your WordPress.com account. Logout / Ubah )

Gambar Twitter

You are commenting using your Twitter account. Logout / Ubah )

Foto Facebook

You are commenting using your Facebook account. Logout / Ubah )

Foto Google+

You are commenting using your Google+ account. Logout / Ubah )

Connecting to %s


%d blogger menyukai ini: