REAKSI REDOKS

1. Perkembangan Reaksi Reduksi-Oksidasi

Oksigen bereaksi dengan sebagian besar unsur-unsur untuk membentuk senyawa-senyawa oksida. Dan sejak oksigen ditemukan, istilah oksigen selalu dihubungkan dengan reaksi-reaksi antara unsur dengan oksigen. Contohnya Mg mudah bereaksi/bersenyawa dengan oksigen. Hal ini disebabkan karena permukaan luar dari logam ini sangat mudah teroksidasi untuk membentuk lapisan magnesium oksida (MgO). Besi juga dapat teroksidasi dengan perlahan-lahan di udara dan membentuk karat besi, yang tersusun menjadi Fe2O3, juga telah diketahui sejak zaman logam bahwa zat ini kini disebut oksida besi yang dapat diuraikan atau direduksi untuk menjadi logam bebas. Sehingga untuk mendapatkan kembali logam dari oksidanya disebut sebagai reduksi. Dalam istilah modern, oksidasi dan reduksi memberikan pengertian yang khas, yang dapat kita lihat jika kita menganalisa apa yang terjadi ketika logam misalnya besi dioksidasi dan oksidanya tereduksi. Oksida besi (Fe2O3) merupakan senyawa ionik, yang

terdiri dari Fe3+ dan O2-, jika besi bereaksi dengan oksigen. Persamaan reaksinya sebagai berikut

4Fe(s) + 3O2(g) ®2Fe2O3(s)

Mula-mula besi merupakan atom yang netral yang melepaskan elektron menjadi ion Fe3+, ketika oksidanya direduksi untuk menghasilkan logam besi, reaksi yang sebaliknya terjadi, sehingga ion Fe3+ harus menangkap elektron untuk menjadi atom Fe. Proses melepaskan dan menangkap elektron yang terjadi dalam reaksi-reaksi yang sejenis, dikenal sebagai istilah oksidasi dan reduksi.

Oksidasi adalah lepasnya elektron dari suatu zat.

Reduksi adalah penerimaan/penangkapan elektron oleh suatu zat.

Reaksi-reaksi yang melibatkan oksidasi dan reduksi disebut reaksi reduksi oksidasi

singkatnya reaksi redoks. Kini kita telah memiliki definisi, mari kita lihat suatu reaksi untuk menerapkan isitilah-istilah tersebut. Perhatikan reaksi di bawah ini :

2Mg(s) + O2(g) ®2MgO(s)

Hasil reaksi (MgO) merupakan senyawa ionik dan mengandung ion Mg2+ dan O2-, yang terbentuk dengan adanya perpindahan elektron dari Mg ke Oksigen. Kita bisa menganalisa perpindahan elektron ini dengan melihat penglepasan dan penangkapan elektron oleh masing-masing atom secara terpisah. Jika kita menggunakan lambang e-untuk melambangkan sebuah elektron, penglepasan elektron dari Mg dapat kita tulis,

Mg ®Mg2+ + 2e- (oksidasi)

Perubahan ini dapat diidentifikasi sebagai proses oksidasi karena Mg kehilangan elektron. Untuk oksigen pada reaksi ini, dapat kita tulis,

O2 + 4e-®2O2- (reduksi)

Kali ini perubahannya dinamakan reduksi karena oksigen menangkap elektron, sehingga dalam reaksi ini Mg teroksidasi dan oksigen tereduksi. Untuk reaksi ini dan reaksi redoks lainnya, keduanya terjadi secara serempak. Kita tidak akan pernah dapat menjumpai suatu senyawa yang melepas elektron tanpa adanya senyawa lain yang menangkap elektron itu. Kita mengetahui hal ini sebab elektron-elektron tidak pernah ditemukan sebagai pereaksi atau hasil reaksi saja, ini juga mengharuskan bahwa jumlah total elektron yang ditangkap persis sama dengan jumlah total elektron yang dilepaskan. Dalam reaksi Mg dengan O2, dua atom Mg melepaskan 4e-, sedangkan satu molekul O2 menangkap 4e-.

Dua istilah yang sering kita gunakan dalam membahas reaksi redoks adalah zat pengoksidasi dan zat pereduksi. Zat pengoksidasi adalah senyawa yang menangkapelektron dari senyawa yang teroksidasi, sehingga menyebabkan oksidasi berlangsung. Yaitu apa yang dilakukan O2 dalam reaksi antara Mg dan O2, O2 menangkap elektron dari Mg dan menyebabkan Mg teroksidasi, sehingga O2 adalah zat pengoksidasi. Perhatikan bahwa zat pengoksidasi (O2) menjadi tereduksi dalam reaksi tersebut.

Zat pereduksi adalah senyawa yang memberikan elektron kepada senyawa lain, yaitu yang tereduksi, sehingga menyebabkan reduksi berlangsung. Yaitu apa yang Mg lakukan jika Mg bereaksi dengan O2, Mg memberikan elektron pada O2 dan menyebabkan O2 tereduksi. Perhatikan bahwa zat pereduksi (Mg) teroksidasi.

1. Bilangan Oksidasi

Definisi reduksi dan oksidasi antara lain “penangkapan” dan “penglepasan” elektron yang diterapkan pada pembentukan senyawa ionik seperti MgO. Tetapi untuk senyawa seperti HF yang bersifat setengah kovalen dan setengah ionik, bilangan oksidasi merujuk pada jumlah muatan suatu atom dalam molekul jika elektron-elektron dipindahkan sempurna, dalam arah yang ditunjukkan oleh perbedaan keelektronegatifan. Karena F lebih elektronegatif daripada H, maka F akan membawa satu muatan –1. Jika elektron dipindahkan sempurna, sehingga bilangan oksidasi F dalam HF adalah –1 dan bilangan oksidasi H adalah +1. Jadi, dikatakan seolah-olah elektron dipindahkan sempurna dari atom yang kurang elektronegatif pada atom yang lebih elektronegatif. Dari penjelasan tadi, reaksi redoks dapat didefinisikan sebagai berikut :”suatu unsur dikatakan teroksidasi jika bilangan oksidasinya naik dalam suatu reaksi, dan suat unsur dikatakan tereduksi jika bilangan oksidasinya turun dalam suatu reaksi”.

Hidrogen molekuler bereaksi dengan fluor molekuler membentuk Hidrogen Fluorida :

H2(g) + F2(g) ® 2HF(g)

Bilangan oksidasi hidrogen naik dari nol dalam H2 menjadi +1 dalam HF dan bilangan oksidasi fluor turun dari nol dalam F2 menjadi –1 dalam HF. Jadi hidrogen merupakan unsur yang teroksidasi dan fluor merupakan unsur yang tereduksi dalam reaksi ini.

2. Penandaan Bilangan Oksidasi

Ada beberapa ketentuan umum untuk menentukan bilangan oksidasi unsur-unsur dalam senyawa :

1) Bilangan oksidasi suatu atom beberapa unsur dalam senyawa unsurnya (yaitu, bentuk yang tidak bersenyawa dengan atom unsur lain adalah nol, tanpa memperhatikan kompleknya molekul. Jadi tiap atom dalam H2, F2, Be, Li, Na, O2, P4 dan S8 memiliki bilangan oksidasi yang sama yaitu nol.

2) Untuk suatu ion yang terbentuk dari satu atom, bilangan oksidasinya sama dengan muatan pada ion. Jadi :

·Ion K+ bilangan oksidasinya +1

·Ion Mg2+ bilangan oksidasinya +2

·Ion F- bilangan oksidasinya –1

·Ion O2- bilangan oksidasinya –2

dan seterusnya.

3) Bilangan oksidasi oksigen dalam kebanyakan senyawa (seperti, H2O dan CaO) adalah –

2, tetapi ini berbeda dalam dua kasus berikut :

a. Dalam OF2, bilangan oksidasi O adalah +2, sebab fluor lebih elektronegatif daripada oksigen.

b. Dalam hidrogen peroksida (H2O2) dan ion peroksida (O2 2-) bilangan oksidasi 0adalah n –1.

Hal ini dapat diketahui dengan melihat struktur lewis H2O2 :

H – O – O – H (Hidrogen Peroksida)

Satu ikatan antara atom-atom yang identik dalam suatu molekul menyebabkan tidak terjadinya penyebaran bilangan oksidasi atom-atom, sebab pasangan elektron dari ikatan-ikatan itu telah merata (secara sama). Karena H memiliki bilangan oksidasi +1, tiap atom O dalam H2O2 memiliki bilangan oksidasi –1. dalam ion superoksida (O2 -) tiap atom O memiliki bilangan oksida – ½.

4) Fluor memiliki satu bilangan oksidasi yaitu –1 dalam setiap senyawanya. Ini merupakan suatu konsekuensi dari fakta bahwa fluor keelektronegatifannya tertinggi dari semua unsur.

5) Bilangan oksidasi hidrogen adalah +1, kecuali apabila berikatan dengan unsur-unsur yang kurang elektronegatif daripada H. Sebagai contoh, dalam hibrida seperti LiH, NaH dan BaH2, bilangan oksidasinya –1.

6) Dalam molekul netral, jumlah bilangan oksidasi dari semua atom haruslah nol. Dalam ion poliatomik, jumlah bilangan oksidasi dari semua unsur-unsur dalam ion harus sama dengan muatan ion. Sebagai contoh, dalam ion amonium (NH4), bilangan oksidasi nitrogen adalah –3 dan bilangan oksidasi hidrogen +1. Jadi jumlah bilangan oksidasi NH4+  ialah –3 + (4x1) = +1 yang sama dengan muatan ion.

3. Variasi Periodik Bilangan Oksidasi

Gambar (12.1) menunjukkan bilangan oksidasi yang diketahui dari unsur-unsur yang lebih dikenal, disusun menurut letaknya dalam tabel keperiodikan. Penyusunan ini amat berguna sebab menunjukkan ciri-ciri yang sama dari bilangan oksidasi berikut :

a. Unsur-unsur logam memiliki hanya bilangan oksidasi positif, sedangkan unsur-unsur non logam dapat memiliki bilangan oksidasi positif atau negatif.

b. Bilangan oksidasi tertinggi suatu unsur tertentu dapat mempunyai bilangan oksidasi dalam tabel periodik, sebagai contoh : halogen dalam golongan VIIA, bilangan oksidasi tertingginya yang mungkin ialah +7, yang mana Cl dan I dalam beberapa senyawanya dipisahkan.

c. Logam transisi, tidak seperti kebanyakan logam dari unsur-unsur tertentu, biasanya memiliki beberapa bilangan oksidasi pada baris pertama logam-logam transisi, sebagai contoh (Sc sampai Cu). Kita catat bahwa bilangan oksidasi maksimum naik dari +3 untuk Sc sampai +7 untuk Mn. Kemudian turun lagi dari Fe sampai Cu. Penting untuk diingat bahwa bilangan oksidasi tidak mempunyai arti fisika kecuali dalam senyawa-senyawa ionik. Penandaan bilangan oksidasi +7 untuk Cl dalam Cl2O7 tidak berarti bahwa tiap-tiap Cl menanggung 7 muatan positif. Bilangan oksidasi sangat berguna dalam penamaan senyawa-senyawa, meramalkan sifat-sifat kimianya, dan dalam penyetaraan persamaan reaksi redoks (reaksi yang menunjukkan perubahan bilangan oksidasi).

4. Penyetaraan Reaksi Redoks

Reaksi-reaksi redoks yang sederhana dapat diselesaikan dengan cepat, sebagai contoh :

2Na(s) + Cl2(g) ®2NaCl(s)

C(s) + O2(g) ®CO2(g)

Pada reaksi-reaksi di atas tidak diperlukan suatu langkah penyetaraan yang khusus, namun untuk suatu reaksi yang cukup komplek seperti reaksi antara :

MnO4- + C2O42 -®CO2 + Mn2+

Reaksi ini tidak bisa langsung disetarakan tanpa melalui suatu langkah-langkah tertentu. Agar reaksi ini dapat disetarakan, maka ada dua metoda khusus penyetaraan redoks yaitu metoda bilangan oksidasi dan metoda ion elektron.

· Metoda Bilangan Oksidasi

Perhatikan reaksi berikut ini :

S + HNO3 ®SO2 + NO

Untuk menyetarakan reaksi redoks di atas dengan metoda bilangan oksidasi, digunakan langkah-langkah penyetaraan berikut :

a. Tuliskan rangka persamaan yang mengandung oksidator, reduktor dan produk, dalam hal ini reaksi di atas ditulis ulang.

S + HNO3 ®SO2 + NO

b. Tandai bilangan oksidasi pada atom tiap-tiap unsur dikedua sisi persamaan, dan tentukan mana unsur yang teroksidasi dan mana unsur yang tereduksi. Tentukan jumlah satuan yang naik dan turun dalam bilangan oksidasi untuk tiap unsur ini. Hati-hati memeriksa bilangan oksidasi tiap-tiap unsur pada kedua sisi persamaan, tunjukkan bahwa belerang adalah unsur yang teroksidasi dan nitrogen adalah unsur yang tereduksi. Secara ringkas dapat ditulis sebagai berikut :

Bilangan Oksidasi

Sisi kiri Sisi kanan

Perubahan Bilangan

Oksidasi

S = 0 S = +4 +4 (bertambah)

N = +5 N = +2 +3 (berkurang)

c. Samakan kenaikan atau penurunan bilangan oksidasi dengan mengalikan tiap-tiap senyawa yang tereduksi atau teroksidasi dengan mencocokkan koefisiennya. Gunakan koefisien-koefisien dalam persamaan untuk tiap unsur yang teroksidasi dan tereduksi.

Untuk menyamakan perubahan bilangan oksidasi, maka dari data di atas S dikalikan dengan 3 dan N dengan 4. Agar lebih jelas gambarkan garis-garis yang menghubungkan pereaksi dan hasil reaksi yang mengandung unsur yang mengalami perubahan bilangan oksidasi.

0       +5               4         +2

3S + 4HNO3 ®3SO2 + 4NO

3 (+4) = +12

4 (-3) = -12

akibatnya, seperti terlihat di atas koefisien 3 ditempatkan di depan S dan koefisien 4 di depan N.

d. Setarakan atom-atom yang tersisa dengan memeriksa; untuk reduksi dalam larutan asam, tambahkan H+ atau H2O atau keduanya pada persamaan jika diperlukan. Perhatikan bahwa atom H muncul di sisi kiri, sehingga kita memerlukan dua molekul H2O di sisi kanan.

3S + 4HNO3 ®3SO2 + 4NO + 2H2O

e. Uji bahwa persamaan yang mengandung jumlah atom dan jenis atom yang sama pada kedua sisi persamaan. Untuk persamaan ionik, muatan harus setara pada kedua sisi persamaan.

·Metoda Ion Elektron

Metoda ion elektron berbeda dari metoda bilangan oksidasi tetapi memberikan hasil akhir yang sama. Reaksi lengkap dipecah menjadi dua buah setengah reaksi, satu untuk reaksi reduksi yang satu lagi untuk reaksi oksidasi. Dua buah setengah reaksi disetarakan, kemudian dijumlahkan. Sehingga menjadi reaksi lengkap (persamaan reaksi lengkap).

Berikut ini dijelaskan tahap-tahap penyetaraan reaksi redoks beserta penerapannya, sebagai contoh diambil penyetaraan reaksi untuk :

Fe2+ + Cr2O7 2-®Fe3+ + Cr3+

Langkah 1 :

Pecah persamaan reaksi di atas menjadi dua buah setengah reaksi, masing-masing setengah reaksi tersebut adalah :

Oksidasi Fe2+ ®Fe3+

Reduksi Cr2O7 2-®Cr3+

Langkah 2 :

Setarakan jumlah atom selain H dan O pada tiap setengah reaksi.

Oksidasi Fe2+ ®Fe3+

Reduksi Cr2O7 2-®2Cr3+

Langkah 3 :

Setarakan atom-atom dalam tiap-tiap setengah reaksi secara terpisah. Untuk reaksi dalam medium asam, tambahkan H2O untuk mengimbangi atom O, dan H+ untuk mengimbangi atom H. Untuk reaksi dalam suasana basa mula-mula setarakan atomatom seperti pada suasana asam, kelebihan satu atom oksigen pada satu ruas harus diimbangi oleh satu molekul H2O pada ruas yang sama dan 2OH – pada ruas lawannya. Apabila hidrogen masih belum seimbang, tambahkan satu ion OH – untuk tiap kelebihan satu hidrogen pada ruas yang sama dan satu molekul H2O pada ruas lawannya. Karena reaksi berlangsung dalam suasana asam, kita tambahkan 7 molekul H2O pada sisi kanan untuk mengimbangi atom O,

Cr2O7 2-®2Cr3+ + 7H2O

Untuk mengimbangi atom-atom H, tambahkan 14 ion H+ pada sisi kiri,

14H+ + Cr2O7 2-®2Cr3+ + 7H2O

Langkah 4 :

Tambahkan elektron-elektron pada satu sisi dari tiap-tiap setengah reaksi untuk menyetarakan muatan, bila perlu samakan jumlah elektron dalam kedua setengah reaksi dengan mengalikan satu atau kedua setengah reaksi dengan mencocokkan koefisien,

Setengah reaksi oksidasi

Fe2+ ®Fe3+ + e

Pada setengah reaksi reduksi, terdapat 12 muatan positif di sisi kanan, maka harus ditambahkan 6 elektron pada sisi kiri,

14H+ + Cr2O7 2- + 6e-®2Cr3+ + 3H2O

Untuk menyamakan jumlah elektron dalam kedua setengah reaksi, kita mengalikan setengah reaksi oksidasi dengan 6,

6Fe2+ ®6Fe3+ + 6e-

Langkah 5 :

Gabungkan dua setengah reaksi tadi, elektron-elektron pada kedua sisi mesti dihilangkan. Dua setengah reaksi yang digabung menjadi :

6e- + 14H+ + Cr2O7 2- + 6Fe2+ ®2Cr3+ + 6Fe3+ + 7H2O + 6e

Elektron pada kedua sisi dihilangkan sehingga reaksi lengkapnya adalah :

14H+ + Cr2O7 2- + 6Fe2+ ®2Cr3+ + 6Fe3+ + 7H2O

Langkah 6 :

Pastikan bahwa persamaan mengandung jumlah atom dan muatan yang sama pada kedua sisi persamaan. Pemeriksaan akhir menunjukkan bahwa persamaan akhir setara secara atomik dan elektronik.

5. Macam-macam Reaksi Redoks

Terdapat lima macam tipe umum reaksi kimia; kombinasi (penggabungan), dekomposisi (penguraian), perpindahan/pertukaran, metatesis dan netralisasi asam basa. Sebagian dari reaksi-reaksi ini adalah reaksi redoks, dan sebagian lagi bukan redoks. Pada reaksi metatesis dan netralisasi asam basa, kedua reaksi tersebut tidak melibatkan perubahan bilangan oksidasi. Jadi kedua reaksi tersebut bukan reaksi redoks.

Akan tetapi pada reaksi kombinasi, penguraian, pertukaran/perpindahan, melibatkan perubahan bilangan oksidasi. Oleh karena itu reaksi kombinasi, penguraian dan pertukaran termasuk ke dalam reaksi redoks.

1) Reaksi Kombinasi

Reaksi kombinasi yang melibatkan satu atau lebih unsur-unsur bebas adalah reaksi redoks. Contoh reaksi ini adalah :

0       0          +4  -2

S(s) + O2(g) ®SO2 2- (g)

0         +3 –1     +5  -1

Cl2(g) + PCl3(l) ®PCl5(s)

0         0             -3 +1

N2(g) + 3H2(g) ®2NH3(g)

2) Reaksi Penguraian

Reaksi penguraian yang menghasilkan satu atau lebih unsur bebas merupakan reaksi redoks. Sebagai contoh reaksi ini ialah :

+2 –2           0          0

2HgO(s) ®2Hg(l) + O2(g)

+1 –2           0          0

2H2O(l) ®2H2(g) + O2(g)

Reaksi yang eksplosive juga termasuk reaksi redoks. Dua zat eksplosive yang dikenal ialah Nitrogliserin dan Tri nitrotoluen (TNT)

      H

        ê

H – C – O – NO2

        ê

H – C – O – NO2

        ê

H – C – O – NO2

        ê

      H

Nitrogliserin               Trinitro toluen

(C3H5N3O6)                (C7H5N3O6)

TNT merupakan zat padat, dan reaksi yang terjadi pada TNT ialah :

2C7H5N3O6(s) ®3N2(g) + 7CO(g) + 5H2O(g) + 7C(s)

Untuk setiap dua mol TNT yang terurai menghasilkan 15 mol gas. Pembentukan gas ini berlangsung sangat cepat sehingga TNT merupakan zat yang sangat eksplosive. Nitrogliserin merupakan cairan pada suhu kamar, meledak sangat kuat. Reaksi yang terjadi adalah :

4C3H5N3O9(l) ®6N2(g) + 12CO2(g) + O2(g) + 10H2O(g)

dari tiap empat mol Nitrogliserin yang bereaksi menghasilkan 29 mol gas.

3) Reaksi Perpindahan/Pertukaran

Reaksi perpindahan yaitu reaksi dimana satu atom atau ion suatu unsur dipindahkan dari suatu senyawa oleh atom unsur lain. Reaksi ini termasuk reaksi redoks. Beberapa contoh reaksi pertukaran adalah :

0            +1              +1   +1        0

2Na(s) + 2H2O(l) ®2NaOH(aq) + H2(g)

NO2

CH3

NO2

NO2

0           +1              +2              0

Mg(s) + 2HCl(aq) ®MgCl2(aq) + H2(g)

0           -1               -1              0

Cl2(g) + 2KBr(aq) ®2KCl(aq) + Br2(g)

0          +2               +2                0

Zn(s) + CuSO4(aq) ®ZnSO4(aq) + Cu(s)

Satu dari reaksi pertukaran redoks yang paling dikenal ialah reaksi thermite yang melibatkan alumunium dan suatu oksida logam.

0           +3              +3             0

2Al(s) + Fe2O3(s) ®Al2O3(s) + 2Fe(s)

Karena Al2O3 memiliki harga entalpi pembentukan yang sangat negatif, maka reaksi ini melepaskan sejumlah besar energi panas.

6. Reaksi Disproporsionasi (Autoredoks)

Dalam suatu reaksi disproporsionasi suatu unsur dalam satu tingkat oksidasi mengalami reaksi oksidasi dan reaksi reduksi sekaligus. Satu pereaksi dalam reaksi disproporsionasi selalu mengandung satu unsur yang dapat memiliki paling sedikit tiga tingkat oksidasi. Unsur pereaksi itu sendiri adalah satu dari keadaan ini, dan terdapat tingkat oksidasi lebih tinggi, dan lebih rendah pada unsur yang sama. Dekomposisi termal dari hidrogen peroksida adalah suatu contoh reaksi disproporsionasi.

      -1                 -2       0

2H2O2(aq) ®2H2O(l) + O2(g)

Pada senyawa peroksida, bilangan oksidasi dari oksigen adalah –1. Dalam reaksi ini naik menjadi nol dalam O2 dan turun menjadi –2 dalam H2O. Contoh lain ialah dekomposisi termal asam bernitrat.

+3                  +5             +2

3HNO2(aq) ® HNO3(aq) + 2NO(g) + H2O(l)

Contoh ketiga melibatkan ion tembaga (I). Ion ini tidak stabil dalam air dan terdisproporsionasi menghasilkan unsur Cu dan ion tembaga (II).

+1              0        +2

2Cu(aq) ® Cu(s) + Cu2+(aq)

Suatu reaksi disproporsionasi yang terjadi dalam kehidupan sehari-hari ialah antara molekul klor dan larutan basa dingin.

0                                 +1          -1

Cl2(g) + 2OH –(aq) ®OCl –(aq) + Cl –(aq) + H2O(l)

Reaksi ini menggambarkan kerja pemutih rumah tangga, yaitu ion hipoklorit (OCl – ) yang mengoksidasi senyawa pengikat warna dalam noda menjadi senyawa tak berwarna.

7. Reaksi Redoks Misoellaneous

Banyak reaksi redoks yang tidak termasuk pada kelompok reaksi yang telah dibahas. Sebagai contoh, asam nitrat pekat ialah oksidator yang cukup kuat untuk mengoksidasi Cu menjadi Cu2+ seperti berikut :

0                +5               +2 +5                +2

3Cu(s) + 8HNO3(aq) ®3Cu(NO3)2(aq) + 2NO(g) + 4H2O(l)

Sebelumnya artikel ini pernah diposkan oleh Penty Cahya R dan bisa dilihat selengkapnya di

http://allofchemistandaboutchemist.blogspot.com/2014/01/materi-kimia-sma-kelas-xii-reaksi-redoks.html

Ulasan :

Sebelumnya kita sudah mempelajari materi redoks yang secara sederhana di kelas X, namun pada artikel ini dibahas secara rinci mengenai redoks dan akan dipelajari di kelas XII. Reaksi reduksi oksidasi atau biasa disebut redoks merupakan reaksi yang didalam nya terjadi pelepasan dan penerimaan elektron, pelepasan dan penggabungan oksigen maupun kenaikan dan penurunan biloks(bilangan oksidasi). Pada reaksi redoks, suatu atom mempunyai biloks yang berbeda-beda, sehingga antar atom dapat mengalami reaksi yang berbeda-beda pula. Senyawa yang mengalami reduksi disebut oksidator sedangkan yang mengalami oksidasi disebut reduktor. Banyak contoh reaksi redoks yang terjadi dalam kehidupan kita sehari-hari. Misalkan kita mengupas apel, setelah apel kita biarkan agak lama, maka lama-kelamaan pada daging apel tersebut berwarna merah kecoklatan, mengapa? Karena apel tersebut dioksidasi oleh udara. Contoh lain adalah  atom Mg bereaksi dengan O sehingga reaksinya sebagai berikut

2Mg(s) + O2(g) ®2MgO(s)

Reaksi diatas merupakan reaksi oksidasi(penggabungan oksigen).
Ini adalah contoh lain dalam reksi redoks yang sederhana:

 Banyak sekali macam-macam reaksi redoks yang lain seperti pada artikel diatas. Untuk memudahkan idenr=tifikasi reaksi redoks dapat juga dilakukan penyetaraan reaksi redoks dengan beberapa metode, seperi metode setengah reaksi reduksi dan setengah reaksi oksidasi maupun dengan metode bilangan oksidasi, masing-masing metode tersebut mempunyai kelebihan dan kekurangan, tergantung kita memakainya seperti apa. Sekian yang dapat saya informasikan semoga bisa bermanfaat bagi semua, disini saya juga sedang belajar dan seorang pelajar, mari kita saling berbagi pengetahuan. Selamat membaca.

Salam kimia!!! Tetap cinta Kimia