Redoks Dan Elektrokimia

BAB VIII

REDOKS DAN ELEKTROKIMIA

8.1. Konsep Reduksi – Oksidasi (Redoks)

Pada mulanya, pembahasan reaksi redoks hanya meliputi zat – zat yang mengandung oksigen

saja. Reaksi oksidasi dianggap sebagai reaksi penambahan oksigen, dan reaksi reduksi adalah

reaksi pengurangan oksigen. Tetapi, saat ini pengertian redoks diperluas menjadi reaksi

perpindahan elektron. Reaksi oksidasi adalah peristiwa pelepasan elektron, dimana suatu zat

memberikan elektron kepada lainnya.

Contoh : Cu Cu2+ + 2e-

Sedangkan reaksi reduksi adalah peristiwa penangkapan elektron, dimana suatu zat menerima

elektron dari zat lain.

Contoh : Cu2+ + 2e- Cu

Senyawa yang mengalami oksidasi disebut sebagai reduktor, dan senyawa yang mengalami

reduksi disebut sebagai oksidator.

8.1.1. Bilangan Oksidasi

Muatan dari suatu spesi dikatakan sebagai bilangan oksidasi (biloks). Biloks digunakan untuk

menentukan apakah terjadi reaksi redoks atau tidak. Bila terjadi reaksi redoks, maka spesi yang

teroksidasi akan mengalami kenaikan biloks dan spesi yang tereduksi akan mengalami

penurunan biloks.

Aturan penentuan biloks adalah :

a. `Unsur murni atau senyawa beratom sejenis memiliki biloks nol

b. Atom H memiliki biloks +1, kecuali pada senyawa hidrida seperti CH4, NH3, NaH, biloks atom

H adalah -1

c. Atom O memiliki biloks -2, kecuali pada senyawa

o F2O biloks O = +2

o Senyawa peroksida (H2O2, Na2O2) biloks O = -1

d. Atom logam memiliki biloks positif (+) sesuai dengan valensi logam tersebut

e. Jumlah total biloks seluruh atom dalam senyawa netral = nol

f. Jumlah total biloks seluruh atom dalam ion = muatan ion

41

8.2. Penyetaraan Reaksi Redoks

Reaksi redoks dapat disetarakan dengan cara langsung (cara bilangan oksidasi) atau cara

setengah reaksi.

8.2.1. Cara Langsung (Bilangan Oksidasi)

- Tentukan reaksi reduksi dan oksidasi

- Tulis perubahan biloks yang terjadi

- Samakan jumlah elektron yang dilepas dan diterima dengan menambahkan koefisien

- Hitung jumlah muatan kiri dan kanan

Jika muatan kiri > kanan tambahkan OH- pada ruas kiri

Jika muatan kiri < kanan tambahkan H+ pada ruas kiri

- Samakan jumlah H dengan menambahkan H2O pada ruas kanan

Contoh :

Fe+2 + MnO4- Fe3+ + Mn2+

5Fe+2 + MnO4- 5Fe3+ + Mn2+

Jumlah muatan kiri = +9

Jumlah muatan kanan = +17

Selisih muatan = +8 di ruas kiri (kiri < kanan)

5Fe+2 + MnO4- + 8 H+ 5Fe3+ + Mn2+

Jumlah H dan O di ruas kanan dan kiri tidak sama

5Fe +2 + MnO 4- + 8 H + 5Fe 3+ + Mn 2+ + 4H 2O (reaksi total)

8.2. Cara Setengah Reaksi

Untuk menyelesaikan persamaan redoks dengan cara setengah reaksi, maka langkah – langkah

yang dilakukan adalah :

42

+2 +3

+7 +2

Tabel 8.1. Penyetaraan Reaksi Redoks dengan Cara Setengah Reaksi

Reaksi Suasana Asam Reaksi Suasana Basa

Tulis masing – masing reaksi reduksi dan

oksidasi

Tulis masing – masing reaksi reduksi dan

oksidasi

Setarakan jumlah elektron yang terlibat Setarakan jumlah elektron yang terlibat

Tambahkan satu molekul H2O pada ruas yang

kekurangan satu atom O

Tambahkan dua molekul OH- pada ruas yang

kekurangan satu atom O

Tambahkan satu molekul H+ pada ruas yang

kekurangan satu atom H

Tambahkan molekul H2O pada ruas yang

kekurangan atom H

Tulis reaksi yang sudah setara Tulis reaksi yang sudah setara

Contoh :

Setarakan reaksi berikut

H+

1. ClO3- + S2O3

2- Cl- + S4O62-

Jawab :

ClO3- + S2O3

2- Cl- + S4O62-

ClO3- + 6e- Cl-

{2(S2O32-) S4O6

2- + 2e-} x3

ClO3- + 6S2O3

2- Cl- + 3S4O62-

Ruas kanan kekurangan 3 atom O

ClO3- + 6S2O3

2- Cl- + 3S4O62- + 3H2O

Ruas kiri kekurangan 6 atom H

ClO3- + 6S 2O3

2- + 6H + Cl - + 3S 4O62- + 3H 2O (reaksi total)

OH-

43

2. Cl2 + IO3- IO4

- + Cl-

Jawab :

Cl2 + IO3- IO4

- + Cl-

Cl2 + 2e- 2Cl-

IO3- IO4

- + 2e-

Ruas kiri kekurangan satu atom O

Cl2 + IO3- + 2OH- IO4

- + Cl-

Jumlah atom H dan O di ruas kiri dan kanan tidak sama

Cl2 + IO3- + 2OH - IO 4

- + Cl - + H 2O (reaksi total)

8.3. Elektrokimia

Elektrokimia adalah bidang ilmu kimia yang mempelajari perubahan energi kimia menjadi energi

listrik atau sebaliknya.

8.3.1. Sel – sel Elektrokimia

Suatu sel elektrokimia terdiri dari dua elektroda, yang disebut katoda dan anoda, dalam larutan

elektrolit. Pada elektroda katoda terjadi reaksi reduksi. Sedangkan reaksi oksidasi terjadi pada

anoda. Sel elektrokimia dapat dibagi menjadi

1. Sel Volta / Sel Galvani merubah energi kimia menjadi energi listrik

Contoh : batere (sel kering), accu

2. Sel Elektrolisis merubah energi listrik menjadi energi kimia

Contoh : penyepuhan, pemurnian logam

Sel Volta / Galvani Sel Elektrolisis

Gambar 8.1. Sel volta dan sel elektrolisis

44

- +

A K K A

- +

Katoda ReduksiAnoda Oksidasi

OH-

8.3.2. Potensial Elektroda Standar (Eo)

Potensial elektroda standar suatu elektroda adalah daya gerak listrik yang timbul karena

pelepasan elektron dari reaksi reduksi. Karena itu, potensial elektroda standar sering juga

disebut potensial reduksi standar. Potensial ini relatif karena dibandingkan dengan elektroda

hidrogen sebagai standar. Nilai potensial elektroda standar dinyatakan dalam satuan Volt (V).

Untuk elektroda hidrogen, Eo nya adalah 0,00V.

- Bila Eo > 0 cenderung mengalami reduksi (bersifat oksidator)

- Bila Eo < 0 cenderung mengalami oksidasi (bersifat reduktor)

Nilai – nilai Eo untuk berbagai spesi dapat dilihat pada gambar 8.2.

45

Gambar 8.2. Potensial reduksi standar berbagai ion

8.3.3. Potensial Standar Sel (Eosel)

Potensial standar sel adalah nilai daya gerak listrik sel yang besarnya sama dengan selisih

potensial reduksi standar elektroda yang mengalami reduksi dengan potensial reduksi standar

elektroda yang mengalami oksidasi.

46

Eosel = Eo

reduksi - Eooksidasi

Contoh :

Hitung Eosel untuk reaksi berikut :

1. Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu

Jawab :

Zn2+ + 2e- = Zn Eo = -0,76 V

Cu2+ + 2e- = Cu Eo = 0,34 V

Karena Eo Cu > Eo Zn, maka

Cu mengalami reduksi

Zn mengalami oksidasi

Eosel = Eo

reduksi - Eooksidasi

= {0,34 - (-0,76)} V

Eosel = 1,1 V

8.3.4. Persamaan Nernst

Esel = Eosel - ln

Contoh :

Hitung nilai Esel untuk reaksi pada 25oC

Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu

Bila diketahui konsentrasi Zn2+ = 0,4 M dan konsentrasi Cu2+ = 0,2 M !

Jawab :

Esel = Eosel - ln

Dari contoh soal Eosel, diketahui Eosel untuk reaksi di atas adalah 1,1 V.

Esel = Eosel - ln

Esel = 1,1 V – 8,9.10-3 V

Esel = 1,09 V

47

8.4. Elektrolisis

Ketika arus listrik dialirkan melalui senyawa ionik dan senyawa tersebut mengalami reaksi kimia,

maka terjadilah peristiwa elektrolisis. Zat yang mengalami elektrolisis disebut elektrolit.

Elektrolisis adalah proses yang sangat penting dalam industri. Proses ini digunakan dalam

industri – industri estraksi atau pemurnian logam.

Untuk menentukan berat zat yang dihasilkan pada proses elektrolisis, digunakan hukum

Faraday, yaitu

w = E x F

w = berat zat hasil elektrolisis

E = massa ekivalen zat elektrolisis

F = jumlah arus listrik

E = atau E =

Ar = massa atom relatif

Mr = massa molekul relatif

n = jumlah elektron yang terlibat

F =

i = arus (ampere)

t = waktu (detik)

w = x

8.5. Kespontanan Reaksi

Suatu reaksi dapat dikatakan spontan apabila memenuhi persyaratan termodinamika, yaitu

energi bebas Gibbsnya (Go) sama dengan nol. Nilai Go dapat ditentukan dari potensial standar

sel dengan rumus

Go = - n F Eosel

Dengan demikian, dapat ditarik kesimpulan bahwa bila suatu sel mempunyai Eosel positif, maka

Go akan negatif dan reaksinya spontan.

DAFTAR PUSTAKA

48

Achmad, H., Penuntun Belajar Kimia TPB II; Elektro Kimia, Departemen Kimia FMIPA –

ITB, Bandung, 1982

Brady, J.E., General Chemistry : Principles and Structure, 5th edition, John Wiley and Sons,

New York, 1990

Briggs,J., Chemistry for “0” Level, 2nd edition, Longman, Singapore, 2000

Syukri, S., Kimia Dasar 1, Penerbit ITB, Bandung, 1999



49

Documents

Redoks Dan Elektrokimia