Ringkasan Materi Redoks dan Elektrokimia

A. Perkembangan Konsep Reaksi Redoks

Konsep	Oksidasi	Reduksi
Berdasarkan pengikatan dan pengeluaran oksigen	Peristiwa bereaksinya suatu zat dengan oksigen. 4Na + O2  2Na2O	Peristiwa pelepasan oksigen dari suatu zat. FeO + H2  Fe + H2O
Berdasarkan penerimaan dan pelepasan elektron	Peristiwa pelepasan elektron oleh suatu zat. Na  Na+ + e	Peristiwa penerimaan elektron oleh suatu zat. F + e  F–
Berdasarkan kenaikan dan penurunan bilangan oksidasi	Peristiwa kenaikan biloks	Peristiwa penurunan biloks
	Zn + HCl => ZnCl2 + H2                                                0       +1        +2         0                                                  |__________| Oks                                                          |____________| Reduksi

B. Penyetaraan Reaksi Redoks

1. Metode Perubahan Bilangan Oksidasi

1. 1. Setarakan atom-atom yang mengalami perubahan biloks

   2. Tentukan biloks unsur-unsur tersebut dan tentukan perubahannya

   3. Samakan kedua perubahan biloks

   4. Tentukan jumlah muatan diruas kiri dan kanan

   5. Samakan muatan dengan cara :

Jika muatan diruas kiri lebih negatif maka ditambahkan ion H+ sebanyak perbedaan muatan

Jika muatan diruas kanan lebih positif maka ditambahkan ion– sebanyak perbedaan muatan

6. Samakan atom hidrogen diruas kiri dan kanan dengan cara menambahkan H2O

2. Metode Setengah Reaksi

1. Tuliskan persamaan setengah reaksi reduksi dan setengah reaksi oksidasi

2. Setarakan unsur-unsur yang mengalami perubahan biloks

3. Tambahkan satu molekul H2O :

   1. pada yang kelebihan atom O, jika reaksi berlangsung dalam suasana basa

   2. pada yang kekurangan atom O, jika reaksi berlangsung dalam suasana asam

4. Setarakan atom hidrogen dengan ion H+, jika suasana asam atau dengan ion OH – , jika suasana basa

5. Setarakan muatan dengan penambahan elektron

6. Jumlahkan kedua persamaan setengah reaksi dengan menyamakan elektron

Beberapa Oksidator dan Perubahannya

No.	Oksidator	Rumus	Perubahan (½ reaksi Reduksi)
1.	Batu Kawi	MnO2	MnO2 => Mn2+
2.	Kalium Permanganat	KMnO4	M nO4– asam Mn2+ dan MnO4– basa MnO2
3.	Kalium bikromat	K2Cr2O7	Cr2O72+ => Cr3+
4.	Kalium klorat	KClO3	ClO3– => Cl–
5.	Asam Yodat	HIO3	IO3– => I–
6.	Hidrogen peroksida	H2O2	H 2O2 asam H2O dan H2O2 basa OH–
7.	Asam Sulfat pekat	H2SO4	SO4-2 => SO2
8.	Asam Nitrat pekat	HNO3	NO3– => NO2
9.	Asam Nitrat encer	HNO3	NO3– => NO
10.	Ion Hidrogen	H+	H+ => H2
11.	Halogen	X2	X2 => X–
12.	Ozon	O3	O3 => O2

Pada reaksi IODOMETRI : I₂ + 2Na₂S₂O₃  2NaI + Na₂S₄O₆

C. Sel Elektrokimia

• Sel elektrokimia adalah tempat terjadinya aliran elektron yang ditimbulkan oleh konversi energi kimia menjadi energi listrik atau sebaliknya. Hal ini dimungkinkan dengan pemisahan reaksi oksidasi dan reaksi reduksi (reaksi redoks).

• Terdapat dua macam sel elektrokimia, yaitu sel Volta (sel Galvani ) dan sel elektrolisis:

1. Sel volta adalah sel elektrokimia yang melibatkan reaksi redoks spontan dan menghasilkan arus listrik.

2. Sel elektrolisis adalah sel elektrokimia yang melibatkan reaksi redoks tidak spontan dan memerlukan arus lisrik luar.

• Persamaan sel volta dengan sel elktrolisis:

1. 1. Reaksi oksidasi berlangsung di anode dan reaksi reduksi berlangsung di katode
   2. Pada rangkaian luar, elekron mengalir melalui kawat dari anode ke katode.

   3. Elektrolit merupakan zat yang menghantarkan listrik di dalam sel. Arus listrik dibawa oleh anion ke anode dan oleh kation ke katode.

• Perbedaan sel volta dengan sel elektrolisis:

Sel Volta	Sel Elektrolisis
Melibatkan reaksi redoks spontan. Elektron mengalir dari elektrode negatif (anode). Mengubah energi kimia menjadi energi listrik. Terdiri dari dua setengah sel dengan elektrolit terpisah. Katode bermuatan positif (reduksi). Anode bermuatan negatif (oksidasi)	Melibatkan reaksi redoks tidak spontan. Elektron mengalir dari elektrode positif (anode). Mengubah energi listrik menjadi energi kimia. Elektrode-elektrode dicelupkan dalam elektrolit yag sama. Katode bermuatan negatif (reduksi). Anode bermuatan positif (oksidasi)

D. Sel Volta/Galvani

• Potensial elektrode standar (Eo), adalah potensial elektrode (potensial reduksi) yang diukur pada suhu 25oC dan tekanan parsial 1 atm, dimana konsentrasi ion-ion yang terlibat dalam reaksi adalah 1 M.

• Potensial elektrode standar dapat digunakan untuk memperkirakan apakah suatu reaksi redoks berlangsung secara spontan atau tidak .

• Potensial sel adalah kemampuan maksimum sel untuk mendorng elektron mengalir melalui rangkaian luar.

• Sel volta digolongkan menjadi sel primer, sel sekunder dan bahan bakar.

3. Reaksi kimia yang menghasilkan energi listrik

4. Katode : kutub (+)
   Anode : kutub (–)

5. Potensial listrik yang dihasilkan sel Volta disebut potensial sel (Eosel ). Reaksi berlangsung spontan bila besarnya Eosel = positif (+).

Eosel = Eo reduksi – Eo oksidasi

Gambar Sel Volta :

Katode : – logam Cu Anode : – logam Zn

• elektrode (+) – elektrode (–)
• mengalami reduksi – oksidasi

Reaksi redoksnya dapat ditulis :

Anoda (–) : Zn → Zn²⁺ + 2e E^o = 0,76 v

Katode (+) : Cu²⁺ + 2e → Cu E^o = 0,34 v

————————————————-

Redoks : Zn + Cu²⁼ → Zn²⁺ + Cu E^o sel = 1,1 v

1. Deret Volta :

Li–K–Ba–Ca–Na–Mg–Al–Mn–(H2O)–Zn–Cr–Fe–Cd–Ni–Co–Sn–Pb–H–Cu–Hg–Ag–Pt–Au

• Makin ke kiri : Eo kecil, mudah dioksidasi, reduktor kuat, logam makin reaktif

• Makin ke kanan : Eo besar, mudah direduksi, oksidator kuat, logam kurang reaktif

2. Beberapa Sel Volta Komersial :

1. AKI

   1. Sel aki terdiri atas anode Pb dan katode PbO2, keduanya merupakan zat padat, yang dicelupkan dalam larutan asam sulfat.

1. 2. Reaksi pengosongan aki :

Anode : Pb + HSO4 – → PbSO4 + H+ + 2e

Katode : PbO2 + HSO4 – + 3H+ + 3e → PbSO4 + 2H2O

—————————————————————–

Pb + PbO2 + 2HSO4 – + 2H+ → 2PbSO4 + 2H2O

1. 3. Reaksi pengisian aki :

Katode (Pb) : PbSO4 + H+ + 2e → Pb + HSO4 –

Anode (PbO2) : PbSO4 + 2H2O → PbO2 + HSO4 – + 3H+ + 2e

————————————————————————

2PbSO4 + 2H2O → Pb + PbO2 + 2HSO4 – + 2H+

2. BATERAI KERING (SEL LECLANCHE)

   1. Terdiri atas suatu silinder seng (anode) yang berisi pasta dari campuran batu kawi (MnO2), salmiak (NH4Cl), grafit (katode), dan sedikit air.

   2. Reaksi :

Anode : Zn → Zn2+ + 2e

Katode : 2MnO2 + 2NH4+ + 2e → Mn2O3 + 2NH3 + H2O

————————————————————————-

Zn + 2NH4+ + 2MnO2 → Zn2+ + Mn2O3 + 2NH3 + H2O

3. BATERAI NIKEL-KADMIUM

Reaksi sel :

Anode : Cd + 2OH – → Cd(OH)2 + 2e

Katode : NiO2 + 2H2O + 2e → Ni(OH)2 + 2OH –

——————————————————————–

Cd + NiO + 2H2O → Cd(OH)2 + Ni(OH)2

D. Sel Elektrolisis

1. Reaksi kimia yang memerlukan energi listrik

2. Katode : kutub (–)

   Anode : kutub (+)

3. Elektrolisis leburan / lelehan / cairan : unsur-unsur yang terlibat dalam reaksi adalah kation, anion dan elektrodenya.

4. Elektrolisis larutan : unsur-unsur yang terlibat dalam reaksi adalah kation, anion, pelarut (air), dan elektrodenya.
5. Skema reaksi-reaksi elektrolisis larutan :

1. Logam aktif (golongan IA, IIA, Al dan Mn) kationnya akan tereduksi menjadi logamnya, bila yang dielektrolisis adalah lelehan/leburan/cairanya

2. Pada pelapisan/penyepuhan logam yang digunakan sebagai anode adalah logam pelapis

3. Susunan Sel Elektrolisis

1. Hukum Hukum Faraday

Hukum Faraday I :  W = eF = eit/96500 = eQ/96500

Hukum Faraday II : W1/e1 = W2/e2 , bila arus sama atau (mol)(jumlah elektron)1 = (mol)(jumlah elektron)2

1. Penggunaan Elektrolisis

• Untuk memproduksi suatu zat
• Untuk pemurnian logam, dengan prinsip;

. logam kotor sebagai anode

. logam murni sebagai katode.

• Untuk penyepuhan (elektroplatting), dengan prinsip;

. Logam yang akan disepuh sebagai katode
. logam penyepuh sebagai anode
. elektrolit yaitu larutan yang mengandung ion logam penyepuh. massa logam penyepuh akan berkurang