BAB 2
REAKSI REDOKS
DAN
ELEKTROKIMIA
2.1 Penyetaraan Reaksi Redoks
2.2 Sel Volta
PENYETARAAN REAKSI REDOKS
Langkah-langkahnya adalah sebagai berikut.
1. Tuliskan kerangka dasar reaksi, yaitu reduktor dan hasil oksidasinya serta oksidator dan hasil reduksinya. 2. Setarakan unsur yang mengalami perubahan bilangan
oksidasi dengan memberi koefisien yang sesuai (biasanya ialah unsur selain hidrogen dan oksigen).
3. Tentukan jumlah penurunan bilangan oksidasi dari oksidator dan jumlah pertambahan bilangan
oksidasi dari reduktor. Dalam hal ini yang dimaksud dengan ”jumlah penurunan bilangan oksidasi” atau ”jumlah pertambahan bilangan oksidasi” adalah
hasil kali antara jumlah atom yang terlibat dengan perubahan bilangan oksidasinya.
4. Samakan jumlah perubahan bilangan oksidasi tersebut dengan memberi koefisien yang sesuai. 5. Setarakan muatan dengan menambah ion H
(dalam suasana asam) atau ion OH (dalam suasana basa).
6. Setarakan atom H dengan menambahkan H2O.
–
Metode Setengah Reaksi (Ion-Elektron)
Suasana Larutan Asam
Tulislah kerangka dasar dari setengah reaksi
reduksi dan setengah reaksi oksidasi secara
terpisah dalam bentuk reaksi ion.
Masing-masing setengah reaksi disetarakan dengan urutan sebagai berikut.
a. Setarakan atom unsur yang mengalami perubahan bilangan oksidasi (biasanya ialah unsur selain
oksigen dan hidrogen).
b. Setarakan oksigen dengan menambahkan molekul air (H2O).
c. Setarakan atom hidrogen dengan menambahkan ion H .
d. Setarakan muatan dengan menambahkan elektron.
Langkah 2
Samakan jumlah elektron yang diserap pada
setengah reaksi reduksi dengan jumlah elektron
yang dibebaskan pada setengah reaksi oksidasi
dengan cara memberi koefisien yang sesuai,
kemudian jumlahkanlah kedua setengah reaksi
tersebut.
Penyetaraan reaksi redoks dalam suasana
basa dapat dilakukan dengan cara yang
sama seperti dalam suasana asam, tetapi
ion H+ kemudian harus dihilangkan.
Cara menghilangkan ion H+ tersebut
dengan menambahkan ion OH– pada
kedua ruas, masing-masing sejumlah ion
H+ yang ada.
Reaksi Redoks Spontan
Contohnya adalah reaksi antara logam zink dengan larutan tembaga(II) sulfat.
Reaksi redoks spontan adalah reaksi redoks yang berlangsung serta-merta.
Sementara itu, reaksi kebalikannya tidak terjadi.
Susunan Sel Volta
Logam zink dicelupkan dalam larutan yang mengandung ion Zn
sementara sepotong logam tembaga dicelupkan dalam larutan ion Cu . Logam zink akan larut sambil melepas dua elektron.
2+
2+
Elektron yang dibebaskan tidak memasuki larutan tetapi tertinggal pada logam zink itu.
Elektron tersebut selanjutnya akan mengalir ke logam tembaga melalui kawat penghantar.
2+
Ion Cu akan mengambil elektron dari logam tembaga kemudian
Sel Volta
Anode
→ terjadi oksidasi
→ bermuatan (–)
Katode
→ terjadi reduksi
→ bermuatan (+)
KaRe AnOk
(Katode Reduksi Anode Oksidasi)
KaRe AnOk
Notasi Sel Volta
Susunan suatu sel volta dinyatakan dengan suatu notasi singkat yang disebut diagram sel.
a. Anode biasanya digambarkan di sebelah kiri, sedangkan katode di sebelah kanan
b. Pada anode terjadi oksidasi Zn menjadi Zn2+ . 2+
c. Di katode terjadi reduksi ion Cu menjadi Cu.
Potensial Elektrode Standar (E
⁰)
Potensial sel yang dihasilkan oleh suatu elektrode (M) dengan elektrode hidrogen disebut potensial elektrode itu dan dinyatakan dengan lambang E.
Apabila pengukuran dilakukan pada kondisi standar, yaitu pada suhu 25°C dengan konsentrasi ion-ion 1 M dan tekanan gas 1 atm, disebut potensial
Elektrode yang lebih mudah mengalami
reduksi dibandingkan terhadap elektrode
hidrogen mempunyai potensial elektrode
bertanda positif (diberi tanda positif),
sedangkan elektrode yang lebih sukar
mengalami reduksi diberi tanda negatif.
Potensial elektrode sama dengan
potensial reduksi.
Potensial oksidasi sama nilainya dengan
Deret Keaktifan Logam
(Deret Volta)
Semakin kiri kedudukan suatu logam dalam deret volta,
logam semakin reaktif (semakin mudah melepas elektron),
logam merupakan reduktor yang semakin kuat.
Susunan unsur-unsur logam berdasarkan potensial elektrode standarnya disebut deret elektrokimia atau deret volta.
Sebaliknya, semakin kanan kedudukan logam dalam deret volta,
logam semakin kurang reaktif (semakin sukar melepas elektron),
DERET VOLTA
Li
hat
K
alau
Ba
pak
Ca
mat
Na
nti
M
an
g
kat
Al
am
M
a
n
a (
H
2O
)
Z
ama
n
C
a
r
i
Fe
rhatian
C
in
d
y
Co
ba
Ni
kmati
S
uasa
n
a
P
alem
b
ang
H
ilir
Potensial Sel
Katode adalah elektrode yang mempunyai
Contoh
Tentukanlah E°sel yang disusun dari kedua elektrode itu.
Jawab:
Potensial sel adalah selisih potensial katode dengan anode.
Katode merupakan elektrode yang potensial reduksinya lebih positif, dalam hal ini yaitu perak.
E°sel = E°(katode) – E°(anode)
E°sel = +0,80 V – (–2,37 V)
Ak
i
Sel aki terdiri atas anode Pb (timbel = timah hitam) dan
katode PbO2 (timbel(IV) oksida).
Susunan Sel Elektrolisis
Reaksi-reaksi Elektrolisis
Reaksi elektrolisis terdiri dari reaksi katode,
yaitu reduksi, dan reaksi anode, yaitu oksidasi.
a. Spesi yang mengalami reduksi di katode
adalah spesi yang potensial reduksinya
paling besar.
Reaksi di katode bergantung pada jenis
kation dalam larutan. Jika kation berasal
dari logam-logam aktif (logam golongan IA,
IIA, Al atau Mn), yaitu logam-logam yang
potensial standar reduksinya lebih kecil
(lebih negatif daripada air), maka air yang
tereduksi. Sebaliknya, kation selain yang
disebutkan di atas akan tereduksi.
Reaksi-reaksi di Anode
(Oksidasi)
Jika anode tidak terbuat dari Pt, Au atau grafit, maka anode itu akan teroksidasi.
Elektrode Pt, Au, dan grafit (C) digolongkan sebagai elektrode inert (sukar bereaksi).
Jika anode terbuat dari elektrode inert, maka reaksi anode bergantung pada jenis anion dalam larutan.
Anion sisa asam oksi seperti SO4 , NO , PO4 , dan F , mempunyai potensial oksidasi lebih negatif daripada air. Anion-anion seperti itu
sukar dioksidasi sehingga air yang teroksidasi.
2– 2– 2– –
Jika anion lebih mudah dioksidasi daripada air, seperti Br , dan I , maka anion itu yang teroksidasi.
Hukum-hukum Faraday
“Massa zat yang dibebaskan pada elektrolisis (G)
berbanding lurus dengan jumlah listrik yang digunakan (Q)”.
G ≈ Q
Jumlah muatan listrik (Q) sama dengan hasil kali dari kuat arus (i) dengan waktu (t).
Q = i × t (coulomb)
Jadi,G ≈ i t
"Massa zat yang dibebaskan pada elektrolisis (G)
berbanding lurus dengan massa ekivalen zat itu (ME)".
G ≈ ME
Penggabungan hukum Faraday I dan II menghasilkan persamaan sebagai berikut.
G = k × i × t × ME ... (2.5)
(k = tetapan/pembanding)Faraday menemukan harga k = 1 96.500
dengan, G = massa zat yang dibebaskan (dalam gram) i = kuat arus (dalam ampere)
t = waktu (dalam detik) ME = massa ekivalen
Stoikiometri Reaksi Elektrolisis
Stoikiometri reaksi elektrolisis didasarkan pada anggapan bahwa arus listrik adalah aliran elektron. Muatan listrik dari 1 mol elektron adalah 96.500 coulomb. Jumlah muatan dari 1 mol elektron ini sama dengan tetapan Faraday (1 F).
1 F
≡
1 mol elektron
≡
96.500 coulomb
Penggunaan Elektrolisis dalam Industri
Dapat disebutkan tiga bidang industri yang menggunakan elektrolisis, yaitu produksi zat, pemurnian logam, dan
penyepuhan.
a. Produksi Zat
Banyak zat kimia dibuat melalui elektrolisis, misalnya logam-logam alkali, magnesium, aluminium, fluorin, klorin, natrium hidroksida, natrium hipoklorit, dan hidrogen peroksida.
b. Pemurnian Logam
Contoh terpenting dalam bidang ini adalah pemurnian tembaga.
c. Penyepuhan
Korosi
Korosi adalah reaksi redoks antara suatu logam dengan berbagai zat di lingkungannya yang menghasilkan senyawa-senyawa yang tak dikehendaki.
a. Pada peristiwa korosi, logam mengalami oksidasi, sedangkan oksigen (udara) mengalami reduksi.
b. Korosi merupakan proses elektrokimia. Pada korosi besi, bagian tertentu dari besi itu berlaku sebagai anode, di mana besi mengalami oksidasi.
c. Elektron yang dibebaskan di anode mengalir ke bagian lain dari besi itu yang berlaku sebagai katode, di mana oksigen tereduksi.
Cara-cara Mencegah Korosi Besi
1) Mengecat
Jembatan, pagar dan railing biasanya dicat. Cat menghindarkan kontak besi dengan udara dan air.
2) Melumuri dengan oli atau gemuk
Cara ini diterapkan untuk berbagai perkakas dan mesin. Oli dan gemuk mencegah kontak besi dengan air.
3) Dibalut dengan plastik
4)
Tin plating
(pelapisan dengan timah)
Kaleng-kaleng kemasan terbuat dari besi yang dilapisi dengan timah. Pelapisan dilakukan secara elektrolisis, yang disebut electroplating.
5) Galvanisasi (pelapisan dengan zink)
Pipa besi, tiang telpon, badan mobil, dan berbagai barang lain dilapisi dengan zink.
