REDOKS DAN ELEKTROKIMIA

A. REAKSI REDOKS

Reaksi redoks merupakan reaksi kimia yang disertai perubahan bilangan oksidasi. Reaksi redoks ini terdiri dari setengah reaksi reduksi dan setengah reaksi oksidasi. Reaksi reduksi ialah reaksi yang disertai penurunan bilangan oksidasi (BO), sedangakan reaksi oksidasi ialah reaksi yang disertai kenaikan bilangan oksidasi(BO).

Contoh :

Reduksi : (BO Cl dari 0 menjadi -1)

Oksidasi : (BO Na dari 0 menjadi +1)

Reaksi autoredoks adalah reaksi redoks yang reduktor dan oksidatornya merupakan unsure unsure yang sama. Jadi, sebagai zat yang mengalami reduksi dan sebagian lagi mengalami oksidasi. Reaksi ini disebut reaksi dispropersionasi. Diman Oksidator (pengoksidasi) adalah zat yang mengalami reaksi reduksi, Sedangkan reduktor (pereduksi) merupakan zat yang mengalami reasi oksidasi

Suatu reaksi redoks dikatakan setara bilamana hal-hal di bawah ini :

Jumlah atom yang sejenis di ruas kiri sama dengan ruas kanan

Jumlah muatan di ruas kiri sama dengan ruas kanan

Ada 2 metode dalam penyetaraan reaksi redoks yaitu :

Metode Setengah Reaksi

Metoda ini didasarkan pada jumlah electron yang dilepaskan pada setengah reaksi oksidasi dan reaksi reduksi. Sebagai contoh penyetaraan reaksi sulfit dan permanganate dalam larutan asam.

Langkah 1. Identifikasi spesies yang terlibat dalam perubahan bilangan oksidasi dan tulislah persamaan setengah reaksi. Kalau dibandingkan bilangan oksidasi S dalam adalah +4, sedangkan bilangan oksidasi S pada adalah +6. Oksidasi setengah reaksi melibatkan perubahan ion sulfit menjadi ion sulfat. Reaksi reduksi dalam reaksi tersebut ialah Mn dimana bilangan oksidasi Mn menurun dari +7 menjadi +2. Perubahan menjadi terjadi pada setengah reaksi reduksi.

Oksidasi :

Reduksi :

Langkah 2. Seimbangkan jumlah atom dari tiap persamaan setengah reaksi. Untuk mendapatkan jumlah atom yang sama dari persamaan setengah reaksi maka sering ditambahkan dan (untuk larutan bersifat asam) atau OH (untuk larutan bersifat basa). Untuk larutan bersuasana asam tambahkan satu molekul untuk tiap atom O yang diperlukan pada sisiyang kekurangan aton O. Pada sisi lainnya dari persamaan setengah reaksi tambahkan dua H+ untuk tiap molekul yang digunakan.

Oksidasi :

Reduksi :

Langkah 3. Seimbangkan muatan listrik dari setiap persamaan setengah reaksi. Pada sisi kanan persamaan reaksi oksidasi tambahkan sejumlah electron agar kedua sisi persamaan setengah reaksi mempunyai muatan keseluruhan yang sama. Lakukan hal yang sama pada persamaan reaksi reduksi dengan penambahan electron pada sisi kiri.

Oksidasi : (muatan tiap sisi, -2)

Reduksi : (muatan tiap sisi, +2)

Langkah 4. Dapatkan persamaan oksidasi-reduksi keseluruhan dengan mengabungkan kedua persamaan setengah reaksi.

x 5

x 2

Langkah 5. Sederhanakan. Bila persamaan keseluruhan mengandung senyawa yang sama pada kedua sisinya, maka hapuskan senyawa tersebut pada sisi jumlahnya lebih sedikit.

Langkah 6. Cek kembali. Pastikan bahwa persamaan reaksi tersebut seimbang baik jumlah atom atau muatan.dimana pada reaksi diatas mempunyai muatan pada tiap sisi persamaan adalah -6.

Metode Bilangan Oksidasi

Jumlah pertambahan bilangan oksidasi reduktor sama dengan jumlah penurunan bilangan oksidasi pada oksidasi.

Langkah 1. Menentukan unsure yang mengalami perubahan bilangan oksidasi.

Contoh :

Langkah 2. Menyetarakan koefisien unsure yang mengalami perubahan bilangan oksidasi

Langkah 3. Menentukan jumlah pertambahan BO dan penurunan BO

BO = 5+

BO = 2-

Langkah 4. Menyamakan pertambahan dan penurunan BO

x 2

x 5

Langkah 5. Menyetarakan unsure lain

B. ELEKTROKIMIA

Dalam sel eltrokimia, reaksi redoks spontan yang menghasilkan listrik. Pada reaksi redoks terjadi perpindahan aliran electron. Reduktor melepaskan electron ke oksidator sehingga adanya perpindahan electron yang mengakibatkan adanya arus listrik.

Macam sel elektrokimia

1. Sel Galvani Atau Sel Volt

Sel volta ditemukan oleh ahli kimia italia, Alessandro Giusepper Volta(1745 1827) dan Luigi Galvani(1737 1798). Dimana pada percobaannya memperlihatkan komponen penting dari sel galvani tersebut. Sebatang seng dicelupkan ke dalam larutan dan sebatang tembaga dicelupkan ke dalam larutan . Sel berkerja berdasarkan asas bahwa oksidasi Zn menjadi Zn2+ dan reduksi Cu2+ menjadi Cu. Batang seng dan batang tembaga dinamakan elektroda. Berdasarkan definiso, Anoda dalam sel galvani ialah elktroda tempat terjadinya oksidasi sedangkan Katoda ialah elektroda tempat terjadinya reduksi.

Elektroda Zn(Anoda) :

Eletroda Cu (Katoda) :

Untuk melengkapi rangkaian listriknya, kedua larutan harus dihubungkan oleh jembatan garam yang berisi larutan elektrolit inert seperti KCl atau agar kation dan anion dapat bergerang dari anoda ke katoda.

Arus listrik mengalir dari anoda ke katoda karema ada selisih eneri potensial listrik di antara kedua elektroda. Dalam pembacaan arus listrik menunjukkan ada perbedaan potensial diantara sel, karena perbedaan potensial ini merupakan daya dorong electron maka sering disebut daya elektromotif(electromotive force/ emf) atau potensia sel(cell potential) satuan yang digunakan untuk mengukur potensial listrik adalah volt, jadi potential sel disebut juga voltase sel(cell voltage). Notasi konvensional untuk menyatakan sel galvani ialah diagram sel. Jika diasumsikan bahwa konsentrasi ion Zn2+ dan ion Cu2+ masing-masing 1 M, maka digram selnya ialah

Dimana gatis tunggal menyatakan batas fasa, garis tegak ganda menyatakan jembatan garam. Berdasarkan konvensi, anoda di tulis terlebih dahulu di sebelah kiri garis ganda dan di ikuti secara berurut seiring dengan pergerakkannya (anoda ke katoda).

Potensial elektroda Standar

Andaikan kita mempunyai cara untuk memberikan harga kombinasi atau pasangan ion logam-logam maka ada kemungkinan kita dapat menghitung potensial sel. Cara untuk melakukan hal ini adalah memilih satu pasang tertentu dan memberikan harganya nol. Pasanagn lainnya kemudian dapat dibandingkan terhadap elektrode acuan ini. Elektron acuan untuk mengukur potensial ini di pilih elektrode hidrogen standar/ S.H.E (gambar 3). S.H.E melibatkan ion H+ dalam larutan dengan aktivitas satu (a=1); untuk lebih sederhana diambil 1M H+. molekul H2 dalam keadaan gas mempunyai tekanan 1 atm. Bentuk hidrogen teroksidasi (H+) dan tereduksi (H2) membuat kontak dengan permukaan logam platina mulia (inert) dan memberikan suatu potensial yang karakteristik pada permukaan tersebut. Suhu yang digunakan tepat 250C. Bentuk persamaanya adalah

E0 = 0 V

Untuk menentukan harga E0 perlu mengukur perbedaan potensial antara kedua elektrode, dimana salah satu elektrode adalah S.H.E, sedangkan elektrode lainnya dari pengukuran. Perbedaan potensial yang diukur adalah 0,337 V, dimana elektron mengalir dari H2 menuju elektrode Cu. Karena hal ini merupakan emf sel yang tersusun dari dua elektrode standar maka disebut potensial sel standar(standar cell potential), E0sel

Reaksi yang terjadi dalam sel volta adalah

Oksidasi :

Reduksi :

Keseluruhan : E0sel = 0,337 V

Berdasarkan reaksi diatas maka Cu2+ (1 M) harus lebih mudah untuk tereduksi dibandingkan H+(1M). standar potensial elektrode reduksi Cu2+(aq) manjadi Cu(p) adalah +0,337 V.

E0 = +0,337 V

Bila elektrode hidrogen digabungkan dengan elektrode seng ternyata arah elektron mengalir berlawanan dengan arah yaitu dari elektrode seng ke elektrode hidrogen. S.H.E betindak sebagai katode sedangkan elektrode seng sebagai anode dengan harga E0sel terukur adalah 0,760 V.

Oksidasi :

Reduksi :

Keseluruhan : E0sel = 0,760V

Reduksi lebih sulit terjadi dibandingkan dari H+ (1 M), karena oksidasi yang terjadi pada elektrode seng. Bila mempertimbangkan kecenderungan reduksi merupakan lawan dari kecenderungan oksidasi, maka dapat ditulis :

E0 = - 0,760 V

Tabel potensial reduksi standar

Kespontanan Reaksi Redoks

Syarat untuk perubahan spontan dalam reaksi redoks ialah G < 0. Tetapi berdasarkan eneri bebas hal ini dapat dinyatakan sebagai Esel > 0, dimana Esel harus positif bila G besarnya negatif. Bila dihadapkan dengan pereaksi dan hasil dalam keadaan standar maka untuk perubahan spontan, E0sel > 0. Untuk meramalkan arah perubahan spontan dalam suatu reaksi redoks harus diperhatikan:

Bila E0sel positif,maka reaksi akan terjadi secara spontan ke depan. Bila E0sel negatif maka reaksi akan terjadi spontan dengan arh sebaliknya.

Bila suatu reaksi sel dibalik maka E0sel berubah tanda.

Langkah berikutnya ialah melihat bagaiman E0sel dihubungkan G dan K. dalam sel galvani, energi kimia diubah menjadi energi listrik. Dimana energi listrik ini merupakan hasil aki dari emf dengan muatan listrik total (dalam coulomb) yang melewati sel. Emf terukurnya ialah voltase yang dapat dicapai oleh sel. Nilai ini digunakan untuk menghitung jumlah maksimum energi listrik yang dapat diperoleh dari reaksi kimia. Energi ini digunakan untuk melakukan kerja listrik (Wele).

Tanda negatif pada sisi kanan menyatakan bahwa kerja listrik dilakukan oleh sisitem pada lingkungan. Maka dapat didefenisikan energi bebas(G) sebagai energi yang tersedia untuk melakukan kerja.

G = - nFEsel

G negatif jika proses spontan, maka Esel harus positif. Untuk reaksi yang reakstan dan produk standar maka persamaannya adalah

G = - nFE0sel

Hubungannya dengan konstanta keseimbangan (K) ialah

G = - RT ln K

- nFE0sel = - RT ln K

atau

Tabel hubungan antara G, K dan E0sel

G

K

E0sel

reaksi pada keadaan standar

Negatif

0

Positif

>1

=1