Sel Galvani atau disebut juga dengan sel volta adalah sel elektrokimia yang dapat menyebabkan terjadinya energi listrik dari suatu reaksi redoks yang spontan. reaksi redoks spontan yang dapat mengakibatkan terjadinya energi listrik ini ditemukan oleh Luigi Galvani dan Alessandro Guiseppe Volta. Rangkaian Sel Galvani

Contoh rangkaian sel galvani. sel galvani terdiri dari beberapa bagian, yaitu: 1. voltmeter, untuk menentukan besarnya potensial sel. 2. jembatan garam (salt bridge), untuk menjaga kenetralan muatan listrik pada larutan. 3. anoda, elektroda negatif, tempat terjadinya reaksi oksidasi. pada gambar, yang bertindak sebagai anoda adalah elektroda Zn/seng (zink electrode). 4. katoda, elektroda positif, tempat terjadinya reaksi reduksi. pada gambar, yang bertindak sebagai katoda adalah elektroda Cu/tembaga (copper electrode). Proses dalam Sel Galvani Pada anoda, logam Zn melepaskan elektron dan menjadi Zn2+ yang larut. Zn(s) Zn2+(aq) + 2ePada katoda, ion Cu2+ menangkap elektron dan mengendap menjadi logam Cu. Cu2+(aq) + 2e- Cu(s) hal ini dapat diketahui dari berkurangnya massa logam Zn setelah reksi, sedangkan massa logam Cu bertambah. Reaksi total yang terjadi pada sel galvani adalah: Zn(s) + Cu2+(aq) Zn2+(aq) + Cu(s) Deret Volta atau Deret Elektrokimia merupakan urutan logam-logam (ditambah hidrogen) berdasarkan kenaikan potensial elektroda standarnya. Li K Ba Sr Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Cd Co Ni Sn Pb H Sb Bi Cu Hg Ag Pt Au Pada Deret Volta, unsur logam dengan potensial elektrode lebih negatif ditempatkan di bagian kiri, sedangkan unsur dengan potensial elektrode yang lebih positif ditempatkan di bagian kanan. Semakin ke kiri kedudukan suatu logam dalam deret tersebut, maka Logam semakin reaktif (semakin mudah melepas elektron) Logam merupakan reduktor yang semakin kuat (semakin mudah mengalami oksidasi) Sebaliknya, semakin ke kanan kedudukan suatu logam dalam deret tersebut, maka Logam semakin kurang reaktif (semakin sulit melepas elektron) Logam merupakan oksidator yang semakin kuat (semakin mudah mengalami reduksi) Salah satu metode untuk mencegah korosi antara lain dengan menghubungkan logam (misalnya besi) dengan logam yang letaknya lebih kiri dari logam tersebut dalam deret volta (misalnya magnesium) sehingga logam yang mempunyai potensial elektrode yang lebih negatif lah yang akan mengalami oksidasi. Metode pencegahan karat seperti ini disebut

perlindungan katodik. Contoh lain dari perlindungan katodik adalah pipa besi, tiang telepon, dan berbagai barang lain yang dilapisi dengan zink, atau disebut Galvanisasi. Zink dapat melindungi besi dari korosi sekalipun lapisannya tidak utuh. Oleh karena potensial reduksi besi lebih positif daripada zink (posisinya dalam deret Volta lebih ke kanan), maka besi yang kontak dengan zink akan membentuk sel elektrokimia dengan besi sebagai katode. Dengan demikian besi terlindungi dan zink yang mengalami oksidasi. Badan mobil-mobil baru pada umumnya telah digalvanisasi, sehingga tahan karat. Larutan garam suatu logam yang berada di bagian kiri dapat bereaksi dengan logam yang berada di bagian kanan. Contohnya larutan FeCl3 (feri chloride) boleh mengikis Cu (copper / tembaga). Redoks (singkatan dari reaksi reduksi/oksidasi) adalah istilah yang menjelaskan berubahnya bilangan oksidasi (keadaan oksidasi) atom-atom dalam sebuah reaksi kimia. Hal ini dapat berupa proses redoks yang sederhana seperti oksidasi karbon yang menghasilkan karbon dioksida, atau reduksi karbon oleh hidrogen menghasilkan metana(CH4), ataupun ia dapat berupa proses yang kompleks seperti oksidasi gula pada tubuh manusia melalui rentetan transfer elektron yang rumit. Istilah redoks berasal dari dua konsep, yaitu reduksi dan oksidasi. Ia dapat dijelaskan dengan mudah sebagai berikut: Oksidasi menjelaskan pelepasan elektron oleh sebuah molekul, atom, atau ion Reduksi menjelaskan penambahan elektron oleh sebuah molekul, atom, atau ion. Walaupun cukup tepat untuk digunakan dalam berbagai tujuan, penjelasan di atas tidaklah persis benar. Oksidasi dan reduksi tepatnya merujuk pada perubahan bilangan oksidasi karena transfer elektron yang sebenarnya tidak akan selalu terjadi. Sehingga oksidasi lebih baik didefinisikan sebagai peningkatan bilangan oksidasi, dan reduksi sebagai penurunan bilangan oksidasi. Dalam prakteknya, transfer elektron akan selalu mengubah bilangan oksidasi, namun terdapat banyak reaksi yang diklasifikasikan sebagai "redoks" walaupun tidak ada transfer elektron dalam reaksi tersebut (misalnya yang melibatkan ikatan kovalen). Reaksi non-redoks yang tidak melibatkan perubahan muatan formal (formal charge) dikenal sebagai reaksi metatesis. Oksidator dan reduktor Senyawa-senyawa yang memiliki kemampuan untuk mengoksidasi senyawa lain dikatakan sebagai oksidatif dan dikenal sebagai oksidator atau agen oksidasi. Oksidator melepaskan elektron dari senyawa lain, sehingga dirinya sendiri tereduksi. Oleh karena ia "menerima" elektron, ia juga disebut sebagai penerima elektron. Oksidator bisanya adalah senyawasenyawa yang memiliki unsur-unsur dengan bilangan oksidasi yang tinggi (seperti H2O2, MnO4, CrO3, Cr2O72, OsO4) atau senyawa-senyawa yang sangat elektronegatif, sehingga dapat mendapatkan satu atau dua elektron yang lebih dengan mengoksidasi sebuah senyawa (misalnya oksigen, fluorin, klorin, dan bromin). Senyawa-senyawa yang memiliki kemampuan untuk mereduksi senyawa lain dikatakan sebagai reduktif dan dikenal sebagai reduktor atau agen reduksi. Reduktor melepaskan elektronnya ke senyawa lain, sehingga ia sendiri teroksidasi. Oleh karena ia "mendonorkan" elektronnya, ia juga disebut sebagai penderma elektron. Senyawa-senyawa yang berupa reduktor sangat bervariasi. Unsur-unsur logam seperti Li, Na, Mg, Fe, Zn, dan Al dapat digunakan sebagai reduktor. Logam-logam ini akan memberikan elektronnya dengan mudah. Reduktor jenus lainnya adalah reagen transfer hidrida, misalnya NaBH4 dan LiAlH4), reagenreagen ini digunakan dengan luas dalam kimia organik[1][2], terutama dalam reduksi senyawa-senyawa karbonil menjadi alkohol. Metode reduksi lainnya yang juga berguna melibatkan gas hidrogen (H2) dengan katalis paladium, platinum, atau nikel, Reduksi katalitik ini utamanya digunakan pada reduksi ikatan rangkap dua ata tiga karbon-karbon. Cara yang mudah untuk melihat proses redoks adalah, reduktor mentransfer elektronnya ke oksidator. Sehingga dalam reaksi, reduktor melepaskan elektron dan teroksidasi, dan

oksidator mendapatkan elektron dan tereduksi. Pasangan oksidator dan reduktor yang terlibat dalam sebuah reaksi disebut sebagai pasangan redoks. Contoh reaksi redoks Salah satu contoh reaksi redoks adalah antara hidrogen dan fluorin: Kita dapat menulis keseluruhan reaksi ini sebagai dua reaksi setengah: reaksi oksidasi dan reaksi reduksi Penganalisaan masing-masing reaksi setengah akan menjadikan keseluruhan proses kimia lebih jelas. Karena tidak terdapat perbuahan total muatan selama reaksi redoks, jumlah elektron yang berlebihan pada reaksi oksidasi haruslah sama dengan jumlah yang dikonsumsi pada reaksi reduksi. Unsur-unsur, bahkan dalam bentuk molekul, sering kali memiliki bilangan oksidasi nol. Pada reaksi di atas, hidrogen teroksidasi dari bilangan oksidasi 0 menjadi +1, sedangkan fluorin tereduksi dari bilangan oksidasi 0 menjadi -1. Ketika reaksi oksidasi dan reduksi digabungkan, elektron-elektron yang terlibat akan saling mengurangi:

Dan ion-ion akan bergabung membentuk hidrogen fluorida: Reaksi penggantian Redoks terjadi pada reaksi penggantian tunggal atau reaksi substitusi. Komponen redoks dalam tipe reaksi ini ada pada perubahan keadaan oksidasi (muatan) pada atom-atom tertentu, dan bukanlah pada pergantian atom dalam senyawa. Sebagai contoh, reaksi antara larutan besi dan tembaga(II) sulfat: Persamaan ion dari reaksi ini adalah: Terlihat bahwa besi teroksidasi: dan tembaga tereduksi: Contoh-contoh lainnya Besi(II) teroksidasi menjadi besi(III) hidrogen peroksida tereduksi menjadi hidroksida dengan keberadaan sebuah asam: H2O2 + 2 e 2 OH Persamaan keseluruhan reaksi di atas adalah: 2Fe2+ + H2O2 + 2H+ 2Fe3+ + 2H2O denitrifikasi, nitrat tereduksi menjadi nitrogen dengan keberadaan asam: 2NO3 + 10e + 12 H+ N2 + 6H2O Besi akan teroksidasi menjadi besi(III) oksida dan oksigen akan tereduksi membentuk besi(III) oksida (umumnya dikenal sebagai perkaratan): 4Fe + 3O2 2 Fe2O3 Pembakaran hidrokarbon, contohnya pada mesin pembakaran dalam, menghasilkan air, karbon dioksida, sebagian kecil karbon monoksida, dan energi panas. Oksidasi penuh bahan-bahan yang mengandung karbon akan menghasilkan karbon dioksida.

Dalam kimia organik, oksidasi seselangkah (stepwise oxidation) hidrokarbon menghasilkan air, dan berturut-turut alkohol, aldehida atau keton, asam karboksilat, dan kemudian peroksida. Reaksi redoks dalam industri Proses utama pereduksi bijih logam untuk menghasilkan logam didiskusikan dalam artikel peleburan. Oksidasi digunakan dalam berbagai industri seperti pada produksi produk-produk pembersih. Reaksi redoks juga merupakan dasar dari sel elektrokimia. Reaksi redoks dalam biologi Banyak proses biologi yang melibatkan reaksi redoks. Reaksi ini berlangsung secara simultan karena sel, sebagai tempat berlangsungnya reaksi-reaksi biokimia, harus melangsungkan semua fungsi hidup. Agen biokimia yang mendorong terjadinya oksidasi terhadap substansi berguna dikenal dalam ilmu pangan dan kesehatan sebagai oksidan. Zat yang mencegah aktivitas oksidan disebut antioksidan. Pernapasan sel, contohnya, adalah oksidasi glukosa (C6H12O6) menjadi CO2 dan reduksi oksigen menjadi air. Persamaan ringkas dari pernapasan sel adalah: C6H12O6 + 6 O2 6 CO2 + 6 H2O Proses pernapasan sel juga sangat bergantung pada reduksi NAD+ menjadi NADH dan reaksi baliknya (oksidasi NADH menjadu NAD+). Fotosintesis secara esensial merupakan kebalikan dari reaksi redoks pada pernapasan sel: 6 CO2 + 6 H2O + light energy C6H12O6 + 6 O2 Energi biologi sering disimpan dan dilepaskan dengan menggunakan reaksi redoks. Fotosintesis melibatkan reduksi karbon dioksida menjadi gula dan oksidasi air menjadi oksigen. Reaksi baliknya, pernapasan, mengoksidasi gula, menghasilkan karbon dioksida dan air. Sebagai langkah antara, senyawa karbon yang direduksi digunakan untuk mereduksi nikotinamida adenina dinukleotida (NAD+), yang kemudian berkontribusi dalam pembentukan gradien proton, yang akan mendorong sintesis adenosina trifosfat (ATP) dan dijaga oleh reduksi oksigen. Pada sel-sel hewan, mitokondria menjalankan fungsi yang sama. Lihat pula Potensial membran. Istilah keadaan redoks juga sering digunakan untuk menjelaskan keseimbangan antara NAD+/NADH dengan NADP+/NADPH dalam sistem biologi seperti pada sel dan organ. Keadaan redoksi direfleksikan pada keseimbangan beberapa set metabolit (misalnya laktat dan piruvat, beta-hidroksibutirat dan asetoasetat) yang antarubahannya sangat bergantung pada rasio ini. Keadaan redoks yang tidak normal akan berakibat buruk, seperti hipoksia, guncangan (shock), dan sepsis. Siklus redoks Berbagai macam senyawa aromatik direduksi oleh enzim untuk membentuk senyawa radikal bebas. Secara umum, penderma elektronnya adalah berbagai jenis flavoenzim dan koenzimkoenzimnya. Seketika terbentuk, radikal-radikal bebas anion ini akan mereduksi oskigen menjadi superoksida. Reaksi bersihnya adalah oksidasi koenzim flavoenzim dan reduksi oksigen menjadi superoksida. Tingkah laku katalitik ini dijelaskan sebagai siklus redoks. Contoh molekul-molekul yang menginduksi siklus redoks adalah herbisida parakuat, dan viologen dan kuinon lainnya seperti menadion. Menyeimbangkan reaksi redoks Untuk menuliskan keseluruhan reaksi elektrokimia sebuah proses redoks, diperlukan penyeimbangan komponen-komponen dalam reaksi setengah. Untuk reaksi dalam larutan, hal ini umumnya melibatkan penambahan ion H+, ion OH-, H2O, dan elektron untuk menutupi perubahan oksidasi. Media asam Pada media asam, ion H+ dan air ditambahkan pada reaksi setengah untuk menyeimbangkan keseluruhan reaksi. Sebagai contoh, ketika mangan(II) bereaksi dengan natrium bismutat:

Reaksi ini diseimbangkan dengan mengatur reaksi sedemikian rupa sehingga dua setengah reaksi tersebut melibatkan jumlah elektron yang sama (yakni mengalikan reaksi oksidasi dengan jumlah elektron pada langkah reduksi, demikian juga sebaliknya).

Reaksi diseimbangkan: Hal yang sama juga berlaku untuk sel bahan bakar propana di bawah kondisi asam:

Dengan menyeimbangkan jumlah elektron yang terlibat:

Persamaan diseimbangkan: Media basa Pada media basa, ion OH- dan air ditambahkan ke reaksi setengah untuk menyeimbangkan keseluruhan reaksi.Sebagai contoh, reaksi antara kalium permanganat dan natrium sulfit:

Dengan menyeimbangkan jumlah elektron pada kedua reaksi setengah di atas:

Persamaan diseimbangkan: Reaksi Redoks adalah reaksi yang didalamnya terjadi perpindahan elektron secara berurutan dari satu spesies kimia ke spesies kimia lainnya, yang sesungguhnya terdiri atas dua reaksi yang berbeda, yaitu oksidasi (kehilangan elektron) dan reduksi (memperoleh elektron). Reaksi ini merupakan pasangan, sebab elektron yang hilang pada reaksi oksidasi sama dengan elektron yang diperoleh pada reaksi reduksi. Masing-masing reaksi (oksidasi dan reduksi) disebut reaksi paruh (setengah reaksi), sebab diperlukan duasetengah reaksi ini untuk membentuk sebuah reaksi dan reaksi keseluruhannya disebut reaksi redoks. Oksidasi adalah reaksi dimana suatu senyawa kimia kehilangan elektron selama perubahan dari reaktan menjadi produk. Sebagai contoh, ketika logam Kalium bereaksi dengan gas Klorin membentuk garam Kalium Klorida (KCl), logam Kalium kehilangan satu elektron yang kemudian akan digunakan oleh klorin. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut : K > K+ + eKetika Kalium kehilangan elektron, para kimiawan mengatakan bahwa logam Kalium itu telah teroksidasi menjadi kation Kalium. Reduksi sering dilihat sebagai proses memperoleh elektron. Sebagai contoh, pada proses penyepuhan perak pada perabot rumah tangga, kation perak direduksi menjadi logam perak dengan cara memperoleh elektron. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut : Ag+ + e- > Ag Ketika mendapatkan elektron, para kimiawan mengatakan bahwa kation perak telah tereduksi menjadi logam perak.

Baik oksidasi maupun reduksi tidak dapat terjadi sendiri, harus keduanya. Ketika elektron tersebut hilang, sesuatu harus mendapatkannya. Sebagai contoh, reaksi yang terjadi antara logam seng dengan larutan tembaga (II) sulfat dapat dinyatakan dalam persamaan reaksi berikut : Zn(s) + CuSO4(aq) > ZnSO4(aq) + Cu(s) Zn(s) + Cu2+(aq) > Zn2+(aq) + Cu(s) (persamaan ion bersih) Logam seng kehilangan dua elektron, sedangkan kation tembaga (II) mendapatkan dua elektron yang sama. Logam seng teroksidasi. Tetapi, tanpa adanya kation tembaga (II), tidak akan terjadi suatu apa pun. Kation tembaga (II) disebut zat pengoksidasi (oksidator). Oksidator menerima elektron yang berasal dari spesies kimia yang telah teroksidasi. Sementara kation tembaga (II) tereduksi karena mendapatkan elektron. Spesies yang memberikan elektron disebut zat pereduksi (reduktor). Dalam hal ini, reduktornya adalah logam seng. Dengan demikian, oksidator adalah spesies yang tereduksi danreduktor adalah spesies yang teroksidasi. Baik oksidatormaupun reduktor berada di ruas kiri (reaktan) persamaan redoks. Elektrokimia adalah salah satu dari cabang ilmu kimia yang mengkaji tentang perubahan bentuk energi listrik menjadi energi kimia dan sebaliknya. Proses elektrokimia melibatkan reaksi redoks. Proses transfer elektron akan menghasilkan sejumlah energi listrik. Aplikasi elektrokimia dapat diterapkan dalam dua jenis sel, yaitu sel volta dan sel elektrolisis. Sebelum membahas kedua jenis sel tersebut, kita terlebih dahulu akan mempelajari metode penyetaraan reaksi redoks. Persamaan reaksi redoks biasanya sangat kompleks, sehingga metode penyeteraan reaksi kimia biasa tidak dapat diterapkan dengan baik. Dengan demikian, para kimiawan mengembangkan dua metode untuk menyetarakan persamaan redoks. Salah satu metode disebut metode perubahan bilangan oksidasi (PBO), yang berdasarkan pada perubahan bilangan oksidasi yang terjadi selama reaksi. Metode lain, disebut metode setengah reaksi (metode ion-elektron). Metode ini melibatkan dua buah reaksi paruh, yang kemudian digabungkan menjadi reaksi redoks keseluruhan. Berikut ini penjelasan sekilas tentang metode setengah reaksi :persamaan redoks yang belum setara diubah menjadi persamaan ion dan kemudian dipecah menjadi dua reaksi paruh, yaitu reaksi oksidasi dan reaksi reduksi; setiap reaksi paruh ini disetarakan dengan terpisah dan kemudian digabungkan untuk menghasilkan ion yang telah disetarakan; akhirnya, ion-ion pengamat kembali dimasukkan ke persamaan ion yang telah disetarakan, mengubah reaksi menjadi bentuk molekulnya. Sebagai contoh, saya akan menjelaskan langkah-langkah untuk menyetarakan persamaan redoks berikut : Fe2+(aq) + Cr2O72-(aq) > Fe3+(aq) + Cr3+(aq) 1. Menuliskan persamaan reaksi keseluruhan Fe2+ + Cr2O72- > Fe3+ + Cr3+ 2. Membagi reaksi menjadi dua reaksi paruh Fe2+ > Fe3+ Cr2O72- > Cr3+ 3. Menyetarakan jenis atom dan jumlah atom dan muatan pada masing-masing setengah reaksi; dalam suasana asam, tambahkan H2O untuk menyetarakan atom O dan H+ untuk menyetarakan atom H Fe2+ > Fe3+ + e6 e- + 14 H+ + Cr2O72- > 2 Cr3+ + 7 H2O 4. Menjumlahkan kedua setengah reaksi; elektron pada kedua sisi harus saling meniadakan; jika oksidasi dan reduksi memiliki jumlah elektron yang berbeda, maka harus disamakan terlebih dahulu 6 Fe2+ > 6 Fe3+ + 6 e- (1)

6 e- + 14 H+ + Cr2O72- > 2 Cr3+ + 7 H2O (2) 6 Fe2+ + 14 H+ + Cr2O72- > 6 Fe3+ + 2 Cr3+ + 7 H2O [(1) + (2)] 5. Mengecek kembali dan yakin bahwa kedua ruas memiliki jenis atom dan jumlah atom yang sama, serta memiliki muatan yang sama pada kedua ruas persamaan reaksi Untuk reaksi yang berlangsung dalam suasana basa, tambahkan ion OH- dalam jumlah yang sama dengan ion H+ pada masing-masing ruas untuk menghilangkan ion H+. Persamaan reaksi tersebut berubah menjadi sebagai berikut : 6 Fe2+ + 14 H+ + 14 OH- + Cr2O72- > 6 Fe3+ + 2 Cr3+ + 7 H2O + 14 OH6 Fe2+ + 14 H2O + Cr2O72- > 6 Fe3+ + 2 Cr3+ + 7 H2O + 14 OH6 Fe2+ + 7 H2O + Cr2O72- > 6 Fe3+ + 2 Cr3+ + 14 OHBerikut ini adalah contoh lain penyelesaian penyetaraan persamaan reaksi redoks : Cu(s) + HNO3(aq) > Cu(NO3)2(aq) + NO(g) + H2O(l) 1. Mengubah reaksi redoks yang belum disetarakan menjadi bentuk ion Cu + H+ + NO3- > Cu2+ + 2 NO3- + NO + H2O 2. Menentukan bilangan oksidasi dan menuliskan dua setengah reaksi (oksidasi dan reduksi) yang menunjukkan spesies kimia yang telah mengalami perubahan bilangan oksidasi Cu > Cu2+ NO3- > NO 3. Menyetarakan semua atom, dengan pengecualian untuk oksigen dan hidrogen Cu > Cu2+ NO3- > NO 4. Menyetarakan atom oksigen dengan menambahkan H2O pada ruas yang kekurangan oksigen Cu > Cu2+ NO3- > NO + 2 H2O 5. Menyetarakan atom hidrogen dengan menambahkan H+ pada ruas yang kekurangan hidrogen Cu > Cu2+ 4 H+ + NO3- > NO + 2 H2O 6. Menyetarakan muatan ion pada setiap ruas setengah reaksidengan menambahkan elektron Cu > Cu2+ + 2 e3 e- + 4 H+ + NO3- > NO + 2 H2O 7. Menyetarakan kehilangan elektron dengan perolehan elektron antara kedua setengah reaksi 3 Cu > 3 Cu2+ + 6 e6 e- + 8 H+ + 2 NO3- > 2 NO + 4 H2O 8. Menggabungkan kedua reaksi paruh tersebut dan menghilangkan spesi yang sama di kedua sisi; elektron selalu harus dihilangkan (jumlah elektron di kedua sisi harus sama) 3 Cu > 3 Cu2+ + 6 e- .. (1) 6 e- + 8 H+ + 2 NO3 > 2 NO + 4 H2O .. (2) 3 Cu + 8 H+ + 2 NO3- > 3 Cu2+ + 2 NO + 4 H2O .. [(1) + (2)] 9. Mengubah persamaan reaksi kembali ke bentuk molekulnya dengan menambahkan ion pengamat 3 Cu + 8 H+ + 2 NO3- + 6 NO3- > 3 Cu2+ + 2 NO + 4 H2O + 6 NO33 Cu + 8 HNO3 > 3 Cu(NO3)2 + 2 NO + 4 H2O 10. Memeriksa kembali untuk meyakinkan bahwa semua atomnya telah setara, semua muatannya telah setara, dan semua koefisiennya ada dalam bentuk bilangan bulat terkecil Metode lain yang digunakan dalam menyetarakan persamaan reaksi redoks adalah metode perubahan bilangan oksidasi (PBO). Saya akan menjelaskan langkah-langkah penyetaraan reaksi redoks dengan metode PBO melalu contoh berikut : MnO4-(aq) + C2O42-(aq) > Mn2+(aq) + CO2(g) 1. Menentukan bilangan oksidasi masing-masing unsur

MnO4- + C2O42- > Mn2+ + CO2 +7 -2 +3 -2 +2 +4 -2 2. Menentukan unsur yang mengalami perubahan bilangan oksidasi serta besarnya perubahan bilangan oksidasi Mn mengalami perubahan bilangan oksidasi dari +7 menjadi +2; besarnya perubahan bilangan oksidasi () sebesar 5 C mengalami perubahan bilangan oksidasi dari +3 menjadi +4; besarnya perubahan bilangan okisdasi () sebesar 1 3. Mengalikan perubahan bilangan oksidasi () dengan jumlah atom yang mengalami perubahan bilangan oksidasi Mn : = 5 x 1 = 5 C := 1 x 2 =2 4. Menyamakan jumlah atom yang mengalami perubahan bilangan oksidasi pada masingmasing ruas MnO4- + C2O42- > Mn2+ + 2 CO2 5. Menyamakan perubahan bilangan oksidasi (); bilangan pengali dijadikan sebagai koefisien reaksi baru Mn dikalikan 2 dan C dikalikan 5, sehingga kedua unsur sama, yaitu sebesar 10 2 MnO4- + 5 C2O42- > 2 Mn2+ + 10 CO2 6. Dalam tahap ini, reaksi hampir selesai disetarakan; selanjutnya atom O dapat disetarakan dengan menambahkan H2O pada ruas yang kekurangan atom O; sementara untuk menyetarakan atom H, gunakan H+ 16 H+ + 2 MnO4- + 5 C2O42- > 2 Mn2+ + 10 CO2 + 8 H2O 7. Memeriksa kembali untuk meyakinkan bahwa semua atomnya telah setara, semua muatannya telah setara, dan semua koefisiennya ada dalam bentuk bilangan bulat terkecil Untuk reaksi yang berlangsung dalam suasana basa, tambahkan ion OH- dalam jumlah yang sama dengan ion H+ pada masing-masing ruas untuk menghilangkan ion H+. Persamaan reaksi tersebut berubah menjadi sebagai berikut : 16 OH- + 16 H+ + 2 MnO4- + 5 C2O42- > 2 Mn2+ + 10 CO2+ 8 H2O + 16 OH16 H2O + 2 MnO4- + 5 C2O42- > 2 Mn2+ + 10 CO2 + 8 H2O + 16 OH8 H2O + 2 MnO4- + 5 C2O42- > 2 Mn2+ + 10 CO2 + 16 OHSelanjutnya, saya akan kembali memberikan sebuah contoh penyelesaian persamaan reaksi redoks dengan metode PBO : MnO(s) + PbO2(s) + HNO3(aq) > HMnO4(aq) + Pb(NO3)2(aq) + H2O(l) 1. Mengubah reaksi redoks yang belum disetarakan menjadi bentuk ion MnO + PbO2 + H+ + NO3- > H+ + MnO4- + Pb2+ + 2 NO3- + H2O 2. Menentukan bilangan oksidasi masing-masing unsur MnO + PbO2 + H+ + NO3- > H+ + MnO4- + Pb2+ + 2 NO3- + H2O +2 -2 +4 -2 + 1 +5 -2 +1 +7 -2 +2 +5 -2 +1 -2 3. Menuliskan kembali semua unsur yang mengalami perubahan bilangan oksidasi; ion pengamat tidak disertakan MnO + PbO2 > MnO4- + Pb2+ +2 -2 +4 -2 +7 -2 +2 4. Menentukan unsur yang mengalami perubahan bilangan oksidasi serta besarnya perubahan bilangan oksidasi Mn mengalami perubahan bilangan oksidasi dari +2 menjadi +7; besarnya perubahan bilangan oksidasi () sebesar 5 Pb mengalami perubahan bilangan oksidasi dari +4 menjadi +2; besarnya perubahan bilangan okisdasi () sebesar 2 5. Mengalikan perubahan bilangan oksidasi () dengan jumlah atom yang mengalami perubahan bilangan oksidasi Mn : = 5 x 1 = 5

Pb : = 2 x 1 = 2 6. Menyamakan jumlah atom yang mengalami perubahan bilangan oksidasi pada masingmasing ruas MnO + PbO2 > MnO4- + Pb2+ 7. Menyamakan perubahan bilangan oksidasi (); bilangan pengali dijadikan sebagai koefisien reaksi baru Mn dikalikan 2 dan Pb dikalikan 5, sehingga kedua unsur sama, yaitu sebesar 10 2 MnO + 5 PbO2 > 2 MnO4- + 5 Pb2+ 8. Dalam tahap ini, reaksi hampir selesai disetarakan; selanjutnya atom O dapat disetarakan dengan menambahkan H2O pada ruas yang kekurangan atom O; sementara untuk menyetarakan atom H, gunakan H+ 8 H+ + 2 MnO + 5 PbO2 > 2 MnO4- + 5 Pb2+ + 4 H2O 9. Mengubah persamaan reaksi kembali ke be ntuk molekulnya dengan menambahkan ion pengamat 10 NO3- + 2 H+ + 8 H+ + 2 MnO + 5 PbO2 > 2 MnO4- + 5 Pb2+ + 4 H2O + 2 H+ + 10 NO32 MnO + 5 PbO2 + 10 HNO3 > 2 HMnO4 + 5 Pb(NO3)2 + 4 H2O 10. Memeriksa kembali untuk meyakinkan bahwa semua atomnya telah setara, semua muatannya telah setara, dan semua koefisiennya ada dalam bentuk bilangan bulat terkecil Pada pembahasan sebelumnya, kita telah mengetahui bahwa saat sepotong logam seng dicelupkan ke dalam larutan tembaga (II) sulfat, akan terjadi reaksi redoks. Logam seng akan teroksidasi menjadi ion Zn2+, sementara ion Cu2+ akan tereduksi menjadi logam tembaga yang menutupi permukaan logam seng. Persamaan untuk reaksi ini adalah sebagai berikut : Zn(s) + Cu2+(aq) > Zn2+(aq) + Cu(s) Ini merupakan contoh perpindahan elektron langsung. Logam seng memberikan dua elektron (menjadi teroksidasi) ke ion Cu2+ yang menerima kedua elektron tersebut (mereduksinya menjadi logam tembaga). Logam tembaga akan melapisi permukaan logam seng. Seandainya kedua reaksi paruh tersebut dapat dipisahkan, sehingga ketika logam seng teroksidasi, elektron akan dilepaskan dan dialirkan melalui kawat penghantar untuk mencapai ion Cu2+(perpindahan elektron tidak langsung), kita akan mendapatkan sesuatu yang bermanfaat. Selama reaksi kimia berlangsung, akan terjadi aliran elektron yang menghasilkan energi listrik. Peralatan yang dapat mengubah energi kimia (reaksi redoks) menjadi arus listrik (aliran elektron = energi listrik) dikenal dengan Sel Voltaatau Sel Galvani. Salah satu contoh sel volta yang sering digunakan para kimiawan adalah Sel Daniell. Sel volta ini menggunakan reaksi antara logam Zn dan ion Cu2+ untuk menghasilkan listrik. Sel Daniell diberi nama menurut penemunya, John Frederic Daniell, seorang kimiawan Inggris yang menemukannya pada tahun 1836). Pada Sel Daniell, sepotong logam seng dimasukkan ke dalam larutan seng (II) sulfat, ZnSO4(aq), pada satu wadah. Sementara, sepotong logam tembaga juga dimasukkan ke dalam larutan tembaga (II) sulfat, CuSO4(aq), pada wadah lainnya. Potongan logam tersebut disebut elektroda yang berfungsi sebagai ujung akhir atau penampung elektron. Kawat penghantar akan menghubungkan elektroda-elektrodanya. Selanjutnya, rangkaian sel dilengkapi pula dengan jembatan garam. Jembatan garam, biasanya berupa tabung berbentuk U yang terisi penuh dengan larutan garam pekat, memberikan jalan bagi ion untuk bergerak dari satu tempat ke tempat lainnya untuk menjaga larutan agar muatan listriknya tetap netral. Sel Daniell bekerja atas dasar prinsip reaksi redoks. Logam sengteroksidasi dan membebaskan elektron yang mengalir melalui kawat menuju elektroda tembaga. Selanjutnya, elektron tersebut digunakan oleh ion Cu2+ yang mengalami reduksi membentuk logam tembaga. Ion Cu2+ dari larutan tembaga (II) sulfat akan melapisi elektroda tembaga, sedangkan elektroda seng semakin berkurang (habis). Kation-kation di dalam jembatan garam berpindah ke wadah yang mengandung elektroda tembaga untuk menggantikan ion

tembaga yang semakin habis. Sebaliknya, anion-anion padajembatan garam berpindah ke sisi elektroda seng, yang menjaga agar larutan yang mengandung ion Zn2+ tetap bermuatan listrik netral. Elektroda seng disebut anoda, yaitu elektroda yang menjadi tempat terjadinya reaksi oksidasi. Oleh karena anoda melepaskan elektron, maka anoda kaya akan elektron sehingga diberi tandanegatif (kutub negatif). Sementara, elektroda tembaga disebutkatoda, yaitu elektroda yang menjadi tempat terjadinya reaksireduksi. Oleh karena katoda menerima elektron, maka katodakekurangan elektron sehingga diberi tanda positif (kutub positif). Reaksi yang terjadi pada masing-masing elektroda (reaksi setengah sel) adalah sebagai berikut : Anoda (-) : Zn(s) > Zn2+(aq) + 2e- . (1) Katoda (+) : Cu2+(aq) + 2e- > Cu(s) . (2) Reaksi Sel : Zn(s) + Cu2+(aq) > Zn2+(aq) + Cu(s) [(1) + (2)] Munculnya arus listrik (aliran elektron) yang terjadi dari anodamenuju katoda disebabkan oleh perbedaan potensial elektrikantara kedua elektroda tersebut. Melalui percobaan, perbedaan potensial elektrik antara katoda dan anoda dapat diukur denganvoltmeter dan hasilnya berupa potensial standar sel (Esel). Semakin besar perbedaan potensial elektrik, semakin besar pulaarus listrik dan potensial standar sel yang dihasilkan. Reaksi yang terjadi pada sel volta dapat dinyatakan dalam bentuk yang lebih ringkas, yaitu notasi sel. Sesuai dengan kesepakatan, reaksi oksidasi dinyatakan di sisi kiri, sementara reaksi reduksidinyatakan di sisi kanan. Notasi sel untuk Sel Daniell adalah sebagai berikut : Zn(s) / Zn2+(aq) // Cu2+(aq) / Cu(s) Saat konsentrasi ion Cu2+ dan Zn2+ masing-masing 1 M, terlihat pada voltmeter bahwa besarnya potensial standar sel (Esel)bagi Sel Daniell adalah 1,10 V pada suhu 25C. Oleh karena reaksi sel merupakan hasil penjumlahan dari dua reaksi setengah sel, maka potensial standar sel merupakan hasil penjumlahan dari duapotensial standar setengah sel. Pada Sel Daniell, potensial standar sel merupakan hasil penjumlahan potensial elektroda Cu dan Zn. Dengan mengetahui potensial standar dari masing-masing elektroda, kita dapat menentukan besarnya potensial standar sellain yang terbentuk. Potensial yang digunakan dalam pemahasan ini adalah potensial standar reduksi. Potensial standar reduksi masing-masing elektroda dapat ditentukan dengan membandingkannya terhadap elektroda standar (acuan), yaitu elektroda hidrogen standar (SHE = Standard Hydrogen Electrode). Keadaan standar yang dimaksud adalah saat tekanan gas H2 sebesar 1 atm, konsentrasi larutan ion H+sebesar 1 M, dan dan pengukuran dilakukan pada suhu 25C. Sesuai dengan kesepakatan, SHE memiliki potensial standar reduksi sebesar nol (Ered SHE = 0). 2 H+ (1 M) + 2 e- > H2 (1 atm) Ered = 0 V SHE dapat digunakan untuk menentukan besarnya potensial standar reduksi (Ered) elektroda lainnya. Dengan demikian, kita dapat menyusun suatu daftar yang berisi urutan nilai Eredelektroda-elektroda, dari yang terkecil (paling negatif) hingga yang terbesar (paling positif). Susunan elektroda-elektroda tersebut di kenal dengan istilah Deret Volta (deret kereaktifan logam). Li K Ba Sr Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Cd Co Ni Sn Pb H+ Cu Ag Hg Pt Au Logam-logam yang terletak di sisi kiri H+ memiliki Ered bertandanegatif. Semakin ke kiri, nilai Ered semakin kecil (semakin negatif). Hal ini menandakan bahwa logam-logam tersebut semakin sulit mengalami reduksi dan cenderung mengalami oksidasi. Oleh sebab itu, kekuatan reduktor akan meningkat dari kanan ke kiri. Sebaliknya, logam-logam yang terletak di sisi kanan H+ memiliki Ered bertanda positif. Semakin ke kanan, nilai Ered semakin besar (semakin positif). Hal ini berarti bahwa logam-logam tersebut semakin mudah mengalami reduksi dan sulit mengalami oksidasi. Oleh sebab itu, kekuatan oksidator akan

meningkat dari kiri ke kanan. Singkat kata, logam yang terletak disebelah kanan relatif terhadap logam lainnya, akan mengalami reduksi. Sementara, logam yang terletak di sebelah kiri relatif terhadap logam lainnya, akan mengalami oksidasi. Logam yang terletak disebelah kiri relatif terhadap logam lainnya mampu mereduksi ion logam menjadi logam (mendesak ion dari larutannya menjadi logam). Sebaliknya, logam yang terletak di sebelah kanan relatif terhadap logam lainnya mampu mengoksidasi logam menjadi ion logam (melarutkan logam menjadi ion dalam larutannya). Sebagai contoh, kita ingin merangkai sebuah sel volta dengan menggunakan elektroda Fe dan Ni. Berdasarkan susunan logam pada deret volta, logam Fe terletak di sebelah kiri relatif terhadap logam Ni. Hal ini menandakan bahwa logam Ni lebih mudah tereduksi dibandingkan logam Fe. Akibatnya, dalam sel volta, elektroda Ni berfungsi sebagai katoda, sedangkan elektroda Fe berfungsi sebagai anoda. Reaksi yang terjadi pada sel voltaadalah sebagai berikut : Katoda (+) : Ni2+ + 2 e- > Ni . (1) Anoda (-) : Fe > Fe2+ + 2 e- . (2) Reaksi Sel : Fe + Ni2+ > Fe2+ + Ni [(1) + (2)] Notasi Sel : Fe / Fe2+ // Ni2+ / Ni Sesuai dengan kesepakatan, potensial sel (Esel) merupakan kombinasi dari Ered katoda dan Ered anoda, yang ditunjukkan melalui persamaan berikut : Esel = E katoda E anoda Potensial reduksi standar (Ered) masing-masing elektroda dapat dilihat pada Tabel Potensial Standar Reduksi. Dari tabel, terlihat bahwa nilai Ered Fe adalah sebesar -0,44 V. Sementara nilai Ered Ni adalah sebesar -0,25 V. Dengan demikian, nilai EselFe/Ni adalah sebagai berikut : Esel = -0,25 (-0,44) = +0,19 V Suatu reaksi redoks dapat berlangsung spontan apabila nilai Esel positif. Reaksi tidak dapat berlangsung spontan apabila nilai Esel negatif. Reaksi yang dapat berlangsung spontan justru adalah reaksi kebalikannya. Apabila larutan tidak dalam keadaan standar, maka hubungan antara potensial sel (Esel) dengan potensial sel standar (Esel)dapat dinyatakan dalam persamaan Nerst berikut ini : E sel = Esel (RT/nF) ln Q Pada suhu 298 K (25C), persamaan Nerst berubah menjadi sebagai berikut : E sel = Esel (0,0257/n) ln Q E sel = Esel (0,0592/n) log Q Esel = potensial sel pada keadaan tidak standar Esel = potensial sel pada keadaan standar R = konstanta gas ideal = 8,314 J/mol.K T = suhu mutlak (K) [dalam hal ini, kita menggunakan temperatur kamar, 25C atau 298 K] n = jumlah mol elektron yang terlibat dalam redoks F = konstanta Faraday = 96500 C/F Q = rasio konsentrasi ion produk terhadap konsentrasi ion reaktan Selama proses reaksi redoks berlangsung, elektron akan mengalir dari anoda menuju katoda. Akibatnya, konsentrasi ion reaktan akan berkurang, sebaliknya konsentrasi ion produk akan bertambah. Nilai Q akan meningkat, yang menandakan bahwa nilai Esel akan menurun. Pada saat reaksi mencapai kesetimbangan, aliran elektron akan terhenti. Akibatnya, Esel = 0 dan Q = K (K= konstanta kesetimbangan kimia). Dengan demikian, konstanta kesetimbangan kimia (K) dapat ditentukan melalui sel volta. Melalui pembahasan persamaan Nerst, dapat terlihat bahwa besarnya potensial sel dipengaruhi oleh konsentrasi. Dengan demikian, kita dapat merakit sel volta yang tersusun dari dua elektroda yang identik, tetapi masing-masing memiliki konsentrasi ion yang berbeda.

Sel seperti ini dikenal dengan istilah Sel Konsentrasi. Sebagai contoh, sel konsentrasi dengan elektroda Zn, masing-masing memiliki konsentrasi ion seng sebesar 1,0 M dan 0,1 M.Larutan yang relatif pekat akan mengalami reduksi, sementara larutan yang lebih encer mengalami oksidasi.Potensial standar sel (Esel) untuk sel konsentrasi adalah nol (0). Reaksi yang terjadi pada sel konsentrasi Zn adalah sebagai berikut : Katoda (+) : Zn2+ (1,0 M) + 2 e- > Zn .. (1) Anoda (-) : Zn > Zn2+ (0,1 M) + 2 e-.. (2) Reaksi Sel : Zn2+ (1,0 M) > Zn2+ (0,1 M) .. [(1) + (2)] Notasi Sel : Zn / Zn2+ (0,1 M) // Zn2+ (1,0 M) / Zn Potensial sel konsentrasi dapat diperoleh melalui persamaan Nerst berikut : E sel = Esel (0,0257/2) ln ([Zn2+] encer / [Zn2+] pekat) E sel = 0 (0,0257/2) ln [(0,1] / [1,0]) E sel = 0,0296 volt Potensial sel konsentrasi umumnya relatif kecil dan semakin berkurang selama proses reaksi berlangsung. Reaksi akan terus berlangsung hingga kedua wadah mencapai keadaan konsentrasi ion sama. Apabila konsentrasi ion kedua wadah telah sama, Esel = 0dan aliran elektron terhenti. Aplikasi pengetahuan sel volta dapat ditemukan dalam kehidupan sehari-hari. Salah satu contoh aplikasi sel volta adalah penggunaan batu baterai. Baterai adalah sel galvani, atau gabungan dari beberapa sel galvani , yang dapat digunakan sebagai sumber arus listrik.

ARISTIA ALISANDI 03101003094 TEKNIK KIMIA B KIMIA ANALISA