BUKU SISWA

REDOKS DAN ELEKTROKIMIA

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.

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

2. Penyetaraan Reaksi Redoks

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

setengah reaksi.

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

2.2. Cara Setengah Reaksi

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

langkah yang dilakukan adalah :

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 :

1. Cl2 + IO3- IO4

- + Cl

-

OH-

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

- IO4

- + Cl

- + H2O (reaksi total)

3. Elektrokimia

Elektrokimia adalah bidang ilmu kimia yang mempelajari perubahan energi kimia

menjadi energi listrik atau sebaliknya.

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. Elektrokimia : Hubungan Reaksi kimia dengan daya gerak

listrik (aliran elektron)

a) Reaksi kimia menghasilkan daya gerak listrik (sel galvani)

b) Daya gerak listrik menghasilkan reaksi kimia (sel elektrolisa)

Sel elektrokimia : sistem yang terdiri dari elektroda yang tercelup pada larutan elektrolit.

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

1. Sel Volta/Gavalni

Sel Volta atau sel galvani adalah sel elektrokimia yang melibatkan raksi redoks

dan menghasilkan arus listrik. Sel volta terdiri atas elektroda tempat berlangsungnya

reaksi oksidasi disebut anoda (electrode negative), dan tempat berlangsungnya reaksi

reduksi disebut katoda (electrode positif). Susunan sel volta adalah :

a. Prinsip-prinsip sel volta atau sel galvani :

Gerakan elektron dalam sirkuit eksternal akibat adanya reaksi redoks. Aturan sel

volta :

- Terjadi perubahan : energi kimia → energi listrik

- Pada anoda, elektron adalah produk dari reaksi oksidasi; anoda kutub negatif

- Pada katoda, elektron adalah reaktan dari reaksi reduksi; katoda = kutub positif

- Elektron mengalir dari anoda ke katoda

b. Konsep-konsep Sel Volta

1) Deret Volta/Nerst

a. Li, K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Fe Ni, Sn, Pb, (H), Cu, Hg, Ag, Pt, Au

-

+

A K K A

-

+

Katoda Reduksi Anoda Oksidasi

b. Makin ke kanan, mudah direduksi dan sukar dioksidasi. Makin ke kiri, mudah

dioksidasi, makin aktif, dan sukar direduksi.

Prinsip:

Anoda terjadi reaksi oksidasi ; katoda terjadi reaksi reduksi

Arus elektron : anoda → katoda ; arus listrik : katoda → anoda

Jembatan garam : menyetimbangkan ion-ion dalam larutan

Contoh dari sel galvani :

Notasi sel : Zn/Zn+2

//Cu+2

/Cu

/ = potensial ½ sel

// = potensial sambungan Sel (cell junction potential; jembatan garam)

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.

Gambar 8.2. Potensial reduksi standar berbagai ion

3. Potensial Standar Sel (Eo

sel)

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.

Eosel = E

oreduksi - E

ooksidasi

5. Sel Elektrolisis

Sel elektrolisis merupakan kebalikan dari sel volta, yaitu perubahan energi listrik

menjadi energi kimia. Sel elektrolisis juga memerlukan elektrode-elektrode. Ada 2

elektrode yang digunakan dalam elektrolisis, yaitu:

a. Elektrode inert yaitu elektrode yang tidak dapat bereaksi (Pt, C, Au).

b. Elektrode tak inert yaitu elektrode yang dapat bereaksi (Cu dan Ag).

Sel elektrolisis tidak memerlukan jembatan garam. Komponen utamanya adalah

sebuah wadah, elektrode, elektrolit dan sumber arus searah. Pada sel elektrolisis

digunakan elektrode inert yang hanya menyediakan permukaannya sebagai tempat

berlangsungnya reaksi.

Dua batang Pt atau karbon dicelupkan dalam larutan elektrolit. Masing-masing

batang bertindak sebagai anode (tempat berlangsungnya oksidasi) dan katode (tempat

berlangsungnya reduksi), karena kation (ion positif) menuju katode maka katode

merupakan elektrode negatif. Dan sebaliknya anode merupakan elektrode positif karena

didatangi oleh anion (ion negatif).

6. Reaksi-reaksi Elektrolisis

a) Katoda (-)

Untuk ion-ion Na+, K+, Mg+, Ca2+, Al3+, Mn2+ tidak tereduksi, yang tereduksi

adalah pelarutnya yaitu H2O. Reakinya : 2H2O + 2e- 2OH- + H2 (g). Hal ini

tidak berlaku kalau ion-ion tersebut berasal dari lelehan atau leburan garamnya,

maka ion itu akan tereduksi.

Ion H+ akan tereduksi. Reaksinya : 2H

+ + 2e

- H2(g)

Ion lain selain 1 dan 2 dapat tereduksi. Misalnya Ag dan Cu. Reaksinya : Ag+ +

e- Ag(s) , dan Cu

2+ + 2e

- Cu(s)

b) Anoda

1) Kalau anodanya inert atau tidak aktif (Pt, Au, C), maka yang akan teroksidasi

adalah :

Ion OH- akan teroksidasi. Reaksinya : 4OH- 2H2O + O2 + 2e

-

Ion Cl-, Br-, I-, akan teroksidasi. Reaksi :

2Cl- Cl2 + 2e

- ,

2Br- Br2 + 2e

- ,

2I- I2 + 2e

-

Ion sisa asam oksi seperti SO42-

, NO3-

, tidak teroksidasi, yang teroksidasi adalah

pelarutnya yaitu H2O. Reaksinya : 2H2O 4H+ + O2 + 4e

-

2) Jika anodanya aktif seperti Cu dan Fe, dan lain-lain, maka anodanya akan

teroksidasi. Reaksinya : Cu Cu2+

+ 2e- dan Fe Fe

2+ + 2e

-

a. Skema Reaksi Elektrolisis

Reaksi di katoda bergantung pada jenis kation

Logam aktif (golongan IA, IIA, Al dan

Mn): Air yang tereduksi.

H2O(l) + 2e H2(g) + 2OH-(aq)

Kation

Kation lain: kation tereduksi

2H+

(aq) + 2e H2(g)

Lx+

(aq) + xe L(s)

Reaksi di anoda bergantung pada jenis anoda dan anion

sisa asam oksi: air teroksidasi

Anoda Inert:anion 2H2O(l) O2(g)+ 4H+

(aq) + 4e

(Pt, Au, C)

sisa asam lain atau OH- :

Anoda anion teroksidasi

2Br-(aq) Br2(aq) + 2e

4OH-(aq) 2H2O(l) + O2(g) + 4e

Anoda tak inert: anoda teroksidasi

L(s) Lx+

(aq) + xe

Contoh :

A. Elektrolisis lelehan NaCl dengan elektrotrode Pt

anoda : 2 Cl-(aq) Cl2(aq) + 2e

Katode : Na+

(aq) + e Na(l) x2

_______________________________________

reaksi sel : 2Na+

(aq) + 2Cl-(aq) 2Na(l) + Cl2(g)

B. Elektrolisis larutan NaCl dengan elektrode Pt

Kemungkinan reaksi di anode:

2Cl-(aq) Cl2(aq) + 2e E

ooks = -1,36 V

2H2O(l) O2(g)+ 4H+

(aq) + 4e Eooks = -1,42 V

Kemungkinan reaksi di katode:

Na+

(aq) + e Na Eored= -2,71 V

2H2O(l) + 2e H2(g) + 2OH-(aq) E

ored= -0,82 V

Karena Eooks Cl

-/Cl2 > E

ooks H2O/O2, di anoda terjadi oksidasi Cl

- menjadi Cl2

Karena Eored H2O/H2 > E

ored Na

+/Na, di katoda terjadi reduksi H2O menjadi H2

Reaksi yang terjadi dalam sel tersebut adalah:

anoda : 2Cl- Cl2 + 2e

katoda : 2H2O + 2e H2 + 2OH-

2H2O + 2Cl- Cl2 + H2 + 2OH

anoda katoda

b. Persamaaan dan Perbedaan Sel Volta dan Sel Elektrolisis

Persamaan :

Anoda selalu terjadi reaksi oksidasi dengan kata lain elektroda yang terjadi reaksi

oksidasi disebut anoda.

Katoda selalu terjadi reaksi reduksi dengan kata lain elektroda yang terjadi reaksi reduksi

disebut katoda

Perbedaan :

A. Pada Sel Volta

Merubah energi kimia menjadi energi listrik,

Anoda (oksidasi) adalah elektroda negatif (-) dan katoda (reduksi) adalah elektroda

positif (+)

B. Pada Sel Elektrolisis

Merubah energi listrik menjadi energi kimia,

Anoda (oksidasi) adalah elektroda positif (+) dan katoda (reduksi) adalah elektroda

negatif (-)

5. Korosi

Korosi adalah reaksi redoks antara suatu logam dengan berbagai zat di

lingkungannya yang menghasilkan senyawa-senyawa yang tidak dikehendaki. Dalam

bahasa sehari-hari, korosi disebut perkaratan.

Peristiwa korosi, logam mengalami oksidasi, sedangkan oksigen (udara) mengalami

reduksi. Karat logam biasanya berupa oksida atau karbonat. Rumus kimia karat besi

adalah Fe2O3.xH2O, suatu zat padat berwarna coklat-merah. Korosi merupakan proses

elektrokimia. Pada korosi besi, bagian tertentu dari besi itu berlaku sebagai anode,

dimana besi mengalami oksidasi. Ion besi (II) yang terbentuk pada anode selanjutnya

teroksidasi membentuk ion besi (III) yang kemudian membentuk senyawa oksida

terhidrasi Fe2O3.xH2O, yaitu karat besi. Mengenai bagian mana dari besi itu yang

bertindak sebagai anode, dan bagian mana yang bertindak sebagai katode bergantung

pada berbagai faktor, misalnya zat pengotor atau perbedaan rapatan logam itu.

Cara-cara pencegahan terhadap korosi besi yaitu :

a) Mengecat

b) Melumuri dengan oli atau gemuk

c) Dibalut dengan plastic

d) Pelapisan dengan timah

e) Pelapisan dengan zink

f) Pelapisan dengan kromium

g) Pengorbanan anode