REDOKS & ELEKTROKIMIA.WORD.HTML

REAKSI REDOKS DAN ELEKTROKIMIA

I. TUJUAN PEMBELAJARAN

1.     Menyetarakan reaksi redoks dengan cara setengah reaksi (ion elektron).

2.     Menyetarakan reaksi redoks dengan cara perubahan bilangan oksidasi (PBO).

3.     Menyimpulkan ciri-ciri reaksi redoks yang berlangsung secara spontan melalui percobaan.

4.     Menggambarkan susunan sel Volta atau sel Galvani dan menjelaskan fungsi tiap bagiannya.

5.     Menjelaskan bagaimana energi listrik dihasilkan dari reaksi redoks dalam sel Volta.

6.     Menuliskan lambang sel dan reaksi-reaksi yang terjadi pada sel Volta.

7.     Menghitung potensial sel berdasarkan data potensial standar.

8.     Menjelaskan prinsip kerja sel Volta yang banyak digunakan dalam kehidupan (baterai, aki dll).

9.     Mengamati reaksi yang terjadi di anoda dan katoda pada reaksi elektrolisis melalui percobaan.

10.  Menuliskan reaksi yang terjadi di anoda dan katoda pada larutan & cairan dengan elektroda aktif atau elektroda  inert.

11.  Menjelaskan faktor-faktor yang mempengaruhi terjadinya korosi melalui percobaan.

12.  Menjelaskan beberapa cara untuk mencegah  terjadinya korosi.

13.  Menerapkan konsep hukum Faraday dalam perhitungan sel elektrolisis.

14.  Menuliskan reaksi elektrolisis pada penyepuhan dan pemurnian suatu logam.

II. URAIAN MATERI

Reaksi redoks merupakan reaksi yang melibatkan reaksi oksida dan reduksi.  Ada reaksi redoks yang sederhana dan ada reaksi redoks yang rumit.  Raksi redoks sederhana misalnya pada reaksi logam magnesium dalam larutan HCl menurut reaksi :

Mg_(s) + HCl_(aq) -----------> MgCl_2(aq)  +  H_{2 (g)}

Reaksi tersebut dapat dengan mudah disetarakan dengan  memberikan koefisien 2 pada HCl.  Namun bagaimana dengan reaksi yang rumit, misalnya reaksi :

K₂Cr₂O_{7 (aq)}  +  HCl_(aq) ---------------->KCl_(aq) +  CrCl_{3 (aq)}  +  Cl_{2 (g)}  +  H₂O_(l)

Untuk penyetaraan reaksi redoks tersebut, perlu memperhatikan syarat berikut:

1.      1.Jumlah atom di ruas kiri sama dengan di ruas kanan.

2.      Jumlah muatan di ruas kiri sama dengan di ruas kanan.

3.      Dalam suasana asam melibatkan ion H⁺ dan dalam suasana basa melibatkan ion OH^- yang harus ditulis untuk melengkapi kesetaraan jumlah atom dan muatan.

1. Cara setengah reaksi

Cara setengah reaksi didasarkan pada prinsip bahwa jumlah elektron yang dilepas pada setengah reaksi oksidasi sama dengan jumlah elektron yang ditangkap pada reaksi reduksi.

Langkah-langkah :

1.1.Menuliskan persamaan setengah reaksi ion berdasarkan spesi yang mengalami perubahan bilangan oksidasi.

1.2.Menyetarakan unsur-unsur yang mengalami reaksi redoks.

1.3.Menyetarakan jumlah atom O dengan cara menambahkan H₂O pada ruas yang kekurangan atom O untuk suasana asam, atau  menambahkan H₂O pada ruas yang kelebihan atom O.

1.4.Menyetarakan atom H dengan menambahkan ion H⁺ pada ruas yang kekurangan atom H (dalam suasana asam), atau menambahkan ion OH^- pada ruas yang kekurangan atom H(dalam suasan basa).

1.5.Menyetarakan muatan dengan menambahkan elektron kemudian menjumlah menjadi reaksi redoks lengkap dengan terlebih dahulu menyetarakan jumlah elektron.

1.6.Memasukan ion-ion yang tidak terlibat dalam reaksi redoks, kemudian menjumlahkannya dengan memperhatikan hukum kekekalan massa  (jika diminta reaksi dalam bentuk molekul).

Contoh :

Setarakan reaksi berikut :

 K₂Cr₂O_{7 (aq)}  +  HCl_(aq) ----------> KCl_(aq) +  CrCl_{3 (aq)}  +  Cl_{2 (g)}  +  H₂O_(l)

(dalam suasana asam)

Langkah 1 :

Yang mengalami perubahan biloks adalah Cr dari +6 menjadi +3 (reduksi) dan Cl dari -1 menjadi 0 (oksidasi).  Maka setengah reaksi ionnya ditulis :

Reduksi : Cr₂O₇^2- _(aq) -------------->   Cr³⁺_(aq)

Oksidasi :  Cl^-_(aq)  ------------------> Cl_{2 (aq)}

Langkah 2

Reduksi : Cr₂O₇^2- _(aq)  -------------->  2Cr³⁺_(aq)

Oksidasi :  2Cl^-_(aq)  ----------> Cl_{2 (aq)}

Langkah 3

Reduksi : Cr₂O₇^2- _(aq)   ------------> 2Cr³⁺_(aq) +  7H₂O_(l)

Oksidasi :  2Cl^-_(aq)  ------------------> Cl_{2 (aq)}

Langkah 4

Reduksi : Cr₂O₇^2- _(aq)  + 14H⁺    -----------> 2Cr³⁺_(aq) +  7H₂O_(l)

Oksidasi :  2Cl^-_(aq)  --------------> Cl_{2 (aq)}

Langkah 5

Reduksi : Cr₂O₇^2- _(aq) + 14H⁺  + 6e  ----------->  2Cr³⁺_(aq) +  7H₂O_(l)          x 1

Oksidasi :  2Cl^-_(aq)  ------------> Cl_{2 (aq)} + 2e                                                  x 3            +

  ----------------------------------------------------------------------------------------------------------------

Redoks :   Cr₂O₇^2- _(aq) + 14H⁺  +  6Cl^-_(aq)  ---------> 2Cr³⁺_(aq)  + 3Cl_{2 (aq)} +  7H₂O_(l)

Langkah 6

Ion-ion yang tidak mengalami reaksi redoks adalah K⁺ di ruas kiri dan Cl^- di ruas kanan. Dengan memasukan K⁺ menjadi K₂Cr₂O₇ dan 14H⁺ menjadi 14HCl maka di ruas kanan harus ditambahkan 2KCl sehingga reaksi total menjadi :

K₂Cr₂O_{7 (aq)}  +  14HCl_(aq) -----------> 2KCl_(aq) +  2CrCl_{3 (aq)}  +  3Cl_{2 (g)}  +  7H₂O_(l)

2. Cara perubahan bilangan oksidasi (PBO)

Cara ini didasarkan pada konsep bahwa jumlah pertambahan bilangan oksidasi dari reduktor sama dengan penurunan bilangan oksidasi dari oksidator.

2.      Langkah-langkah :

1.      Menentukan spesi-spesi yang mengalami perubahan bilangan oksidasi.

2.       Menyetarakan spesi yang mengalami perubahan bilangan oksidasi.

3.      Menentukan jumlah perubahan bilangan oksidasi.

4.      Menyetarakan PBO dengan mengalikan koefisien dengan bilangan yang tepat.

5.      Menyetarakan kation, anion hidrogen dan oksigen (KAHO).

Untuk reaksi dalam bentuk ion :

a.       Bila ruas kiri kekurangan muatan positif tambahkan ion H⁺, dan pada ruas kanan  ditambahkan sejumlah H₂O untuk menyetarakan jumlah atom O (dalam suasana asam).

b.      Bila ruas kiri kelebihan muatan positif tambahkan ion OH^-, dan pada ruas kanan ditambahkan sejumlah H₂O untuk menyetarakan jumlah atom O (dalam suasana basa).

Contoh :

Setarakan reaksi : Bi₂O_{3 (s)} + NaOH_(aq) + NaClO_(aq) -----------> NaBiO_3(aq) + NaCl_(aq) + H₂O_(l)

Reaksi ion berdasarkan spesi yang mengalami PBO :

Langkah 1

Bi₂O_{3 (s)} + NaOH_(aq) + NaClO_(aq)  ---->NaBiO_3(aq) + NaCl_(aq) + H₂O_(l)

+3                                      +1                       +5                  -1

Langkah 2

Bi₂O_{3 (s)} + NaOH_(aq) + NaClO_(aq) --------> 2NaBiO_3(aq) + NaCl_(aq) + H₂O_(l)

Langkah 3

Bi₂O_{3 (s)} + NaOH_(aq) + NaClO_(aq) ----> 2NaBiO_3(aq) + NaCl_(aq) + H₂O_(l)

+3                                      +1                      +5                     -1

         naik 2 x 2e

                                                                               turun 2e

Langkah 4

Bi₂O_{3 (s)} + NaOH_(aq) + 2NaClO_(aq) ----------> 2NaBiO_3(aq) + 2NaCl_(aq) + H₂O_(l)

Langkah 5

Kation, anion, hidrogen dan oksigen sudah setara.

Bi₂O_{3 (s)} +  2NaClO_(aq)  + 2NaOH_(aq) -------->  2NaBiO_3(aq) +  2NaCl_(aq) + H₂O_(l)

Soal Latihan

Setarakan reaksi berikut :

1.      IO_3(aq)  +  I^-_(aq)----------->  I_2(aq)   (suasana asam)

2.      CuS_(s)  +  HNO_3(aq) -------> Cu(NO₃)_2(aq)  +  S_(s) +  NO_(g) + H₂O_(l)

3.      I_2(g) + S₂O₃^2-_(aq)------------>   I^-_(aq)  +  S₄O₆^2-_(aq)

4.     

Al_(s)  +  NaOH_(aq)  +  H₂O_(l) ----------> NaAl(OH)_4(aq)  +  H_2(g)
 

 Catatan : Cara setengah reaksi hanya baik untuk reaksi redoks dalam larutan (suasana asam atau basa), sedangkan cara PBO baik untuk menyelesaikan reaksi redoks baik dalam larutan maupun tidak dalam larutan (suasana larutan tidak perlu disebutkan).

SEL ELEKTROKIMIA

Sel elektrokimia dibedakan atas sel Volta dan sel elektrolisis.

1. Sel Volta atau sel Galvani

Reaksi redoks spontan yaitu reaksi redoks yang berlangsung dengan serta merta.  Misalnya reaksi logam zink dalam larutan tembaga(II) sulfat, dalam seketika lapisan logam zink akan tertutupi lapisan logam tembaga dan logam zink sedikit demi sedikit larut.  Warna biru larutan CuSO₄ segera luntur.  Reaksi yang terjadi adalah reduksi ion Cu²⁺ dan oksidasi logam Zn menurut reaksi :

Zn_(s)  +  Cu²⁺_(aq) ----------> Zn²⁺_(aq)  +  Cu_(s)

Pada reaksi tersebut terjadi perpindahan elektron dari logam Zn ke ion Cu2+ sehingga terjadi arus listrik karena tiap elektron membawa muatan listrik sebesar 1,6 x 10-19 Coulomb.  Namun untuk mendapatkan energi listrik dan arus listrik yang efektif harus berada dalam rangkaian tertutup, maka reaksi tersebut harus disusun dalam suatu sel yang berada dalam rangkaian tertutup. Gambar II.1   Sel Volta Anoda adalah electrode tempat terjadinya reaksi oksidasi dan katoda merupakan electrode tempat terjadinya reaksi reduksi.  Untuk menyetimbangkan kelebihan muatan positif dan negatif, kedua labu dihubungkan dengan jembatan garam.  Jembatan garam berisi larutan garam (NaCl atau KNO3) dalam agar-agar.  Anion-anion dari jembatan garam akan bergerak ke anoda untuk menetralkan kelebihan ion Zn2+ sedangkan kation-kation dari jembatan garam bergerak  ke katoda untuk menetralkan kelebihan ion SO42-.  Notasi sel untuk reaksi redoks di atas adalah : Zn | Zn2+ || Cu2+ | Cu Notasi tersebut menyatakan bahwa di anoda terjadi oksidasi Zn menjadi Zn2+ dan di katoda terjadi reduksi Cu2+ menjadi Cu. Tanda || menyatakan jembatan garam. Dalam sel volta terjadi perubahan energi dari energi kimia menjadi energi listrik.  Potensial listrik yang dihasilkan pada sel volta disebut potensial sel, yang dilambangkan dengan E.  Jika E positif reaksi redoks berjalan spontan, sebaliknya jika harga E negatif reaksi tidak berlangsung spontan. Besarnya potensial pada sel volta dapat ditentukan dengan persamaan : E˚sel = E˚Oksidasi +  E˚Reduksi

DISKUSI

1.      Suatu sel volta digunakan logam X dicelupkan dalam larutan XSO₄  dan logam Y yang dicelupkan dalam larutan Y₂(SO₄)₃ yang dihubungkan dengan jembatan garam yang dibuat dari larutan KNO₃ dalam agar-agar dalam suatu pipa U.

a.       Gambarkan sketsa sel volta yang dihasilkan.

b.      Sebutkan logam yang berfungsi sebagai anoda dan logam yang berfungsi sebagai katoda.

c.       Sebutkan muatan listrik di anoda maupun di katoda (jawaban : + atau -). Jelaskan.

d.      Tuliskan reaksi yang terjadi di anoda dan di katoda. Tuliskan notasi sel yang dihasilkan.

e.       Jika potensial reduksi standar untuk logam X = -2,37 Volt dan  logam Y = -1,66 Volt. Hitung potensial sel yang dihasilkan. Apakah reaksi yang terjadi spontan?

f.       Jelaskan fungsi jembat an garam dan tuliskan reaksi yang terjadi pada labu yang berisi anoda dan labu yang berisi katoda.

2.      Diketahui reaksi elektrokimia berikut:

Ni²⁺_(aq) + 2e -------------> Ni_(s)  E˚= -0,26 Volt

Ag⁺_(aq) + e ---------------> Ag_(s)     E˚= +0,80 Volt

Sn²⁺_(aq) + 2e ------------> Sn_(s)  E˚= -0,14 Volt

a.       Hitung potensial sel untuk : Ni|Ni²⁺||Sn²⁺|Sn; Ag|Ag²⁺||Sn²⁺|Sn  dan Ni|Ni²⁺||Ag²⁺|Ag. Apakah reaksi tersebut spontan?

b.      Berdasarkan deret Volta disusun unsur-unsur dengan E˚ terkecil sampai terbesar :

Li, K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, Pb, (H), Sb, Bi, Cu, Hg, Ag, Pt, Au.  Apa kesimpulan anda untuk jawaban a. di atas berdasarkan urutan deret Volta.

Penggunaan sel Volta

1.      Aki

Digunakan larutan asam sulfat, H₂SO₄, anoda Pb dan katoda PbO₂.

Reaksi :

Anoda  : Pb_(s) + HSO₄^-_(aq) ----------->  PbSO_4(s) + H⁺_(aq) + 2e

Katoda : PbO_(s) + HSO₄^-_(aq)  + 3H⁺_(aq)  + 3e -------->  PbSO_4(s) + 2H₂O_(l)         +

----------------------------------------------------------------------------------------------------------------

Pb_(s) + PbO_(s) + 2HSO₄^-_(aq)  + 2H⁺_(aq)  ---------->  2PbSO_4(s) + 2H₂O_(l)      

Reaksi ke kanan merupakan reaksi pemakaian aki. Aki dapat diisi kembali dengan membalikan reaksi kearah kiri, dengan cara Pb dihubungkan dengan kutub (-) sumber arus  agar terjadi reduksi   PbSO₄ yang dihasilkan selama pemakaian, kembali menjadi Pb dan HSO₄^-. E_sel yang dihasilkan tiap sel = 2 Volt.

2.      Baterai Kering (Sel Leslanche)

Tersusun atas silinder seng sebagai anoda, grafit sebagai katoda dan pasta dari campuran MnO₂, NH₄Cl dan C sebagai elektrolit. E_sel yang dihasilkan  = 1,5 Volt.

Reaksi :

Anoda  : Zn_(s)  ------------>  Zn²⁺_(aq) + 2e

Katoda : 2MnO_2(s) +  2NH₄⁺_(aq)  + 2e ------>  Mn₂O_3(s) + 2NH_3(aq) + 2H₂O_(l)               +

-------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

Zn_(s) + 2MnO_2(s) + 2NH₄⁺_(aq)  ------------->  Zn²⁺_(aq)  Mn₂O_3(s) + 2NH_3(aq + 2H₂O_(l)      

Selain itu dikenal juga batere alkalin, baterai Nikel-Kadmium dan baterai perak Oksida.  Cobalah tulis reaksi yang terjadi.

Korosi

Korosi merupakan peristiwa teroksidasinya  suatu logam di udara dalam media yang mengandung molekul air.

Misalnya korosi pada besi, logam besi sebagai anoda dan mengalami reaksi :

Fe_(s)  ---------------->  Fe²⁺  +  2e                        E˚ = +0,44 Volt

Elektron yang dibebaskan dialirkan pada bagian lain besi tersebut dan mereduksi oksigen yang berada dalam media air :

O_2(s) + H₂O_(l)  +  4e   ------------>  OH^-          E˚ = +0,40 Volt

Ion besi(II) yang terbentuk di anoda selanjutnya teroksidasi lebih lanjut menjadi ion besi(III) yang selanjutnya membentuk oksida terhidrasi, Fe₂O₃.xH₂O, suatu endapan berwarna coklat kemerahan yang disebut karat.

Kerugian yang ditimbulkan akibat karat antara lain logam menjadi keropos dan bersifat racun.

Pencegahan yang dilakukan anatara lain :

1.      Mencegah kontak langsung dengan oksigen dan air. Biasanya logam dicat atau diolesi minyak atau dilapisi dengan logam lain yang kurang aktif. 

2.      Memberi perlindungan katoda atau pengorbanan anoda. Logam (besi) dihubungkan dengan logam lain yang lebih aktif (E˚ lebih negatif) sebagai anoda yang akan dikorbankan, sedangkan logam besi sebagai katoda sebagai tempat terjadinya reduksi oksigen.

2. Sel Elektrolisis

Elektrolisis adalah peristiwa suatu elektrolit oleh arus listrik. Pada elektrolisis diperlukan energi listrik, maka reaksi redoks yang terjadi tidak spontan.

Gambar II.2 Sel elektrolisis

Berdasarkan fasa elektrolit yang digunakan, sel elektrolisis dibedakan atas :

1.      Elektrolisis lelehan elektrolit. Pada elektrolisis lelehan elektrolit, kation direduksi di katoda dan anion direduksi di anoda. Pada sel elektrolisis, katoda bermuatan (+) dan anoda bermuatan (-).

2.      Elektrolisis larutan elektrolit. Pada elektrolisis larutan elektrolit, terjadi persaingan spesi dalam larutan.

a.      Ketentuan reaksi di katoda bergantung pada jenis kation.

Kation dari logam aktif (golongan IA, IIA, Al dan Mn) tidak direduksi.  Yang direduksi adalah air. Reaksi :       2H₂O_(l) + 2e -------->  H_2(g) + 2OH^-_(aq)

Adapun kation lain akan direduksi.  Reaksi :

2H⁺_(aq) + 2e ----------> H_2(g)

L^x+_(aq) + xe -------> L_(s)

b.      Ketentuan reaksi di anoda bergantung pada jenis anoda dan anion.

Anoda inert (Pt, Au, C) :

·         Anion dari asam-asam oksi (mengandung O) tidak dioksidasi.  Yang teroksidasi adalah air. Reaksi : 2H₂O_(l) ------------> 4H⁺_(aq) + O_2(g) + 4e

·         Sedangkan sisa asam lain atau OH^- akan tereduksi. Reaksi :

     2X^-_(aq) ------------>  X_2(g) + 2e

                        4OH^-_(aq) -------------> 2H₂O_(l) + O_2(g) + 4e

Anoda tak inert : anoda teroksidasi. Reaksi :     L_(s) ---------> L^x+_(aq) + xe

Contoh Soal :

Tuliskan reaksi elektrolisis berikut :

a.       Larutan NaCl dengan elektroda karbon.

b.      Lelehan NaCl dengan elektroda karbon.

c.       Larutan NaCl dengan katoda platina dan anoda besi.

Jawab :

a.       NaCl_(aq) ----------> Na⁺_(aq) + Cl^-_(aq)

Na⁺ kation dari logam aktif (gol. IA), yang direduksi air.

Reaksi :

Katoda : 2H₂O_(l) + 2e ---------> H_2(g) + 2OH^-_(aq)

Anoda  :         2Cl^-_(aq) -------->  Cl_2(g) + 2e                         +

                             2H₂O_(l) + 2Cl^-_(aq)  -----------> Cl_2(g) + H_2(g) + 2OH^-_(aq)

b.      NaCl_(l) ---------> Na⁺_(l) + Cl^-_(l)

Na⁺  direduksi di katoda dan Cl^- dioksidasi di anoda.

Reaksi :

Katoda : Na⁺_(l) + e ---------------->  Na_(s)             (x 2)

Anoda  :      2Cl^-_(l) ----------> Cl_2(g) + 2e                         +
-------------------------------------------------------------------------------------------

                             2Na⁺_(l) + 2Cl^-_(l) -----> 2Na_(s) + Cl_2(g)

c.       NaCl_(aq) ------------> Na⁺_(aq) + Cl^-_(aq)

Na⁺  direduksi di katoda dan besi dioksidasi di anoda.

Reaksi :

Katoda : Na⁺_(l) + e ------------> Na_(s)             (x 2)

Anoda  :      Fe_(s) ---------------> Fe²⁺_(aq) + 2e                         +
--------------------------------------------------------------------------------------------------------

                             2Na⁺_(l) + Fe_(s)  ----------> 2Na_(s) + Fe²⁺_(aq)

Soal latihan

Tuliskan reaksi elektrolisis :

a.       Larutan Na₂SO₄ dengan elektroda platina.

b.      Lelehan MgCl₂ dengan elektroda karbon.

c.       Larutan NaOH dengan elektroda emas.

d.      Larutan Na₂SO₄ dengan katoda platina dan anoda seng.

Hubungan Kuantitatif  dalam Sel Elektrolisis

Hukum I Faraday :  “Massa zat yang dibebaskan pada elektrolisis berbanding lurus dengan jumlah listrik yang digunakan”.

Hukum II Faraday :  “Bila sejumlah arus listrik dialirkan melalui larutan elektrolit, maka jumlah zat yang terjadi sebanding dengan massa ekivalennya”.

Secara matematis hukum II Faraday dapat dinyatakan sebagai :  w ~  me

di mana me adalah massa ekivalen. Besarnya massa ekivalen, me = Ar/PBO

Berdasarkan hukum I dan II Faraday didapatkan hubungan :

Jika sel elektrolisis disusun seri, maka pada masing-masing larutan memiliki jumlah arus yang sama. Jika digunakan larutan XSO₄ dan YSO₄, maka berdasarkan hukum II Faraday didapatkan hubungan:  

Soal Latihan

1.      Pada elektrolisis larutan CuSO₄  (Ar Cu = 63,5) dialirkan arus 5 amper selama 965 detik.

a.       Tuliskan reaksi yang terjadi di anoda dan katoda.

b.      Hitung massa tembaga yang diendapkan di katoda.

2.      Elektrolisis larutan NiSO₄ diseri dengan larutan CuSO₄ menggunakan elektroda Pt, digunakan arus 10 A selama 1 jam, jika pada salah satu sel diendapkan 2,925 gram nikel, hitung massa endapan tembaga yang dihasilkan.

Artikel Terkait: