REAKSI REDOKS DAN ELEKTROKIMIA

Pengertian reaksi redoks

Reaksi redoks adalah reaksi kimia yang disertai perubahan bilangan oksidasi atau reaksi yang di dalamnya terdapat serah terima elektron anatar zat. Reaksi redoks sederhana dapat disetarakan dengan mudah tanpa metode khusus. Akan tetapi untuk reaksi yang cukup kompleks, ada dua metode yang dapat digunakan untuk meyetarakannnya, yaitu:

1. Metode bilangan oksidasi, yang digunakan untuk reaksi yang berlangsung tanpa atau dalam air, dan memiliki persamaan reaksi lengkap (bukan ionik).
2. Metode setengah reaksi (metode ion elektron), yang digunakan untuk reaksi yang berlangsung dalam air dan memiliki persamaan ionik.

1.       Metode bilangan oksidasi 
      Prinsip dasar metode ini adalah jumlah kenaikan bilangan oksidasi dari reduktor (zat yang teroksidasi) sama dengan jumlah penurunan bilangan reduksi dari oksidator (zat yang tereduksi). Untuk menyetarakan persamaan redoks dengan metode ini, harus ditempuh langkah-langkah sebagai berikut: 
1. Tulislah bilangan oksidasi setiap unsur untuk mengetahui unsur mana yang mengalami perubahan bilangan oksidasi.
2. Setarakan jumlah unsur yang mengalami perubahan bilangan oksidasi antara ruas kiri dengan ruas kanan dengan menambah koefisien yang tepat.
3. Tentukan jumlah berkurang dan bertambahnya bilangan oksidasi.
4. Setarakan jumlah perubahan jumlah bertambah dan berkurangnya bilangan oksidasi tersebut dengan memberi koefisien yang sesuai.
5. Setarakan unsur-unsur yang lainnya dalam urutan kation, anion, hidrogen, dan terakhir oksigen.

2.     Metode setengah reaksi atau metode ion elektron
      Prinsip dasar metode setengah reaksi adalah pemisahan reaksi oksidasi dan reaksi reduksi dalam reaksi redoks. Masing-masing reaksi tersebut dinamakan setengah reaksi oksidasi dan setengah reaksi reduksi. Kedua reaksi ini kemudian disetarakan secara terpisah, sebelum digabungkan kembali untuk memperoleh persamaan reaksi redoks yang sudah setara secara keseluruhan.
Ada beberapa hal yang perlu diperhatikan pada metode ini, yaitu:
Persamaan reaksi redoks merupakan penjumlahan dua setengah reaksi.
Jumlah elektron yang dilepaskan pada oksidasi sama dengan jumlah elektron yang ditangkap pada reduksi.
Suasana berlangsungnya reaksi.
Metode setengah reaksi digunakan untuk reaksi redoks yang memiliki persamaan reaksi ionik dimana serah terima elektron digambarkan dengan jelas. Pembahasan metode ini, dibagi menjadi dua kondisi, yaitu untuk suasana asam dan suasana basa atau netral. 
a. Reaksi redoks untuk larutan asam
Penyetaraan reaksi redoks untuk kondisi asam dilakukan dengan penambahan ion H+. Untuk menyetarakan persamaan redoks pada suasana asam, harus ditempuh langkah-langkah sebagai berikut: 
1. Tulislah bilangan oksidasi setiap unsur untuk mengetahui unsur mana yang mengalami perubahan bilangan oksidasi.
2. Tulislah kerangka setengah reaksi reduksi dan oksidasinya.
3. Setarakan jumlah unsur yang mengalami perubahan bilangan oksidasi antara ruas kiri dengan ruas kanan dengan menambah koefisien yang tepat.
4. Setarakan oksigen (O) dengan menambahkan H2O ke ruas yang kekurangan O
5. Setarakan hidrogen (H) dengan menambahkan H+ ke ruas yang kekurangan atom H
6. Setarakan muatan dengan menambahakan elektron (e-) ke ruas yang meuatannya lebih positif 
7. Samakan jumlah elektron pada reaksi reduksi dan oksidasi

^{ATURAN BILOKS (CARA MENENTUKAN BILANGAN OKSIDASI)}
     1. Bilangan oksidasi unsur bebas (monoatomik, diatomik, atau poliatomik) sama dengan 0 (nol). Misalnya : bilangan oksidasi Na, Mg, Fe, O, Cl2, H2, P4 dan S8 = 0
     2. Bilangan oksidasi unsur H dalam senyawa = +1, kecuali pada senyawa hidrida = –1 (misalnya : NaH)
     3. Bilangan oksidasi unsur O dalam senywa = –2, kecuali pada senyawa peroksida = –1 (misalnya : Na2O2, H2O2, BaO2), dan pada senyawa oksifluorida (OF2) = +2
     4. Bilangan oksidasi unsur logam dalam senyawa selalu positif dan nilainya sama dengan valensi logam tersebut. ( Misalnya : Biloks logam gol.IA= +1, gol.IIA=+2, gol.IIIA=+3)
     5. Bilangan oksidasi unsur golongan VIIA dalam senyawa = –1
     6. Bilangan oksidasi unsur dalam bentuk ion tunggal sama dengan muatannya. (Misalnya Biloks Na pada Na+= +1, Cl pada Cl-=–1, Mg pada Mg2+=+2)
     7. Jumlah bilangan oksidasi unsur-unsur dalam suatu senyawa sama dengan 0 (nol)

Pengertian Sel Elektrokimia

Sel Volta

Sel Volta merupakan jenis sel elektrokimia yang dapat menghasilkan energi listrik dari reaksi redoks yang berlangsung spontan. Sel Volta juga disebut dengan sel Galvani. Penamaan sel Volta dan sel Galvani diberikan untuk menghargai jasa penemu kedua sel ini,yaitu Alexander Volta dan Luigi Galvani. Pada sel Volta,anoda adalah kutup negatif dan katoda adalah kutup postif. Anoda dan katoda yang berupa logam dicelupkan kedalam larutan elektrolit yang mengandung masing-masing ion logamnya. Kedua larutan dihubungkan dengan jembatan garam, sedangkan kedua elektroda dihubungkan dengan kawat. Listrik yang dihasilkan diukur dengan Voltmeter yang dipasang pada kawat. Contoh reaksi redoks spontan dalam sel Volta yang menghasilkan energi listrik adalah reaksi antara seng dan tembaga.

            1. Notasi sel volta

Rangkaian sel volta dapat ditulis dalam bentuk notasi atau diagram sel. Dalam menuliskan diagram sel, anoda dituliskan di sebelah kiri dan katoda di sebelah kanan yang dipisahkan oleh jembatan garam. Jembatan garam dilambangkan dengan dua garis sejajar (||). Secara umum, notasi sel dituliskan sebagai berikut:

anoda | Larutan | | Larutan | katoda

sehingga pada sel volta di atas dituliskan dalam bentuk notasi sel :

Zn | Zn²⁺ | | Cu²⁺ | Cu

Notasi tersebut menyatakan bahwa pada anoda terjadi reaksi oksidasi Zn menjadi

Zn²⁺ , sedangkan di katoda terjadi reduksi ion Cu²⁺ menjadi Cu.

            2. Potensial Elektroda Standar

Pada sel volta yang tersusun dari Pada sel volta yang tersusun dari elektroda Zn dan Cu, ternyata elektroda Zn mengalami oksidasi. Hal ini menunjukkan bahwa logam Zn lebih cenderung mengalami oksidasi dibandi kan logam Cu. Untuk membandingkan kecenderungan logam-logam mengalami oksidasi digunakan elektroda hydrogen sebagai pembanding yang potensial elektrodanya adalah 0 volt. Potensial sel yang dihasilkan oleh elektroda logam dengan elektroda hidrogen pada kondisi standar, yaitu pada suhu 25°C, tekanan gas 1 atmosfer dan konsentrasi ion-ion 1M disebut potensial elektroda standar logam tersebut dan diberi lambang E°.

Potensial elektrode berkaitan dengan reaksi redoks sehingga ada dua jenis potensial elektrode, yaitu potensial reduksi dan potensial oksidasi . potensial oksidasi merupakan nilai yang sama dengan potensial reduksi dengan tanda berlawanan.

E° oksidasi = – E° reduksi

Contoh :

Reaksi reduksi :          Zn²⁺ + 2e → Zn          E° = -0,76 volt

Reaksi oksidasi :          Zn→ Zn²⁺ + 2e           E° = +0,76 volt

            3. Potensial Sel

perbedaan potensial dari kedua elektroda (katoda dan anoda) disebut beda potensial atau   potensial sel standar yang diberi lambar Esel.

Esel = E° katoda – E°anoda

Katoda merupakan tempat terjadi reaksi reduksi sehingga mempunyai E° lebih besar, sedangkan anoda merupakan tempat terjadi reaksi oksidasi sehingga mempunyai harga E° lebih kecil.

Potensial sel dapat digunakan untuk memperkirakan spontan tidaknya suatu reaksi redoks. Reaksi redoks berlangsung spontan bila Esel > 0 (positif) dan tidak spontan bila Esel < 0 (negatif).

Pengaruh Konsentrasi terhadap Potensial Sel

Sejauh ini potensial sel standar diukur dari potensial setengah sel juga pada keadaan standar sementara kebanyakan sel volta tidak beroperasi pada keadaan standarnya

Berdasarkan persamaan yang telah diketahui:

∆G = ∆Go + RT ln Q sedangkan

∆G = -nFEsel juga ∆Go = -nFEosel sehingga

-nFEsel = -nFEosel + RT ln Q

Esel = Eosel – (RT/nF) ln Q

            4. Deret Volta

Li K Ba Sr Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Cd Co Ni Sn Pb H Sb Bi Cu Hg Ag Pt

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.

Elektrolisis

Elektrolisis adalah sel yang menggunakan arus listrik untuk menghasilkan reaksi redoks yang diinginkan dan digunakan secara luas di dalam masyarakat kita. Baterai aki yang dapat diisi ulang merupakan salah satu contoh aplikasi sel elektrolisis dalam kehidupan sehari-hari. Baterai aki yang sedang diisi kembali (recharge) mengubah energi listrik yang diberikan menjadi produk berupa bahan kimia yang diinginkan. Air, H₂O, dapat diuraikan dengan menggunakan listrik dalam sel elektrolisis. Proses ini akan mengurai air menjadi unsur-unsur pembentuknya. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :     2 H₂O_(l)——>  2 H_2(g) + O_2(g)

Rangkaian sel elektrolisis hampir menyerupai sel volta. Yang membedakan sel elektrolisis dari sel volta adalah, pada sel elektrolisis, komponen voltmeter diganti dengan sumber arus (umumnya baterai). Larutan atau lelehan yang ingin dielektrolisis, ditempatkan dalam suatu wadah. Selanjutnya, elektroda dicelupkan ke dalam larutan maupun lelehan elektrolit yang ingin dielektrolisis. Elektroda yang digunakan umumnya merupakan elektroda inert, seperti Grafit (C), Platina (Pt), dan Emas (Au). Elektroda berperan sebagai tempat berlangsungnya reaksi. Reaksi reduksi berlangsung di katoda, sedangkan reaksi oksidasi berlangsung di anoda. Kutub negatif sumber arus mengarah pada katoda (sebab memerlukan elektron) dan kutub positif sumber arus tentunya mengarah pada anoda. Akibatnya, katoda bermuatan negatif dan menarik kation-kation yang akan tereduksi menjadi endapan logam. Sebaliknya, anoda bermuatan positif dan menarik anion-anion yang akan teroksidasi menjadi gas. Terlihat jelas bahwa tujuan elektrolisis adalah untuk mendapatkan endapan logam di katoda dan gas di anoda.

Ada dua tipe elektrolisis, yaitu elektrolisis lelehan (leburan) dan elektrolisis larutan. Pada proses elektrolisis lelehan, kation pasti tereduksi di katoda dan anion pasti teroksidasi di anoda. Sebagai contoh, berikut ini adalah reaksi elektrolisis lelehan garam NaCl (yang dikenal dengan istilah sel Downs) :

Katoda (-)            :   2 Na⁺_(l) + 2 e^– ——>  2 Na_(s) ……………….. (1)

Anoda (+)            :   2 Cl^–_(l) Cl_2(g) +  2 e^– ……………….. (2)

Reaksi sel            :   2 Na⁺_(l) +  2 Cl^–_(l) ——>  2 Na_(s) +  Cl_2(g) ……………….. [(1) + (2)]

Reaksi elektrolisis lelehan garam NaCl menghasilkan endapan logam natrium di katoda dan gelembung gas Cl₂ di anoda. Bagaimana halnya jika lelehan garam NaCl diganti dengan larutan garam NaCl? Apakah proses yang terjadi masih sama? Untuk mempelajari reaksi elektrolisis larutan garam NaCl, kita mengingat kembali Deret Volta (lihat Elektrokimia I : Penyetaraan Reaksi Redoks dan Sel Volta).

Pada katoda, terjadi persaingan antara air dengan ion Na⁺. Berdasarkan Tabel Potensial Standar Reduksi, air memiliki E°_red yang lebih besar dibandingkan ion Na⁺. Ini berarti, air lebih mudah tereduksi dibandingkan ion Na⁺. Oleh sebab itu, spesi yang bereaksi di katoda adalah air. Sementara, berdasarkan Tabel Potensial Standar Reduksi, nilai E°_red ion Cl^– dan air hampir sama. Oleh karena oksidasi air memerlukan potensial tambahan (overvoltage), maka oksidasi ion Cl^– lebih mudah dibandingkan oksidasi air. Oleh sebab itu, spesi yang bereaksi di anoda adalah ion Cl^–. Dengan demikian, reaksi yang terjadi pada elektrolisis larutan garam NaCl adalah sebagai berikut :

Katoda (-)            :   2 H₂O_(l) +  2 e^– ——>  H_2(g) +  2 OH^–_(aq) ……………….. (1)

Anoda (+)            :   2 Cl^–_(aq) ——>  Cl_2(g) +  2 e^– ……………….. (2)

Reaksi sel            :   2 H₂O_(l) +  2 Cl^–_(aq) ——>  H_2(g) +  Cl_2(g) +  2 OH^–_(aq) ……………………. [(1) + (2)]

Reaksi elektrolisis larutan garam NaCl menghasilkan gelembung gas H₂ dan ion OH­^‑ (basa) di katoda serta gelembung gas Cl₂ di anoda. Terbentuknya ion OH^– pada katoda dapat dibuktikan dengan perubahan warna larutan dari bening menjadi merah muda setelah diberi sejumlah indikator fenolftalein (pp). Dengan demikian, terlihat bahwa produk elektrolisis lelehan umumnya berbeda dengan produk elektrolisis larutan.

Selanjutnya kita mencoba mempelajari elektrolisis larutan Na₂SO₄. Pada katoda, terjadi persaingan antara air dan ion Na⁺. Berdasarakan nilai E°_red, maka air yang akan tereduksi di katoda. Di lain sisi, terjadi persaingan antara ion SO₄^2- dengan air di anoda. Oleh karena bilangan oksidasi S pada SO₄^-2 telah mencapai keadaan maksimumnya, yaitu +6, maka spesi SO₄^2- tidak dapat mengalami oksidasi. Akibatnya, spesi air yang akan teroksidasi di anoda. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

Katoda (-)            :   4 H₂O_(l) +  4 e^– ——>  2 H_2(g) +  4 OH^–_(aq) ……………….. (1)

Anoda (+)            :   2 H₂O_(l) ——>   O_2(g) +  4 H⁺_(aq) +  4 e^– ……………….. (2)

Reaksi sel            :   6 H₂O_(l) ——>  2 H_2(g) +  O_2(g) +  4 H⁺_(aq) +  4 OH^–_(aq) …………………….. [(1) + (2)]

6 H₂O_(l) ——>  2 H_2(g) +  O_2(g) +  4 H₂O_(l) …………………. [(1) + (2)]

2 H₂O_(l) ——>  2 H_2(g) +  O_2(g) …………………….. [(1) + (2)]

Dengan demikian, baik ion Na⁺ maupun SO₄^2-, tidak bereaksi. Yang terjadi justru adalah peristiwa elektrolisis air menjadi unsur-unsur pembentuknya. Hal yang serupa juga ditemukan pada proses elektrolisis larutan Mg(NO₃)₂ dan K₂SO₄.

Bagaimana halnya jika elektrolisis lelehan maupun larutan menggunakan elektroda yang tidak inert, seperti Ni, Fe, dan Zn? Ternyata, elektroda yang tidak inert hanya dapat bereaksi di anoda, sehingga produk yang dihasilkan di anoda adalah ion elektroda yang larut (sebab logam yang tidak inert mudah teroksidasi). Sementara, jenis elektroda tidak mempengaruhi produk yang dihasilkan di katoda. Sebagai contoh, berikut adalah proses elektrolisis larutan garam NaCl dengan menggunakan elektroda Cu :

Katoda (-)            :   2 H₂O_(l) +  2 e^– ——>  H_2(g) +  2 OH^–_(aq) ……………………..  (1)

Anoda (+)            :   Cu_(s) ——>  Cu²⁺_(aq) +  2 e^– ……………………..  (2)

Reaksi sel            :   Cu_(s) +  2 H₂O_(l) ——>  Cu²⁺_(aq) +  H_2(g) +  2 OH^–_(aq) ……………………..  [(1) + (2)]

Dari pembahasan di atas, kita dapat menarik beberapa kesimpulan yang berkaitan dengan reaksi elektrolisis :

1. Baik elektrolisis lelehan maupun larutan, elektroda inert tidak akan bereaksi; elektroda tidak inert hanya dapat bereaksi di anoda
2. Pada elektrolisis lelehan, kation pasti bereaksi di katoda dan anion pasti bereaksi di anoda
3. Pada elektrolisis larutan, bila larutan mengandung ion alkali, alkali tanah, ion aluminium, maupun ion mangan (II), maka air yang mengalami reduksi di katoda
4. Pada elektrolisis larutan, bila larutan mengandung ion sulfat, nitrat, dan ion sisa asam oksi, maka air yang mengalami oksidasi di anoda

PersamaanNerst

PersamaanNerstmenjadi:

Bila E° merupakan potensial electrode baku, maka kadar lebih menonjol terlihat daripada aktivitas.

Perubahan satu unit logaritma akan merubah harga E dengan 59,16/mV.

Persamaan 1 atauoksidasi/reduksi adalah persamaan yang bolak-balikdalam keseimbangan, danmengikutikaidah termodinamika.

Hubungan pH

Rumusuntukmengukur pH dikemukakanoleh Nernst.

                   RT
E = E.° - ———— log [H+]

                     nF

E⁰ adalah potensial dasar untuk setiap elektrolit yang digunakan R = tetapan gas, T = Suhumutlak (Kelvin), F= bilangan Faraday =96845, coulomb/mol, dan n = jumlahelektron yang terlibat dalam proses tersebut

Untuk n =1, makafaktor RT/nF =0,591. (25^o C).Maka Sorenson merumuskan:

E = E^o-0,591 pH.

Aplikasi Persamaan Nernst

Saat Q < 1 sehingga [reaktan] > [produk] maka Esel > Eosel

Saat Q = 1 sehingga [reaktan] = [produk] maka Esel = Eosel

Saat Q > 1 sehingga [reaktan] < [produk] maka Esel < Eosel

Jika kita memasukkan nilai R dan T pada 298

Esel = Eosel – (0,0592 V/n) log Q (pada 25oC)

                         Nama : Andy Nur Muhammad Guntur K

     NIM : 15630001