Redoks dan Sel Elektrokimia

Pengertian

Reaksi kimia dapat digolongkan menjadi berbagai macam reaksi. Salah satu diantaranya adalah reaksi yang berkaitan dengan perubahan bilangan oksidasi dari atom-atom sebelum dan sesudah reaksi. Dari tinjauan bilangan oksidasi reaksi dapat dibedakan menjadi 2 jenis reaksi yaitu :

1.    Golongan reaksi dimana atom-atom yang terlibat tidak mengalami perubahan bilangan oksidasi sebelum dan sesudah reaksi. Reaksi dimana atom-atom yang terlibat tidak mengalami perubahan bilangan oksidasi disebut reaksi bukan reduksi-oksidasi yang lazim disebut reaksi bukan redoks.

2.    Golongan reaksi dimana diantara atom-atom yang terlibat ada yang mengalami perubahan bilangan oksidasi. Sebelum dan sesudah reaksi bilangan oksidasi atom-atom yang terlibat tidak sama (berubah). Reaksi ini disebut reaksi reduksi-oksidasi (reaksi redoks).

A.  PENGERTIAN REAKSI REDOKS

Redoks ( reduksi-oksidasi). Reduksi adalah penerimaan elektron atau penurunan bilangan oksidasi, sedangkan oksidasi adalah pelepasan elektron atau peningkatan bilangan oksidasi

CONTOH : REAKSI REDUKSI

Cu²⁺(aq) + 2e óCu (s)      Ag⁺(aq) + e ó Ag(s)

CONTOH : REAKSI OKSIDASI

Zn(s) ó Zn²⁺(aq)+ 2e      Al(s) ó Al³⁺(aq) + 3e

Aturan-aturan penentuan bilangan oksidasi :

1.        Atom-atom dalam unsur memiliki bilangan oksidasi nol

2.        Atom H dalam senyawa memiliki bilangan oksidasi +1

3.        Dalam hidrida logam (misal NaH, BaH₂, AlH₃) bilangan oksidasi H = -1

4.        Atom O dalam senyawa memiliki

5.        Dalam senyawa F₂O, bilangan oksidasi O = +2

6.        Dalam peroksida (misal H₂O₂, Na₂O₂, BaO₂) bilangan oksidasi O= -1

7.        Atom logam dalam senyawa memiliki bilangan oksidasi positif

8.        Jumlah bilangan oksidasi atom-atom dalam senyawa = Nol

9.        Jumlah bilangan oksidasi atom-atom dalam ion = muatan ion

10.    Jika dua atom berikatan, bilangan oksidasi negatif selalu dimiliki atom yang keelektronegatifannya lebih besar

Konsep-konsep dasar Redoks

1.    Oksidasi adalah peristiwa pelepasan elektron atau penambahan (kenaikan) bilangan oksidasi

2.    Reduksi adalah peristiwa penangkapan elektron atau pengurangan (penurunan)  bilangan oksidasi

3.    Reduktor (pereduksi) adalah zat yang mengalami oksidasi atau zat yang melepaskan elektron, atau zat yang bilangan oksidasinya naik

4.    Oksidator adalah zat yang mengalami reduksi atau zat yang menangkap elektron atau zat yang bilangan oksidasinya turun

5.    Redoks adalah reaksi yang terdiri dari peristiwa reduksi dan oksidasi atau reaksi perubahan bilangan oksidasi

6.    Reaksi disproporsionasi (autoredoks) adalah reaksi redoks dimana hanya satu jenis atom yang mengalami reduksi dan oksidasi atau reaksi redoks dimana hanya satu jenis atom yang bilangan oksidasinya berubah

7.    Mol elektron adalah selisih bilangan oksidasi

PENYETARAAN REAKSI REDOKS

A.  METODE BILANGAN OKSIDASI

Langkah-langkah penyetaraan reaksi :

1.    Menentukan unsur yang mengalami oksidasi dan reduksi berdasarkan perubahan bilangan oksidasi tiap unsur

2.    Menyetarakan jumlah unsur yang mengalami redoks dengan menambahkan koefisien yang sesuai

3.    Menentukan besarnya kenaikan atau penurunan bilangan oksidasi dari unsur-unsur yang mengalami perubahan bilangan oksidasi

4.    Meneyetarakan perubahan bilangan oksidasi tersebut dengan memberikan koefisien yang sesuai

5.    Menyetarakan jumlah atom H dan O serta unsur-unsur yang lain

B.  METODE SETENGAH REAKSI (ION ELEKTRON)

Langkah-langkah penyetaraan reaksi:

1.    Menuliskan zat-zat yang mengalami reaksi redoks saja

2.    Memisahkan reaksi menjadi 2, setengah reaksi reduksi dan setengah reaksi oksidasi

3.    Menyetarakan atom-atom yang mengalami redoks, kecuali atom hydrogen (H) dan oksigen (O)

4.    Menyetarakan atom oksigen (O) dengan menambahkan molekul H2O ke ruas yang kekurangan oksigen

5.    Menyetarakan atom Hidrogen (H) dengan menambahkan ion H+ ke ruas yang kekurangan atom H

6.    Menyetarakan muatan dengan menambahkan elektron ke ruas yang memiliki muatan lebih positif

7.    Menyamakan jumlah elektron pada kedua persamaan setengah reaksi reduksi dan oksidasi

8.    Menyatukan kedua persamaan setengah reaksi menjadi reaksi redoks yang utuh

9.    Mengembalikan ke bentuk reak.

PENGERTIAN SEL ELKTROKIMIA

Transfer elektron pada reaksi redoks dalam larutan berlangsung melalui kontak langsung antara partikel-partikel berupa atom , molekul atau ion yang saling serah terima elektron. Pembahasan transfer elektron melalui sirkuit luar sebagai gejala listrik, dan reaksi redoks yang seperti ini akan dipelajari pada elektrokimia.

Sel elektrokimia merupakan suatu sel atau tempat terjadinya aliran elektron yang disebabkan oleh perubahan energi kimia menjadi energi listrik atau sebaliknya. Sel ini dikelompokkan menjadi dua macam yaitu :

1. Sel Volta

2. Sel Elektrolisis

Sel Volta melibatkan perubahan energi kimia menjadi energi listrik sedangkan sel elektrolisis melibatkan perubahan energi listrik menjadi energi kimia. Bagaimanakah proses terjadinya perubahan energi tersebut?

SEL VOLTA

Sel Volta (sel galvani) memanfaatkan reaksi spontan (∆G < 0) untuk membangkitkan energi listrik, selisih energi reaktan (tinggi) dengan produk (rendah) diubah menjadi energi listrik. Sistem reaksi melakukan kerja terhadap lingkungan. Sel Elektrolisa memanfaatkan energi listrik untuk menjalankan reaksi non spontan (∆G > 0) lingkungan melakukan kerja terhadap system. Kedua tipe sel menggunakan elektroda, yaitu zat yang menghantarkan listrik antara sel dan lingkungan dan dicelupkan dalam elektrolit (campuran ion) yang terlibat dalam reaksi atau yang membawa muatan.

KOMPONEN SEL VOLTA

Rangkaian sel elektrokimia pertama kali dipelajari oleh LUIGI GALVANI (1780) dan ALESSANDRO VOLTA (1800). Sehingga disebut sel Galvani atau sel Volta. Keduanya menemukan adanya pembentukan energi dari reaksi kimia tersebut. Energi yang dihasilkan dari reaksi kimia sel Volta berupa energi listrik. Sel Volta terdiri atas elektroda (logam seng dan tembaga) larutan elektrolit (ZnSO4 dan CuSO4), dan jembatan garam (agar-agar yang mengandung KCl). Logam seng dan tembaga bertindak sebagai elektroda. Keduanya dihubungkan melalui sebuah voltmeter. Elektroda tempat berlangsungnya oksidasi disebut Anoda (elektroda negatif), sedangkan elektroda tempat berlangsungnya reduksi disebut Katoda (elektroda positif)

ELEKTRODA

Elektroda terbagi menjadi dua jenis yaitu anoda dan katoda. Setengah reaksi oksidasi terjadi di anoda. Elektron diberikan oleh senyawa teroksidasi (zat pereduksi) dan meninggalkan sel melalui anoda. Setengah reaksi reduksi terjadi di katoda. Elektron diambil oleh senyawa tereduksi (zat pengoksidasi) dan masuk sel melalui katoda. Setengah sel oksidasi: anoda berupa batang logam Zn dicelupkan dalam ZnSO4. Setengah sel reduksi: katoda berupa batang logam Cu dicelupkan dalam CuSO4. Terbentuk muatan relatif pada kedua elektroda dimana anoda bermuatan negatif dan katoda bermuatan positif. Kedua sel juga dihubungkan oleh jembatan garam yaitu tabung berbentuk U terbalik berisi pasta elektrolit yang tidak bereaksi dengan sel redoks gunanya untuk menyeimbangkan muatan ion (kation dan anion). Dimungkinkan menggunakan elektroda inaktif yang tidak ikut bereaksi dalam sel volta ini misalnya grafit dan platinum.

NOTASI SEL VOLTA

•Sel Volta dinotasikan dengan cara yang telah disepakati (untuk sel Zn/Cu2+)

Zn(s)|Zn2+(aq)║Cu2+(aq)|Cu(s)

Penulisan notasi sel volta mengikuti konvensi umum sebagai berikut.

·       Komponen-komponen pada kompartemen anoda (setengah sel oksidasi) ditulis pada bagian kiri, sedangkan komponen-komponen pada kompartemen katoda (setengah sel reduksi) ditulis pada bagian kanan.

·       Tanda dua garis vertikal ( || ) melambangkan jembatan garam yang memisahkan kedua setengah sel.

·       Tanda satu garis vertikal ( | ) melambangkan batas fase antara komponen-komponen dengan fase berbeda. Sebagai contoh, Ni(s) | Ni²⁺(aq) mengindikasikan bahwa Ni padat berbeda fase dengan larutan Ni²⁺.

·       Tanda koma (,) digunakan untuk memisahkan komponen-komponen dalam fase yang sama. Sebagai contoh, suatu sel volta dengan anoda Co dan katoda inert Pt, di mana terjadi oksidasi Co menjadi Co²⁺ dan reduksi Fe³⁺ menjadi Fe²⁺, dinotasikan sebagai berikut.

Co(s) | Co²⁺(aq) || Fe³⁺(aq), Fe²⁺(aq) | Pt(s)

·       Jika diperlukan, konsentrasi dari komponen-komponen terlarut ditulis dalam tanda kurung. Sebagai contoh, jika konsentrasi dari larutan Zn²⁺ dan Cu²⁺ adalah 1 M keduanya, maka dituliskan seperti berikut.

Zn(s) | Zn²⁺(aq, 1 M) || Cu²⁺(aq, 1 M) | Cu(s)

POTENSIAL SEL

Sel volta menjadikan perubahan energi bebas reaksi spontan menjadi energi listrik. Energi listrik ini berbanding lurus dengan beda potensial antara kedua elektroda (voltase) atau disebut juga potensial sel (Esel) atau gaya electromotive (emf). Untuk proses spontan Esel > 0, semakin positif Esel semakin banyak kerja yang bisa dilakukan oleh sel.Satuan yang dgunakan 1 V = 1 J/C. Potensial sel sangat dipengaruhi oleh suhu dan konsentrasi, oleh karena itu potensial sel standar diukur pada keadaan standar (298 K, 1 atm untuk gas, 1 M untuk larutan dan padatan murni untuk solid).

POTENSIAL SEL STANDAR

Adanya arus listrik berupa aliran elektron pada sel volta disebabkan oleh adanya beda potensial antara kedua elektrode yang disebut juga dengan potensial sel (E_sel) ataupun gaya gerak listrik (ggl) atau electromotive force (emf). Potensial sel yang diukur pada keadaan standar (suhu 25°C dengan konsentrasi setiap produk dan reaktan dalam larutan 1 M dan tekanan gas setiap produk dan reaktan 1 atm) disebut potensial sel standar (E°_sel). Nilai potensial sel sama dengan selisih potensial kedua elektrode. Menurut kesepakatan, potensial elektrode standar mengacu pada potensial reaksi reduksi.

E°_sel = E°_katode – E°_anode

Katode adalah elektrode yang memiliki nilai E° lebih besar (positif), sedangkan anode adalah elektrode yang memiliki nilai E° lebih kecil (negatif).

Potensial elektroda standar adalah potensial yang terkait dengan setengah reaksi yang ada (wadah elektroda) Menurut kesepakatan potensial elektroda standar selalu ditulis dalam setengah reaksi reduksi. Bentuk teroksidasi + ne à bentuk tereduksi E 1/2 sel. Potensial elektroda standar seperti halnya besaran termodinamika dapat dibalik dengan mengubah tandanya E sel = E katoda – E anoda Ilmuwan telah menyepakati untuk memilih setengah reaksi rujukan dengan nilai 0 untuk reaksi:

2H+(aq, 1 M) + 2e à H2(g, 1 atm)  E^o rujukan = 0

H2(g, 1 atm) à 2H+(aq, 1 M) + 2e^– E^o rujukan = 0

Dengan nilai rujukan ini kita bisa menyusun sel volta yang menggunakan elektroda hidrogen standar sebagai salah satu elektrodanya dan mengukur potensial sel dengan alat ukur, kemudian kita dapat menentukan potensial elektroda standar banyak zat secara luas. Semua nilai adalah relatif terhadap elektroda hidrogen standar (referensi)

2H+ (aq, 1 M) + 2e Û H2 (g, 1 atm)

Menurut konvensi semua setengah reaksi ditulis sebagai reaksi reduksi artinya semua reaktan pengoksidasi dan semua produk pereduksi. Nilai Eo yang diberikan adalah setengah reaksi tertulis, semakin positif nilainya semakin besar kecenderungan reaksi tersebut terjadi. Nilai Eo memiliki nilai yang sama tetapi berbeda tanda jika reaksinya kita balik. Berdasarkan tabel semakin keatas semakin oksidator dan semakin kebawah semakin reduktor.

REAKSI REDOKS SPONTAN

Setiap reaksi redoks adalah jumlah dari kedua setengah reaksi, sehingga akan ada reduktor dan oksidator ditiap-tiap sisi reaksi Berdasarkan tabel maka reaksi spontan (Eosel> 0) akan terjadi antara oksidator (sisi reaktan) dan reduktor (sisi produk) yang terletak dibawahnya. Misal Cu2+ (kiri) dan Zn (kanan) bereaksi spontan dan Zn terletak dibawah Cu2+Logam yang dapat menggantikan H2 dari asam. Ambil salah satu logam, tuliskan reaksi oksidasinya lalu jumlah untuk memperoleh Eosel jika positif maka H2 akan terlepas. Logam yang tidak dapat menggantikan H2, dengan langkah yang sama, namun jika hasilnya Eosel < 0, maka reaksi tidak spontan. Logam yang dapat menggantikan H2 dari air, logam yang terletak dibawah reduksi air. Logam yang dapat menggantikan logam lain dari larutannya, yaitu logam yang terletak dibagian bawah tabel dapat mereduksi logam yang terletak dibagian atas tabel.

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

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 25^oC)

Artikel oleh : guruh prasetya (13630034)