Tuesday, 13 May 2014

Redoks dan Elektrokimia

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 à Cu²⁺ + 2e^-

Sedangkan reaksi reduksi adalah peristiwa penangkapan elektron, dimana suatu zat menerima elektron dari zat lain.

Contoh : Cu²⁺ + 2e^- à 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 à biloks O = +2

o Senyawa peroksida (H₂O₂, Na₂O₂) à 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 à tambahkan OH^- pada ruas kiri

Jika muatan kiri < kanan à tambahkan H⁺pada ruas kiri

- Samakan jumlah H dengan menambahkan H₂O pada ruas kanan

Contoh :

Jumlah muatan kiri = +9

Jumlah muatan kanan = +17

Selisih muatan = +8 di ruas kiri (kiri < kanan)

5Fe⁺² + MnO₄^- + 8 H⁺ à 5Fe³⁺ + Mn²⁺

Jumlah H dan O di ruas kanan dan kiri tidak sama

5Fe⁺² + MnO₄^- + 8 H⁺ à 5Fe³⁺ + Mn²⁺ + 4H₂O (reaksi total)

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

H⁺

1. ClO₃^- + S₂O₃^2- à Cl^- + S₄O₆^2-

Jawab :

ClO₃^- + S₂O₃^2- à Cl^- + S₄O₆^2-

ClO₃^- + 6e^-à Cl^-

{2(S₂O₃^2-) à S₄O₆^2- + 2e^-} x3

ClO₃^- + 6S₂O₃^2- à Cl^- + 3S₄O₆^2-

Ruas kanan kekurangan 3 atom O

ClO₃^- + 6S₂O₃^2- à Cl^- + 3S₄O₆^2- + 3H₂O

Ruas kiri kekurangan 6 atom H

ClO₃^- + 6S₂O₃^2- + 6H⁺ à Cl^- + 3S₄O₆^2- + 3H₂O (reaksi total)

OH^-

2. Cl₂ + IO₃^- à IO₄^- + Cl^-

Jawab :

Cl₂ + IO₃^- à IO₄^- + Cl^-

Cl₂ + 2e^- à 2Cl^-

IO₃^- à IO₄^- + 2e^-

Ruas kiri kekurangan satu atom O

Cl₂ + IO₃^- + 2OH^- à IO₄^- + Cl^-

Jumlah atom H dan O di ruas kiri dan kanan tidak sama

Cl₂ + IO₃^- + 2OH^- à 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. Sel elektrokimia dapat dibagi menjadi

1. Sel Volta / Sel Galvani à merubah energi kimia menjadi energi listrik

Contoh : batere (sel kering), accu

2. Sel Elektrolisis à merubah energi listrik menjadi energi kimia

Contoh : penyepuhan, pemurnian logam

Gambar 8.1. Sel volta dan sel elektrolisis

3.2. Potensial Elektroda Standar (E^o)

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, E^o nya adalah 0,00V.

- Bila E^o > 0 à cenderung mengalami reduksi (bersifat oksidator)

- Bila E^o < 0 à cenderung mengalami oksidasi (bersifat reduktor)

Nilai – nilai E^o untuk berbagai spesi dapat dilihat pada gambar 8.2.

Gambar 8.2. Potensial reduksi standar berbagai ion

3.3. Potensial Standar Sel (E^o_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.

E^o_sel = E^o_reduksi - E^o_oksidasi

Contoh :

Hitung E^o_sel untuk reaksi berikut :

1. Zn + Cu²⁺ à Zn²⁺ + Cu

Jawab :

Zn²⁺ + 2e^‑ = Zn E^o = -0,76 V

Cu²⁺ + 2e^‑ = Cu E^o = 0,34 V

Karena E^o Cu > E^o Zn, maka

Cu à mengalami reduksi

Zn à mengalami oksidasi

E^o_sel = E^o_reduksi - E^o_oksidasi

= {0,34 - (-0,76)} V

E^o_sel = 1,1 V

3.4. Persamaan Nernst

Contoh :

Hitung nilai E_sel untuk reaksi pada 25^oC

Zn + Cu²⁺ à Zn²⁺ + Cu

Bila diketahui konsentrasi Zn²⁺ = 0,4 M dan konsentrasi Cu²⁺ = 0,2 M !

Jawab :

Dari contoh soal E^osel, diketahui E^osel untuk reaksi di atas adalah 1,1 V.

4. Elektrolisis

Ketika arus listrik dialirkan melalui senyawa ionik dan senyawa tersebut mengalami reaksi kimia, maka terjadilah peristiwa elektrolisis. Zat yang mengalami elektrolisis disebut elektrolit. Elektrolisis adalah proses yang sangat penting dalam industri. Proses ini digunakan dalam industri – industri estraksi atau pemurnian logam. Untuk menentukan berat zat yang dihasilkan pada proses elektrolisis, digunakan hukum Faraday, yaitu:

w = E x F

w = berat zat hasil elektrolisis

E = massa ekivalen zat elektrolisis

F = jumlah arus listrik

Ar = massa atom relatif

Mr = massa molekul relatif

n = jumlah elektron yang terlibat

i = arus (ampere)

t = waktu (detik)

5. Kespontanan Reaksi

Suatu reaksi dapat dikatakan spontan apabila memenuhi persyaratan termodinamika, yaitu energi bebas Gibbsnya (DG^o) sama dengan nol. Nilai DG^o dapat ditentukan dari potensial standar sel dengan rumus

DG^o = - n F E^o_sel

Dengan demikian, dapat ditarik kesimpulan bahwa bila suatu sel mempunyai E^o_sel positif, maka DG^o akan negatif dan reaksinya spontan.

DAFTAR PUSTAKA

Achmad, H., Penuntun Belajar Kimia TPB II; Elektro Kimia, Departemen Kimia FMIPA – ITB, Bandung, 1982
Brady, J.E., General Chemistry : Principles and Structure, 5^th edition, John Wiley and Sons, New York, 1990
Briggs,J., Chemistry for “0” Level, 2^nd edition, Longman, Singapore, 2000
Syukri, S., Kimia Dasar 1, Penerbit ITB, Bandung, 1999
Syukri, S., Kimia Dasar 2, Penerbit ITB, Bandung, 1999
Syukri, S., Kimia Dasar 3, Penerbit ITB, Bandung, 1999

Tuesday, 13 May 2014

Redoks dan Elektrokimia

No comments :

Post a Comment

Subscribe

Ads

Recent Posts

Like us

Labels

Contact Form