REDOKS DAN ELEKTROKIMIA
8.1. 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.
8.1.1. 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
8.2. Penyetaraan Reaksi Redoks
Reaksi redoks dapat disetarakan dengan cara langsung (cara bilangan oksidasi) atau cara setengah reaksi.
8.2.1. 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 :
Fe+2 + MnO4- à Fe3+ + Mn2+
5Fe+2 + MnO4- à 5Fe3+ + Mn2+
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)
8.2. 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- + S2O32- à Cl- + S4O62-
Jawab :
ClO3- + S2O32- à Cl- + S4O62-
ClO3- + 6e- à Cl-
{2(S2O32-) à S4O62- + 2e-} x3
ClO3- + 6S2O32- à Cl- + 3S4O62-
Ruas kanan kekurangan 3 atom O
ClO3- + 6S2O32- à Cl- + 3S4O62- + 3H2O
Ruas kiri kekurangan 6 atom H
ClO3- + 6S2O32- + 6H+ à Cl- + 3S4O62- + 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)
8.3. Elektrokimia
Elektrokimia adalah bidang ilmu kimia yang mempelajari perubahan energi kimia menjadi energi listrik atau sebaliknya.
8.3.1. 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
Sel Volta / Galvani Sel Elektrolisis
Gambar 8.1. Sel volta dan sel elektrolisis
8.3.2. 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 à cenderung mengalami reduksi (bersifat oksidator)
- Bila Eo < 0 à 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
8.3.3. Potensial Standar Sel (Eosel)
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 = Eoreduksi - Eooksidasi
Contoh :
Hitung Eosel untuk reaksi berikut :
1. Zn + Cu2+ à Zn2+ + Cu
Jawab :
Zn2+ + 2e‑ = Zn Eo = -0,76 V
Cu2+ + 2e‑ = Cu Eo = 0,34 V
Karena Eo Cu > Eo Zn, maka
Cu à mengalami reduksi
Zn à mengalami oksidasi
Eosel = Eoreduksi - Eooksidasi
= {0,34 - (-0,76)} V
Eosel = 1,1 V
8.3.4. Persamaan Nernst
Esel = Eosel - ln
Contoh :
Hitung nilai Esel untuk reaksi pada 25oC
Zn + Cu2+ à Zn2+ + Cu
Bila diketahui konsentrasi Zn2+ = 0,4 M dan konsentrasi Cu2+ = 0,2 M !
Jawab :
Esel = Eosel - ln
Dari contoh soal Eosel, diketahui Eosel untuk reaksi di atas adalah 1,1 V.
Esel = Eosel - ln
Esel = 1,1 V – 8,9.10-3 V
Esel = 1,09 V
8.4. 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
E = atau E =
Ar = massa atom relatif
Mr = massa molekul relatif
n = jumlah elektron yang terlibat
F =
i = arus (ampere)
t = waktu (detik)
w = x
8.5. Kespontanan Reaksi
Suatu reaksi dapat dikatakan spontan apabila memenuhi persyaratan termodinamika, yaitu energi bebas Gibbsnya (DGo) sama dengan nol. Nilai DGo dapat ditentukan dari potensial standar sel dengan rumus
DGo = - n F Eosel
Dengan demikian, dapat ditarik kesimpulan bahwa bila suatu sel mempunyai Eosel positif, maka DGo 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, 5th edition, John Wiley and Sons, New York, 1990
- Briggs,J., Chemistry for “0” Level, 2nd 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
0 komentar:
Posting Komentar