Bab 2 : Reaksi Redoks dan Elektrokimia

Peta Konsep A A+B B Biloks Turun (Oksidator) Mengalami Reduksi Jumlah Elektron yang Diterima A+B sama dengan B Jumlah Elektron yang Dilepas Biloks Naik (Reduktor) Mengalami Oksidasi Pengaruh Arus Listrik pada Reaksi Kimia (Elektrolisis) Reduksi mengalami Bagian Elektrode Negatif (Katode) tertarik ke menyebabkan melewati Lelehan/Larutan Senyawa Arus Listrik Searah Terurai Oksidasi tertarik ke mengalami Bagian Elektrode Positif (Anode)

Reaksi redoks terdiri atas reaksi oksidasi dan reaksi reduksi. Peristiwa suatu atom melepaskan elektron disebut oksidasi. Peristiwa suatu atom menerima elektron disebut reduksi. Reaksi kalium dengan klorin merupakan reaksi redoks (reduksi oksidasi). Oksidasi (pelepasan elektron): K → K+ + e– Reduksi (penerimaan elektron): Cl + e– → Cl–

A. Penyetaraan Persamaan Reaksi Redoks 1. Metode Bilangan Oksidasi Langkah-langkah yang perlu dilakukan: Menuliskan zat-zat yang bereaksi di sebelah kiri tanda panah dan zat-zat hasil reaksi di sebelah kanan tanda panah. Menandai biloks semua atom yang terlibat dalam reaksi redoks. Menandai atom-atom yang mengalami perubahan biloks dan menghitung besarnya perubahan biloks. Jika atom yang mengalami redoks lebih dari satu dalam rumus ion/molekulnya, hitunglah jumlah perubahan redoks (jumlah atom dikalikan perubahan biloks).

Jumlah perubahan biloks zat reduktor dituliskan sebagai koefisien zat oksidator, sedangkan jumlah perubahan biloks zat oksidator dituliskan sebagai koefisien zat reduktor. Sederhanakan perbandingan perubahan biloks, misalnya 2 : 4 disederhanakan menjadi 1 : 2. Menyamakan atom-atom yang mengalami redoks. Menyetarakan jumlah muatan ruas kiri dan ruas kanan: dalam suasana asam dengan cara menambah H+; dalam suasana basa dengan cara menambah OH–. Jumlah atom H ruas kiri dan kanan disamakan dengan menambahkan H2O.

Langkah ke-1: Al + NO3– → AlO2– + NH3 Contoh: Tuliskan persamaan reaksi ion yang terjadi antara Al dan NO3–dalam suasana basa dengan cara perubahan biloks jika diketahui perubahan yang terjadi Al/AlO2 – dan NO3–/NH3. Jawab: Langkah ke-1: Al + NO3– → AlO2– + NH3 Langkah ke-2: Al + NO3– → AlO2– + NH3 +5 6 +3 4 3 +3 Langkah ke-3: Al + NO3– → AlO2– + NH3 +5 +3 3 ∆biloks = +3 – 0 = 3 ∆biloks = +5 – (–3) = 8

Langkah ke-4: reduktor (Al) mengalami perubahan biloks sebanyak 3 maka angka 3 dituliskan di depan oksidator (NO3–). Al + 3 NO3– → AlO2– + NH3 Oksidator (NO3–) mengalami perubahan biloks sebanyak 8 maka angka 8 dituliskan di depan reduktor (Al). 8 Al + 3 NO3– → AlO2– + NH3 Langkah ke-5: jumlah atom Al di ruas kiri 8 maka jumlah Al di ruas kanan juga harus 8. Jumlah atom N di ruas kiri 3 maka jumlah N di ruas kanan juga harus 3. 8 Al + 3 NO3– → 8 AlO2– + 3 NH3

8 Al + 3 NO3– + 5 OH– + 2 H2O → 8 AlO2– + 3 NH3 Langkah ke-6: jumlah muatan di ruas kiri –3, sedangkan di ruas kanan –8. Oleh karena itu, di ruas kiri perlu ditambah OH– sebanyak 5 (aturan 6b). 8 Al + 3 NO3 – + 5 OH– → 8 AlO2– + 3 NH3 Langkah ke-7: jumlah atom H di ruas kiri 5, sedangkan di ruas kanan 3 x 3 = 9. Oleh karena itu, di ruas kiri perlu ditambah H2O sebanyak 2. 8 Al + 3 NO3– + 5 OH– + 2 H2O → 8 AlO2– + 3 NH3

2. Metode Ion-Elektron Langkah-langkah yang perlu dilakukan: Menuliskan perubahan-perubahan yang terjadi pada setengah sel reaksi ion oksidasi dan setengah sel reaksi ion reduksi. Menyamakan jumlah atom-atom yang mengalami redoks. 3. a. Dalam suasana asam Ruas yang kekurangan O ditambah H2O, sedangkan ruas yang kekurangan H ditambah H+. b. Dalam suasana basa Ruas yang kekurangan O ditambah OH– (biasanya sebanyak 2 kali yang diperlukan), sedangkan ruas yang kekurangan H ditambah H2O.

Menyamakan muatan dengan menambah elektron (partikel bermuatan negatif). Pada setengah sel reaksi ion oksidasi (reduktor), elektron ditambahkan pada sebelah kanan tanda panah, sedangkan pada setengah sel reaksi ion reduksi (oksidator), elektron ditambahkan pada sebelah kiri tanda panah. Menyamakan banyaknya elektron yang dilepas oleh reduktor dengan banyaknya elektron yang diterima oleh oksidator. Dijumlahkan.

Contoh: Tuliskan persamaan reaksi ion yang terjadi antara KMnO4 dengan HCl jika diketahui perubahan yang terjadi MnO4–/Mn2+ dan Cl–/Cl2. Jawab: Reaksi dalam suasana asam (HCl) Langkah ke-1: oksidasi : Cl– → Cl2 reduksi : MnO4– → Mn2+ Langkah ke-2: oksidasi : 2 Cl– → Cl2 reduksi : MnO4– → Mn2+ Langkah ke-3: oksidasi : 2 Cl– → Cl2 reduksi : MnO4– → Mn2+ + 4 H2O MnO4– + 8 H+ → Mn2+ + 4 H2O

Langkah ke-4: oksidasi : 2 Cl– → Cl2 + 2 e– reduksi : MnO4– + 8 H+ + 5 e– → Mn2+ + 4 H2O Langkah ke-5: reduktor melepaskan 2 elektron, sedangkan oksidator menerima 5 elektron. Agar banyaknya elektron yang dilepas oleh reduktor sama denganbanyaknya elektron yang diterima oleh oksidator maka ruas reduktor dikalikan 5, sedangkan ruas oksidator dikalikan 2. oksidasi : (2 Cl– → Cl2 + 2 e–) x 5 reduksi : (MnO4– + 8 H+ + 5 e– → Mn 2+ + 4 H2O) x 2 Langkah ke-6: oksidasi : 10 Cl– → 5 Cl2 + 10 e– reduksi : 2 MnO4– + 16 H+ + 10 e– → 2 Mn2+ + 8 H2O redoks : 10 Cl– + 2 MnO4– + 16 H+ → 5 Cl2 + 2 Mn2+ + 8 H2O

B. Penyetaraan Persamaan Reaksi Redoks Molekuler 2. Cara Perubahan Bilangan Oksidasi Langkah-langkah yang diperlukan: Tandai biloks masing-masing atom dalam senyawanya. Tandai atom-atom yang mengalami perubahan biloks dan hitung besar perubahan biloks. Jika atom yang mengalami perubahan biloks lebih dari satu dalam rumus molekulnya, hitunglah jumlah perubahan biloks (jumlah atom x biloks). Tuliskan perbandingan biloks zat reduktor dengan biloks zat oksidator. Jika memungkinkan, jadikan dalam bentuk paling sederhana. Misalnya, 2 : 4 disederhanakan menjadi 1 : 2.

Jumlah perubahan biloks zat reduktor (setelah disederhanakan) tuliskan sebagai koefisien zat oksidator. Jumlah perubahan biloks zat oksidator (setelah disederhanakan) tuliskan sebagai koefisien zat reduktor. Lengkapilah persamaan reaksinya dengan menyamakan atom-atom yang mengalami perubahan biloks, atom- atom selain H dan O, atom O, dana atom H.

MnO2 + KClO3 + KOH → K2MnO4 + KCl + H2O Contoh: Setarakan persamaan reaksi: MnO2 + KClO3 + KOH → K2MnO4 + KCl + H2O Jawab: Langkah ke-1: MnO2+ KClO3+ KOH → KCl + K2MnO4 + H2O +4 4 +1 +5 6 +1 2 +1 +1 1 +2 +6 8 +2 2 Langkah ke-2: MnO2 + KClO3 + KOH → KCl + K2MnO4 + H2O +4 +5 1 +6 ∆biloks = 5 – (–1) = 6 Reduksi ∆biloks = 6 – 4 = 2 Oksidasi Langkah ke-3: ∆biloks reduktor : ∆biloks oksidator = 2 : 6, disederhanakan menjadi 1: 3.

3 MnO2 + KClO3 + 6 KOH → KCl + 3 K2MnO4 + 3 H2O Langkah ke-4: MnO2 + 1 KClO3 + KOH → KCl + K2 MnO4+H2O Langkah ke-5: 3 MnO2 + 1 KClO3 + KOH → 1 KCl + K2MnO4 + H2O Langkah ke-6: 1. Menyamakan jumlah atom Mn 3 MnO2 + 1 KClO3 + KOH → 1 KCl + 3 K2MnO4 + H2O 2. Menyamakan jumlah atom K 3 MnO2 + 1 KClO3 + 6 KOH → 1 KCl + 3 K2MnO4 + H2O 3. Menyamakan jumlah atom O 3 MnO2 + 1 KClO3 + 6 KOH → 1 KCl + 3 K2MnO4 + 3 H2O 4. Jumlah atom-atom ruas kiri telah sama dengan ruas kanan, angka 1 biasa tidak ditulis. Dengan demikian, reaksi setaranya adalah: 3 MnO2 + KClO3 + 6 KOH → KCl + 3 K2MnO4 + 3 H2O

6 I– + 2 MnO4– + 4 H2O → 3 I2 + 2 MnO2 + 8 OH– 2. Cara Setengah Reaksi Dari reaksi ion, selanjutnya dapat ditulis reaksi molekulernya dengan cara menambahkan zat-zat yang tidak terlibat dalam reaksi redoks. Contoh: Tulis persamaan reaksi antara KI + KMnO4 dalam suasana basa jika diketahui perubahan yang terjadi adalah I–/I2 dan MnO4–/MnO2. Jawab: Dengan cara setengah reaksi atau perubahan biloks, diperoleh reaksi ion: 6 I– + 2 MnO4– + 4 H2O → 3 I2 + 2 MnO2 + 8 OH–

I– berasal dari KI : KI K+ + I– diinginkan 6 I– : 6 KI 6 K+ + 6 I– MnO4– berasal dari KMnO4 : KMnO4 K+ + MnO4– diinginkan 2 MnO4– : 2 KMnO4 2 K+ + 2 MnO4– Zat-zat tambahan 2 K+(dari KMnO4) dan 6 K+ (dari KI) sesungguhnya tidak ikut bereaksi sehingga ruas kanan juga harus ditambah zat-zat tersebut dengan jumlah yang sama. Kation akan bergabung dengan anion dan sebaliknya. 6 I– + 2 MnO4– + 4 H2O → 3 I2 + 2 MnO2 + 8 OH– 6 K+ 2 K+ 8 K+ 6 KI + 2 KMnO4 + 4 H2O → 3 I2 + 2 MnO2 + 8 KOH

C. Reaksi Redoks dan Sel Elektrokimia sel Volta atau sel Galvani Sel elektrokimia sel elektrolisis Dalam sel elektrokimia, kedua sel setengah-reaksi berlangsung secara terpisah pada elektrode-elektrode. Elektode yang mengalami oksidasi disebut anode. Elektrode yang mengalami reduksi disebut katode. Dalam sel Volta atau sel Galvani, terjadi perubahan energi kimia menjadi energi listrik. Dalam sel elektrolisis, terjadi perubahan energi listrik menjadi energi kimia.

1. Sel Volta (Sel Galvani) Dalam sel Volta, anode (bagian yang mengalami oksidasi) disebut elektrode negatif dan katode disebut elektrode positif. Sumbat kapas Energi potensial di anode lebih tinggi daripada energi potensial di katode sehingga secara spontan elektron mengalir dari anode ke katode. Jembatan garam untuk mengimbangi kelebihan ion positif (Zn2+) yang terdapat dalam larutan anode.

Zn(s) / Zn2+(aq) // Cu2+(aq) / Cu(s) 2. Notasi Sel Jembatan garam Anode Katode Zn(s) / Zn2+(aq) // Cu2+(aq) / Cu(s) Arah aliran elektron Elektrode Anode Elektrode Katode Elektrolit Anode Elektrolit Katode

3. Potensial Reduksi dan Reaksi Redoks Potensial reduksi standar (Eo) setengah sel adalah potensial sel yang terdiri atas setengah sel Galvani dengan konsentrasi 1 M pada temperatur 25 oC dihubungkan dengan setengah sel hidrogen. Harga potensial reduksi setengah sel hidrogen = 0 volt. Elektrode yang potensial reduksi standarnya lebih besar daripada hidrogen (lebih mudah mengalami reduksi daripada ion H+) diberi tanda positif, misalnya Eo Cu2+/Cu = +0,34 V. Elektrode yang potensial reduksi standarnya lebih kecil daripada potensial reduksi hidrogen (lebih sukar mengalami reduksi daripada ion H+), potensial reduksinya diberi tanda negatif, misalnya Eo Zn2+/Zn = –0,76 V.

Eosel = Eokatode  Eoanode atau Eosel = Eooks + Eored 4. Memperkirakan Berlangsungnya Reaksi Redoks dengan Potensial Sel Suatu reaksi redoks dapat berlangsung spontan jika Eosel = Potensial reduksi standar zat yang tereduksi teroksidasi > 0  atau Eosel = Potensial reduksi standar zat yang teroksidasi tereduksi > 0 + Eosel = Eokatode  Eoanode atau Eosel = Eooks + Eored

Contoh: Diketahui: Ni2+ + 2e– → Ni Eo = –0,25 V Pb2+ + 2e– → Pb Eo = –0,13 V Tentukan potensial sel Volta yang terdiri atas elektrode Ni dan Pb tersebut. Jawab: Eosel = EoPb2+/Pb – EoNi2+/Ni = –0,13 V – (–0,25 V) = 0,12 V Eosel = EoNi/Ni2+ + EoPb2+/Pb = +0,25 V + (–0,13 V) = +0,12 V atau Potensial reduksi tidak pernah dikalikan dengan faktor yang digunakan untuk menyamakan elektron yang dilepas dan elektron yang diterima untuk menghasilkan harga potensial sel.

5. Aplikasi Praktis Sel Galvani a. Sel Kering (Baterai) Potensial yang dihasilkan ±1,5 volt. Keuntungan utama: relatif murah harganya dan biasanya tidak terjadi kebocoran. Kelemahan: tidak dapat diisi kembali. Anode: serbuk seng Juga dikenal baterai alkali atau sel kering alkali. Potensial yang dihasilkan ±1,54 V. Waktu hidup lebih lama. Dapat menghantarkan arus yang lebih tinggi daripada sel seng-karbon.

b. Sel Nikad (Nikel–Kadmium) Dapat diisi ulang (rechargeable). Menghasilkan potensial ±1,4 V. Dapat digunakan untuk baterai alat elektronik. c. Baterai Merkurium Potensial yang dihasilkan ±1,35 V. Keuntungan: potensial yang dihasilkan mendekati konstan. Anode Zn Katode Ag2O d. Baterai Perak Oksida Potensial yang dihasilkan ±1,54 V.

e. Baterai Litium Dapat diisi ulang, ringan, dan menghasilkan potensial yang tinggi (sekitar 3,0 V). Banyak digunakan dalam telepon seluler (HP), laptop, dan kamera digital. f. Sel Bahan Bakar Keuntungan: tidak perlu mengganti elektrode seperti baterai yang lain dan bahan bakar dapat dimasukkan secara kontinu untuk menghasilkan tenaga. Kelemahan: biaya tinggi dan ukurannya lebih besar.

g. Sel Aki (Baterai Penyimpan Timbal) Sel sekunder (rechargeable). Potensial yang dihasilkan tiap sel ±2 V. Pb sebagai anode, PbO2 sebagai katode, dan H2SO4 sebagai elektrolit.

6. Korosi Besi Korosi merupakan suatu peristiwa elektrokimia. Besi akan berkarat jika kontak dengan air atau udara yang jenuh dengan uap air. Komposisi utama karat besi adalah besi(III) oksida terhidrat, Fe2O3.xH2O. Pembentukan karat besi dipercepat oleh adanya asam, garam, logam yang kurang reaktif, dan temperatur tinggi. Air dan oksigen merupakan unsur penting dalam pembentukan karat.

Skema perkaratan pada besi

Pencegahan Korosi Melapisi dengan minyak atau cat. Melapisi dengan logam yang kurang reaktif, misalnya Sn dan Cr. Kelemahan: jika terdapat sedikit luka pada pelapisnya maka besi akan terus berkarat Melapisi dengan logam yang lebih reaktif, misalnya Mg dan Zn. Dikenal dengan perlindungan katode. Kelebihan: Jika ada lapisan Mg atau Zn yang rusak maka besi akan tetap terlindungi karena Mg atau Zn akan berkelakuan sebagai anode, sedangkan Fe berkelakuan sebagai katode.

D. Elektrolisis Elektrolisis: penguraian zat-zat kimia oleh arus listrik searah. Ion-ion positif (kation) tertarik ke elektrode negatif (katode). Ion-ion negatif (anion) tertarik ke elektrode positif (anode). Di anode, terjadi reaksi oksidasi. Di katode, terjadi reaksi reduksi.

Sel Volta Sel Elektrolisis Karakteristik sel volta dan sel elektrolisis Sel Volta Sel Elektrolisis muatan pada katode positif negatif muatan pada anode arah aliran elektron dari anode ke katode dari katode ke anode notasi sel X(s)/X+(aq)//Y+(aq)/Y(s) Eosel = Eored – Eooks reaksi pada anode oksidasi reaksi pada katode reduksi Sel Volta: Katode Positif, Anode Negatif Sel Elektrolisis: Katode Negatif, Anode Positif (KNAP)

Reaksi yang terjadi selama elektrolisis suatu zat dalam pelarut air: Zat-zat yang teroksidasi di anode, antara lain sebagai berikut. 1. Elektrode yang tidak inert (selain Pt, Au, dan Cgrafit), misalnya Cu dan Ag. 2. Ion-ion Cl–, Br–, dan I– dapat teroksidasi menjadi Cl2, Br2, dan I2 jika larutannya pekat, misalnya 1 M. 3. Molekul air (H2O) menjadi gas oksigen (O2). Zat-zat yang tereduksi di katode, antara lain sebagai berikut. 1. Ion-ion positif seperti Cu2+ dan Ag+ (ion-ion logam alkali, misalnya Na+ dan K+ tidak mengalami reduksi). 2. Molekul air (H2O) menjadi gas hidrogen (H2). Ion-ion sulfat (SO42–) dan nitrat (NO3–) tidak mengalami redoks.

Contoh: Apa yang terjadi pada elektrolisis larutan CuSO4 dengan elektrode Pt? Jawab: Elektrode Pt tidak dapat teroksidasi. Ada dua kemungkinan reaksi yang terjadi di anode: 1. 2 SO42–(aq) → S2O82–(aq) + 2 e– Eored S2O82–/SO42– = +2,00 V 2. 2 H2O → O2 + 4 H+ + 4 e– Eored O2/H2O = +1,42 V Yang terjadi di anode adalah oksidasi H2O menjadi O2. Ada dua kemungkinan reaksi yang terjadi di katode: 1. 2 H2O + 2 e– → H2(g) + 2 OH–(aq) Eo = –0,82 V 2. Cu2+(aq) + 2 e– → Cu(s) Eo = +0,34 V Yang terjadi di katode adalah reduksi Cu2+(aq) menjadi Cu(s). Reaksi yang terjadi dalam sel adalah: Anode : 2 H2O(l) → O2(g) + 4 H+(aq) + 4 e– Katode : Cu2+(aq) + 2 e– → Cu(s) x 2 2 H2O(l) + 2 Cu2+(aq) → O2(g) + 4 H+(aq) + Cu(s)

Penggunaan Prinsip Elektrolisis 1. Penyepuhan Pelapisan suatu logam dengan logam lain agar diperoleh sifat-sifat yang lebih baik misalnya tahan karat, mengilap, dan berharga mahal. Dalam penyepuhan yang harus diperhatikan: Logam yang akan dilapisi dipasang pada katode. Logam pelapis dipasang pada anode. Elektrolit yang digunakan adalah salah satu larutan garam dari logam pelapisnya.

2. Produksi Logam Aluminium Aluminium diperoleh dari elektrolisis larutan alumina (Al2O3) dalam proses Hall-Heroult. Hasil elektrolisis alumina adalah aluminium dan gas oksigen. 3. Produksi Logam Magnesium Magnesium diperoleh dari elektrolisis lelehan MgCl2. Selama proses elektrolisis lelehan MgCl2, magnesium diendapkan di katode dan gas klorin dihasilkan di anode.

E. Hukum Faraday Massa zat yang diendapkan atau dibebaskan pada elektrode sebanding dengan muatan listrik yang melewati suatu zat elektrolit. muatan listrik 1 coulomb (C) = muatan listrik yang ada jika arus sebesar 1 ampere (A) mengalir selama 1 detik (s) 2. Jika sejumlah muatan listrik yang sama dilewatkan pada beberapa zat elektrolit yang berbeda, massa yang dibebaskan atau diendapkan sebanding dengan massa ekuivalennya (e).

massa ekuivalen (e) = ne– = jumlah mol elektron yang diterima atau dilepaskan 1 mol elektron mengandung 6,02 x 1023 elektron muatan 1 elektron = 1,6022 x 10–19 coulomb muatan 1 mol elektron = (6,02 x 1023)(1,6022 x 10–19) coulomb = 96.494 coulomb ~ 96.500 coulomb Muatan listrik sebanyak 96.500 coulomb ini disebut 1 faraday (F). 1 mol e– ~ 96.500 C ~ 1 F

Contoh: Larutan tembaga(II) sulfat, CuSO4, dielektrolisis dengan elektrode inert. Jika suatu arus 5,0 A dialirkan ke dalam sel tersebut selama 1,5 jam, berapa gram logam tembaga yang dihasilkan? Jawab: Banyaknya muatan listrik yang dilewatkan pada sel = (5 A)(1,5 x 60 x 60 detik) = 2,7 x 104 C 1 faraday (1 F) terdapat 9,65 x 104 C, arus listrik yang dialirkan = Reaksi di katode: Cu2+(aq) + 2 e– → Cu(s) 1 mol ~ 2 F ~ 1 mol 2 F atau 2 mol elektron dapat menghasilkan 1 mol Cu maka 0,28 F dapat menghasilkan Cu sebanyak = x 63,5 = 8,9 g