Download elektrokimiaa

Pengertian
Elektrokimia adalah ilmu yang mempelajari aspek elektronik dari reaksi kimia. Elemen yang
digunakan dalam reaksi elektrokimia dikarakterisasikan dengan banyaknya elektron yang dimiliki.
Elektrokimia secara umum terbagi dalam dua kelompok, yaitu sel galvani dan sel elektrolisis.Reaksi
elektrokimia dapat berlangsung secara spontan,yaitu ketika dua elektrode yang direndam di dalam
cairan elektrolit dihubungkan dengan untai listrik.
Sistem adalah segala sesuatu yang menjadi pusat perhatian dalam mempelajari perubahan energi.
Sedangkan lingkungan adalah hal-hal diluar sistem yang membatasi sistem dan dapat memengaruhi
sistem.
Sel volta
Sel Galvani atau disebut juga dengan sel volta adalah sel elektrokimia yang dapat
menyebabkan terjadinya energi listrik dari suatu reaksi redoks yang spontan. reaksi redoks
spontan yang dapat mengakibatkan terjadinya energi listrik ini ditemukan oleh Luigi Galvani
dan Alessandro Guiseppe Volta.
Sel Volta adalah rangkaian sel yang dapat menghasilkan arus listrik. Dalam sel tersebut
terjadi perubahan dari reaksi redoks menghasilkan arus listrik.
Sel volta terdiri atas elektroda tempat berlangsungnya reaksi oksidasi disebut anoda(electrode
negative), dan tempat berlangsungnya reaksi reduksi disebut katoda(electrode positif).
Rangkaian Sel Galvani
Contoh rangkaian sel galvani.
sel galvani terdiri dari beberapa bagian, yaitu:
1. voltmeter, untuk menentukan besarnya potensial sel.
2. jembatan garam (salt bridge), untuk menjaga kenetralan muatan listrik pada larutan.
3. anoda, elektroda negatif, tempat terjadinya reaksi oksidasi. pada gambar, yang
bertindak sebagai anoda adalah elektroda Zn/seng (zink electrode).
4. katoda, elektroda positif, tempat terjadinya reaksi reduksi. pada gambar, yang
bertindak sebagai katoda adalah elektroda Cu/tembaga (copper electrode).
Proses dalam Sel Galvani
Pada anoda, logam Zn melepaskan elektron dan menjadi Zn2+ yang larut.
Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e–
Pada katoda, ion Cu2+ menangkap elektron dan mengendap menjadi logam Cu.
Cu2+(aq) + 2e– → Cu(s)
hal ini dapat diketahui dari berkurangnya massa logam Zn setelah reksi, sedangkan massa
logam Cu bertambah. Reaksi total yang terjadi pada sel galvani adalah:
Zn(s) + Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu(s)
Sel Volta dalam kehidupan sehari – hari :
1. Sel Kering (Sel Leclanche)
Dikenal sebagai batu baterai. Terdiri dari katode yang berasal dari
karbon(grafit) dan anode logam zink. Elektrolit yang dipakai berupa pasta campuran MnO2,
serbuk karbon dan NH4Cl.
Persamaan reaksinya :
Katode : 2MnO2 + 2H+ + 2e ” Mn2O3 + H2O
Anode : Zn ” Zn2+ + 2e
Reaksi sel : 2MnO2 + 2H+ + Zn ” Mn2O3 + H2O + Zn2
2. Sel Aki
Sel aki disebut juga sebagai sel penyimpan, karena
dapat berfungsi penyimpan listrik dan pada setiap saat dapat dikeluarkan . Anodenya terbuat
dari logam timbal (Pb) dan katodenya terbuat dari logam timbal yang dilapisi PbO2.Reaksi
penggunaan aki :
Anode : Pb + SO4 2- ” PbSO4 + 2e
Katode : PbO2 + SO42-+ 4H++ 2e ” PbSO4 + 2H2O
Reaksi sel : Pb + 2SO4 2- + PbO2 + 4H+ ” 2PbSO4 + 2H2O
Reaksi Pengisian aki :
2PbSO4 + 2H2O ” Pb + 2SO4 2- + PbO2 + 4H+
3. Sel Perak Oksida
Sel ini banyak digunakan untuk alroji, kalkulator dan alat elektronik.
Reaksi yang terjadi :
Anoda : Zn(s) + 2OH-(l) ” Zn(OH)2(s) + 2e
Katoda : Ag2O(s) + H2O(l) + 2e ” 2Ag(s) + 2OH-(aq)
Reaksi Sel : Zn(s) + Ag2O(s) + H2O(l) ” Zn(OH)2(s) + 2Ag(s)
Potensial sel yang dihasilkan adalah 1,34 V
4. Sel Nikel Cadmium (Nikad)
Sel Nikad merupakan sel kering yang dapat diisi kembali (rechargable). Anodenya terbuat
dari Cd dan katodenya berupa Ni2O3 (pasta). Beda potensial yang dihasilkan sebesar 1,29 V.
Reaksinya dapat balik :
NiO(OH).xH2O + Cd + 2H2O → 2Ni(OH)2.yH2O + Cd(OH)2
5. Sel Bahan Bakar
Sel Bahan bakar merupakan sel Galvani dengan pereaksi – pereaksinya (oksigen dan
hidrogen) dialirkan secara kontinyu ke dalam elektrode berpori. Sel ini terdiri atas anode dari
nikel, katode dari nikel oksida dan elektrolit KOH.
Reaksi yang terjadi :
Anode : 2H2(g) + 4OH-(aq) → 4H2O(l) + 4e
Katode : O2(g) + 2H2O(l) + 4e → 4OH-(aq)
Reaksi sel : 2H2(g) + O2 → 2H2O(l)
Elektrolisis
Sel 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 H2(g) + O2(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.
Aplikasi dalam kehidupan
a. Sel Leclanche atau Sel Kering
Sel kering banyak digunakan pada alat-alat elektronika, contoh lampu senter. Sel ini merupakan sel
volta primer. Sel kering ditemukan oleh Leclanche, sehingga sering disebut sel Leclanche. Pada sel
Leclanche, reaksi oksidasi terjadi pada zink dan reaksi reduksi terjadi pada karbon yang inert.
Elektrolitnya adalah pasta yang basah terdiri dari MnO2, ZnCl2, NHCl dan karbon hitam. Disebut sel
kering karena dalam sel tidak terdapat cairan yang bebas.
Gambar 1. Sel Leclanche (Microsoft Student 2006)
Reaksi yang terjadi pada sel Leclanche dapat ditulis seperti berikut.
Anoda
:
Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e¯
Katoda
:
2MnO2(s) + 2NH4+(aq) + 2e¯ → Mn2O3(s) + 2NH3(aq) + H2O(l)
:
Zn(s) + 2MnO2(s) + 2NH4+(aq) → Zn2+(aq) + Mn2O3(s) + 2NH3(aq) + H2O(l)
Zn2+ dapat bereaksi dengan NH3 membentuk ion kompleks [Zn(NH3)4]2+.
Potensial tiap sel Leclanche adalah 1,5 volt. Sel Leclanche tidak dapat diisi ulang, sehingga disebut
sel primer. Contoh sel kering antara lain baterai yang biasanya digunakan dalam senter dan baterai
berbentuk kancing yang digunakan dalam arloji dan kalkulator.
Sel Leclanche sekarang bisa diganti oleh baterai alkalin.
Baterai ini terdiri dari anode zink, katode mangan dioksida, dan elektrolit kalium hidroksida.
Reaksi yang terjadi pada sel Leclanche dapat ditulis seperti berikut.
Anoda
:
Zn(s) + 2OH¯(aq) → Zn(OH)2(s) + 2 e¯
Katoda
:
2 MnO2(s) + 2H2O(l) + 2e¯→ 2MnO(OH)(s) + 2OH¯(aq)
:
Zn(s) + 2MnO2(s) + 2H2O(l) → Zn(OH)2(s) + 2MnO(OH)(s)
Potensial dari baterai alkalin adalah 1,5 volt. Kelebihan baterai alkalin dibanding sel Leclance adalah
lebih tahan lama.
b. Baterai Perak Oksida
Pernahkah kamu mendengar orang memakai alat bantu pendengaran? Alat bantu pendengaran
menggunakan baterai perak oksida.
Gambar 2. Baterai Perak Oksida (Sumber: Kimia untuk Universitas)
Reaksi yang terjadi pada baterai perak oksida seperti berikut.
Anoda
:
Ag2O(s) + H2O(l) + 2e¯ → 2 Ag(s) + 2OH¯(aq)
Katoda
:
Zn(s) + 2OH¯(aq) → Zn(OH)2(s) + 2e¯
:
Ag2O(s) + Zn(s) + H2O(l) → 2Ag(s) + Zn(OH)2(s)
c. Baterai Merkurium (II) Oksida
Baterai ini menggunakan kalium hidroksida sebagai elektrolit dengan voltasenya sekitar 1,4 volt.
Anodenya adalah zink dan katodenya biasanya digunakan oksida yang mudah direduksi atau suatu
elektrode lamban yang bersentuhan dengan oksida.
d. Aki (Sel Penyimpan Timbal)
Kamu tentu sudah melihat aki. Aki termasuk sel volta sekunder. Aki merupakan sel Volta yang
banyak digunakan dalam kendaraan bermotor. Selain itu aki juga dapat diisi ulang kembali.
Gambar 3. Aki.
Tahukah kamu bagian dalam aki? Aki disusun dari lempeng timbel (Pb) dan timbel oksida (PbO2)
yang dicelupkan dalam larutan asam sulfat (H2SO4). Apabila aki memberikan arus maka lempeng
timbel Pb bertindak sebagai anode dan lempeng timbel dioksida (PbO2) sebagai katode. Adapun
reaksi yang terjadi sebagai berikut.
Anoda
:
Pb(s) + SO42¯(aq) → PbSO4(s) + 2e¯
Katoda
:
PbO2(s) + 4H+(aq) + SO42¯(aq) + 2e¯ → PbSO4(s) + 2H2O(l)
:
Pb(s) + PbO2(s) + 4H+(aq) + 2SO42¯(aq) → 2PbSO4(s) + 2H2O(l) E° sel = 2,0 V
Pada kedua elektrode terbentuk timbel sulfat (PbSO4). Hal ini dikarenakan timbel sulfat
terdepositokan pada elektrode di mana garam ini terbentuk, bukannya terlarut ke dalam larutan.
Apabila keping tertutup oleh PbSO4 dan elektrolitnya telah diencerkan oleh air yang dihasilkan, maka
sel akan menjadi kosong. Untuk mengisi kembali, maka elektron harus dialirkan dalam arah yang
berlawanan menggunakan sumber listrik dari luar. Timbal sulfat dan air diubah kembali menjadi
timbal, timbal dioksida dan asam sulfat dengan reaksi seperti berikut.
Cas ulang
2PbSO (s) + 2H2O(l)

Pb(s) + PbO2(s) + 2H2SO4(l)
Discas
e. Sel bahan bakar
Sel bahan bakar telah digunakan pesawat ruang angkasa dalam program Appolo ke bulan.
Gambar 4. Skema sel bahan bakar.
Pada sel bahan bakar biasanya menggunakan oksigen di katode dan satu gas yang dapat dioksidasi
pada anode. Adapun reaksi yang terjadi pada sel bahan bakar adalah:
Anoda
:
2H2(g) + 4OH¯(aq) → 4H2O(l) + 4e¯
Katoda
:
O2(g) + 2H2O(l) + 4e¯ → 4OH¯(aq)
:
2H2(g) + O2(g) → 2H2O(l)
Uap air yang dihasilkan diembunkan dan ditambahkan dalam persediaan air minum untuk para
astronot. Sel bahan bakar ini memiliki kelebihan yaitu efisien, sedikit pembakaran, bebas polusi, tidak
berisik, dan mudah dibawa.
Sel bahan bakar tidak berhenti memberikan muatan selama ada sumber bahan bakar, biasanya
hidrogen dari gas alam dan oksigen dari udara.
Sel elektrolisis
adalah sel elektrokimia yang menimbulkan terjadinya reaksi redoks yang tidak spontan dengan
adanya energi listrik dari luar. Contohnya adalah elektrolisis lelehan NaCl dengan electrode platina.
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 H2(g) + O2(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) Cl2(g) + 2 e- ……………….. (2)
Reaksi sel
: 2 Na+(l) + 2 Cl-(l) ——> 2 Na(s) + Cl2(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- ——> H2(g) + 2 OH-(aq) ……………….. (1)
Anoda (+)
: 2 Cl-(aq) ——> Cl2(g) + 2 e- ……………….. (2)
Reaksi sel
: 2 H2O(l) + 2 Cl-(aq) ——> H2(g) + Cl2(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 SO42- dengan air di anoda. Oleh karena bilangan oksidasi S pada SO4-2
telah mencapai keadaan maksimumnya, yaitu +6, maka spesi SO42- 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 H2(g) + 4 OH-(aq) ……………….. (1)
Anoda (+)
: 2 H2O(l) ——> O2(g) + 4 H+(aq) + 4 e- ……………….. (2)
Reaksi sel
: 6 H2O(l) ——> 2 H2(g) + O2(g) + 4 H+(aq) + 4 OH-(aq) …………………….. [(1) +
(2)]
6 H2O(l) ——> 2 H2(g) + O2(g) + 4 H2O(l) …………………. [(1) + (2)]
2 H2O(l) ——> 2 H2(g) + O2(g) …………………….. [(1) + (2)]
Dengan demikian, baik ion Na+ maupun SO42-, 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- ——> H2(g) + 2 OH-(aq) …………………….. (1)
Anoda (+)
: Cu(s) ——> Cu2+(aq) + 2 e- …………………….. (2)
Reaksi sel
: Cu(s) + 2 H2O(l) ——> Cu2+(aq) + H2(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
Salah satu aplikasi sel elektrolisis adalah pada proses yang disebut penyepuhan. Dalam proses
penyepuhan, logam yang lebih mahal dilapiskan (diendapkan sebagai lapisan tipis) pada permukaan
logam yang lebih murah dengan cara elektrolisis. Baterai umumnya digunakan sebagai sumber listrik
selama proses penyepuhan berlangsung. Logam yang ingin disepuh berfungsi sebagai katoda dan
lempeng perak (logam pelapis) yang merupakan logam penyepuh berfungsi sebagai anoda. Larutan
elektrolit yang digunakan harus mengandung spesi ion logam yang sama dengan logam penyepuh
(dalam hal ini, ion perak). Pada proses elektrolisis, lempeng perak di anoda akan teroksidasi dan larut
menjadi ion perak. Ion perak tersebut kemudian akan diendapkan sebagai lapisan tipis pada
permukaan katoda. Metode ini relatif mudah dan tanpa biaya yang mahal, sehingga banyak digunakan
pada industri perabot rumah tangga dan peralatan dapur.
Redoks
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 ® Cu (s)
Ag+(aq) + e ® Ag(s)
CONTOH : REAKSI OKSIDASI
Zn(s) ® Zn2+(aq)+ 2e
Al(s) ® Al3+(aq) + 3e
Aturan-aturan penentuan bilangan oksidasi :
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
10.
Atom-atom dalam unsur memiliki bilangan oksidasi nol
Atom H dalam senyawa memiliki bilangan oksidasi +1
Dalam hidrida logam (misal NaH, BaH2, AlH3) bilangan oksidasi H = -1
Atom O dalam senyawa memiliki
Dalam senyawa F2O, bilangan oksidasi O = +2
Dalam peroksida (misal H2O2, Na2O2, BaO2) bilangan oksidasi O= -1
Atom logam dalam senyawa memiliki bilangan oksidasi positif
Jumlah bilangan oksidasi atom-atom dalam senyawa = Nol
Jumlah bilangan oksidasi atom-atom dalam ion = muatan ion
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
1.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
Contoh soal
2 .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 reaksi awal
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?