Pintar Pelajaran Reaksi Redoks, Reduksi Dan Oksidasi, Pola Soal, Aplikasi, Bilangan Oksidasi, Kimia

Reaksi Redoks, Reduksi dan Oksidasi, Contoh Soal, Aplikasi, Bilangan Oksidasi, Kimia - Selain reaksi penggabungan, reaksi penguraian, dan reaksi metatesis, masih terdapat satu jenis reaksi yang penting, yaitu reaksi reduksi-oksidasi (redoks). Reaksi ini mempunyai aplikasi yang sangat penting sebab merupakan reaksi kimia yang menghasilkan energi listrik siap pakai, seperti pada baterai dan aki (accumulator). Selain itu, pada proses pembakaran, fotosintesis, dan metabolisme makanan dalam sistem sel makhluk hidup juga terjadi reaksi redoks. Bagaimanakah perkembangan dari konsep reaksi redoks? Bagaimanakah korelasi reaksi redoks dengan tata nama senyawanya? Anda sanggup menjawab pertanyaan tersebut jikalau Anda pelajari pecahan ini dengan baik.

A. Pengertian Reduksi Oksidasi

Pada pecahan sebelumnya, Anda sudah mengenal beberapa macam reaksi. Sebutkan kembali reaksi apa saja yang Anda ketahui. Sekarang, Anda akan dikenalkan dengan salah satu macam reaksi yang melibatkan transfer elektron dari satu spesi kimia ke spesi kimia lain, sanggup berupa senyawa, molekul, atau ion. Reaksi ini terjadi pada reaksi metabolisme zat makanan dalam tubuh, proses pemurnian logam-logam dari bijihnya, baterai, dan accumulator.

Makna reduksi oksidasi (redoks) mengalami perkembangan dari masa ke masa sejalan dengan perkembangan ilmu Kimia sendiri. Sebelum dikenal elektron, konsep redoks dihubungkan dengan reaksi kimia yang melibatkan oksigen dan hidrogen.

1. Pengikatan Oksigen

Sejak dulu, para pakar kimia sudah mengetahui bahwa oksigen dapat bereaksi dengan banyak unsur. Senyawa yang terbentuk dari hasil reaksi dengan oksigen dinamakan oksida sehingga reaksi antara oksigen dan suatu unsur dinamakan reaksi oksidasi ibarat teladan pada Gambar 1.

Gambar 1. Fosfor putih dalam air diaerasi dengan udara sehingga terjadi reaksi oksidasi disertai nyala api dalam air.
P₄(s) + 5O₂ (g) → 2P₂O₅(g)

Karat besi ialah senyawa yang terbentuk dari hasil reaksi antara besi dan oksigen (besi oksida). Perkaratan besi merupakan salah satu contoh dari reaksi oksidasi. Persamaan reaksi pembentukan oksida besi dapat ditulis sebagai berikut :

4Fe(s) + 3O₂(g) → 2Fe₂O₃(s)

Pada reaksi tersebut, besi mengalami oksidasi dengan cara mengikat oksigen menjadi besi oksida.

Kebalikan dari reaksi oksidasi dinamakan reaksi reduksi. Pada reaksi reduksi terjadi pelepasan oksigen. Besi oksida sanggup direduksi dengan cara direaksikan dengan gas hidrogen, persamaan reaksinya:

Fe₂O₃(s) + 3H₂(g) → 2Fe(s) + 3H₂O(g)

Contoh:

C(s) + O₂(g) → CO₂(g) ...........(reaksi oksidasi)

CO(g) + H₂(g) → C(s) + H₂O(g) ........(reaksi reduksi)

2SO₂(g) + O₂(g) → 2SO₃(g) .........(reaksi oksidasi)

CH₄(g) + 2O₂(g) → CO₂(s) + 2H₂O(g) .........(reaksi oksidasi)

Contoh Soal Konsep Redoks Melibatkan Oksigen (1) :

Manakah di antara reaksi berikut yang tergolong reaksi reduksi-oksidasi menurut konsep pelepasan dan pengikatan oksigen?

A. 2H₂O₂(aq) → 2H₂O(l) + O₂(g)

B. Zn(s) + H₂SO₄(aq) → ZnSO₄(aq) + H₂(g)

Jawaban :

Reaksi (a) terjadi pelepasan oksigen maka reaksinya tergolong reaksi reduksi.

Reaksi (b) terjadi pelepasan oksigen, tergolong reaksi reduksi.

2. Pelepasan dan Penerimaan Elektron

Konsep redoks yang melibatkan transfer elektron berkembang setelah diketahui adanya elektron dalam atom dan reaksi pembentukan senyawa ion (lihat kembali topik ikatan ion). Tuliskan pembentukan senyawa NaCl dari unsur-unsurnya. Spesi manakah yang melepaskan elektron dan yang menerima elektron?

Dalam konsep redoks, insiden pelepasan elektron dinamakan oksidasi, sedangkan insiden penerimaan elektron dinamakan reduksi. Pada pembentukan senyawa NaCl dari unsur-unsurnya, atom natrium mengalami oksidasi, sedangkan atom klorin mengalami reduksi. Penggabungan kedua proses itu dinamakan reaksi redoks.

Reaksi redoks pada insiden perkaratan besi sanggup dijelaskan dengan reaksi berikut :

2Fe → 2Fe³⁺ + 6e^– (oksidasi)

3O₂ + 6e^– → 3O₂^– (reduksi)

Pada reaksi tersebut, enam elektron dilepaskan oleh dua atom besi dan diterima oleh tiga atom oksigen membentuk senyawa Fe₂O₃. Oleh karena itu, insiden oksidasi selalu disertai insiden reduksi. Pada setiap persamaan reaksi, massa dan muatan harus setara antara ruas kanan dan ruas kiri (ingat kembali penulisan persamaan reaksi).

Persamaan reaksi redoks tersebut mempunyai muatan dan jumlah atom yang sama antara ruas sebelah kiri dan sebelah kanan persamaan reaksi. Oksidasi besi netral melepaskan elektron yang membuatnya kehilangan muatan. Dengan menyamakan koefisiennya maka muatan pada kedua ruas persamaan reaksi menjadi sama. Penyetaraan pada reaksi reduksi oksigen juga memakai cara yang sama.

Contoh Soal Reduksi Oksidasi Berdasarkan Transfer Elektron (2) :

Manakah dari reaksi berikut yang mengalami oksidasi dan reduksi berdasarkan

konsep transfer elektron?

Mg(s) + Cl₂(g) → MgCl₂(g)

Pembahasan :

Persamaan reaksi ionnya:

Dari persamaan tersebut, sanggup diketahui bahwa Mg melepaskan elektron dan Cl mendapatkan elektron. Dengan demikian, Mg mengalami oksidasi dan Cl mengalami reduksi.

3. Reduktor dan Oksidator

Berdasarkan uraian sebelumnya, apa yang sanggup Anda simpulkan mengenai zat-zat kimia dihubungkan dengan konsep redoks? Semua zat kimia sanggup dikelompokkan ke dalam dua kelompok, yakni zat-zat yang mengalami oksidasi dan zat-zat yang mengalami reduksi.

Dalam reaksi redoks, pereaksi yang sanggup mengoksidasi pereaksi lain dinamakan zat pengoksidasi atau oksidator. Sebaliknya, zat yang dapat mereduksi zat lain dinamakan zat pereduksi atau reduktor.

Pada Contoh 2, magnesium melepaskan elektron yang menyebabkan klorin mengalami reduksi. Dalam hal ini, magnesium disebut zat pereduksi atau reduktor. Sebaliknya, atom klorin berperan dalam mengoksidasi magnesium sehingga klorin disebut oksidator.

Contoh Soal Reduktor dan Oksidator (3) :

Kelompokkan pereaksi-pereaksi berikut ke dalam oksidator dan reduktor.

a. 4Cu(s) + O₂(g) → 2Cu₂O(s)

b. 2Na(s) + H₂(g) → 2NaH(s)

Jawaban :

4Cu → 4Cu⁺+ 4e^– (reduktor)

O₂ + 4e^– → 2O^2– (oksidator)

2Na → 2Na⁺ + 2e^– (reduktor)

H₂ + 2e^– → 2H^– (oksidator)

B. Reaksi Reduksi Oksidasi

Perkembangan konsep redoks tidak berhenti hingga transfer elektron. Konsep tersebut berkembang terus sejalan dengan munculnya masalah dalam reaksi-reaksi redoks yang tidak sanggup dijelaskan dengan konsep transfer elektron maupun dengan konsep pengikatan oksigen. Akan tetapi, hanya sanggup dijelaskan dengan konsep bilangan oksidasi.

1. Bilangan Oksidasi dan Penentuan Bilangan Oksidasi

Apa yang dimaksud dengan bilangan oksidasi? Bilangan oksidasi adalah suatu bilangan yang menyatakan valensi atom dalam suatu senyawa yang sanggup mempunyai harga positif maupun negatif. Bagaimana memilih bilangan oksidasi (biloks) atom suatu unsur? Dalam hal ini, para pakar kimia bersepakat menyebarkan hukum yang berkaitan dengan biloks unsur, yaitu sebagai berikut.

a. Dalam bentuk unsur atau molekul unsur (Gambar 2), bilangan oksidasi atom-atomnya sama dengan nol.

Gambar 2. Contoh molekul unsur: Cl₂, P₄, S₈.

Contoh:

Biloks Na dalam unsur Na = 0; biloks O dalam molekul O₂ = 0;

biloks Cl dalam molekul Cl₂ = 0; biloks P dalam molekul P₄ = 0.

b. Dalam senyawa ion, bilangan oksidasi atom-atom sama dengan muatan kation dan anionnya.

Contoh:

Dalam senyawa NaCl, atom Na bermuatan +1 dan atom Cl bermuatan –1 sehingga bilangan oksidasi Na = +1 dan Cl = –1.

c. Bilangan oksidasi atom-atom yang lain ditentukan berdasarkan aturan berikut.

1) Biloks atom golongan IA dalam semua senyawa ialah +1. Biloks atom golongan IIA dalam semua senyawa ialah +2.

2) Biloks atom-atom unsur halogen dalam senyawa biner ialah –1, sedangkan dalam senyawa poliatom bergantung pada senyawanya.

3) Biloks atom oksigen dalam senyawa ialah –2, kecuali dalam peroksida (H₂O₂, Na₂O) sama dengan –1 dan dalam superoksida sama dengan – ½ .

4) Biloks atom hidrogen dalam senyawa ialah +1, kecuali dalam senyawa hidrida sama dengan –1.

d. Jumlah total bilangan oksidasi dalam senyawa netral sama dengan nol (Gambar 3). Jumlah total bilangan oksidasi untuk ion sama dengan muatan ionnya.

Gambar 3. Biloks total molekul-molekul sama dengan nol.

Contoh :

Biloks total dalam molekul H₂O = 0; biloks total dalam ion CO₃^2– = –2; biloks total dalam ion NH₄⁺ = +1.

Contoh Soal Menentukan Bilangan Oksidasi Atom dalam Senyawa Ion (3) :

Tentukan biloks setiap atom dalam senyawa dan ion berikut: NO₂, ClO₃^– , NH₄⁺.

Penyelesaian :

Dalam NO₂ :

• Biloks total molekul NO₂ = 0 (aturan d)

• Biloks O dalam NO₂ = –2 (aturan c.3)

• Biloks N dalam NO₂ = {biloks N + 2(biloks O) = 0}

Jadi, biloks N dalam NO₂ = +4.

Dalam ion ClO₃^– :

• Biloks total ion ClO₃^– = –1 (aturan d)

• Biloks O dalam ClO₃^– = –2 (aturan c.3)

• Biloks Cl dalam ClO₃^– = {biloks Cl + 3(biloks O) = –1}

Jadi, biloks Cl dalam ClO₃^– = +5.

Dalam ion NH₄⁺ :

• Biloks ion NH₄⁺ = +1 (aturan d)

• Biloks H dalam NH₄⁺ = +1 (aturan c.4)

• Biloks N dalam NH₄⁺ = {biloks N + 4(biloks H)= +1}

Jadi, biloks N dalam NH₄⁺ = –3.

Pada teladan soal tersebut, atom N sanggup mempunyai biloks lebih dari satu, yakni –3 dan +4. Kenyataannya bukan hanya atom N, melainkan banyak atom-atom yang mempunyai biloks lebih dari satu, terutama atomatom

unsur transisi dan beberapa atom nonlogam.

Bagaimana memilih biloks atom yang mempunyai lebih dari satu bilangan oksidasi, ibarat yang terdapat dalam senyawa poliatom, misalnya FeSO₄, Fe₂(SO₃)₃, KCrO₃, dan K₂Cr₂O₇? Biloks atom dalam senyawa ion poliatom sanggup ditentukan dengan gampang jikalau Anda mengetahui muatan setiap ion.

Dalam senyawa FeSO₄, atom Fe dan S mempunyai biloks lebih dari satu sehingga sukar memilih biloksnya secara langsung. Akan tetapi, jika Anda mengetahui muatan setiap ion, contohnya ion Fe = 2+ dan ion SO₄ = 2– (aturan d) maka biloks Fe dan S sanggup ditentukan. Agar lebih mudah, perhatikan reaksi penguraian FeSO₄ berikut.

FeSO₄(s) → Fe²⁺(aq) + SO₄ ^2–(aq)

Menurut hukum b, biloks ion sama dengan muatannya maka biloks Fe = +2. Biloks S ditentukan dengan cara yang sama ibarat pada contoh soal sebelumnya, hasilnya biloks S = +6. Jadi, biloks atom-atom dalam FeSO₄ adalah Fe = +2, S = +6, dan O = –2.

Contoh Soal Menentukan Bilangan Oksidasi Atom dalam Senyawa Poliatom (5) :

Tentukan biloks atom-atom dalam Fe₂(SO₃)₃.

Pembahasan :

Muatan ion dalam Fe₂(SO₃)₃ adalah

Fe³⁺ = 3+ dan SO₃ ^2– = 2–

Biloks Fe = +3 (aturan 4)

Biloks total ion SO₃ ^2– = –2 (aturan 4)

Biloks O dalam SO₃ ^2– = –2 (aturan 3.c)

Biloks S dalam SO₃ ^2– = {biloks S + 3 (biloks O) = –2}.

Jadi, biloks S dalam SO₃ ^2– = +4.

Contoh Soal Ebtanas 1999–2000 :

Bilangan oksidasi atom Mn tertinggi di antara senyawa berikut ialah ....

A. MnO₂ 

B. Mn₂O₃ 

C. Mn₃O₄

D. KMnO₄

E. K₂MnO₄

Jawaban :

A. biloks O = –2, MnO₂ = 0
biloks MnO₂ = {biloks Mn +2 (biloks O)}
biloks Mn= +4

Dengan cara yang sama:

B. biloks Mn= –3
C. biloks Mn= +2
D. biloks Mn= +7
E. biloks Mn= +6

Jadi, biloks Mn tertinggi sama dengan +7 (D).

2. Reaksi Reduksi Oksidasi dan Bilangan Oksidasi

Bagaimana bilangan oksidasi sanggup menjelaskan reaksi redoks? Apa Anda cukup puas dengan konsep transfer elektron? Tinjau reaksi antara SO₂ dan O₂ membentuk SO₃. Reaksinya dapat ditulis sebagai berikut.

2SO₂(g) + O₂(g) → 2SO₃(g)

Jika dikaji berdasarkan konsep pengikatan oksigen maka reaksi tersebut ialah reaksi oksidasi. Jika dikaji berdasarkan transfer elektron maka Anda mungkin akan bingung, mengapa? Pada reaksi tersebut tidak terjadi transfer elektron, tetapi melalui penggunaan bersama pasangan elektron membentuk ikatan kovalen. Oleh lantaran senyawa SO₃ merupakan senyawa kovalen (perhatikan Gambar 4) maka reaksi tersebut tidak sanggup dijelaskan dengan konsep transfer elektron.

Gambar 4. Rumus struktur lewis SO₂ dan SO₃.

Sesungguhnya, banyak reaksi redoks yang tidak dapat dijelaskan dengan transfer elektron maupun dengan pengikatan oksigen, di antaranya:

a) CO₂(g) + 4H₂(g) → CH₄(g) + 2H₂O(l)

b) I₂(g) + 3Cl₂(g) → 2ICl₃(g)

c) Cu(s) + HNO₃(aq) → Cu(NO₃)₂(aq) + NO₂(g) + H₂O(l)

d) Na₂S₂O₃(aq) + 2HCl(aq) → 2NaCl(aq) + H₂O(l) + SO₂(g) + S(s)

Oleh lantaran banyak reaksi redoks yang tidak sanggup dijelaskan dengan konsep pengikatan oksigen maupun transfer elektron maka para pakar kimia mengembangkan konsep alternatif, yaitu perubahan bilangan oksidasi. Menurut konsep ini, jikalau dalam reaksi bilangan oksidasi atom meningkat maka atom tersebut mengalami oksidasi. Sebaliknya, jikalau bilangan oksidasinya turun maka atom tersebut mengalami reduksi.

Berdasarkan konsep bilangan oksidasi, apakah reaksi SO₂ dan O₂ tersebut merupakan reaksi redoks? Untuk mengetahui suatu reaksi tergolong reaksi redoks atau bukan berdasarkan konsep perubahan bilangan oksidasi maka perlu diketahui biloks dari setiap atom, baik dalam pereaksi maupun hasil reaksi. Biloks dari SO₂, O₂, dan SO₃ adalah 0 (aturan d). Biloks O dalam SO₂ dan SO₃ = –2 (aturan c.3) maka biloks S dalam SO₂ = +4 dan biloks S dalam SO₃ = +6. Secara diagram sanggup dinyatakan sebagai berikut.

Berdasarkan diagram tersebut sanggup disimpulkan bahwa:

a) atom S mengalami kenaikan biloks dari +4 menjadi +6, peristiwa ini disebut oksidasi;

b) atom O mengalami penurunan biloks dari 0 menjadi –2, insiden ini disebut reduksi.

Dengan demikian, reaksi tersebut ialah reaksi redoks. Manakah reduktor dan oksidator pada reaksi di atas? Oleh karena molekul O₂ menyebabkan molekul SO₂ teroksidasi maka molekul O₂ adalah oksidator. Molekul O₂ sendiri mengalami reduksi jawaban molekul SO₂ sehingga SO₂ disebut reduktor.

Contoh Soal Reaksi Redoks Menurut Perubahan Bilangan Oksidasi (7) :

Tentukan manakah oksidasi dan reduksi serta reduktor dan oksidator pada reaksi berikut:

CO₂(g) + 4H₂(g) → CH₄(g) + 2H₂O(g)

Jawaban :

Tentukan biloks setiap atom.

Dalam CO₂, biloks O = –2 dan C = +4.

Dalam H₂, biloks H = 0

Dalam CH₄, biloks H = +1, dan C = –4

Dalam H₂O, biloks H = +1 dan O = –2

Atom C mengalami penurunan biloks dari +4 menjadi –4 (reduksi) dan atom H mengalami kenaikan biloks dari 0 menjadi +1 (oksidasi). Dalam bentuk diagram sanggup dinyatakan sebagai berikut:

Sebagai reduktor ialah molekul H₂ dan sebagai oksidator ialah molekul CO₂.

Contoh Soal UMPTN 1999/B :

Perhatikan reaksi redoks berikut:

Sn + 4HNO₃ → SnO₂ + 4NO₂ + H₂O

Senyawa yang berperan sebagai reduktor ialah ....

A. Sn

B. HNO₃

C. SnO₂

D. NO₂

E. H₂O

Pembahasan :

Oksidator ialah N Reduktor ialah Sn Jadi, lantaran Sn mengakibatkan N mengalami reduksi maka Sn bertindak sebagai reduktor (A)

Reaksi Disproporsionasi

Apa yang dimaksud dengan reaksi disproporsionasi? Reaksi disproporsionasi atau disebut juga reaksi swaredoks ialah suatu reaksi yang mengalami oksidasi dan juga reduksi pada pereaksinya.

Contoh :

Hidrogen peroksida dipanaskan pada suhu di atas 60 °C dan terurai menurut persamaan reaksi berikut:

H₂O₂(l) → H₂O(l) + O₂(g)

Biloks atom O dalam H₂O₂ adalah –1 (aturan c.3). Setelah terurai berubah menjadi –2 (dalam H₂O) dan 0 dalam (O₂). Persamaan kerangkanya:

Oleh lantaran molekul H₂O₂ dapat berperan sebagai oksidator dan juga reduktor maka reaksi tersebut dinamakan reaksi disproporsionasi atau reaksi swaredoks.

3. Tata Nama Senyawa dan Biloks

Pada pecahan sebelumnya, Anda telah berguru tata nama senyawa biner dan senyawa poliatom. Tata nama tersebut berlaku untuk zat molekuler atau senyawa ion yang mengandung kation hanya mempunyai satu harga muatan atau biloks logam golongan IA dan IIA.

Untuk kation-kation logam yang mempunyai lebih dari satu harga biloks (khususnya unsur-unsur transisi), tata namanya ditambah angka romawi dalam tanda kurung yang menunjukkan harga biloks. Angka romawi tersebut tidak terpisahkan dari nama kationnya.

Catatan :

Walaupun biloks yang berubah hanya satu atom dalam molekul, tetapi yang disebut reduktor atau oksidator bukan atomnya, melainkan molekulnya.

Contoh:

SnCl₂ dan SnCl₄, keduanya mempunyai unsur yang sama. Untuk membedakan nama kedua senyawa itu, harga biloks timah disisipkan ke dalam nama berdasarkan hukum sebelumnya (timah klorida). Biloks Sn dalam SnCl₂ adalah +2 dan dalam SnCl₄ adalah +4. Jadi, nama kedua senyawa itu adalah

SnCl₂ : timah(II) klorida

SnCl₄ : timah(IV) klorida

C. Aplikasi Reaksi Reduksi Oksidasi

Secara kimia, reaksi redoks tidak berbeda dengan reaksi-reaksi kimia yang lain, tetapi dalam reaksi redoks ada perubahan bilangan oksidasi akibat perubahan muatan. Perubahan muatan ini disebabkan adanya transfer elektron dari satu atom ke atom lain. Jika transfer elektron ini dimanfaatkan akan menghasilkan energi listrik arus searah alasannya aliran listrik tiada lain ialah aliran elektron.

1. Sel Volta Komersial

Sel Volta ialah sumber energi listrik siap pakai yang dikemas dalam bentuk dan ukuran sesuai kegunaan. Sel Volta terdiri atas elektrode (anode dan katode) kawasan terjadinya reaksi redoks. Kedua elektrode ini dicelupkan ke dalam zat kimia yang berperan sebagai medium aliran listrik dan sebagai oksidator atau reduktor.

Sekilas Kimia

Alessandro Volta

(1745–1827)

Volta melaksanakan percobaan dengan menciptakan sel Volta. Dia menemukan arus listrik yang mengalir dari Cu menuju Zn melalui kardus basah. Ilmuwan Italia ini, mengamati bahwa dua logam yang bertemu menghasilkan "rasapahit" saat logam-logamnya ini menyentuh lidahnya. Percobaan selanjutnya meyakinkan ia bahwa hal ini disebabkan arus listrik. Inilah baterai pertama yang ditemukan.

Umumnya, sel Volta komersial berupa sel kering baterai dan accumulator (accu). Jenis baterai majemuk di antaranya baterai seng-karbon, baterai litium, dan baterai nikel-kadmium (nicad).

a. Baterai Seng-Karbon

Baterai jenis seng-karbon atau Leclanche ialah baterai generasi pertama yang dikomersilkan, digunakan untuk lampu senter, jam dinding, radio, dan alat-alat elektronik lainnya. Baterai ini terdiri atas seng (anode) dan batang grafit (katode). Sebagai zat elektrolitnya ialah campuran MnO₂, NH₄Cl, dan serbuk karbon yang dikemas dalam bentuk pasta. Reaksi redoks yang terjadi sangat rumit, tetapi secara sederhana dapat ditulis dalam bentuk persamaan berikut.

Zn(s) → Zn²⁺(aq) + 2e^– .................................................................................................. (anode)

2MnO₂(s) + 2NH₄⁺(aq) + 2e^– → Mn₂O₃(s) + 2NH₃(aq) + H₂O .................................... (katode)

Potensial sel yang dihasilkan ialah 1,5 V dan arus listrik yang mengalir akan berkurang jikalau dipakai. Potensial sel juga akan berkurang jika cuaca dingin.

b. Baterai Merkuri

Sel Volta yang lain ialah sel merkuri atau disebut juga baterai kancing jenis Ruben-Mallory. Sel jenis ini banyak digunakan untuk baterai arloji, kalkulator, dan komputer. Baterai merkuri ini telah dilarang penggunaannya dan ditarik dari peredaran alasannya ancaman yang dikandungnya (logam berat merkuri).

Baterai kancing ini terdiri atas seng (anode) dan merkuri (II) oksida (katode). Kedua elektrode tersebut berupa serbuk padat. Ruang di antara kedua elektrode diisi dengan materi penyerap yang mengandung elektrolit kalium hidroksida (basa, alkalin) (perhatikan Gambar 5).

Gambar 5. Baterai merkuri.

Reaksi redoks yang terjadi dalam sel ialah sebagai berikut.

Zn(s) + 2OH–(aq) → ZnO(s) + H₂O(l) + 2e^– ............................(anode)

HgO(s) + H₂O(l) + 2e^– → Hg(l) + 2OH^– (aq) ...........................(katode)

Potensial sel yang dihasilkan ialah 1,35 V.

c. Baterai Litium

Sel kering tersebut (baterai seng-karbon dan baterai merkuri) tidak benar-benar kering alasannya elektrolit yang digunakan masih berupa pasta. Sel kering yang benar-benar kering ialah sel jenis litium-iodin. Sel litium-iodin ialah sel Volta dengan logam litium sebagai anode dan senyawa kompleks I₂ sebagai katode. Kedua elektrode ini dipisahkan oleh lapisan tipis dari litium iodida. Reaksi redoks yang terjadi adalah sebagai berikut.

2Li(s) → 2Li⁺ (aq) + 2e^–  .......................................(anode)

3I₂(s) + 2e^– → 2I₃^–(aq) ........................................(katode)

Potensial sel yang dihasilkan sebesar 3,6 V.

Baterai jenis litium berbeda dengan baterai seng-karbon dan baterai merkuri alasannya baterai ini sanggup diisi ulang (rechargeable). Baterai litium banyak digunakan untuk mobilephone (HP) dan kendaraan beroda empat mainan.

d. Baterai Nikel-Kadmium

Selain baterai litium-iodin, baterai yang sanggup diisi ulang lainnya adalah baterai nikel-kadmium (nicad). Sel nicad ialah baterai untuk penyimpan muatan. Sel nicad tergolong sel Volta yang terdiri atas kadmium sebagai anode, nikel oksida sebagai katode, dengan elektrolit kalium hidroksida. Baterai nicad banyak digunakan untuk baterai penerang isi ulang. Reaksi sel selama pemakaian ialah sebagai berikut.

Cd(s) + 2OH^– (aq) → Cd(OH)₂(s) + 2e^– .......................................(anode)

2NiO₂H(s) + 2H₂O(l) + 2e^– → 2Ni(OH)₂(s) + 2OH^– (aq) .............(katode)

2. Sel Accumulator

Sel Volta komersial jenis lain yang sanggup diisi ulang ialah sel timbel atau dikenal dengan accumulator (accu), terdiri atas timbel oksida sebagai katode dan logam timbel berbentuk bunga karang sebagai anode. Kedua elektrode ini dicelupkan dalam larutan H₂SO₄ 10% (perhatikan Gambar 6).

Gambar 6. Accumulator atau aki kendaraan.

Reaksi yang terjadi selama accu digunakan (discharged) ialah sebagai berikut.

Pb(s) + HSO₄ ^– (aq) → PbSO₄(s) + H⁺(aq) + 2e^{– .............................}(anode)

PbO₂(s) + 3H⁺ (aq) + HSO₄ ^– (aq) + 2e^– → PbSO₄(s) + 2H₂O(l) (katode)

Potensial sel yang dihasilkan dari reaksi tersebut, yaitu sekitar 2 V.

Untuk memperoleh potensial sel sebesar 6 V, diharapkan tiga buah sel yang disusun secara seri. Berapa jumlah sel yang harus disusun seri untuk menghasilkan potensial sel 12 V?

Jika accu telah dipakai, accu sanggup diisi ulang memakai arus listrik searah. Selama proses isi ulang, reaksi dalam sel merupakan kebalikan dari reaksi pemakaian. Reaksinya ialah sebagai berikut:

2PbSO₄(s) + 2H₂O(l) → Pb(s) +PbO₂(s) +  2H₂SO₄(aq)

Selama proses isi ulang, sejumlah air dalam accu terurai menjadi H₂ dan O₂, risikonya accu kekurangan air. Oleh lantaran itu, accu yang sering dipakai dan diisi ulang, cairan elektrolitnya harus diganti dengan yang baru.

Sekilas Kimia

Baterai Alkalin

Pernahkah Anda mendengar sebutan baterai alkalin? Baterai alkalin termasuk jenis sel Volta. Elektron yang di hasilkan dari reaksi oksidasi terkumpul di anode dan mengalir melalui kawat eksternal menuju katode, kawasan terjadinya reduksi. Perbedaan voltase atau potensial di antara dua elektrode sebanding dengan energi yang terbentuk.

Reaksi sel keseluruhan :

Zn(s) + 2MnO₂(s) + H₂O(l) → ZnOH₂(s) + Mn₂O₃(s)

Voltase yang dihasilkan dari sel ini sama dengan 1,54 V. Voltase bergantung pada unsur dan senyawa dalam reaksi.

3. Merancang Sel Volta Sederhana

Pada pecahan sebelumnya, Anda sudah berguru larutan elektrolit, yaitu larutan yang sanggup menghantarkan arus listrik. Selain itu, dalam reaksi redoks terjadi transfer elektron yang sanggup menghasilkan energi listrik. Jika reaksi redoks dilakukan dalam larutan maka larutan tersebut dapat dimanfaatkan sebagai sumber arus listrik. Dapatkah Anda merancang sel Volta sederhana? Prinsip sel Volta ialah adanya elektrode sebagai tempat terjadinya reaksi reduksi (katode) dan oksidasi (anode), serta larutan sebagai media untuk menghantarkan arus listrik.

Setelah Anda melaksanakan percobaan sel Volta berdasarkan hasil rancang-bangun sendiri, dapatkah Anda menjelaskan secara kimia terjadinya aliran listrik pada sel Volta? Mari kita bahas bersama. Ketika logam Zn dan Cu dicelupkan ke dalam larutan H₂SO₄, keduanya bersaing untuk bereaksi dengan H₂SO₄. Oleh lantaran logam Zn lebih reaktif maka Zn bereaksi dengan H₂SO₄ membentuk ZnSO₄.

Persamaan reaksinya:

Zn(s) + H₂SO₄(aq) → ZnSO₄(aq) + H₂(g)

Bagaimana hubungannya dengan aliran listrik atau aliran elektron yang sanggup menyalakan lampu? Jika persamaan reaksi tersebut diuraikan maka Anda akan mengetahui sumber elektron dan arah aliran elektron. Oleh lantaran reaksi tersebut ialah reaksi ion maka terjadi transfer elektron. Dalam hal ini, Zn melepaskan elektron membentuk Zn²⁺  (perhatikan Gambar 7).

Gambar 7. Mekanisme reaksi dan transfer elektron yang terjadi pada sel Volta.

Persamaan reaksinya:

Zn(s) → Zn²⁺ (aq) + 2e^–

Elektron yang dihasilkan mengalir melalui rangkaian kawat menuju logam Cu. Aliran elektron ini sanggup menyalakan lampu. Pada elektrode Cu, elektron-elektron ditangkap oleh ion-ion H⁺ yang terdapat dalam larutan membentuk H₂. Persamaan reaksinya:

2H⁺(aq) + 2e^– → H₂(g)

Dengan demikian, reaksi redoks yang bekerjsama terjadi dalam sel Volta rancangan Anda, yaitu sebagai berikut.

Zn(s) + 2H⁺(aq) → Zn²⁺(aq) + H₂(g)

Reaksi totalnya: Zn(s) + H₂SO₄(aq) → ZnSO₄4(aq) + H₂(g)

Rangkuman :

1. Pengertian reaksi reduksi oksidasi (redoks) mengalami perkembangan sebagai berikut.

a. Pengikatan oksigen dan hidrogen

b. Transfer elektron

c. Perubahan bilangan oksidasi

2. Menurut konsep pengikatan oksigen/hidrogen, oksidasi ialah pengikatan atom oksigen atau pelepasan atom hidrogen. Reduksi ialah proses sebaliknya.

3. Menurut konsep transfer elektron, oksidasi adalah pelepasan elektron dan reduksi ialah penerimaan elektron.

4. Menurut konsep perubahan bilangan oksidasi, oksidasi ialah kenaikan bilangan oksidasi dan reduksi ialah penurunan bilangan oksidasi.

5. Bilangan oksidasi ialah suatu bilangan yang menyatakan valensi atom dalam suatu senyawa yang dapat mempunyai harga positif maupun negatif.

6. Bilangan oksidasi unsur dalam senyawa ditentukan dengan suatu aturan.

7. Dalam reaksi redoks, zat yang sanggup mengoksidasi zat lain dinamakan oksidator dan zat yang dapat mereduksi zat lain dinamakan reduktor.

8. Reaksi redoks sanggup dimanfaatkan sebagai sumber arus listrik searah, ibarat pada sel Volta atau dikenal dengan baterai dan accumulator (accu).

9. Sel Volta sederhana sanggup dibangun dari dua buah elektrode yang dicelupkan ke dalam larutan elektrolit.

Anda kini sudah mengetahui Reaksi Redoks. Terima kasih anda sudah berkunjung ke Perpustakaan Cyber.

Referensi :

Sunarya, Y. dan A. Setiabudi. 2009. Praktis dan Aktif Belajar Kimia 1 : Untuk Kelas X Sekolah Menengah Atas / Madrasah Aliyah. Pusat Perbukuan, Departemen Pendidikan Nasional, Jakarta, p. 226.

Pintar Pelajaran Reaksi Redoks, Sel Elektrokimia, Elektrolisis, Volta, Korosi, Bilangan Oksidasi

Reaksi Redoks, Sel Elektrokimia, Elektrolisis, Volta, Korosi, Bilangan Oksidasi - Pada serpihan ini, Anda akan diajak untuk sanggup menerapkan konsep reaksi oksidasi-reduksi dan elektrokimia dalam teknologi dan kehidupan sehari-hari dengan cara menerapkan konsep reaksi oksidasi-reduksi dalam sistem elektrokimia yang melibatkan energi listrik dan kegunaannya dalam mencegah korosi dan dalam industri, serta menjelaskan reaksi oksidasi dan reduksi dalam sel elektrolisis dan menerapkan Hukum Faraday untuk eletrolisis larutan elektrolit. Anda tentu mengenal baterai, alat yang sanggup menghasilkan arus listrik. Berbagai jenis baterai dalam aneka macam bentuk dan tegangan telah banyak dibuat untuk menjalankan peralatan-peralatan elektronik. Pada prinsipnya, arus yang dihasilkan baterai disebabkan oleh reaksi kimia, yaitu reaksi redoks. Selain baterai, penerapan reaksi redoks banyak dipakai di dalam kehidupan sehari-hari, pola pemanfaatan lainnya yaitu pada penyepuhan logam. Proses penyepuhan logam, menyerupai pelapisan kromium pada mesin kendaraan bermotor sehingga terlihat mengilap, memakai sel elektrolisis. Bagaimanakah proses elektrolisis terjadi? Bagaimana pula reaksi yang terjadi pada baterai? Pada serpihan ini, Anda akan mempelajari penyetaraan reaksi redoks dan penerapannya pada sel elektrokimia, menyerupai sel Volta/sel Galvani dan sel elektrolisis serta pemanfaatannya.

A. Reaksi Redoks

Konsep reduksi dan oksidasi (redoks) menurut pengikatan dan pelepasan oksigen, penyerahan dan penerimaan elektron, serta peningkatan dan penurunan bilangan oksidasi telah Anda pelajari di Kelas X Bab 7. Konsep redoks pada Kelas X gres diterapkan dalam memberi nama senyawa sehingga sanggup membedakan apa nama untuk CuO dan Cu2O serta memahami penerapan konsep redoks dalam mengatasi problem lingkungan. Selain itu, masih banyak penerapan reaksi reduksi oksidasi dalam kehidupan sehari-hari, contohnya reaksi yang terjadi pada baterai kering, sel aki, penyepuhan dan pemurnian logam, serta penanggulangan korosi.

Reaksi reduksi dan oksidasi merupakan reaksi yang berlangsung pada proses-proses elektrokimia, yaitu proses kimia yang menghasilkan arus listrik dan proses kimia yang memakai arus listrik. Bagaimana reaksi-reaksi itu terjadi? Pada serpihan ini akan dibahas lanjutan penerapan reaksi redoks dalam menyetarakan persamaan reaksi dan sel elektrokimia. 

Suatu reaksi dinyatakan setara, apabila:

a. jumlah atom di ruas kiri sama dengan jumlah atom di ruas kanan;
b. jumlah muatan di ruas kiri sama dengan jumlah muatan di ruas kanan.

Reaksi redoks sederhana sanggup disetarakan dengan mudah, namun reaksi yang rumit harus ditangani secara khusus. Ada dua cara untuk menyetarakan reaksi dengan cara redoks, yaitu:

1. cara bilangan oksidasi;
2. cara setengah reaksi/ion elektron.

1. Cara Bilangan Oksidasi

Penyetaraan persamaan reaksi redoks memakai cara bilangan oksidasi (biloks) dilakukan dengan cara menyamakan jumlah elektron yang dilepas oleh reduktor dan elektron yang diikat oleh oksidator. Banyaknya elektron yang dilepas ataupun diterima ditentukan melalui perubahan biloks yang terjadi. Dalam reaksi redoks, H2O sering terlibat di dalam reaksi. Oleh karena itu, molekul H2O perlu dituliskan dalam persamaan reaksi. Begitu pula ion H+ dan OH–, adakala perlu dituliskan dalam persamaan reaksi redoks untuk menyatakan apakah reaksi berlangsung dalam suasana asam atau basa.

Contoh Soal 1 :

Setarakan persamaan untuk reaksi antara kalium permanganat dan natrium sulfit dengan hadirnya asam sulfat untuk membentuk kalium sulfat, mangan(II) sulfat, natrium sulfat, dan air.

Kunci Jawaban :

Langkah 1 :

Kalium permanganat + natrium sulfit + asam sulfat → kalium sulfat + mangan(II) sulfat + natrium sulfat + air

Langkah 2 :

KMnO₄(aq) + Na₂SO₃(aq) + H₂SO₄(aq) → K₂SO₄(aq) + MnSO₄(aq) + Na₂SO₄(aq) + H₂O(l) (reaksi belum setara)

Langkah 3 :

Tentukan bilangan oksidasi setiap unsur dalam persamaan itu:

Langkah 4 :

Pilihlah unsur-unsur yang mengalami perubahan dalam bilangan oksidasi, artinya yang mengalami oksidasi atau reduksi.

Langkah 5 :

Samakan jumlah elektron yang dilepas dan diikat semoga jumlah elektron yang dilepaskan sama dengan yang diikat. Jumlah elektron yang dilepaskan harus dikalikan 5, jadi 2 × 5 = 10 elektron.

Adapun jumlah elektron yang diikat dikalikan 2 sehingga menjadi 5 × 2 = 10 elektron.  Persamaan menjadi:

2 KMnO₄(aq) + 5 Na₂SO₃(aq) + ? H₂SO₄(aq) → K₂SO₄(aq) + 2 MnSO₄(aq) + 5 Na₂SO₄(aq) + ? H₂O(l)

Langkah 6 :

Dengan menilik ruas kiri dan ruas kanan, tentukan banyaknya mol yang belum disetarakan, dalam hal ini H2SO4 dan H2O yang dibutuhkan untuk menyetarakan persamaan. Seperti yang ditunjukkan oleh persamaan dalam langkah 5, 8 mol belerang ditunjukkan di sebelah kanan (KMnO₄, 2 MnSO₄  dan 5 Na₂SO₄ . Agar di kiri juga memperlihatkan 8 mol, harus ditetapkan 3 mol untuk H₂SO₄.

2 KMnO₄(aq) + 5 Na₂SO₃(aq) + 3 H₂SO₄(aq) → K₂SO₄(aq) + 2 MnSO₄(aq) + 5 Na₂SO₄(aq) + ? H₂O(l)

Banyaknya air sanggup dihitung dengan dua cara:

a. Banyaknya total atom oksigen yang ditunjukkan di ruas kiri persamaan terakhir adalah 35 dan di kanan yaitu 32 mol, tidak termasuk H2O. Jadi, harus ditambahkan 3 mol air.

b. Banyaknya atom hidrogen yang ditunjukkan di kiri yaitu 6 mol (3 H2SO4). Jadi, harus ditetapkan 3 mol air.

Jadi, persamaan yang setara yaitu :

2 KMnO₄(aq) + 5 Na₂SO₃(aq) + 3 H₂SO₄(aq) → K₂SO₄(aq) + 2 MnSO₄(aq) + 5 Na₂SO₄(aq) + 3 H₂O(l)

Perhatikan beberapa pola penyelesaian reaksi redoks dengan cara biloks berikut.

Contoh Soal 2 :

Setarakanlah reaksi berikut.

ZnS(s) + HNO₃(aq) → ZnSO₄(aq) + NO(g) + H₂O(l)

Kunci Jawaban :

2. 3 ZnS(s) + 8 HNO₃(aq) → 3 ZnSO₄(aq) + 8 NO(g) + H₂O(l)

3. 3 ZnS(s) + 8 HNO₃(aq) → 3 ZnSO₄(aq) + 8 NO(g) + 4 H₂O(l)

Jadi, persamaan reaksi yang setara adalah

3 ZnS(s) + 8 HNO₃(aq) → 3 ZnSO₄(aq) + 8 NO(g) + 4 H₂O(l)

Contoh Soal 3 :

Setarakanlah reaksi antara KMnO4 dengan KI dalam suasana basa.

Kunci Jawaban :

3. 2 MnO₄^–(aq) + 6 I^–(aq) → 2 MnO₂(s) + 3 I₂ (aq)

4. 2 MnO₄^– (aq) + 6 I^– (aq) → 2 MnO₂(s) + 3 I₂ (aq) + 8 OH–(aq)

5. 2 MnO₄^– (aq) + 6 I^– (aq) + 4 H₂O(l) → 2 Mn O₂ (s) + 3 I₂ (aq) + 8 OH^–(aq)

6. 2 KMnO₄(aq) + 6 KI(aq) + 4 H₂O(l) → 2 Mn O₂ (s) + 3 I₂ (aq) + 8 KOH(aq)

Jadi, persamaan reaksi yang setara yaitu :

2 KMnO₄(aq) + 6 KI(aq) + 4 H₂O(l) → 2 Mn O₂ (s) + 3 I₂ (aq) + 8 KOH(aq)

Contoh Soal 4 :

Reaksi redoks berikut:

a Fe²⁺ + MnO₄^– + b H⁺ → c Fe³⁺ + Mn²⁺ + d H₂O

Harga a, b, c, dan d berturut-turut adalah ....

Kunci Jawaban :

II. 5 Fe²⁺ + MnO₄ –→ 5 Fe³⁺ +Mn²⁺

III. 5 Fe²⁺ + MnO₄ –+8 H⁺ → 5 Fe³⁺ + Mn²⁺

IV. 5 Fe²⁺ + MnO₄ – +8 H⁺ → 5 Fe³⁺ + Mn²⁺ + 4 H₂O

2. Cara Setengah Reaksi/Ion Elektron

Penyetaraan persamaan reaksi redoks dengan cara ini dilakukan dengan membagi reaksi menjadi 2 bagian, yaitu:

a. sistem yang teroksidasi;

b. sistem yang tereduksi.

Penyelesaian dilakukan untuk setiap bagian, dilanjutkan dengan penyetaraan jumlah elektron yang terlibat pada serpihan a dan b, yang diakhiri dengan menjumlahkan kedua reaksi.

Contoh Soal 5 :

Setarakan persamaan untuk reaksi natrium dikromat (Na2Cr2O7) dan asam klorida untuk menghasilkan natrium klorida, kromium(III) klorida, air, dan klorin.

Kunci Jawaban :

Langkah 1 :

Natrium dikromat + asam klorida → natrium klorida + kromium (III) klorida + air + klorin

Langkah 2 :

Na₂Cr₂O₇(aq) + HCl(aq) → NaCl(aq) + CrCl₃(aq) + H₂O(l) + Cl₂(g) (tidak setara)

Tuliskan bentuk ion setiap zat, baik untuk persamaan reduksi maupun untuk oksidasi. Untuk persamaan reduksi:

Cr₂O7^2–(aq) → 2 Cr³⁺(aq) (belum lengkap)

Dengan mengetahui bahwa oksigen akan membentuk air, diperoleh :

Cr₂O₇^2–(aq) → 2 Cr³⁺(aq) + 7 H₂O(l) (belum lengkap)

Juga mengetahui bahwa ion hidrogen harus bergabung dengan oksigen untuk membentuk air, maka diperoleh :

Cr₂O₇^2–(aq) + 14 H⁺ → 2 Cr³⁺(aq) + 7 H₂O(l) (setara)

Dengan menambahkan elektron secukupnya pada ruas kiri untuk menyetarakan muatan maka persamaan menjadi:

Cr₂O₇^2–(aq) + 14 H⁺ + 6 e^– → 2 Cr³⁺(aq) + 7 H₂O(l)

Untuk persamaan oksidasi:

2 Cl^–(aq) → Cl₂(g)

Sebanyak 2 e^– harus ditambahkan di ruas kanan semoga muatannya menjadi setara

2 Cl^–(aq) → Cl₂(g) + 2 e^–

Langkah 4 :

Selanjutnya kedua reaksi reduksi dan oksidasi dijumlahkan:

Cr₂O₇^2–(aq) + 14 H⁺ + 6 e^– → 2 Cr³⁺(aq) + 7 H₂O(l)

3(2 Cl^–(aq) → Cl₂(g) + 2 e^–)

-----------------------------------------------------------------------------------------------

Cr₂O₇^2–(aq) + 14 H⁺(aq) + 6 Cl^–(aq) + 6 e^– → 2 Cr³⁺(aq) + 7 H₂O(l) + 3 Cl₂(g) + 6 e^–

Persamaan kedua dikalikan 3 sehingga jumlah elektron yang dilepaskan dalam oksidasi sama dengan elektron yang diterima dalam reduksi (elektron saling menghabiskan).

Cr₂O₇^2–(aq) + 14 H⁺(aq) + 6 Cl^–(aq) → 2 Cr³⁺(aq) + 7 H₂O(l) + 3 Cl₂(g)

Untuk menuliskan persamaan keseluruhan yang setara, dikembalikan ke persamaan reaksi molekul dengan memasukkan 2 ion Na+ untuk setiap Cr₂O₇^2– dan satu Cl^– untuk setiap H⁺. Persamaan selesai adalah

7Na₂Cr₂O₇(aq) + 14 HCl(aq) → 2 NaCl(aq) + 2 CrCl₃(aq) + 7 H₂O(l) + 3 Cl₂(g)

Jadi, persamaan yang setara yaitu :

7Na₂Cr₂O₇(aq) + 14 HCl(aq) → 2 NaCl(aq) + 2 CrCl₃(aq) + 7 H₂O(l) + 3 Cl₂(g)

Contoh Soal 6 :

Setarakan persamaan reaksi berikut:

                                   asam
MnO₄^–(aq) + Cl^–(aq)   →    Mn²⁺(aq) + Cl₂(g)

Kunci Jawaban :

MnO₄^–(aq) → Mn²⁺(aq) (reduksi)

Cl^–(aq) → Cl₂ (g) (oksidasi)

Menyetarakan jumlah atom O dilakukan dengan penambahan H₂O jika suasana reaksi asam. Jumlah H dari H2O yang ditambahkan disetarakan dengan penambahan H+ di ruas lain.

Jika suasana reaksi basa menyetarakan jumlah atom O dilakukan dengan penambahan OH– di ruas lain. Jumlah H+ dan OH– yang ditambahkan disetarakan dengan penambahan H₂O di ruas lainnya.

Reduksi : (MnO₄^–(aq) + 8 H⁺(aq) + 5 e^– → Mn²⁺(aq) + 4 H₂O(l)) × 2

Oksidasi: (2 Cl^–(aq) → Cl₂(aq) + 2 e^–) × 5

Reduksi dikali 2 dan oksidasi dikali 5 untuk menyetarakan jumlah elektron. Jumlah kedua reaksi:

Jadi, persamaan yang setara yaitu :

2 MnO₄^–(aq) + 16 H⁺(aq) + 10 Cl^–(aq) → 2 Mn²⁺(aq) + 5 Cl₂(g) + 8 H₂O(l)

Contoh Soal 7 :

Setarakan persamaan reaksi redoks berikut.

                                 

                                 basa

MnO₄^–(aq) + I–(aq)   →   MnO₂(s) + I₂(aq)

Kunci Jawaban :

1. MnO₄^–(aq) → Mn²⁺(aq) (reduksi)

    I^–(aq) → I₂(aq) (oksidasi)

2. MnO₄^–(aq) + 4 H₂O(l) → Mn²⁺ + 8 OH^–

    2 I^–(aq) → I₂(aq)

3. (MnO₄^–(aq) + 4 H₂O(l) + 5 e^– → Mn²⁺(aq) + 8 OH^–(aq)) × 2

    (2 I^– → I₂ + 2 e^–) × 5

4. 2 MnO₄^– (aq) + 8 H₂O (l) + 10 e^– + 10 I–(aq)→ 2 Mn²⁺(aq) + 16 OH^– (aq) + 5 I₂(aq) + 10 e^–

5.  2 MnO₄^– (aq) + 10 I^–(aq) + 8 H₂O (l) → 2 Mn²⁺ (aq) + 16 OH^– (aq) + 5 I₂(aq)

Contoh Soal 8 :

Setarakan persamaan reaksi berikut.

K₂Cr₂O₇(aq) + H₂C₂O₄(aq) + H₂SO₄(aq) → Cr₂(SO₄)₃(aq) + H₂O(l) + CO₂(g) + K₂SO₄(aq)

Kunci Jawaban :

1. Cr₂O₇^2–(aq) → Cr³⁺(aq) (reduksi)

    Cr₂O₇^2–(aq) → CO₂(g) (oksidasi)

2. 2 Cr₂O₇^2–aq) + 14 H⁺(aq) + 6 e^– → 2 Cr³⁺(aq) + 7 H₂O (l) (reduksi)

    2 Cr₂O₇^2–(aq) →2 CO₂(g) + 2 e^–

3. (Cr₂O7^2–(aq) + 14 H+(aq) + 6 e^– → 2 Cr³⁺(aq) + 7 H₂O (l)) × 1

    (Cr₂O7^2–(aq) →2 CO₂(g) + 2 e^–) × 3

4. Cr₂O₇^2– (aq) + 3 C₂O₄^2–(aq) + 14 H⁺(aq) → 2 Cr³⁺(aq) + 7 H₂O (l) + 6 CO₂ (g)

5. K₂Cr₂O₇ (aq) + 3 H₂C₂O₄ (aq) + 4 H₂SO₄ (aq) → Cr₂(SO₄)₃(aq) + 7 H₂O (l) + 6 CO₂ (g) + K₂SO₄(aq)

Jadi, persamaan yang setara yaitu :

K₂Cr₂O₇ (aq) + 3 H₂C₂O₄ (aq) + 4 H₂SO₄ (aq) → Cr₂(SO₄)₃(aq) + 7 H₂O (l) + 6 CO₂ (g) + K₂SO₄(aq)

B. Sel Elektrokimia

Dalam elektrokimia dipelajari reaksi-reaksi yang disertai perpindahan elektron (reaksi redoks). Pada proses ini, energi kimia diubah menjadi energi listrik atau sebaliknya. Reaksi reduksi oksidasi tertentu sanggup menghasilkan arus listrik. Adapun pada kondisi lainnya, arus listrik dialirkan ke dalam larutan atau cairan zat kemudian akan terjadi perpindahan elektron yang menghasilkan reaksi kimia.

Sel elektrokimia dibedakan atas:

a. Sel Volta/Sel Galvani

b. Sel elektrolisis

Persamaannya:

1. Pada sel elektrokimia, baik sel Volta maupun sel elektrolisis digunakan elektrode, yaitu katode, anode, dan larutan elektrolit.
2. Reaksi yang terjadi pada sel elektrokimia yaitu reaksi redoks, pada katode terjadi reduksi, sedangkan pada anode terjadi oksidasi.

Perbedaannya sanggup Anda lihat pada tabel berikut.

Tabel 1. Perbedaan Sel Volta dan Sel Elektolisis

	Sel Volta	Sel Elektrolisis
1.	Energi kimia diubah menjadi energi listrik	Energi listrik diubah menjadi energi kimia
2.	Katode yaitu kutub positif	Katode yaitu kutub negatif
3.	Anode kutub negatif	Anode kutub positif
4.	Reaksi impulsif	Reaksi tidak impulsif

Telah dipelajari sebelumnya bahwa logam-logam pada umumnya memiliki sifat energi ionisasi yang relatif rendah dan afinitas elektron yang relatif kecil. Oleh lantaran itu, unsur-unsur logam cenderung mengalami oksidasi (melepaskan elektron) dan bersifat reduktor.

Jika kita reaksikan suatu logam dengan asam, misalnya:

Na(s) + 2 HCl(aq) → 2 NaCl(aq) + H₂(g)

Mg(s) + 2 HCl(aq) → MgCl₂(aq) + H₂(g)

2 Al(s) + 6 HCl(aq) → 2 AlCl₃(aq) + 3 H₂(g)

Reaksi pertama di atas sanggup dituliskan :

Na(s) + 2 H⁺(aq) → Na⁺(aq) + H₂(g)

Pada reaksi logam dengan asam, atom logam mengalami oksidasi dan ion hidrogen mengalami reduksi. Namun, tidak semua logam bisa bereaksi dengan asam, contohnya perak dan tembaga tidak bisa mereduksi ion hidrogen.

Ag(s) + H⁺(aq) → tidak bereaksi

Cu(s) + H⁺(aq) → tidak bereaksi

Reaksi redoks antara logam dan asam berlangsung impulsif bergantung pada gampang atau sukarnya logam itu mengalami oksidasi (kuat atau lemahnya sifat reduktor). Alessandro Volta melaksanakan eksperimen dan berhasil menyusun deret keaktifan logam atau deret potensial logam yang dikenal dengan deret Volta.

Li K Ba Ca Na Mg Al Nu Zn Cr Fe Cd Co Ni Sn (H) Cu Ag Hg Pt Au

Semakin ke kiri suatu unsur dalam deret Volta, sifat reduktornya semakin kuat. Artinya, suatu unsur akan bisa mereduksi ion-ion unsur di sebelah kanannya, tetapi tidak bisa mereduksi ion-ion dari unsur di sebelah kirinya. Logam Na, Mg, dan Al terletak di sebelah kiri H sehingga logam tersebut dapat mereduksi ion H+ untuk menghasilkan gas H2, sedangkan logam Cu dan Ag terletak di sebelah kanan H sehingga tidak sanggup mereduksi ion H+ (tidak bereaksi dengan asam).

Deret Volta juga sanggup menjelaskan reaksi logam dengan logam lain. Misalnya, logam Zn dimasukkan ke dalam larutan CuSO4. Reaksi yang terjadi adalah Zn mereduksi Cu2+ (berasal dari CuSO4) dan menghasilkan endapan logam Cu lantaran Zn terletak di sebelah kiri Cu.

Zn(s) + CuSO₄(aq) → ZnSO₄(aq) + Cu(s)

atau

Zn(s) + Cu²⁺(aq) → Zn²⁺(aq) + Cu(s)

Contoh Soal 9 :

Manakah logam-logam berikut ini yang sanggup bereaksi dengan larutan HCl untuk menghasilkan gas H2?

K, Ba, Zn, Su, Ag, Hg, Pt, Cr, Pb

Kunci Jawaban :

Logam-logam yang sempurna bereaksi dengan asam yaitu logam yang terletak di sebelah kiri H dalam deret Volta yaitu K, Ba, Zn, Sn, Cr, dan Pb. Adapun logam-logam Ag, Hg, dan Pt terletak di sebelah kanan H sehingga tidak bereaksi dengan asam. Jadi, logam yang sanggup bereaksi dengan HCl yaitu K, Ba, Zn, Sn, Cr, dan Pb.

Contoh Soal 10 :

Manakah reaksi yang mungkin berlangsung dan mustahil berlangsung?

Kunci Jawaban :

a. Zn(s) + H₂SO₄(aq) → ZnSO₄(aq) + H₂(g)

b. Zn(s) + Na₂SO₄(aq) → ZnSO₄(aq) + 2 Na(s)

c. 2 Na(s) + MgCl₂(aq) → 2 NaCl(aq) + Mg(s)

d. Cu(s) + Ni(NO₃)₂(aq) → Cu(NO₃)₂(aq) + Ni(s)

Kunci Jawaban :

Berdasarkan urutan sifat reduktornya dalam deret Volta, reaksi yang mungkin berlangsung yaitu a dan c, sedangkan reaksi b dan d tidak akan berlangsung. Jadi, reaksi yang mungkin berlangsung yaitu a dan c, reaksi yang tidak mungkin berlangsung yaitu b dan d.

1. Sel Volta/Sel Galvani

Penemu sel ini ialah hebat kimia Italia Alessandro Volta dan Luigi Galvani. Sel ini merupakan salah satu sel elektrokimia pertama yang dikembangkan.

Pada sel Volta dipakai elektrode negatif (anode) dari batang zink (seng) yang dicelupkan dalam larutan ZnSO₄ dan elektrode positif (katode) dari batang cuprum (tembaga) yang dicelupkan dalam larutan CuSO₄. Kedua larutan dihubungkan dengan jembatan garam atau dipisahkan oleh dinding berpori. Jembatan garam terdiri atas pipa berbentuk U yang berisi agar-agar yang mengandung garam kalium klorida. Fungsi jembatan garam adalah untuk mempertahankan kenetralan medium elektrolit kawasan batang elektrode berada.

Tahapan kerja sel Volta/sel Galvani:

a. Elektrode seng teroksidasi berubah menjadi Zn²⁺

Zn(s) → Zn²⁺(aq) + 2 e^–

b. Elektron yang dibebaskan mengalir melalui kawat penghantar menuju elektrode Cu.

c. Pada elektrode Cu elektron-elektron diikat oleh ion Cu²⁺ dari larutan menjadi Cu dan selanjutnya molekul menempel pada batang Cu, reaksi:

SO₄^2–(aq) + 2 e^– → Cu(s)

d. Akibatnya, Zn teroksidasi dan SO₄^2– tereduksi, pada anode ion Zn2+ lebih banyak dari ion SO4 2–, sedangkan pada katode ion SO₄^2– lebih banyak dari ion Cu²⁺. Oleh alasannya itu, ion SO₄^2– berpindah dari elektrode Cu ke elektrode Zn melalui jembatan garam.

e. Pada selesai reaksi sel, elektrode Zn akan berkurang beratnya, sedangkan elektrode Cu akan bertambah beratnya. Larutan CuSO₄ semakin encer, sedangkan larutan ZnSO₄ semakin pekat. Reaksi yang terjadi pada sel Volta yaitu :

Zn(s) + CuSO₄(aq) → ZnSO₄(aq) + Cu(s)

Reaksi oksidasi (anode) :

Zn(s) → Zn²⁺(aq) + 2 e^–

Reaksi reduksi (katode) :

Cu²⁺(aq) + 2 e^– → Cu(s)

Penulisan reaksi redoks tersebut sanggup juga dinyatakan dengan diagram sel berikut:

Zn(s) | Zn²⁺(aq) || Cu²⁺(aq) | Cu(s)

dengan: | = perbedaan fase
|| = jembatan garam
sebelah kiri || = reaksi oksidasi
sebelah kanan || = reaksi reduksi

Contoh Soal 11 :

Nyatakanlah diagram sel dari reaksi pada sel kombinasi berikut.

Kunci Jawaban :

Zn(s) → Zn²⁺(aq) + 2 e^– (oksidasi)  

Br₂(aq) + 2 e^– → 2 Br^–(aq) (reduksi)

Diagram sel : 

Zn(s) | Zn²⁺(aq) || Br₂(aq) | Br^–(aq)

Jadi, diagram sel untuk sel tersebut adalah Zn(s) | Zn²⁺(aq) || Br₂(aq) | Br^–(aq)

Contoh Soal 12 :

Tuliskanlah persamaan reaksi redoks di anode dan di katode dari diagram sel berikut.

a. Ni(s) | Ni²⁺(aq) || Ag⁺(aq) | Ag(s)

b. Fe(s) | Fe²⁺(aq) || Au³⁺(aq) | Au(s)

Kunci Jawaban :

a. Anode (oksidasi) : Ni(s) → Ni²⁺(aq) + 2 e^–

    Katode (reduksi) : Ag⁺(aq) + e^– → Ag(s)

b. Anode (oksidasi) : Fe(s) → Fe²⁺(aq) + 2 e^–

    Katode (reduksi) : Au³⁺(aq) + 3 e^– → Au(s)

a. Potensial Reduksi Standar

Reaksi redoks dalam sebuah sel, misalnya:

Zn(s) + CuSO₄(aq) → ZnSO₄(aq) + Cu(s)

sanggup berlangsung kalau ada perbedaan potensial yang bernilai positif dari kedua elektrode yang digunakan.

Harga potensial mutlak suatu elektrode tidak sanggup diukur. Oleh karena itu, ditetapkan suatu elektrode standar sebagai rujukan, yaitu elektrode hidrogen.

Gambar 1. Elektrode hidrogen merupakan elektrode standar yang dipakai untuk mengukur harga potensial elektrode lainnya.

Elektrode hidrogen terdiri atas gas hidrogen murni yang tekanannya adalah 1 atm pada 25 °C. Gas tersebut dialirkan melalui sepotong platinum yang dicelupkan dalam larutan yang mengandung ion H+ dengan konsentrasi 1 M. Potensial elektrode standar ini ditetapkan mempunyai harga potensial sama dengan nol volt. (E° = 0 volt)

b. Potensial Elektrode Positif

Elektrode yang lebih gampang tereduksi daripada elektrode hidrogen diberi harga potensial reduksi positif. Misalnya, sel Volta dengan elektrode hidrogen dan elektrode Cu dalam larutan CuSO4 menawarkan harga potensial sebesar 0,34 volt.

Gambar 2. Pengukuran harga potensial reduksi elektrode Cu.

Pada elektrode hidrogen terjadi reaksi oksidasi (karena elektron mengalir dari elektrode hidrogen ke elektrode Cu), sedangkan elektrode Cu mengalami reaksi reduksi.

Persamaan reaksi yang terjadi:

Oleh lantaran elektrode Cu lebih gampang tereduksi daripada elektrode hidrogen maka potensial reduksi elektrode Cu diberi tanda positif. Harga potensial reduksi elektrode hidrogen 0 volt maka harga potensial sel adalah harga potensial reduksi Cu, yaitu +0,34 volt. Reaksi reduksi ditulis sebagai berikut.

Cu²⁺(aq) + 2 e^– → Cu(s)       E° = +0,34 volt

Keterangan:

E° = potensial reduksi standar.

c. Potensial Elektrode Negatif

Elektrode yang lebih gampang teroksidasi daripada hidrogen diberi harga potensial reduksi negatif. Misalnya, sel Volta yang terdiri atas elektrode standar hidrogen dan elektrode seng yang dicelupkan dalam larutan ZnSO4 1 M, menawarkan beda potensial sebesar 0,765 volt.

Gambar 3. Pengukuran harga potensial reduksi elektrode Zn.

Persamaan reaksi yang terjadi:

Pada sel ini, Zn lebih gampang teroksidasi daripada hidrogen. Oleh sebab itu, elektrode seng diberi tanda negatif. Karena harga potensial reduksi H2 sama dengan 0 volt maka potensial sel yaitu potensial reduksi Zn yaitu –0,76 volt.

Reaksi reduksi ditulis:

Zn²⁺(aq) + 2 e^– → Zn(s)         E° = –0,76 volt

Berdasarkan hasil eksperimen telah diperoleh harga potensial elektrode zat-zat pada suhu 25 °C.

Berikut ini tabel harga potensial reduksi beberapa unsur.

Tabel 2. Harga Potensial Reduksi Unsur-Unsur

Setengah Reaksi	E° (V)
F2(g) + 2 e– ↔ 2 F–(aq)	+2,87
S2O82–(aq) + 2 e– ↔ 2 SO42–(aq)	+2,01
PbO2(s) + HSO4–(aq) + 3 H+(aq) + 2 e– ↔ PbSO4(s) + 2 H2O	+1,69
2 HOCl(aq) + 2 H+(aq) + 2 e– ↔ Cl2(g) + 2 H2O	+1,63
MnO4–(aq) + 8 H+(aq) + 5 e– ↔ Mn2+(aq) + 4 H2O	+1,51
PbO2(s) + 4 H+(aq) + 2 e– ↔ Pb2+(aq) + 2 H2O	+1,46
BrO3–(aq) + 6 H+(aq) + 6 e– ↔ Br–(aq) + 3 H2O	+1,44
Au3+(aq) + 3 e– ↔ Au(s)	+1,42
Cl2(g) + 2 e– ↔ 2 Cl–(aq)	+1,36
O2(g) + 4 H+(aq) + 4 e– ↔ 2 H2O	+1,23
Br2(aq) + 2 e– ↔ 2 Br–(aq)	+1,07
NO3–(aq) + 4 H+(aq) + 3 e– ↔ NO(g) + 2 H2O	+0,96
Ag+(aq) + e– ↔ Ag(s)	+0,80
Fe3+(aq) + e– ↔ Fe2+(aq)	+0,77
I2(s) + 2 e– ↔ 2 I–(aq)	+0,54
NiO2(s) + 2 H2O + 2 e– ↔ Ni(OH)2(s) + 2 OH–(aq)	+0,49
Cu2+(aq) + 2 e– ↔ Cu(s)	+0,34
SO42–(aq) + 4 H+(aq) + 2 e– ↔ Ni(OH)2(s) + 2 OH–(aq)	+0,17
AgBr(s) + e– ↔ Ag(s) + Br–(aq)	+0,07
2 H+(aq) + 2 e– ↔ H2(g)	0
Sn2+(aq) + 2 e– ↔ Sn(s)	–0,14
Ni2+(aq) + 2 e– ↔ Ni(s)	–0,25
Co2+(aq) + 2 e– ↔ Co(s)	–0,28
PbSO4(s) + H+(aq) + 2 e– ↔ Pb(s) + HSO4–(aq)	–0,36
Cd2+(aq) + 2 e– ↔ Cd(s)	–0,40
Fe2+(aq) + 2 e– ↔ Fe(s)	–0,44
Cr2+(aq) + 3 e– ↔ Cr(s)	–0,74
Zn2+(aq) + 2 e– ↔ Zn(s)	–0,76
2 H2O + 2 e– ↔ H2(g) + 2 OH–(aq)	–0,83
Al3+(aq) + 3 e– ↔ Al(s)	–1,66
Mg2+(aq) + 2 e– ↔ Mg(s)	–2,37
Na+(aq) + e– ↔ Na(s)	–2,71
Ca2+(aq) + 2 e– ↔ Ca(s)	–2,76
K+(aq) + e– ↔ K(s)	–2,92
Li+(aq) + e– ↔ Li(s)	–3,05
Sumber: Chemistry (McMurry), 2001

Contoh Soal 13 :

Diketahui:

Ni²⁺(aq) + 2 e^– → Ni(s)

E° = –0,25 V

Pb²⁺(aq) + 2 e^– → Pb(s)

E° = –0,13 V

Potensial standar sel Volta yang terdiri atas elektrode Ni dan Pb yaitu ....

Kunci Jawaban :

E^o _sel = Eo _katode – Eo _anode

= (–0,13 V) – (–0,25 V)
= –0,13 V + 0,25 V
= +0,12 V

Jadi, potensial standar sel Volta tersebut yaitu (C) +0,12 V.

d. Reaksi Sel dan Potensial Sel

Reaksi sel yaitu jumlah aljabar dari reaksi-reaksi yang terjadi pada elektrode-elektrode. Misalnya, untuk reaksi dengan diagram sel sebagai berikut.

Zn(s) | Zn²⁺(aq) || Cu²⁺(aq) | Cu(s)

Setengah reaksi dari reaksi selnya sebagai berikut.

Potensial sel merupakan jumlah aljabar dari potensial oksidasi dan potensial reduksi. Jika yang dipakai yaitu elektrode-elektrode standar maka potensial sel itu ditandai dengan Eo sel. Potensial standar untuk sel tersebut sebagai berikut.

E^o _sel = E^o _oksidasi + E^o _reduksi

Oleh lantaran setengah reaksi oksidasi mempunyai tanda yang berlawanan, persamaan yang sering dipakai sebagai berikut.

E^o _sel = Eo _reduksi – Eo _oksidasi

E^o _sel = Eo _katode – Eo _anode

E^o _sel = Eo _besar – Eo _kecil

kalau :

Cu²⁺(aq) + 2 e^– → Cu(s)        E^o = +0,34

Zn²⁺(aq) + 2 e^– → Zn(s)         E^o = –0,76

maka :

E^o _sel = E^o Cu²⁺ | Cu – Eo Zn | Zn²⁺

E^o _sel = +0,34 V – (–0,76 V)
E^o _sel = +1,10 V

Contoh Soal 14 :

Sebuah sel Volta memakai elektrode nikel dalam larutan NiSO4 dan elektrode Ag dalam larutan Ag2SO4. Tentukan potensial sel yang terjadi jika E^o Ni –0,25 volt dan E^o Ag = +0,80 volt. Tunjukkan mana yang bertindak sebagai katode dan anode dalam sel ini.

Kunci Jawaban :

Oleh karena E^o Ni lebih kecil daripada E^o Ag maka Ni lebih gampang teroksidasi dibandingkan Ag.

E^o _sel = E^o _oksidasi + E^o _reduksi

E^o _sel = Eo _Ag – Eo _Ni

E^o _sel = +0,80 V – (–0,25 V)
E^o _sel = +1,05 V

Jadi, Ni sebagai anode dan Ag sebagai katode dengan potensial sel +1,05 V.

Contoh Soal 15 :

Diketahui:

Zn(s) + Fe²⁺⁽aq) → Zn²⁺(aq) + Fe(s)

E^o = 0,32 volt

Fe(s) + Cu²⁺(aq) → Fe²⁺(aq) + Cu(s)

E^o = 0,78 volt

Potensial standar dari sel :

Zn(s) + Cu²⁺(aq) → Zn²⁺(aq) + Cu(s)

Kunci Jawaban :

atau:

E^o _sel = Eo _reduksi – Eo _oksidasi

E^o _sel = 0,78 – (–0,32)
E^o _sel = 0,78 + 0,32 = 1,10 V

Jadi, potensial standar sel tersebut yaitu (E) +1,10 V.

e. Prinsip-Prinsip Sel Volta dalam Kehidupan Sehari-hari

Sel Volta sanggup dibedakan menjadi sel volta primer, sel volta sekunder, dan sel bahan bakar.

2. Sel Elektrolisis

Pada subbab ini, kita akan mempelajari proses kebalikan dari sel Volta, yaitu perubahan energi listrik menjadi energi kimia. Apabila arus listrik searah dialirkan ke dalam larutan elektrolit melalui elektrode maka larutan elektrolit tersebut akan terurai. Peristiwa penguraian elektrolit oleh arus searah inilah yang disebut elektrolisis. Sel kawasan terjadinya elektrolisis disebut sel elektrolisis.

Berbeda dengan reaksi yang terjadi pada sel Volta, pada sel elektrolisis reaksi mulai terjadi pada katode, yaitu kawasan arus masuk (pada sel Volta reaksi dimulai pada anode, yaitu kawasan arus keluar).

a. Reaksi pada Katode

Pada katode terjadi reaksi ion-ion positif (kation) mengikat elektron-elektron yang berasal dari sumber arus. Zat yang terbentuk dari hasil reaksi ini akan menempel pada batang katode, kecuali kalau zat yang dihasilkan berbentuk gas. Apabila zat hasil reaksi berfase gas maka akan keluar sebagai gelembung-gelembung gas di sekitar batang katode yang selanjutnya akan bergerak ke permukaan sel elektrolisis. Dalam larutan, ion positif menuju ke katode dan ion negatif ke anode.

1. Ion hidrogen (H⁺)

Ion hidrogen direduksi menjadi molekul gas hidrogen.

Reaksi : 2 H⁺(aq) + 2 e^– → H₂(g)

2. Ion-ion logam

a. Ion-ion logam alkali/alkali tanah, seperti Li⁺, K⁺, Na⁺, Ba²⁺, Sr²⁺, dan Ca²⁺tidak mengalami reduksi lantaran E° logam < E° air maka air sebagai penggantinya yang akan mengalami reduksi.

Reaksi: H₂O(l) + 2 e^– → H₂(g) + 2 OH^–(aq)

b. Ion-ion logam selain alkali/alkali tanah, seperti Ni²⁺, Cu²⁺, dan Zn²⁺ akan mengalami reduksi menjadi logam.

Mn⁺ + n e^– → M

Contoh : Cu²⁺(aq) + 2 e^– → Cu(s)

              Ni²⁺(aq) + 2 e^– → Ni(s)

Akan tetapi, apabila leburan garam yang dielektrolisis maka ion logam penyusun garam tersebut akan direduksi menjadi logam. Contohnya, NaCl (l), Na⁺ akan menjadi Na.

Reaksi : Na⁺(aq) + e^– → Na(s)

b. Reaksi pada Anode

Pada anode terjadi reaksi oksidasi, ion-ion negatif akan ditarik oleh anode. Reaksi yang terjadi pada anode sangat dipengaruhi oleh jenis anion dan jenis elektrode yang digunakan. Jika anode terbuat dari elektrode inert (elektrode yang tidak ikut bereaksi), menyerupai Pt, C, dan Au maka ion negatif atau air akan teroksidasi.

1. Ion hidroksida (OH–) akan teroksidasi menjadi H2O dan O2.

Reaksinya : 4 OH^–(aq) → 2 H₂O(l) + O₂(g) + 4 e^–

2. Ion sisa asam

a. Ion sisa asam yang tidak beroksigen, seperti Cl^–, Br^–, I^– akan teroksidasi menjadi gasnya Cl₂, Br₂, I₂.

Contoh : Cl^–(aq) → Cl₂(g) + 2 e^–

              2 X^– → X₂ + 2 e^–

b. Ion sisa asam yang beroksigen, seperti SO₄^2–, NO₃^–, PO₄^3– tidak teroksidasi. Sebagai gantinya air yang teroksidasi.

Reaksi : 2 H₂O(l) → 4 H⁺(aq) + O₂(g) + 4 e^–

Jika anodenya terbuat dari logam lain (bukan Pt, C, atau Au) maka anode akan mengalami oksidasi menjadi ionnya. Contohnya, kalau anode terbuat dari Ni, Ni akan teroksidasi menjadi Ni²⁺.

Reaksi : Ni(s) → Ni²⁺(aq) + 2 e^–

Contoh Soal 15 :

Tentukan reaksi yang terjadi di anode dan di katode pada elektrolisis berikut.

1. Elektrolisis larutan HCl dengan elektrode Pt.
2. Elektrolisis larutan NaBr dengan elektrode C.
3. Elektrolisis larutan CuSO4 dengan elektrode C.
4. Elektrolisis larutan KNO3 dengan elektrode Pt.

Kunci Jawaban :

1. Elektrolisis larutan HCl dengan elektrode Pt

HCl(aq) → H⁺(aq) + Cl^–(aq)

katode (–) : 2 H⁺(aq) + 2 e^– → H₂(g)

anode (+) : 2 Cl^–(aq) → Cl₂(g) + 2 e–

------------------------------------------

2 H⁺(aq) + 2 Cl^–(aq) → H₂(g) + Cl₂(g)

2. Elektrolisis larutan NaBr dengan elektrode C

katode (–) : 2 H₂O(l) + 2 e^– → H₂(g) + 2 OH–(aq)

anode (+) : 2 Br^–(aq) → Br₂(aq) + 2 e^–

--------------------------------------------------------

2 H₂O(l) + 2 Br^–(aq) → H₂(g) + 2 OH^–(aq) + Br₂(g)

3. Elektrolisis larutan CuSO4 dengan elektrode C

katode (–) : Cu²⁺(aq) + 2 e^– → Cu(s) 2×

anode (+) : 2 H₂O(l) → O₂(g) + 4 H⁺(aq) + 4 e^– 1×

-----------------------------------------------------------

2 Cu²⁺(aq) + 2 H₂O(l) → 2 Cu(s) + O₂(aq) + 4 H⁺(aq)

4. Elektrolisis larutan KNO3 dengan elektrode Pt

katode (–) : 2 H₂O(l) + 2 e^– →H₂(g) + 2 OH^–(aq) 2×

anode (+) : 2 H₂O(l) → O₂(g) + 4 H⁺(aq) + 4 e^– 1×

----------------------------------------------------------

6 H₂O(l) →2 H₂(g) + 4 OH^–(aq) + O₂(g) + 4 H⁺(aq)

2 H₂O(l) → 2 H₂(g) + O₂(g)

Contoh Soal 16 :

Larutan CaCl₂ dengan elektrode karbon, di ruang katode terjadi reaksi ....

Kunci Jawaban :

Elektrolisis larutan CaCl₂ dengan elektrode karbon di ruang katode, terjadi reaksi karena larutan akan terurai menjadi :

CaCl₂(aq) → Ca²⁺(aq) + 2 Cl^–(aq)

katode (–) : 2 H₂O(l) + 2 e– → 2 OH^–(aq) + H₂(g)

anode (+) : 2 Cl^–(aq) → Cl₂(aq)+2 e^–

Pada katode dihasilkan :

2 H₂O(l) + 2 e^– → 2 OH^–(aq) + H₂(g)

yang direduksi bukan airnya karena potensial reduksi air lebih besar dari Ca²⁺.

Jadi, reaksi yang terjadi adalah 2 H₂O(l) + 2 e^– → 2 OH^–(aq) + H₂(g)

c. Stoikiometri dalam Elektrolisis

Dalam sel elektrolisis, jumlah zat (massa) yang diendapkan atau yang melarut pada elektrode berbanding lurus dengan jumlah arus yang melewati elektrolit (Hukum I Faraday).

Hukum I Faraday menyatakan bahwa jumlah zat (gram) yang diendapkan atau yang melarut pada elektrode berbanding lurus dengan jumlah arus yang melewati elektrolit.

Keterangan :

w = massa zat (g)
e = massa ekuivalen atau valensi (Mr / Valensi)
i = besar lengan berkuasa arus (A)
t = waktu (s)
F = tetapan Faraday = 96.500 coulomb
1 F = 1 mol elektron

Untuk 2 elektrolit atau lebih yang dielektrolisis dengan jumlah arus yang sama berlaku Hukum II Faraday.

" Jika arus dialirkan ke dalam beberapa sel elektrolisis maka jumlah zat yang dihasilkan pada masing-masing elektrodenya sebanding dengan massa ekuivalen masing-masing zat tersebut."

Keterangan :

wA = massa zat A
wB = massa zat B
eA = massa ekuivalen zat A
eB = massa ekuivalen zat B

Contoh Soal 17 :

Berapakah massa tembaga yang diendapkan di katode pada elektrolisis larutan CuSO4 dengan memakai arus 2 A selama 20 menit. (Ar Cu = 63,5 g/mol)

Kunci Jawaban :

Di katode, terjadi reaksi reduksi Cu2+ menjadi Cu:

Cu²⁺(aq) + 2 e^– → Cu(s)

t = 20 menit = 1.200 s

Jadi, massa tembaga yang diendapkan pada katode yaitu 0,79 g.

Contoh Soal 18 :

Jika 2 buah sel elektrolisis yang masing-masing mengandung elektrolit AgNO3 dan CuSO4 disusun seri dengan memakai arus yang sama, dihasilkan 2,5 g Ag. Berapakah massa Cu yang diperoleh? (Ar Cu= 63,5 g/mol, Ar Ag = 108 g/mol)

Kunci Jawaban :

Jadi, massa Cu yang diendapkan pada katode yaitu 0,73 g.

d. Kegunaan Sel Elektrolisis

1) Penyepuhan logam

Penyepuhan logam bertujuan melapisi logam dengan logam lain agar tidak gampang berkarat. Contohnya, penyepuhan perak yang biasa dilakukan pada peralatan rumah tangga, menyerupai sendok, garpu, dan pisau. Pada penyepuhan perak, logam perak bertindak sebagai katode dan sendok besi bertindak sebagai anode.

Gambar 8. Penyepuhan perak pada sendok besi.

Contoh lainnya yaitu pada kendaraan bermotor, biasanya mesin kendaraan bermotor yang terbuat dari baja dilapisi dengan kromium. Proses pelapisan kromium dilakukan dengan elektrolisis, larutan elektrolit disiapkan dengan cara melarutkan CrO3 dengan asam sulfat encer. Kromium(VI) akan tereduksi menjadi kromium(III) kemudian tereduksi menjadi logam Cr.

CrO₃(aq) + 6 H⁺(aq) + 6 e^– → Cr(s) + 3 H₂O(l)

2) Produksi aluminium

Aluminium diperoleh dengan cara elektrolisis bijih aluminium. Reaksi yang terjadi sebagai berikut.

Katode : Al³⁺(aq) + 3 e^– → Al(l)

Anode : 2 O^2–(aq) → O₂(g) + 4 e^–

-------------------------------------------------

4 Al³⁺(aq) + 6 O^2–(aq) → 4 Al(l) + 3 O₂(g)

3) Produksi natrium

Natrium diperoleh dengan cara elektrolisis lelehan NaCl yang dikenal dengan Proses Down. Reaksi yang terjadi sebagai berikut.

Katode : 2 Na⁺(l) + 2 e^– → 2 Na(l)

Anode : 2 Cl^–(l) → Cl₂(g) + 2 e^–

---------------------------------------------

2 Na⁺(aq) + 2 Cl^–(aq) → 2 Na(l) + Cl₂(g)

C. Korosi

Dalam kehidupan sehari-hari, Anda niscaya pernah melihat besi yang berkarat. Apabila besi didiamkan pada udara yang berair maka pada permukaan besi akan terbentuk karat.

Proteksi Katodik :

Untuk mencegah korosi pada pipa besi bawah tanah dilakukan dengan proses yang dinamakan proteksi katodik. Proteksi katodik dilakukan dengan cara melapisi besi dengan logam yang mempunyai sifat pereduksi lebih kuat, menyerupai Zn dan Mg. Dalam hal ini, besi bertindak sebagai katode, sedangkan logam yang melapisinya merupakan anode. Reaksi korosi pada besi sanggup dicegah karena reaksi oksidasi akan terjadi pada anode (logam pelapis).

Masalah yang sering terjadi pada logam yaitu korosi. Korosi disebabkan lantaran reaksi logam dengan oksigen dan air. Contohnya korosi pada besi.

Gambar 9. Reaksi korosi pada besi.

Perhatikanlah Gambar 9, Pada proses korosi, besi bertindak sebagai anode yang akan mengalami reaksi oksidasi membentuk Fe2+, sedangkan O2 mengalami reduksi menjadi OH–, gabungan Fe2+ dan OH– membentuk karat.

Proses korosi sanggup dicegah melalui:
1. Perlindungan pada permukaan, contohnya dengan cat.
2. Perlindungan elektrokimia dengan memakai logam lain (proteksi katodik).
3. Pembentukan aloi.

Aloi adalah adonan logam dengan logam lain sehingga menghasilkan campuran logam yang lebih besar lengan berkuasa dan tahan karat. Contohnya, campuran Ni dengan Cr.

Rangkuman :

1. Reaksi redoks merupakan reaksi yang berlangsungpada proses elektrokimia, yaitu proses kimia yang menghasilkan arus listrik dan proses kimia yang menggunakan arus listrik. Reaksi redoks disetarakan dengan dua cara, yaitu

a. cara bilangan oksidasi;
b. cara setengah reaksi/ion elektron.

2. Sel elektrokimia, terjadi perubahan energi kimia menjadi energi listrik atau sebaliknya. Sel elektrokimia terdiri atas sel Volta dan sel elektrolisis.

a. Sel Volta

1) Katode mengalami reduksi, anode mengalami oksidasi.
2) Energi kimia diubah menjadi energi listrik.
3) Katode yaitu kutub negatif.
4) Anode yaitu kutub positif.
5) Reaksi spontan.

b. Sel Elektrolisis

1) Katode mengalami reduksi, anode mengalami oksidasi.
2) Energi listrik diubah menjadi energi kimia.
3) Katode yaitu kutub positif.
4) Anode yaitu kutub negatif.
5) Reaksi tidak spontan.
6) Berlaku aturan I Faraday



3. Korosi yaitu reaksi oksidasi pada logam yang disebabkan oleh oksigen dan air. Korosi dapat dicegah dengan perlindungan katodik, pembentukan aloi, dan pinjaman pada permukaan logam.

Anda kini sudah mengetahui Sel Elektrokimia. Terima kasih anda sudah berkunjung ke Perpustakaan Cyber.

---

Referensi :

Rahayu, Imam. 2009. Praktis Belajar Kimia untuk Kelas XII Sekolah Menengah Atas/Madrasah Aliyah Program Ilmu Pengetahuan Alam. Pusat Perbukuan, Departemen Pendidikan Nasional, p. 194.