Redoks dan Elektrokimia : Kimia UTBK

Redoks dan elektrokimia erat kaitannya dengan serah terima elektron, pengurangan dan penambahan atom Oksigen, hingga kenaikan dan pengurangan bilangan oksidasi.

Apa itu Redoks?

Reduksi – oksidasi (redoks) merupakan suatu kondisi yang mana antara satu unsur dan unsur lainnya terjdi serah terima elektron. Unsur satu mengalami kenaikan bilangan oksidasi sementara unsur lainnya mengalami penurunan. Semua itu adalah demi tercapainya keseimbangan dalam senyawa.

PENYETARAAN REAKSI REDOKS

Metode Perubahan Bilangan Oksidasi

1. Setarakan atom-atom yang mengalami perubahan biloks
2. Tentukan biloks unsur-unsur tersebut dan tentukan perubahannya
3. Samakan kedua perubahan biloks
4. Tentukan jumlah muatan diruas kiri dan kanan
5. Samakan muatan dengan cara :
6. Jika muatan diruas kirilebih negatif maka ditambahkan ion H⁺ sebanyak perbedaan muatan
7. Jika muatan diruas kananlebih positif maka ditambahkan ion OH ^– sebanyak perbedaan muatan
8. Samakan atom hidrogen diruas kiri dan kanan dengan cara menambahkan H₂O

Metode Setengah Reaksi

1. Tuliskan persamaan setengah reaksi reduksi dan setengah reaksi oksidasi
2. Setarakan unsur-unsur yang mengalami perubahan biloks
3. Tambahkan satu molekul H₂O:
4. pada yang kekuranganatom O, jika reaksi berlangsung dalam suasana asam
   pada yang kelebihanatom O, jika reaksi berlangsung dalam suasana basa
5. Setarakan atom hidrogen dengan ion H⁺, jika suasana asam atau dengan ion OH ^–, jika suasana basa
6. Setarakan muatan dengan penambahan elektron
7. Jumlahkan kedua persamaan setengah reaksi dengan menyamakan elektron

No.	Reduktor	Rumus	Perubahan (½ reaksi Oksidasi)
1.	Gas Hidrogen	H2	H2 ® H+
2.	Ion Halida	X–	X–® X2
3.	Hidrogen Sulfida	H2S	H2S  ®  S
4.	Atom Logam	M	M  ®  M+
5.	Garam (o) valensi logam rendah	Mo+	Mo+ ®  Mi+
6.	Garam-garam it/valensi nonlogam rendah	Zx-	Zx- (it)  ®  Zx- (at)
7.	Asam Oksalat	H2C2O4	H2C2O4   ®  CO2
8.	Garam Oksalat	C2O42-	C2O42-   ®  CO2
9.	Hidrogen peroksida	H2O2	H2O2
10.	Karbon Monoksida	CO	CO ®  CO2
11.	Karbon	C	C®  CO    (t > 1.000oC)
			C®  CO2    (t < 800oC)

A. SEL ELEKTROKIMIA

Sel Volta (sel galvani)

1. 1. 1. Sel volta banyak digunakan dalam kehidupan sehari-hari misalnya sel kering/sel leclanche, baterai alkali, baterai perak oksida dan aki.
      2. Dalam sel volta, reaksi redoks terjadi pada elektroda-elektroda, yaitu :
      3. Sspotensial listrik yang ditimbulkan oleh sel volta disebut potensial sel atau gaya gerak listrik (GGL), yang merupakan perbedaan harga potensial reduksi standar (E⁰) dari kedua elektroda. Sebagai standarnya digunakan elektroda hidrogen yang harga E⁰-nya = 0 volt.

Berlangsungnya reaksi redoks dapat diperkirakan dari harga E_sel

1. 1. Unsur – unsur yang memiliki E°terkecil sampai terbesar yang dikenal dengan deret volta adalah sebagai berikut : K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, Pb, H, Sb, Bi, Cu, Hg, Ag, Pt, Au.
   2. Unsur –unsur dalam deret volta hanya mampu mereduksi unsur-unsur disebelah kanannya.

Korosi

1. 1. Korosi adalah peristiwa teroksidasinya suatu logam.
   2. Terjadinya korosi dipengaruhi oleh beberapa faktor, yaitu :
   3. Korosi besi (karat besi) dapat dicegah dengan :

• Melapisi besi dengan logam lain, misalnya Zn, Sn
• Dicat

Sel elektrolisis

Pada sel elektrolisis terjadi perubahan energi listrik menjadi energi kimia (aarus listrik menyebabkan terjadinya reaksi kimia).

1. Reaksi pada anoda (oksidasi)

• Bila anoda terbuat dari Pt, Au, atau C, maka anoda ikut teroksidasi
• Bila anoda terbuat selain Pt, Au, dan C, maka anoda tidak ikut teroksidasi

1. Reaksi pada katoda (reduksi)

• Ion H⁺tereduksi menjadi gas H₂ : 2H⁺ + 2e à H₂
• Ion-ion logam alkali, alkali tanah, Al³⁺, Mn²⁺ tidak mengalami reduksi, yang tereduksi adalah air (pelarut)
• Ion-ion logam selain diatas, tereduksi menjadi logam.

Hukum Faraday Dengan Aplikasi Redoks dan Elektrolisis

1. Jumlah zat yang dihasilkan pada elektroda sebanding dengan jumlah listrik yang dialirkan pada zat tersebut.
2. Hukum Faraday I : “massa zat yang terjadi atau melarut selama proses elektrolisis berbanding luruus dengan jumlah muatan listrik yang melalui sel elektrolisis”.
3. W= e.F

w = massa zat hasil elektrolisis (gram)

e = massa ekuivalen zat hasil elektrolisis, e =

F = jumlah arus listrik ( Faraday)

Karena 1 Faraday setara dengan 96.500 Coulomb, sedangkan 1 Coulomb = 1 ampere detik, maka hukum Faraday dapat dijabarkan menjadi :

i = kuat arus listrik (ampere)

t = lama elektrolisis atau waktu (detik)

 

3. Hukum Faraday  II : “jumlah zat-zat yang dihasilkan oleh arus yang sama dalam beberapa sel yang berbeda sebanding dengan massa ekuivalen zat – zat tersebut”.

Contoh Soal Redoks dan Elektrokimia

a. Konsentrasi Mn⁺²dalam larutan dapat ditentukan dengan titrasi menurut reaksi yang belum setara :

Mn⁺²  +  MnO₄ ^–  + OH^{– →}  MnO_{2 (s)}  +  H₂O

Jika 15 mL larutan yang mengandung Mn⁺² tepat bereaksi 20 mL KMnO₄ 0,1 M, tentukan molaritas Mn⁺² dalam larutan tersebut !

Pemecahan:

cari mana yang oksidasi dan mana yang reduksi.

Lalu cari molaritas dengan cara M1.V1 = M2. V2

Dengan demikian kita akan mendapatkan molaritas Mn +2

Nah, itu dia pembahasan Redoks dan Elektrokimia. Apabila ada pertanyaan atau pendapat yang ingin disampaikan, bisa langsung serukan dikolom komentar dibawah ya.

Hubungi kami di 089628522526  atau Head Office kami 021-77844897 di setiap senin s.d jumat 09.00-17.00. Anda bisa menemui kami langsung di kantor Ocean Terrace Residence Blok E1 No.1 Jalan Tole Iskandar, Tirtajaya, Kec. Sukmajaya, Kota Depok, Jawa Barat. bimbel-kedokteran.com melayani les privat untuk semua wilayah Indonesia.