KU-8. Reaksi Redoks dan Elektrokimia

 Reaksi Redoks dan Elektrokimia

• Elektrokimia adalah cabang ilmu kimia yang berkenaan dengan interkonversi energi listrik dan energi kimia.

• Dalam elektrokimia, reaksi yang dipelajari adalah reaksi redoks. Reaksi redoks adalah reaksi yang didalamnya terjadi transfer electron atau perubahan bilangan oksidasi/biloks.

• Biloks menyatakan kecenderungan posisi dari electron. Apabila suatu atom cenderung menerima satu electron maka biloksnya (-1) sedangkan apabila suatu atom cenderung melepas satu electron maka biloksnya (+1). Adapun Aturan dalam penentuan bilangan oksidasi (BO)

• Bilangan Oksidasi unsur-unsur dan molekul unsur adalah 0. 

Contoh : Bilangan Oksidasi Ba = 0, Bilangan Oksidasi O dalam O2 = 0

• Bilangan Oksidasi H dalam senyawa selalu +1, kecuali untuk senyawa hidrida logam Bilangan Oksidasi H = -1. 

Contoh : BO  H dalam H2O =  +1, BO  H dalam CaH2, NaH, AlH3 adalah -1.

• Bilangan oksidasi F dalam molekul senyawa selalu -1

• Bilangan Oksidasi O dalam senyawa = -2, kecuali dalam senyawa FO2 dan peroksida 

Contoh : OF2, BO  O  =  +2, Peroksida, BO  O  =  -1  (H2O2, Na2O2, dsb)

• Jumlah aljabar Bilangan Oksidasi dalam senyawa = 0

• Jumlah aljabar Bilangan Oksidasi seluruh atom dalam ion = muatan ion

• Bilangan oksidasi atom logam dalam senyawa selalu positif sesuai dengan valensi logam tersebut

• Teknik dalam penyetaraan reaksi redoks adalah dengan menyetarakan jumlah atom yang bereaksi dan menyetarakan jumlah electron yang di transfer.

• Dalam reaksi elektrokimia elektron di transfer langsung dari zat pereduksi ke zat pengoksidasi dalam larutan

• Dalam sel elektrokimia terdapat katoda dan anoda. Katoda adalah elektroda tempat terjadinya reduksi sedangkan anoda adalah elektroda tempat terjadinya oksidasi. Selain itu diperlukan pula jembatan garam sebagai medium penghantar agar kation dan anion dapat bergerak dari satu kompartemen elektoda ke kompartemen elektroda lainnya

• Voltmeter adalah alat yang dapat mengukur selisih potensial listrik antara anoda dan katoda 

• Secara umum sel elektrokimia dibagi menjadi dua yaitu sel galvani/sel volta dan sel elektrolisis

1. Sel Galvani

• Sel galvani atau sel volta adalah sel yang dapat menghasilkan listrik dengan memanfaatkan reaksi redoks spontan

• Berikut ini contol sel volta

• Logam yang memilki E0 lebih kecil selalu merupakan anoda (mengalami oksidasi)

• Notasi sel untuk sel galvani adalah dengan cara menuliskan reaksi oksidasi dahulu baru reaksi reduksinya dengan mencantumkan konsentrasi masing-masing ionnya. : 

Anoda ⏐Ion ⏐⏐Ion⏐Katoda

• Elektron selalu mengalir dari anoda ke katoda

• Potensial listrik yang dihasilkan oleh sel volta : Eo sel = Eoreduksi – Eooksidasi

2. Potensial Reduksi Standar (Eo)

• Potensial reduksi standar adalah voltase yang berkaitan dengan reaksi reduksi pada suatu elektroda ketika semua zat terlarut 1 M dan semua gas 1 atm.

• Dalam penentuan potensial reduksi standar, suatu sel standar yang akan kita ukur dibandingkan dengan Standar Hidrogen Elektroda, dimana potensial reduksi standar dari SHE adalah 0 V

• Berikut aturan dalam menggunakan nilai Potensial Reduksi Standar

• Nilai Eo pada reaksi setengah sel adalah reaksi maju, sedangkan untuk reaksi baliknya adalah kebalikan tanda (+/-) dari Eo 

• Semakin besar nilai Eo maka makin mudah zat tersebut tereduksi

• Reaksi setengah sel elektrokimia adalah reaksi reversible

• Mengubah koefisien stoikiometri suatu reaksi setengah sel tidak mengubah nilai Eo

• Berdasarkan harga Eo tersebut dapat disusun suatu deret unsur-unsur mulai dari harga Eo kecil sampai Eo besar, dikenal dengan nama “Deret Volta”. 

Li – K – Ba – Ca – Na – Mg – Al – Mn – Zn – Cr – Fe – Cd – Ni – Sn – Pb – (H) – Sb – Bi –Cu – Hg – Ag – Pt – Au 

• Adapun sifat deret volta dari kiri ke kanan :

• nilai Eo semakin besar 

• Sifat oksidator semakin kuat

• Semakin mudah mengalami reaksi reduksi

• Unsur-unsur sebelah kiri dapat mereduksi unsur-unsur di sebelah kanannya dan sebaliknya unsur-unsur sebelah kanan dapat mengoksidasi unsur-unsur di sebelah kirinya.

3. Sel Elektrolisis

• Sel elektrolisis merupakan kebalikan dari sel volta, dimana pada sel ini energi listrik diubah menjadi reaksi kimia

• Berikut ini adalah aturan dalam menentukan spesi apa saja yang mengalami reaksi reduksi dan oksidasi dalam sel elektrolisis

4. Hukum Faraday

• Muatan listrik satu faraday didefiniskan sebagai muatan 1 mol electron ( 1 F = 96500 C)

• Hukum Faraday I : Jumlah zat yang dihasilkan berbanding lurus dengan jumlah muatan listrik, masa ekivalen, dan arus yang diberikan 

• Hukum Faraday II : Jika muatan listrik yang sama dialirkan ke dalam dua atau lebih sel elektrolisis. massa zat yang dihasilkan pada elektrolisis berbading lurus dengan massa ekivalen zat itu (Ar/perubahan biloks)

i = arus yang mengalir (Ampere)

t = lama elektrolisis (detik) 

5. Persamaan Nerst

• Apabila sel elektrokimia diukur bukan pada kondisi standar maka untuk Penentukan potensial sel dapat dilakukan dengan menggunakan persamaan nerst

Dimana 

E = potensial sel pada kondisi non-standar

Eo = potensial sel pada kondisi standar

Q = kousien reaksi

R = tetapan gas ideal (8.314)

T = suhu (dalam K)

n = banyaknya elektron yang terlibat dalam reaksi elektrokimia 

F = bilangan faraday (96500)