Reaksi Redoks dan Elektrokimia

A. Reaksi Redoks

1. Metode Bilangan Oksidasi

Untuk menyetarakan persamaan reaksi redoks dengan metode bilangan oksidasi, ikuti langkah-langkah berikut:

Identifikasi unsur yang mengalami perubahan bilangan oksidasi
Berikan koefisien yang sesuai
Hitung perubahan total bilangan oksidasi
Setarakan perubahan dengan koefisien yang tepat
Setarakan muatan dengan H+ (asam) atau OH- (basa)
Setarakan atom H dengan H2O

2. Metode Setengah Reaksi

Langkah-langkah penyetaraan dengan metode setengah reaksi:

Pisahkan menjadi reaksi reduksi dan oksidasi
Setarakan atom yang mengalami perubahan biloks
Setarakan O dan H:
- Asam: tambah H2O dan H+
- Basa: tambah H2O dan OH-
Setarakan muatan dengan elektron
Samakan jumlah elektron kedua setengah reaksi

B. Sel Elektrokimia

1. Sel Volta/Galvani

Komponen utama: - Elektroda (anoda dan katoda) - Larutan elektrolit - Jembatan garam

Deret volta menunjukkan urutan kereaktifan logam:

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

2. Sel Elektrolisis

Reaksi di katoda:

Ion H+: 2H+ + 2e- → H2
Ion logam alkali/alkali tanah: 2H2O + 2e- → H2 + 2OH-
Ion logam lain: Mn+ + ne- → M

Reaksi di anoda:

OH-: 4OH- → 2H2O + O2 + 4e-
Ion halida: 2X- → X2 + 2e-
H2O: 2H2O → 4H+ + O2 + 4e-

Perhitungan Elektrolisis

Rumus Faraday:

w = (e × i × t) / F

Dimana: w = massa zat (g) e = massa ekuivalen i = kuat arus (A) t = waktu (s) F = konstanta Faraday (96.500 C)

C. Hukum Faraday dalam Elektrolisis

1. Hukum Faraday I

Massa zat yang dihasilkan pada elektroda berbanding lurus dengan jumlah muatan listrik yang mengalir melalui sel elektrolisis.


w = (e × i × t) / F

Dimana:

w = massa zat (gram)

e = massa ekuivalen (Ar/valensi)

i = kuat arus (ampere)

t = waktu (detik)

F = konstanta Faraday (96.500 coulomb)

2. Hukum Faraday II

Jika arus listrik yang sama dialirkan melalui beberapa sel elektrolisis yang berbeda, massa zat-zat yang dihasilkan pada elektroda sebanding dengan massa ekuivalen masing-masing zat.


w₁/w₂ = e₁/e₂

Dimana:

w₁,w₂ = massa zat 1 dan 2

e₁,e₂ = massa ekuivalen zat 1 dan 2

D. Aplikasi Sel Elektrokimia

1. Sel Volta

Baterai primer (sekali pakai)
Baterai sekunder (dapat diisi ulang)
Sel bahan bakar

2. Sel Elektrolisis

Penyepuhan logam
Pemurnian logam
Produksi logam dan gas

E. Perhitungan Potensial Sel

Potensial sel standar (E°sel) dapat dihitung dengan:


E°sel = E°katoda - E°anoda

E°sel = E°reduksi - E°oksidasi

Contoh Perhitungan:

Untuk sel Zn|Zn²⁺||Cu²⁺|Cu:


Katoda: Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu    E° = +0,34 V

Anoda:  Zn → Zn²⁺ + 2e⁻    E° = -0,76 V

E°sel = +0,34 V - (-0,76 V) = +1,10 V

F. Aplikasi Elektrolisis dalam Kehidupan

1. Penyepuhan Logam (Elektroplating)

Proses pelapisan logam dengan logam lain menggunakan prinsip elektrolisis. Logam yang akan dilapisi dijadikan sebagai katode, sedangkan logam pelapis dijadikan sebagai anode. Elektrolit yang digunakan adalah larutan garam dari logam pelapis.

2. Pemurnian Logam

Proses pemurnian logam tidak murni menjadi logam murni. Logam tidak murni dijadikan anode, sedangkan logam murni tipis sebagai katode. Elektrolit yang digunakan adalah larutan garam dari logam yang dimurnikan.

3. Produksi Bahan Kimia

Beberapa contoh produksi bahan kimia melalui elektrolisis:

Produksi gas klor dan NaOH dari larutan NaCl
Produksi gas hidrogen dan oksigen dari air
Produksi logam natrium dari lelehan NaCl

G. Perhitungan Stoikiometri Elektrolisis

1. Hukum Faraday I


w = (e × i × t) / 96.500

Dimana:

w = massa zat (gram)

e = massa ekuivalen (Ar/valensi)

i = kuat arus (ampere)

t = waktu (detik)

2. Hukum Faraday II

Untuk elektrolisis beberapa larutan yang disusun seri:


w₁/w₂ = e₁/e₂

Dimana:

w₁,w₂ = massa zat yang dihasilkan

e₁,e₂ = massa ekuivalen zat

3. Contoh Aplikasi

Pada elektrolisis larutan CuSO₄ dengan elektrode karbon, reaksi yang terjadi:

Katode: Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu

Anode: 2H₂O → 4H⁺ + O₂ + 4e⁻

Jika dialirkan arus 2 ampere selama 30 menit, massa tembaga yang mengendap:


w = (63,5/2 × 2 × 1800) / 96.500 = 1,18 gram

Contoh Soal dan Pembahasan Reaksi Redoks dan Elektrokimia

1. Penyetaraan Reaksi Redoks dengan Metode Bilangan Oksidasi

Soal:
Setarakan reaksi berikut menggunakan metode bilangan oksidasi:
$$\mathrm{KMnO}_{4} + \mathrm{Na}_{2}\mathrm{SO}_{3} + \mathrm{H}_{2}\mathrm{SO}_{4} \rightarrow \mathrm{K}_{2}\mathrm{SO}_{4} + \mathrm{MnSO}_{4} + \mathrm{Na}_{2}\mathrm{SO}_{4} + \mathrm{H}_{2}\mathrm{O}$$

Pembahasan:

Menentukan bilangan oksidasi: - Mn dalam KMnO₄: +7 - Mn dalam MnSO₄: +2 - S dalam Na₂SO₃: +4 - S dalam SO₄²⁻: +6
Perubahan bilangan oksidasi: - Mn: +7 → +2 (turun 5) - S: +4 → +6 (naik 2)
Menyetarakan elektron: - Mn: 5e⁻ - S: 2e⁻ KPK dari 5 dan 2 adalah 10, sehingga: - Koefisien KMnO₄ = 2 - Koefisien Na₂SO₃ = 5

Persamaan reaksi setara:
$$2\mathrm{KMnO}_{4} + 5\mathrm{Na}_{2}\mathrm{SO}_{3} + 3\mathrm{H}_{2}\mathrm{SO}_{4} \rightarrow \mathrm{K}_{2}\mathrm{SO}_{4} + 2\mathrm{MnSO}_{4} + 5\mathrm{Na}_{2}\mathrm{SO}_{4} + 3\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}$$

2. Perhitungan Potensial Sel

Soal:
Tentukan potensial sel dari reaksi:
$$\mathrm{Zn}(s)|\mathrm{Zn}^{2+}(aq)||\mathrm{Cu}^{2+}(aq)|\mathrm{Cu}(s)$$
Diketahui:
$$\mathrm{E}^°_{\mathrm{Cu}^{2+}/\mathrm{Cu}} = +0,34$$ V
$$\mathrm{E}^°_{\mathrm{Zn}^{2+}/\mathrm{Zn}} = -0,76$$ V

Pembahasan:
$$\mathrm{E}^°_{\mathrm{sel}} = \mathrm{E}^°_{\mathrm{katode}} - \mathrm{E}^°_{\mathrm{anode}}$$
$$\mathrm{E}^°_{\mathrm{sel}} = \mathrm{E}^°_{\mathrm{Cu}^{2+}/\mathrm{Cu}} - \mathrm{E}^°_{\mathrm{Zn}^{2+}/\mathrm{Zn}}$$
$$\mathrm{E}^°_{\mathrm{sel}} = +0,34 \mathrm{V} - (-0,76 \mathrm{V})$$
$$\mathrm{E}^°_{\mathrm{sel}} = +1,10 \mathrm{V}$$

3. Perhitungan Massa Hasil Elektrolisis

Soal:
Pada elektrolisis larutan CuSO₄ dengan elektroda karbon, berapa massa tembaga yang mengendap jika dialirkan arus 2 ampere selama 30 menit? (Ar Cu = 63,5; F = 96.500 C)

Pembahasan:


Diketahui:

i = 2 A

t = 30 × 60 = 1800 detik

Ar Cu = 63,5

n = 2 (muatan Cu²⁺)

F = 96.500 C

w = (e × i × t) / F

w = ((63,5/2) × 2 × 1800) / 96.500

w = 1,18 gram

4. Contoh Soal Elektrolisis

Soal 1:
Pada elektrolisis larutan AgNO₃ dan CuSO₄ yang disusun seri dengan arus yang sama, dihasilkan 2,5 gram Ag. Hitunglah massa Cu yang diendapkan! (Ar Cu = 63,5; Ar Ag = 108)

Pembahasan:


Diketahui:

w₁(Ag) = 2,5 gram

Ar Ag = 108

Ar Cu = 63,5

Valensi Ag = 1

Valensi Cu = 2

Untuk sel elektrolisis seri berlaku:

w₁/w₂ = e₁/e₂

w₁/w₂ = (Ar₁/valensi₁)/(Ar₂/valensi₂)

2,5/w₂ = (108/1)/(63,5/2)

2,5/w₂ = 108/31,75

w₂ = (2,5 × 31,75)/108

w₂ = 0,735 gram Cu

5. Contoh Soal Sel Volta

Soal 2:
Tentukan potensial sel dari sel volta berikut:
Ni|Ni²⁺||Ag⁺|Ag
Diketahui: E°Ni²⁺/Ni = -0,25 V dan E°Ag⁺/Ag = +0,80 V

Pembahasan:


E°sel = E°katode - E°anode

E°sel = E°Ag⁺/Ag - E°Ni²⁺/Ni

E°sel = +0,80 V - (-0,25 V)

E°sel = +1,05 V

6. Contoh Soal Penyetaraan Reaksi Redoks

Soal 3:
Setarakan reaksi berikut dalam suasana asam:
MnO₄⁻ + Fe²⁺ → Mn²⁺ + Fe³⁺

Pembahasan:

Setengah reaksi reduksi: MnO₄⁻ + 8H⁺ + 5e⁻ → Mn²⁺ + 4H₂O
Setengah reaksi oksidasi: Fe²⁺ → Fe³⁺ + e⁻
Menyamakan jumlah elektron: MnO₄⁻ + 8H⁺ + 5e⁻ → Mn²⁺ + 4H₂O | × 1 Fe²⁺ → Fe³⁺ + e⁻ | × 5
Menjumlahkan kedua setengah reaksi: MnO₄⁻ + 8H⁺ + 5Fe²⁺ → Mn²⁺ + 4H₂O + 5Fe³⁺

Quiz 1:
Fullscreen Mode

Quiz 2

Fullscreen Mode

Quiz 3:
Fullscreen Mode

Search