REDOKS DAN ELEKTROKIMIA

1. Konsep Reduksi – Oksidasi (Redoks)

Pada mulanya, pembahasan reaksi redoks hanya meliputi zat – zat yang mengandung oksigen saja. Reaksi oksidasi dianggap sebagai reaksi penambahan oksigen, dan reaksi reduksi adalah reaksi pengurangan oksigen. Tetapi, saat ini pengertian redoks diperluas menjadi reaksi perpindahan elektron. Reaksi oksidasi adalah peristiwa pelepasan elektron, dimana suatu zat memberikan elektron kepada lainnya.
Contoh : Cu à  Cu²⁺  +  2e^-
Sedangkan reaksi reduksi adalah peristiwa penangkapan elektron, dimana suatu zat menerima elektron dari zat lain.
Contoh : Cu²⁺  +  2e^- à Cu
Senyawa yang mengalami oksidasi disebut sebagai reduktor, dan senyawa yang mengalami reduksi disebut sebagai oksidator.

2. Bilangan Oksidasi

Muatan dari suatu spesi dikatakan sebagai bilangan oksidasi (biloks). Biloks digunakan untuk menentukan apakah terjadi reaksi redoks atau tidak. Bila terjadi reaksi redoks, maka spesi yang teroksidasi akan mengalami kenaikan biloks dan spesi yang tereduksi akan mengalami penurunan biloks.
Aturan penentuan biloks adalah :

1. `Unsur murni atau senyawa beratom sejenis memiliki biloks nol
2. Atom H memiliki biloks +1, kecuali pada senyawa hidrida seperti CH₄, NH₃, NaH, biloks atom H adalah -1
3. Atom O memiliki biloks -2, kecuali pada senyawa

• F₂O à biloks O = +2
• Senyawa peroksida (H₂O₂, Na₂O₂) à biloks O = -1

1. Atom logam memiliki biloks positif (+) sesuai dengan valensi logam tersebut
2. Jumlah total biloks seluruh atom dalam senyawa netral = nol
3. Jumlah total biloks seluruh atom dalam ion = muatan ion

3. Penyetaraan Reaksi Redoks

Reaksi redoks dapat disetarakan dengan cara langsung (cara bilangan oksidasi) atau cara setengah reaksi.

4. Cara Langsung (Bilangan Oksidasi)

- Tentukan reaksi reduksi dan oksidasi
- Tulis perubahan biloks yang terjadi
- Samakan jumlah elektron yang dilepas dan diterima dengan menambahkan koefisien
- Hitung jumlah muatan kiri dan kanan
Jika muatan kiri > kanan à tambahkan OH^- pada ruas kiri
Jika muatan kiri < kanan à tambahkan H⁺pada ruas kiri
- Samakan jumlah H dengan menambahkan H₂O pada ruas kanan
Contoh :
Fe⁺²  +  MnO₄^-  à  Fe³⁺  +  Mn²⁺

                                                                        
5Fe⁺²  +  MnO₄^-  à  5Fe³⁺  +  Mn²⁺
Jumlah muatan kiri = +9
Jumlah muatan kanan = +17
Selisih muatan = +8 di ruas kiri (kiri < kanan)
5Fe⁺²  +  MnO₄^-  + 8 H⁺  à  5Fe³⁺  +  Mn²⁺
Jumlah H dan O di ruas kanan dan kiri tidak sama
5Fe⁺²  +  MnO₄^-  + 8 H⁺  à  5Fe³⁺  +  Mn²⁺  +  4H₂O      (reaksi total)

5. Cara Setengah Reaksi

Untuk menyelesaikan persamaan redoks dengan cara setengah reaksi, maka langkah – langkah yang dilakukan adalah :

Reaksi Suasana Asam	Reaksi Suasana Basa
Tulis masing – masing reaksi reduksi dan oksidasi	Tulis masing – masing reaksi reduksi dan oksidasi
Setarakan jumlah elektron yang terlibat	Setarakan jumlah elektron yang terlibat
Tambahkan satu molekul H2O pada ruas yang kekurangan satu atom O	Tambahkan dua molekul OH- pada ruas yang kekurangan satu atom O
Tambahkan satu molekul H+ pada ruas yang kekurangan satu atom H	Tambahkan molekul H2O pada ruas yang kekurangan atom H
Tulis reaksi yang sudah setara	Tulis reaksi yang sudah setara

Contoh :
Setarakan reaksi berikut
H⁺

1. ClO₃^-  +  S₂O₃^2-  à  Cl^-  +  S₄O₆^2-

Jawab :
ClO₃^-  +  S₂O₃^2-  à  Cl^-  +  S₄O₆^2-
ClO₃^-  +  6e^-  à  Cl^-
{2(S₂O₃^2-)  à  S₄O₆^2-  + 2e^-}  x3
ClO₃^-  +  6S₂O₃^2-  à  Cl^-  +  3S₄O₆^2-
Ruas kanan kekurangan 3 atom O
ClO₃^-  +  6S₂O₃^2-  à  Cl^-  +  3S₄O₆^2- +  3H₂O
Ruas kiri kekurangan 6 atom H
ClO₃^-  +  6S₂O₃^2-  +  6H^{+ +}HH à  Cl^-  +  3S₄O₆^2- +  3H₂O       (reaksi total)
OH^-

1. Cl₂  +  IO₃^-  à  IO₄^-  +  Cl^-

Jawab :
Cl₂  +  IO₃^-  à  IO₄^-  +  Cl^-
Cl₂  + 2e^- à  2Cl^-
IO₃^-  à  IO₄^-  +  2e^-
Ruas kiri kekurangan satu atom O
Cl₂  +  IO₃^-  +  2OH^-  à  IO₄^-  +  Cl^-
Jumlah atom H dan O di ruas kiri dan kanan tidak sama
Cl₂  +  IO₃^-  +  2OH^-  à  IO₄^-  +  Cl^-  +  H₂O                  (reaksi total)

ELEKTROKIMIA

Elektrokimia adalah bidang ilmu kimia yang mempelajari perubahan energi kimia menjadi energi listrik atau sebaliknya.

• Sel – sel Elektrokimia

Suatu sel elektrokimia terdiri dari dua elektroda, yang disebut katoda dan anoda, dalam larutan elektrolit. Pada elektroda katoda terjadi reaksi reduksi. Sedangkan reaksi oksidasi terjadi pada anoda. Sel elektrokimia dapat dibagi menjadi
1. Sel Volta / Sel Galvani à  merubah energi kimia menjadi energi listrik
Contoh : batere (sel kering), accu
2. Sel Elektrolisis à merubah energi listrik menjadi energi kimia
Contoh : penyepuhan, pemurnian logam

 

Sel Volta / Galvani

Sel Elektrolisis

Gambar 1. Sel volta dan sel elektrolisis

• Potensial Elektroda Standar (E^o)

Potensial elektroda standar suatu elektroda adalah daya gerak listrik yang timbul karena pelepasan elektron dari reaksi reduksi. Karena itu, potensial elektroda standar sering juga disebut potensial reduksi standar. Potensial ini relatif karena dibandingkan dengan elektroda hidrogen sebagai standar. Nilai potensial elektroda standar dinyatakan dalam satuan Volt (V). Untuk elektroda hidrogen, E^o nya adalah 0,00V.
- Bila E^o > 0  à  cenderung mengalami reduksi (bersifat oksidator)
- Bila E^o < 0  à  cenderung mengalami oksidasi (bersifat reduktor)
Nilai – nilai E^o untuk berbagai spesi dapat dilihat pada gambar 8.2.

Gambar 2. Potensial reduksi standar berbagai ion

• Potensial Standar Sel (E^o_sel)

Potensial standar sel adalah nilai daya gerak listrik sel yang besarnya sama dengan selisih potensial reduksi standar elektroda yang mengalami reduksi dengan potensial reduksi standar elektroda yang mengalami oksidasi.
E^o_sel  =  E^o_reduksi  -  E^o_oksidasi
Contoh :
Hitung E^o_sel untuk reaksi berikut :

1. Zn  +  Cu²⁺  à  Zn²⁺  + Cu

Jawab :
Zn²⁺  +  2e^‑  =  Zn                                       E^o = -0,76 V
Cu²⁺  +  2e^‑  = Cu                                        E^o = 0,34 V
Karena E^o Cu > E^o Zn, maka
Cu à mengalami reduksi
Zn à mengalami oksidasi
E^o_sel  =  E^o_reduksi  -  E^o_oksidasi
=  {0,34  -  (-0,76)} V
E^o_sel  =  1,1 V

• Persamaan Nernst

E_sel = E^o_sel – ln
Contoh :
Hitung nilai E_sel untuk reaksi pada 25^oC
Zn  +  Cu²⁺  à  Zn²⁺  + Cu
Bila diketahui konsentrasi Zn²⁺ = 0,4 M dan konsentrasi Cu²⁺ = 0,2 M !
Jawab :
E_sel = E^o_sel – ln
Dari contoh soal E^osel, diketahui E^osel untuk reaksi di atas adalah 1,1 V.
E_sel = E^o_sel – ln
E_sel = 1,1 V – 8,9.10^-3 V
E_sel = 1,09 V

• Elektrolisis

Ketika arus listrik dialirkan melalui senyawa ionik dan senyawa tersebut mengalami reaksi kimia, maka terjadilah peristiwa elektrolisis. Zat yang mengalami elektrolisis disebut elektrolit. Elektrolisis adalah proses yang sangat penting dalam industri. Proses ini digunakan dalam industri – industri estraksi atau pemurnian logam.
Untuk menentukan berat zat yang dihasilkan pada proses elektrolisis, digunakan hukum Faraday, yaitu
                w = E x F
w = berat zat hasil elektrolisis
E = massa ekivalen zat elektrolisis
F = jumlah arus listrik
E =   atau   E =
Ar = massa atom relatif
Mr = massa molekul relatif
n  = jumlah elektron yang terlibat
F =
i = arus (ampere)
t = waktu (detik)
w =  x

• Kespontanan Reaksi

Suatu reaksi dapat dikatakan spontan apabila memenuhi persyaratan termodinamika, yaitu energi bebas Gibbsnya (DG^o) sama dengan nol. Nilai DG^o dapat ditentukan dari potensial standar sel dengan rumus
DG^o = – n F E^o_sel
Dengan demikian, dapat ditarik kesimpulan bahwa bila suatu sel mempunyai E^o_sel positif, maka DG^o akan negatif dan reaksinya spontan.

Elektrokimia

Keadaan standar didefinisikan sebagai keadaan pada 25^o C (298.15 K), pada keaktifan satu untuk semua zat dalam sel elektrokimia pada sel dengan arus nol pada tekanan 1 bar (105 Pa).  Untuk reaksi yang melibatkan ion H⁺, keadaan standar adalah pH = 0 (sekitar konsentrasi asam 1 molar).
Dalam kasus elektrode hidrogen digunakan sebagai potensial elektrode standar, gas hidrogen 1 atm (aH2 = 1) dikontakkan perlahan dengan elektroda platinum-hitam yang dibenamkan dalam larutan asam kuat dengan keaktifan, aH+ = 1.  Potentialnya diungkapkan sebagai:

dan menurut definisi E⁰ = 0 dalam keadaan standar.  Elektroda hidrogen dalam keadaan standar disebut sebagai elektrode hidrogen standar atau NHE.  Walaupun potensial reduksi biasanya diungkapkan dengan rujukan NHE standar, elektrode hidrogen sukar ditangani.  Oleh karena itu elektrode kalomel jenuh atau Ag/AgCl digunakan sebagai elektroda rujukan untuk pengukuran elektrokimia sehari-hari dan potensial percobaan  diukur terhadap elektroda ini atau dikonversi pada nilai NHE.  Bila nilai NHE diset menjadi 0, nilai SCE 0.242 V, dan Ag/AgCl adalah 0.199 V.
Reaksi redoks terjadi hanya bila pasangan redoks ada dan reaktannya dapat berupa oksidator atau reduktor bergantung pasangan reaksinya. Kemampuan relatif redoksnya dapat diungkapkan secara numerik dengan memberikan potensial reduksi setengah reaksinya,  E⁰ (Tabel 3.1). Perubahan energi bebas reaksi berhubungan dengan E⁰,

n adalah jumlah elektron yang diserahterimakan dan f adalah konstanta Faraday, 96500 C.mol^-1.

Misalnya, untuk dua reaksi

Tidak berlangsung bebas, tetapi bila H⁺ (aq) dan Zn(s) ada, reaksi  redoks akan berlangsung.  Persamaan yang menyatakan reaksi yang berlangsung didapat bila reaksi ke-2 dikurangi dengan persamaan reaksi pertama

Perubahan energi bebas reaksi redoks keseluruhan adalah selisih perubahan energi masing-masing setengah reaksi.

Karena setengah sel pada dasarnya hanya imajiner dan umumnya digunakan sebagai pasangan, perubahan energi bebas ∆G⁰₁ untuk H⁺ diset 0.  Dalam hal ini karena didapat hasil percobaan ∆G⁰ sebesar -147 kJ, maka ∆G⁰₂ bernilai 147 kJ.  Potensial E⁰ yang berkaitan dengan ∆G⁰setengah reaksi disebut potensial reduksi standar.

Maka

Potensial standar berbagai setengah reaksi ditentukan dengan menggunakan prosedur yang mirip dengan yang disebutkan tadi (Tabel 3.1). E⁰ reaksi redoks dapat dihitung dengan mengkombinasikan E⁰ setengah reaksi ini.
Bila E⁰ reaksi redoks positif, ∆G⁰ bernilai negatif dan reaksi berlangsung spontan.  Akibatnya selain menggunakan perubahan energi bebas potensial reduksi juga dapat digunakan untuk menentukan kespontanan reaksi. Semakin besar potensial reduksi semakin kuat kemampuan oksidasinya. Nilai positif atau negatif berdasarkan nilai potensial reduksi proton adalah 0, dan harus dipahami bahwa nilai positif tidak harus berarti mengoksidasi, dan nilai negatif bukan berarti mereduksi. Deretan yang disusun berdasarkan kekuatan redoks disebut deret elektrokimia.

DAFTAR PUSTAKA

• Achmad, H., Penuntun Belajar Kimia TPB II; Elektro Kimia, Departemen Kimia FMIPA – ITB, Bandung, 1982
• Brady, J.E., General Chemistry : Principles and Structure, 5^th edition, John Wiley and Sons, New York, 1990
• Briggs,J., Chemistry for “0” Level, 2^nd edition, Longman, Singapore, 2000
• Syukri, S., Kimia Dasar 1, Penerbit ITB, Bandung, 1999
• Syukri, S., Kimia Dasar 2, Penerbit ITB, Bandung, 1999
• Syukri, S., Kimia Dasar 3, Penerbit ITB, Bandung, 1999
•