KIMIA OKE: REDOKS DAN ELEKTROKIMIA

A. PERKEMBANGAN REAKSI REDOKS

(1) Reaksi suatu zat dengan oksigen :

Reaksi oksidasi : reaksi penangkapan oksigen

Reaksi reduksi : reaksi pelepasan oksigen.

Contoh : Fe (s) + O₂ (g) ® Fe₂O₃ (s) (oksidasi)

2 KClO₃ (s) ® 2 KCl (s) + 2 O₂ (g) (reduksi)

(2) Reaksi yang berkaitan dengan pelepasan / penangkapan elektron

Teori ini muncul karena ternyata tidak semua reaksi redoks melibatkan oksigen, tetapi juga melibatkan elektron.

Reaksi oksidasi : reaksi pelepasan elektron

Reaksi reduksi : reaksi penangkapan elektron.

Contoh : Na (s) ® Na⁺(s) + e^- (oksidasi)

Cl₂(g) + 2 e^-® 2 Cl^-(g) (reduksi)

(3) Reaksi yang berkaitan dengan perubahan bilangan oksidasi (biloks)

Kebanyakan reaksi tidak jelas mengungkapkan adanya penangkapan dan pelepasan elektron, sehingga konsep reaksi redoks yang kedua tidak bisa digunakan untuk semua reaksi.

Reaksi dimana yang mengalami reaksi reduksi dan oksidasi hanya satu unsur disebut reaksi autoredoks (disproporsionasi).

Reaksi oksidasi : reaksi pelepasan elektron

Reaksi reduksi : reaksi penangkapan elektron.

Contoh : 2 Na (s) ® 2 Na⁺(s) + 2 e^- (oksidasi)

0 +1

Cl₂(g) + 2 e^-® 2 Cl^-(g) (reduksi)

0 -1

B. ATURAN BILOKS

Biloks : muatan imajiner suatu atom dalam senyawa bila distribusi elektron di sekitar atom / muatan yang seolah-olah dimiliki oleh suatu atom. Aturannya :

1) Unsur-unsur atau molekul beratom sejenis mempunyai biloks 0, misal : Na, Fe, O₂, N₂, H₂, Cl₂, Cu, Zn, dan lain-lain.

2) Atom H dalam senyawa mempunyai biloks +1, kecuali dalam senyawa hidrida biloksnya –1, misal atom H memiliki biloks +1 pada senyawa HCl, H₂SO₄, HNO₃ dan biloks – 1 pada senyawa NaH, BaH₂, AlH₃.

3) Atom O dalam senyawa mempunyai biloks –2, kecuali pada F₂O memiliki biloks +2, pada peroksida (O₂^2-) memiliki biloks –1, pada superoksida (O₂) memiliki biloks – ½.

4) Atom logam dalam senyawa mempunyai biloks sesuai dengan valensi logam tersebut. Contoh : NaCl, KCl, Na₂SO₄, KNO₃, atom K dan Na pada senyawa tersebut biloksnya +1.

5) Jumlah biloks semua atom dalam senyawa netral sama dengan nol.

6) Jumlah total biloks senyawa ion sama dengan muatan ion senyawa tersebut.

C. PENYETARAAN PERSAMAAN REAKSI REDOKS

(1) Metode Biloks

Penyetaraan dengan menekankan pada peninjauan terhadap biloks dari persamaan reaksi yang ada, dengan tetap mengingat zat yang mengalami reduksi dan oksidasi.

(2) Metode Ion Elektron

Penyetaraan dengan meninjau ion elektron yang terlibat dalam reaksi, dengan melihat informasi suasana berlangsungnya reaksi (asam / basa), sebab dalam penerapan metode ini penambahan H₂O dalam penyetaraan sangat tergantung suasananya.

Pada suasana asam, pihak yang kurang O ditambah H₂O, kurang H ditambah H⁺

Pada suasana basa, pihak yang kelebihan O ditambah H₂O, kurang H ditambah OH^-

D. SEL ELEKTROKIMIA

Ada dua jenis : sel Volta dan sel elektrolisis.

Perbedaan Sel Volta dan Sel Elektrolisis

No.	Sel Volta	Sel Elektrolisis
1	Energi kimia diubah menjadi energi listrik	Energi listrik diubah menjadi energi kimia
2.	Katoda sebagai kutub positif (+), anoda sebagai kutub negatif (-)	Katoda sebagai kutub negatif (-), anoda sebagai kutub positif (+)
3	Reaksi redoks berlangsung dengan sendirinya (reaksi spontan)	Reaksi redoks berlangsung dengan bantuan energi listrik (reaksi tidak spontan)

Potensial elektroda standar (E^o) merupakan potensial listrik yang ditimbulkan jika suatu ion logam menangkap elektron menjadi logamnya yang dibandingkan dengan potensial reduksi standar hidrogen.

E. DERET VOLTA

Deret unsur-unsur yang memiliki E^o terkecil ke E^o terbesar

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

E^o < 0 Eo = 0 E^o > 0

F. SEL VOLTA

Gunakan kata “KaPAN” untuk elektroda dalam sel Volta yang merupakan kepanjangan dari Katoda Positif Anoda Negatif.

Katoda = Reduksi, Anoda = Oksidasi, perhatikan bahwa kedua pasangan tersebut merupakan pasangan huruf hidup dan huruf mati.

E^osel = E^oreduksi - E^o oksidasi

Jika E^osel positif, reaksi berlangsung spontan, tetapi jika negatif reaksi tidak berlangsung spontan.

G. SEL ELEKTROLISIS

Gunakan kata “KNAP” untuk elektroda dalam sel elektrolisis yang merupakan kepanjangan dari Katoda Negatif Anoda Positif.

Untuk elektroda inert (Pt, Au, C) jika ada ion logam golongan IA, IIA, dan ada sisa asam oksi, maka yang akan bereaksi adalah air.

Berlaku Hukum Faraday :

(1) Hukum Faraday I :

W = e . F =

W = massa yang mengendap di katoda

e = massa ekivalen (massa atom relatif per valensi)

i = kuat arus (Ampere)

t = waktu (detik)

F = Faraday (1 Faraday = 96500 coulomb)

(2) Hukum Faraday II :

Manfaat elektrolisis : pembuatan dan pemurnian logam, melapisi / menyepuh.

1. Sejumlah arus listrik dapat mengendapkan 0,72 gram perak dari larutan AgNO₃ serta dapat mengendapkan 0,44 gram logam X dari larutan garam XCl₃. Jika massa atom perak = 108, maka massa atom X adalah ....

A. 66

B. 99

C. 132

D. 198

E. 164

2. Larutan tembaga(II) sulfat dielektrolisis selama 2 menit dengan arus 2 ampere. Jumlah tembaga yang mengendap pada katoda adalah .... (Ar Cu = 64)

A. 79,58 mg

B. 159,16 mg

C. 79,58 g

D. 159,16 g

E. 15,916 g

3. Pada proses elektrolisis larutan NaOH dengan elektroda Pt, reaksi kimia yang terjadi pada katoda adalah ….