Penyetaraan Reaksi Redoks dan Elektrokimia

Syarat Reaksi Setara :

1. Jumlah atom di ruas kanan = ruas kiri
2. Jumlah muatan di ruas kanan = ruas kiri
3. Jumlah elektron yang dilepas = yang ditangkap

Penyetaraan reaksi redoks :
1. Metode bilangan oksidasi
2. Metode setengah reaksi (ion-elektron)

Metode Bilangan Oksidasi (Biloks)

1. Tentukan unsur yang mengalami perubahan biloks
2. Setarakan jumlah atom yang biloksnya berubah
3. Tentukan perubahan biloks
4. Samakan jumlah elektron yang dilepas dan ditangkap (kali dengan faktor pengali atau kali silang)
5. Samakan muatan dengan cara :

• Suasana asam : Tambahkan H⁺ dan H₂O
• Suasana basa : Tambahkan OH^– dan H₂O

6. Cek jumlah atom O dan H

Contoh :

Metode Setengah Reaksi (Ion – Elektron)

1. Tentukan unsur yang mengalami perubahan biloks
2. Tulis reaksi oksidasi dan reduksi secara terpisah dalam bentuk ion
3. Setarakan atom yang mengalami perubahan biloks
4. Samakan jumlah O dan H dengan cara :

• Suasana asam : Tambahkan H₂O di ruas yang kurang O, Tambahkan H⁺ di ruas lain

• Suasana basa : Tambahkan H₂O di ruas yang lebih O, Tambahkan OH^– di ruas lain

5. Samakan muatan dengan menambahakan electron
6. Setarakan jumlah electron yang terlibat (kali dengan factor pengali)
7. Jumlahkan

Catatan :

Untuk penyetaraan dengan setengah reaksi, pada suasana basa dapat dilakukan dengan 2 cara :

1. Tambahkan H₂O di ruas yang lebih O, Tambahkan OH^– di ruas lain

2. Menyelesaikan penyetaraan reaksi dengan cara yang sama dalam suasana asam, kemudian tambahkan OH^– di kedua ruas sebanyak H⁺ yang terpakai. Gabungkan H⁺ dan OH^– menjadi H₂O.

Contoh :

Dalam suasana Basa :

Elektrokimia : Cabang ilmu kimia yang memperlajari hubungan energi listrik dengan reaksi redoks. (Energi Kimia ↔ Energi Listrik)

Sel Elektrokimia :

1. Sel Volta / Sel Galvani
2. Sel Elektrolisis

Persamaan sel volta dan sel elektrolisis :

• Menggunakan elektroda : Katoda, anoda
• Menggunakan larutan elektrolit
• Melibatkan reaksi redoks

Perbedaan Sel Volta dan Sel elektrolisis :

SEL VOLTA / SEL GALVANI
Notasi Sel / Diagram Sel Volta   :    Zn(s) │Zn²⁺(aq) ║ Cu²⁺(aq) │Cu(s)
Aturan notasi sel :

• Garis ║ menunjukkan jembatan garam yang memisahkan reaksi di anoda dan katoda.
• Garis │ menunjukkan batas fasa yang berbeda

Notasi sel :

Reaksi redoks        : Zn(s) + Cu²⁺(aq) → Zn²⁺(aq) + Cu(s)

Cara Kerja Sel Volta :

1. Elektroda Zn teroksidasi menjadi Zn²⁺ dengan reaksi : Zn(s) → Zn²⁺(aq) + 2e^–
2. Elektron yang dilepaskan mengalir melalui kawat penghantar menuju elektroda Cu.
3. Pada elektroda Cu, e^– diikat oleh ion Cu²⁺ dari larutan menjadi Cu. dengan reaksi : Cu²⁺(aq)  + 2e^–→ Cu(s)
4. Akibatnya, Zn teroksidasi dan Cu²⁺ tereduksi. Pada anoda, ion Zn²⁺ lebih banyak dari ion SO₄^2-, sedangkan pada katoda, ion SO₄^2- lebih banyak dari ion Cu²⁺. Oleh sebab itu, ion SO₄^2- berpindah dari elektroda Cu ke elektroda Zn melalui jembatan garam. Fungsi jembatan garam adalah untuk menyeimbangkan muatan.
5. Pada akhir reaksi, berat elektroda Zn berkurang sedangkan elektroda Cu bertambah.
6. Larutan CuSO₄ semakin encer sedangkan larutan ZnSO₄ semakin pekat.

Potensial Reduksi Standar (E⁰)

• Potensial listrik yang dihasilkan elektroda pada reaksi reduksi dalam keadaan standar (25⁰C, 1 atm)
• Makin BESAR E⁰ → Makin mudah tereduksi.
• Potensial unsur terhadap H₂ : 2H⁺(aq) + 2e^– → H₂(g)        E⁰ = 0 Volt

Potensial Sel (E⁰ sel)

Deret Volta / Deret Kereaktifan Logam

Li-K-Ba-Ca-Na-Mg-Al-Mn-(H₂O)-Zn-Cr-Fe-Cd-Co-Ni-Sn-Pb-(H)-Cu-Hg-Ag-Pt-Au.

• Semakin ke kiri , E⁰ semakin KECIL, mudah teroksidasi (reduktor makin kuat)
• Semakin ke kanan, E⁰ semakin BESAR, mudah tereduksi (oksidator makin kuat)

SEL ELEKTROLISIS : Mengubah energi listrik menjadi energi kimia.

Reaksi Sel Elektrolisis :

Hukum Faraday

Hukum Faraday I   :
“Massa zat yang dihasilkan pada elektrolisis (w) berbanding lurus dengan jumlah listrik yang digunakan (Q)”.
W ≡ Q                          Q = i.t

W ≡ i.t

Hukum Faraday II :
“Massa zat yang dihasilkan pada elektrolisis berbanding lurus dengan massa ekivalen (e)”.

Keterangan :
w : massa zat hasil elektrolisis (gram)
Q : muatan listrik (Coulomb)
I   : arus listrik (ampere)
t    : waktu (detik)
e   : massa ekivalen
F : Jumlah muatan listrik (Faraday)

Kegunaan Sel volta :

Sel Volta	Keterangan
Baterai Kering / Sel Lecanche	·    Tidak dapat diisi ulang ·    Anoda : Logam seng (Zn) yang dipakai sebagai wadah. ·    Katoda : Batang karbon (inert). ·    Elektrolit : Campuran berupa pasta yang terdiri dari C, MnO2, NH4Cl, dan sedikit air.
Baterai Alkaline	·    Anoda : logam seng (Zn) digunakan sebagai wadah. ·    Katoda : oksida mangan (MnO2) ·    Elektrolit : kalium hidroksida (KOH)
Sel Aki	·    Bersifat reversible (dapat diisi ulang) ·    Anoda : logam timbal (Pb). ·    Katoda : logam timbal (IV) oksida (PbO2). ·    Elektrolit : Larutan asam sulfat (H2SO4) encer.

Korosi (Perkaratan Logam) : Proses oksidasi logam (Besi) oleh oksigen dari udara.

• Dalam peristiwa korosi, logam mengalami oksidasi sedangkan oksigen (udara) mengalami reduksi.
• Faktor yang mempercepat korosi besi : O₂, H₂O, Asam, Garam (Elektrolit), logam kurang aktif seperti Cu.

• Reaksi Korosi :

• Pencegahan Korosi :

1. Pengecatan untuk mencegah kontak besi dengan O₂ (udara) dan air.
2. Melumuri dengan oli atau gemuk
3. Dibalut dengan plastik.
4. Tin plating (Pelapisan dengan timah) karena timah merupakan logam yang tahan karat. Pelapisan besi dengan timah akan melindungi besi dari korosi selama lapisan timah tersebut utuh.
5. Cromium plating (pelapisan dengan kromium)
6. Galvanisasi (pelapisan dengan zink)
7. Pengorbanan anoda / perlindungan katoda

Logam yang digunakan : Mg, Al dan Zn (sebagai anoda) karena lebih aktif dari Fe (sebagai katoda)
#Oksidasi Al dan Zn (Al₂O₃ dan ZnO) kuat dan tahan terhadap korosi.