Reaksi Redoks dan Elektrokimia

A. Reduksi dan Oksidasi

1. Reduksi, adalah:

Reduksi adalah reaksi pelepasan oksigen dari suatu oksida.

Contoh:

Reduksi CuO oleh H2

CuO + H2 → Cu + H2O

Reduksi adalah reaksi pengikatan elektron. Zat yang mengikat elektron disebut oksidator

Contoh:

Cl2 + 2e → 2Cl

O2 + 4e → 2O2-

Reduksi adalah reaksi dengan penurunan bilangan oksidasi (biloks). Zat yang mengalami penurunan bilangan oksidasi disebut oksidator.

Contoh:

2. Oksidasi, adalah:

Oksidasi adalah reaksi penggabungan unsur dengan oksigen menghasilkan suatu oksida

Contoh:

Oksidasi adalah reaksi pelepasan elektron. Zat yang melepaskan elektron disebut reduktor

Contoh:

Oksidasi adalah reaksi dengan peningkatan bilangan oksidasi (biloks). Zat yang mengalami kenaikan bilangan oksidasi disebut reduktor.

Contoh:

B. Bilangan Oksidasi

Bilangan oksidasi (biloks) merupakan bilangan yang menunjukkan kemampuan suatu atom untuk berikatan dengan atom lain.

Ketentuan bilangan oksidasi:

  1. Bilangan oksidasi unsur bebas adalah nol. Contoh Ne, H2, O2, Cl2, C, Cu
  2. Bilangan oksidasi ion monoatom sama dengan muatan ionnya. Contoh biloks Na+ = +1, Mg2+ = +2, Cl = -1
  3. Jumlah bilangan oksidasi untuk semua adalah nol
  4. Jumlah bilangan oksidasi atom-atom pembentuk ion poliatom sama dengan muatan ion poliatom tersebut. Contoh jumlah bilok O dan H dalam OH adalah -1
  5. Bilangan oksidasi unsur-unsur golongan IA dalam senyawanya adalah +1. Contoh Biloks K dalam KCl, KNO3 = +1
  6. Biloks unsur-unsur golongan IIA adalah +2. Contoh Biloks Mg dalam MgSO4 = +2
  7. Bilangan oksidasi unsur-unsur golongan VIIA dalam senyawa biner logam adalah -1. Contoh biloks Cl dalam NaCl = -1
  8. Biloks hidrogen dalam senyawanya adalah +1, kecuali dalam hidrida mempunyai bilangan oksidasi -1. Contoh biloks H dalam H2O, NH3, HCl = +1 sedangkan biloks H dalam NaH, CaH2 = -1
  9. Biloks oksigen dalam senyawanya adalah -2, kecuali dalam peroksida (biloks oksigen -1) dan dalam senyawa biner dengan flour (biloks oksigen = +2).

Contoh biloks O dalam H2O = -2, biloks O dalam OF2 = +2, biloks O dalam peroksida H2O2 = -1

C. Reaksi Redoks

  • Reaksi Redoks: pada reaksi redoks terjadi peningkatan dan penurunan bilangan oksidasi pada unsur yang terlibat reaksi.

Contoh:

  • Reaksi Disproporsionasi/autoredoks: yang bertindak sebagai oksidator dan reduktornya merupakan unsur yang sama.

Contoh:

D. Penyetaraan Reaksi Redoks

1. Metode Bilangan Oksidasi

  • Tuliskan kerangka dasar reaksi.
  • Setarakan unsur yang mengalami perubahan bilangan oksidasi dengan memberi koefesien yang sesuai.
  • Tentukan jumlah penurunan bilangan oksidasi dari oksidator dan jumlah pertambahan bilangan oksidasi dari reduktor.
  • Samakan jumlah perubahan bilangan oksidasi tersebut dengan memberi koefisien yang sesuai.
  • Setarakan muatan dengan menambahkan ion H+ (dalam suasana asam) atau ion OH (dalam suasana basa).
  • Setarakan atom H dengan menambah H2O.

2. Metode Setengah Reaksi

a. Suasana Larutan Asam

1) Tulislah kerangka dasar dari setengah reaksi reduksi dan setengah reaksi oksidasi secara terpisah dalam bentuk reaksi ion.

2) Masing-masing setengah reaksi disetarakan dengan urutan sebagai berikut:

  • Setarakan atom unsur yang mengalami perubahan bilangan oksidasi (biasanya adalah unsur selain oksigen dan hidrogen).
  • Setarakan oksigen dengan menambahkan molekul air (H2O).
  • Setarakan atom hidrogen dengan menambah ion H+.
  • Setarakan muatan dengan menambahkan elektron.

3) Samakan jumlah elektron yang diserap pada setengah reaksi reduksi dengan jumlah elektron yang dibebaskan pada setengah reaksi oksidasi dengan cara memberi koefisien yang sesuai, kemudian jumlahkan kedua setengah reaksi tersebut. Dengan demikian diperoleh reaksi redoks yang telah setara.

b. Suasana Larutan Basa

Penyetaraan reaksi redoks pada suasana basa dapat dilakukan dengan cara yang sama seperti dalam suasana asam, tetapi ion H= kemudian harus dihilangkan. Cara menghilangkan ion H+ tersebut dengan menambahkan ion OH pada kedua ruas, masing-masing sejumlah ion H= yang ada.

E. Tata Nama Senyawa Menurut IUPAC

Penamaan senyawa menurut IUPAC adalah penamaan senyawa berdasarkan pada bilangan oksidasinya.

1. Aturan Penamaan Senyawa Biner Logam dan Nonlogam

  • Logam yang mempunyai satu bilangan oksidasi, misalnya logam alkali, alkali tanah, dan aluminium, maka penamaan senyawanya adalah nama logam di depan, kemudian nama nonlogam diikuti ida.

Contoh:

NaCl : natrium klorida

KI : kalium iodide

BaCl2 : barium klorida

CaO : kalsium oksida

Al2O3 : aluminium oksida

  • Logam yang mempunyai beberapa bilangan oksidasi, misalnya logam transisi, penamaannya adalah dengan menuliskan bilangan oksidasi dengan angka romawi dibelang nama logam tersebut.

Contoh:

FeCl2 : besi(II) klorida

FeCl3 : besi(III) klorida

Cu2O : tembaga(I) oksida

CuO : tembaga(II) oksida

SnO : timah(II) oksida

SnO2 : timah(IV) oksida

2. Aturan Penamaan Senyawa Biner Nonlogam dan Nonlogam

Atom nonlogam yang hanya dapat membentuk satu senyawa dengan atom lain, maka penamaannya sebutkan sebutkan nama unsur nonlogam pertama, nama unsur logam kedua, diikuti akhiran ida.

Contoh:

HCl : hidrogen klorida

H2S : hidrogen sulfida

Penamaan senyawa yang terdiri dari atom nonlogam yang dapat membentuk dua atau lebih senyawa adalah dengan memberi awalan yang menyatakan jumlah atom, kemudian atom nonlogam yang bermuatan negatif berakhiran ida.

Awalan yang digunakan adalah sebagai berikut:

3. Aturan Penamaan Senyawa dari Ion-Ion Poliatom

Ion poliatom biasanya terdiri dari dua unsur yang bergabung dan mempunyai muatan, contoh: SO42-, CO32-

Tabel anion dan kation poliatomik.

 

Aturan penamaan:

1) Untuk senyawa yang terdiri dari kation dan anion poliatom, sebutkan nama kation diikuti nama anion poliatom.

2) Untuk senyawa yang terdiri dari kation yang memiliki muatan lebih dari 1 dan anion poliatom, aturan penamaan:

  • sebutkan nama kation, muatan kation dengan angka romawi diikuti nama anion poliatom.
  • sebutkan nama latin logam beri akhiran i/o (akhiran i untuk kation yang muatannya lebih besar, sedangkan akhiran o untuk kation yang muatannya lebih kecil), diikuti nama nama anion poliatom.

Contoh:

Atom Fe dapat membentuk kation Fe2+ dan Fe3+. Jika atom Fe akan membentuk senyawa dengan anion poliatom PO43- maka dapat membentuk 2 senyawa yaitu Fe3(PO4)2 dan FePO4.

Pada senyawa Fe3(PO4)2 penamaannya: Besi(II) fosfat atau Ferro fosfat.

Pada senyawa FePO4 penamaannya: Besi(III) fosfat atau Ferri fosfat.

3) Untuk senyawa yang terdiri dari kation poliatom dan anion, sebutkan nama kation poliatom diikuti nama anion.

F. Sel Volta dan Diagram Sel

Sel volta adalah suatu sel yang di dalamnya terjadi reaksi redoks spontan yang menghasilkan energi listrik. Karakteristik sel volta:

  1. Mengubah energi kimia menjadi energi listrik
  2. Katoda: reduksi, elektroda (+)
  3. Anoda: oksidasi, elektroda (-)
  4. Contoh: sel aki, batu baterai

Diagram Sel merupakan notasi singkat untuk menyatakan susunan suatu sel volta, dengan aturan penulisan sebagai berikut:

Jembatan garam adalah campuran berisi garam (misalnya KNO3) yang berfungsi untuk menetralkan jumlah ion yang terjadi akibat reaksi redoks.

Deret Volta merupakan sususan unsur-unsur logam berdasarkan potensial elektroda standarnya.

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

Semakin ke kiri kedudukan suatu logam dalam deret volta maka:

  1. logam semakin reaktif (semakin mudah melepaskan elektron)/ harga Eo negatif.
  2. logam merupakan reduktor yang semakin kuat (mengalami oksidasi).

Sebaliknya, semakin ke kanan kedudukan logam dalam deret volta,

  1. logam semakin kurang reaktif (semakin sukar melepas elektron)/ harga Eo positif.
  2. kationnya merupakan oksidator yang semakin kuat (mengalami reduksi).

Potensial Sel

Potensial sel volta selain dapat ditentukan dengan percobaan menggunakan voltmeter/potensiometer, juga dapat dihitung berdasarkan data potensial katoda dan potensial anoda.

Eo = Eo katoda(reduksi) − Eo anoda(oksidasi)

Katoda adalah elektrode yang mempunyai nilai Eo lebih besar (lebih positif), sedangkan anoda adalah yang mempunyai Eo lebih kecil (lebih negatif).

Contoh:

G. Sel Elektrolisis dan Hukum Faraday

1. Karakteristik sel elektrolisis:

  • Mengubah energi listrik menjadi energi kimia
  • Katoda: reduksi, elektroda (-)
  • Anoda: oksidasi, elektroda (+)
  • Contoh: penyepuhan logam, pemisahan logam dari senyawanya, pemurnian logam

2. Reaksi yang terjadi pada katoda dan anoda dalam proses elektrolisis

Ada 2 jenis elektroda yang harus diketahui berkaitan dengan reaksi di katoda dan anoda yaitu:

  • Elektroda inert (Pt, C, Au) yaitu elektroda yang tidak ikut bereaksi.
  • Elektroda tidak inert (selain Pt, C, Au) yang akan teroksidasi pada anoda.

a. Reaksi pada katoda

Ion-ion logam IA, IIA, Al3+ dan Mn2+ dalam larutan tidak direduksi, yang direduksi adalah air. 2H2O(l) + 2e– → 2OH(aq) + H2(g)

Ion logam selain yang di atas, direduksi menjadi logamnya dan diendapkan pada permukaan katoda.

Ln+(aq) +ne → L(s)

Ion H+ dari asam direduksi menjadi gas hidrogen

2H+(aq) +2e → H2(g)

Jika digunakan lelehan (cairan) elektrolit tanpa adanya air, maka terjadi reduksi berikut:

Ln+(l) +ne → L(l)

b. Reaksi pada anoda

Ion-ion sisa asam oksi seperti SO42-, NO3-, ClO3- tidak dapat dioksidasi, yang dioksidasi adalah pelarut (air)

     2H2O(l) → 4H+(aq) +4e+ O2(g)

Ion-ion halida yaitu F, Cl, Br, dan I, dioksidasi menjadi halogen, yaitu F2, Cl2, Br2, dan I2

      2X → X2 +2e

Ion OH- dari basa dioksidasi menjadi gas oksigen

     4OH(aq) → 2H2O(l) +4e– +O2(g)

Pada proses pemurnian dan penyepuhan logam digunakan anoda suatu logam selain C dan Pt, sehingga logam tersebut mengalami oksidasi

     L(s) → Ln+(aq) +ne

Hukum Faraday

H. Korosi

Korosi adalah suatu proses redoks pada logam dengan berbagai zat di lingkungannya. Korosi akan terjadi jika ada gas O2 dan air, serta dipercepat pada kondisi asam. Pada korosi, logam mengalami oksidasi sedangkan oksigen mengalami reduksi.

Pada proses korosi terjadi reaksi sebagai berikut:

Pencegahan korosi:

  • Melapisi logam dengan cat, pelumas atau minyak.
  • Melapisi besi dengan logam lain yang lebih mudah teroksidasi biasanya digunakan zink atau kromium yang memiliki potensial elektroda lebih kecil daripada besi.
  • Membuat campuran atau paduan logam sehingga dihasilkan logam yang tahan korosi.
  • Menghubungkan dengan logam yang lebih reaktif (potensial reduksinya lebih kecil), yang disebut sebagai perlindungan katodik. Contoh menghubungkan Fe dengan Mg atau Zn.
  • Menghindari kontak antara air dengan permukaan besi.

Sumber: Rumus Pocket Kimia SMA

Bagikan Artikel

Tinggalkan Balasan