Reaksi Redoks dan Elektrokimia

BAB 2
reaksi
redoks dan
elektrokimia

A. PENYETARAAN PERSAMAAN REAKSI REDOKS
Salah satu manfaat dari konsep reaksi redoks adalah untuk menyetarakan
persamaan reaksi kimia yang rumit. Persamaan reaksi yang sudah memenuhi
kedua persyaratan itu disebut dengan persamaan reaksi setara, dan untuk
membuat suatu reaksi yang belum setara menjadi setara disebut dengan
penyetaraan persamaan reaksi.
Contoh persamaan reaksi
setara:
3Cu(s) + 8HNO3(aq)  3Cu2+(aq) + 2NO(g) + 6NO3
−(aq) + 4H2O(l)
Penyetaraan persamaan reaksi dapat dilakukan dengan menggunakan
konsep reaksi redoks, yaitucara bilangan oksidasidan cara ion elektron.

Penyetaraan persamaan reaksi dengan cara bilangan oksidasi memerlukan
keterampilan menghitung bilangan oksidasi secara tepat dan cepat. Cara ini
mempunyai tahapan yang lebih sederhana, tetapi ada langkah yang harus
dilakukan secara berurutan.
Cara Bilangan Oksidasi
MnO4
−
(aq) + Cl−
(aq) + H+
(aq)  Mn2+
(aq) + Cl2(g) +
H2O(l)
Contoh:

Tentukan bilangan oksidasi atom-atom yang terlibat dalam reaksi,
kemudian tuliskan rumus kimia dari zat yang di dalamnya terdapat
atom yang berubah bilangan oksidasinya.
Langkah
MnO4
−
(aq) + Cl−
(aq) + H+
(aq)  Mn2+
(aq) + Cl2(g) +
H2O(l)
-
2
+7 -
1
+1 +2 0 -
2
+1
Atom yang berubah bilangan oksidasinya adalah Mn dan Cl, maka
yang dituliskan adalah MnO4
−, Cl –, Mn2+, dan Cl2.
MnO4
−+ Cl− Mn2++ Cl2

Setarakan jumlah yang berubah bilangan oksidasinya dengan
mengubah koefisiennya, kemudian tentukan berapa jumlah
bilangan oksidasi dari atom-atom tersebut.
MnO4
−
(aq) + 2Cl−
(aq)  Mn2+
(aq) + Cl2(g)
+7 2 x -1
(- 2)
+
2
0
Langkah

Setarakan jumlah kenaikan dan jumlah penurunan bilangan
oksidasi dengan cara mengubah koefisien (jumlah atom atau
molekul) dari atom- atom yang berubah bilangan oksidasinya.
MnO4
−
(aq) + Cl−
(aq)  Mn2+
(aq) + Cl2(g)
+7 - 2 +
2
0
Turun (5) Naik (2)
Langkah

Tentukan jumlah kenaikan dan jumlah penurunan bilangan
oksidasi.
MnO4
−+ 2Cl− Mn2++ Cl2
MnO4
−
(aq) + 2Cl−
(aq)  Mn2+
(aq) + Cl2(g)
+7 - 2 +
2
0
Turun (5x2) Naik (2x5)
2MnO4
−+ 10Cl−2Mn2++ 5Cl2
Langkah

Hitung jumlah muatan, jika belum setara disetarakan dengan
menambah:
• ion H+jika reaksi dalam lingkungan asam.
• ion OH– jika reaksi dalam lingkungan basa.
Pada contoh diatas, lingkungan reaksinya adalah asam (ditandai
dengan adanya ion H+).
Langkah
2MnO4
−+ 10Cl−2Mn2++ 5Cl2
- 2 - 10 +4 0
Jumlah muatan ruas kiri = −12
Jumlah muatan ruas kanan = +4
Oleh karena lingkungan reaksinya asam, maka agar setara
ditambahkan ion H+ di ruas kiri sebanyak 16.

Setarakan jumlah atom hidrogen (H) dengan menambahkan H2O
pada ruas yang kekurangan atom H.
Pada contoh di atas,ruas kanan kekurangan 16 buah atom H
sehingga di ruas kanan ditambahkan 8 buah molekul H2O
(mengandung 16 buah atom H).
Langkah
2MnO4
−
(aq) + 10Cl−
(aq) + 16H+
(aq) 2Mn2+
(aq) +
5Cl2(g)
2MnO4
−
(aq) + 10Cl−
(aq) + 16H+
(aq) 2Mn2+
(aq) + 5Cl2(g) +
8H2O(l)

Pada penyetaraan dengan cara ion elektron, persamaan reaksi dipecah
menjadi dua persamaan reaksi yang masing-masing disebut setengah reaksi
reduksi dan setengah reaksi oksidasi. Setelah itu, kedua persamaan reaksi
dijumlahkan dengan memperhatikan jumlah elektron yang diikat dan dilepas.
Cara Ion Elektron atau Setengah Reaksi
Reaksi dalam lingkungan basa:
Al(s) + NO3
–
(aq)  AlO2
−
(aq) + NH4
+
(aq)
Contoh:

Persamaan reaksi dipecah menjadi dua buah setengah reaksi dan
tentukan jumlah elektron yang diikat atau dilepas.
Al(s)  AlO2
–(aq) + 3e–
NO3
−(aq)+ 8e –  NH4
+(aq)
Langkah
Catatan:
Untuk mempermudah perhitungan jumlah elektron, digunakan
pedoman sebagai berikut.
• Jumlah kenaikan bilangan oksidasi sama dengan jumlah
elektron yang dilepas.
• Jumlah penurunan bilangan oksidasi sama dengan jumlah
elektron yang diikat.

Setarakan muatan dengan menambahkan H+ (suasana asam) atau
OH− (suasana basa). Pada contoh ini suasananya basa sehingga:
Al(s) + 4OH –  AlO2
–(aq) + 3e–
NO3
−(aq)+ 8e–  NH4
+(aq) + 10OH –
Langkah
Langkah
Menyetarakan jumlah atom H dengan menambahkan H2O pada
ruas yang kekurangan atom H.
Al(s) + 4OH–AlO2
–(aq) + 3e– + 2H2O
NO3
−(aq)+ 8e– +7H2O NH4
+(aq) + 10OH–

Menyetarakan jumlah elektron yang diikat dan dilepas, kemudian
dijumlahkan.
Langkah
Reduksi: 8Al(s) + 32OH–  8AlO2
–(aq)+24e – + 16H2O
Oksidasi: 3NO3
−(aq)+ 24e–+ 21H2O  3NH4
+(aq) + 30OH–
Reaksi : 8Al(s) + 3NO3
−(aq) + 2OH− + 5H2O  8AlO2
− + 3NH4
+
+

Contoh Soal
Setarakan persamaan reaksi redoks berikut menggunakan
cara bilangan oksidasi atau ion elektron:
1. CuS + NO3
– Cu2+ + S + NO (asam)
2. Bi2O3 + ClO-  Bi2O3
- + Cl- (basa)
3. As2S5 + HNO3 H3AsO4 + H2SO4 + NO2 + H2O
4. Cr2O7
2-+ VO2+ Bi2O3 + VO3
+ (basa)
5. H2O2 + MnO4
- Mn2+ + O2 (asam)

Sel volta adalah sel elektrokimia dimana energi kimia dari reaksi
redoks spontan diubah menjadi energi listrik.
Sel Volta
Anode Katode Elektrolit
Rangkaian
Luar
Jembatan
Garam
B. SEL ELEKTROKIMIA

Sel Volta
Anode
→ Terjadi oksidasi
→ Bermuatan (–)
Katode
→ Terjadi reduksi
→ Bermuatan (+)
B. SEL ELEKTROKIMIA

Pemisahan reaksi redoks
menjadi 2 bagian, yaitu
setengah reaksi oksidasi di
anode dan setengah reaksi
reduksi di katode.
Anode dan katode diletakkan
dalam suatu elektrolit
dihubungkan oleh rangkaian
luar berupa kawat. Maka
elektron akan mengalir dari
anode ke katode.
Aliran ini adalah arus listrik .
Arus listrik ini disebabkan
adanya beda potensial antara
anode dan katode, yang dapat
diketahui dari pengukuran
menggunakan voltmeter
B. SEL ELEKTROKIMIA

B. SEL ELEKTROKIMIA
Susunan suatu sel volta dinyatakan dengan suatu notasi singkat yang
disebut diagram sel.
• Anode biasanya digambarkan di sebelah kiri, sedangkan katode di sebelah
kananpada anode terjadi oksidasi Zn menjadi Zn2+.
• Di katode terjadi reduksi ion Cu2+ menjadi Cu.
• Dua garis sejajar (||) yang memisahkan anode dan katode menyatakan
jembatan garam, sedangkan garis tunggal menyatakan batas antarfase.

C. POTENSIAL ELEKTRODE STANDAR
Elektrode standar yang digunakan adalah elektrode hidrogen − platina, yaitu
batang platina yang dimasukkan ke dalam larutan asam yang mengandung ion
H+(aq) 1M pada suhu 25oC, dan melalui pipa dialirkan gas hidrogen pada
batang platina dengan tekanan 1 atm. Gas hidrogen diabsorpsi oleh batang
platina sehingga yang dianggap berinteraksi dengan larutan asam (H+) adalah
gas hidrogen (H2).
Kondisi standar (25oC; 1 atm; 1,0 M) besarnya beda potensial elektrode
tersebut adalah 0,00 volt; dan reaksinya dapat dituliskan sebagai berikut.
2H+
(aq) + 2e−→ H2(g) Eo = 0,00 V
atau
H+
(aq) (1M)  H2(g) (25oC,1atm) Eo = 0,00 V
Elektrode Hidrogen sebagai Elektrode Standar

Elektrode standar
hidrogen
C. POTENSIAL ELEKTRODE
STANDAR
Elektrode Hidrogen sebagai Elektrode Standar

STANDAR
Pengukuran nilai potensial
suatu elektrode dilakukan
dengan menyusun elektrode
tersebut menjadi suatu sel
elektrokimia dengan elektrode
standar (hidrogen-platina), dan
besarnya potensial dapat
terbaca pada voltmeter yang
dipasang pada rangkaian luar.
Potensial elektrode yang diukur
dengan menggunakan
elektrode standar disebut
dengan potensial elektrode
standar (Eo).
Pengukuran Potensial Elektrode Standar (E°)
Bagan sel Volta

Besarnya beda potensial yang terbaca pada voltmeter adalah 0,76 volt.
Berdasarkan perjanjian, potensial elektrode hidrogen adalah nol, dan fakta
pengukuran menunjukkan bahwa potensial hidrogen lebih tinggi (karena arus
listrik mengalir dari elektrode hidrogen ke elektrode seng), sehingga besarnya
potensial elektrode seng adalah −0,76 volt.
Penulisan persamaan reaksinya adalah:
Zn2+
(aq) + 2e− → Zn(s) Eo = −0,76 V
atau notasi setengah sel elektrode seng adalah:
Zn2+ Zn Eo = −0,76 V

Setengah reaksi E0 (volt)
Li+(aq) + e−→ Li(s) −3,045
K+(aq) + e–→ K(s) −2,924
Ba2+(aq) + 2e –→ Ba(s) −2,90
Sr2+(aq) + 2e –→ Sr(aq) −2,89
Ca2+(aq) + 2e –→ Ca(s) −2,76
Na+(aq) + e–→ Na(s) −2,71
Mg2+(aq) + 2e –→ Mg(s) −2,375
Al3+(aq) + 3e –→ Al(s) −1,706
Ti2+(aq) + 2e –→ Ti(s) −1,63
Mn2+(aq) + 2e−→ Mn(s) −1,029
Cr2+(aq) + 2e –→ Cr(s) −0,91
2H2O(l) + 2e−→ H2(g) + 2OH–(aq) −0,83
Zn2+(aq) + 2e –→ Zn(s) −0,76
Cr3+(aq) + 3e –→ Cr(s) −0,74
Cr3+(aq) + e –→ Cr2+(aq) −0,41
Fe2+(aq) + 2e –→ Fe(s) −0,409
Cd2+(aq) + 2e –→ Cd(s) −0,403
Setengah reaksi E0 (volt)
Co2+(aq) + 2e –→ Co(s) −0,28
Ni2+(aq) + 2e –→ Ni(s) −0,23
Sn2+(aq) + 2e –→ Sn(s) −0,136
Pb2+(aq) + 2e –→ Pb(s) −0,126
Fe3+(aq) + 3e−→ Fe(s) −0,036
2H+(aq) + 2e –→ H2(g) 0,000
Sn4+(aq) + 2e–→ Sn2+(aq) +0,15
Cu2+(aq) + 2e –→ Cu(s) +0,34
I2(s) + 2e–→ 2I–(aq) +0,535
Ag+(aq) + e–→ Ag(s) +0,799
Br2(aq) + 2e – → 2Br –(aq) +1,087
Pt2+(aq) + 2e–→Pt(s) +1,2
O2(g)+4H+(aq) + 4e–→ 2H2O(l) +1,23
Cl2(g) + 2e –→2Cl–(aq) +1,34
Au+(aq) + e–→ Au(s) +1,68
F2(g) + 2e –→ 2F–(aq) +2,87
Nilai standar
(EO) dari
beberapa
elektrode
potensial
elektrode

STANDAR
Potensial sel (Eo
sel) merupakan selisih antara nilai potensial elektrodedari
anode dan katodesuatu sel elektrokimia. Fakta bahwa arus listrik bergerak dari
katode ke anode menunjukkan bahwa katode mempunyai potensial lebih
tinggi daripada anode (listrik mengalir dari kutub dengan potensial tinggi ke
rendah). Oleh karena itu,nilai potensial sel merupakan selisih nilai potensial
katode dikurangi anode, atau:
Eo
sel = Eo
katode – Eo
anode
atau
Eo
sel = Eo
reduksi – Eo
oksidasi

STANDAR
Nilai potensial elektrode dapat digunakan untuk mengetahui daya oksidasi
dan daya reduksi suatu zat. Semakin positif nilai potensial reduksi suatu zat,
berarti zat tersebut semakin mudah mengalami reduksi, dan itu berarti zat
tersebut akan menjadi oksidator kuat. Sebaliknya, semakin negatif nilai
potensial reduksi suatu zat, berarti zat tersebut semakin mudah mengalami
oksidasi, dan itu berarti zat tersebut akan menjadi reduktor kuat.
Potensial Elektrode Standar serta Daya Oksidasi dan
Daya Reduksi
Jadi,semakin positif nilai potensial reduksi standar suatu zat
semakin kuat daya oksidasinya (oksidator kuat) dan
sebaliknya, semakin negatif nilai potensial reduksi standar
suatu zat semakin kuat daya reduksinya (reduktor kuat).

D. BATERAI PENYIMPANAN LISTRIK
Salah satu contoh penggunaan sel elektrokimia dalam kehidupan sehari-hari
adalah baterai (sumber arus searah).
Sumber arus
searah
Sel Primer
Sel yang reaksinya tidak
dapat balik (irreversible),
sehingga jika sudah habis,
tidak dapat isi ulang.
Sel sekunder
Sel yang reaksinya dapat
balik, sehingga dapat diisi
kembari (reversible).
• Sel kering
• Sel alkaline
• Sel perak
oksida
• Aki
• Baterai Ni –
Cd
• Baterai
litium
contoh
contoh

Sel kering atau sel Leclanche dikenal sebagai batu baterai. Sel ini terdiri dari
katode yang terbuat dari grafit dan anode dari logam seng. Elektrolit yang
digunakan merupakan pasta yang merupakan campuran MnO2 (pirolusit)
serbuk karbon, dan NH4Cl. MnO2 bertindak sebagai oksidator, sedangkan
NH4Cl sebagai media yang memberi suasana asam.
Sel Kering (Sel Leclanche)
Katode : 2MnO2(s) + 2H+
(aq) + 2e− Mn2O3(aq) +H2O(l)
Anode : Zn(s) → Zn2+
(aq) + 2e−
Reaksi sel : 2MnO2(s) + Zn(s)+ 2H+
(aq)  Mn2O3(s) +Zn2+
(aq) + H2O(aq)
+

Ion H+ berasal dari hidrolisis
NH4
+:
NH4
+ + H2O  NH4OH + H+
dan ion Cl− akan bereaksi
dengan Zn2+ dengan reaksi:
Zn2+ + 2Cl− ZnCl2
Potensial sel yang dihasilkan 1,5
V.
Sel Kering (Sel Leclanche)

Sel alkalin merupakan pernyempurnaan dari sel Leclanche, yaitu dengan
mengganti NH4Cl dengan pasta KOH. Melalui penggantian ini, beda potensial
yang dihasilkan akan relatif tetap dan baterai lebih awet.Anode sel alkalin
terbuat dari logam Zn dan katodenya dari MnO2yang dicampur dengan KOH.
Reaksi yang terjadi adalah:
Sel Alkaline
Anode: Zn(s) + 2OH–
(aq)  Zn(OH)2(s) + 2e− Eo= +1,2
V
Katode: 2MnO2(s) + 2H2O(l) +2e−2MnO(OH)(s) + 2OH–
(aq) Eo = +0,3
V
Reaksi sel: Zn(s)+ 2MnO2(s)+ 2H2O(l)  Zn(OH)2(s) + 2MnO(OH)(s) Eo
sel= 1,5
V
+

Sel perak oksida banyak digunakan untuk arloji, kalkulator, dan alat-alat
elektronik kecil lainnya. Anode sel perak oksidaterbuat dari logam Zn,
katodenya oksida perak (Ag2O), dan elektrolitnya adalah pasta yang
mengandung KOH. Reaksi yang terjadi adalah:
Sel Perak Oksida
Anode : Zn(s) + 2OH–(l)  Zn(OH)2(s) + 2e−
Katode : Ag2O(s) + H2O(l) +2e−  2Ag(s) + 2OH–
(aq)
Reaksi sel : Zn(s)+Ag2O(s) +H2O(l)  Zn(OH)2(s) + 2Ag(s)
Nilai potensial sel yang dihasilkan adalah 1,34 V.
+

Sel Perak Oksida
Baterai perak oksida dan bagian-bagiannya

Sel aki disebut juga sebagai sel penyimpan karena dapat berfungsi sebagai
penyimpan listrik yang setiap saat dapat dikeluarkan (dimanfaatkan). Sel aki
termasuk sel sekunder karena dapat diisi ulang. Anodenya terbuat dari logam
timbal (Pb) dan katodenya terbuat dari logam timbal yang dilapisi PbO2.
Senyawa PbO2 inilah yang berperan dalam reaksi redoks. Sebagai elektrolit
digunakan asam sulfat (H2SO4) yang kadarnya sekitar 37% dan sering disebut
accu-zuur.
Sel Aki
Anode : Pb(s) + SO4
2−
(aq)  PbSO4(s) + 2e−
Katode : PbO2(s) + SO4
2−
(aq) + 4H+
(aq) + 2e− PbSO4(s) +
2H2O(l)
Reaksi sel: Pb(s) + PbO2(s) + 2SO4
2−
(aq) + 4H+
(aq)  2PbSO4(s) + 2H2O
+

Pada saat aki diisi ulang, terjadi reaksi sebaliknya, yaitu:
2PbSO4(s) + 2H2O(l) Pb(s) + PbO2(s) + 2SO4
2−(aq) + 4H+(aq)
Kadar asam sulfat akan semakin encer pada saat aki digunakan
(dikosongkan), sedangkan pada waktu diisi maka kadar asam sulfat akan
meningkat.
Sel Aki
Sel aki dan bagian-
bagiannya

Sel Ni-Cd merupakan sel kering yang dapat diisi kembali. Anodenya adalah
Cd dan katodenya Ni2O3 (pasta). yang dihasilkan adalah 1,29 V. Penggunaan
baterai ini sudah jarang digunakan karena kadmium merupakan logam berat
yang dapat mencemari lingkungan. Beda potensial Reaksinya dapat balik dan
diperkirakan:
Sel Nikel-Kadmium (Ni-Cd)
Anode : Cd(s) + 2OH−
(aq)  Cd(OH)2(s) + 2e−
Katode : NiO2(s) + 2H2O(l) + 2e− Ni(OH)2(s) +
2OH-
(aq)
Reaksi sel: Cd(s) + NiO2(s) + 2H2O(l)  Cd(OH)2(s) + Ni(OH)2(s)
+

Sel Nikel-Kadmium (Ni-Cd)
Sel Ni-Cd dan bagian-bagiannya.

Baterai litium atau biasa disebut Li-ion merupakan baterai yang banyak
digunakan pada telepon seluler, laptop, tablet, dan perangkat elektronik
lainnya. Baterai litium merupakan hasil nanoteknologi, dimana atom-atom Li
ditaburkan pada lembaran grafit berukuran mikro yang membentuk molekul
LixC6. Katodenya merupakan oksida logam litium yang terbentuk dalam
senyawa LiMn2O4 atau LiCoO2 dengan elektrolit yang terbuat dari LiPF6 yang
dilarutkan dalam pelarut organik dengan konsentrasi 1M. Ion Li+ bergerak dari
anode ke katode atau sebaliknya. Reaksi yang terjadi:
Baterai Litium
Anode : LixC6 xLi+ + xe− + C6(s)
Katode: Li1−xMn2O4 + xLi+ + xe− LiMn2O4(s)
Reaksisel : LixC6 + Li1−xMn2O4 LiMn2O4(s) + C6(s) Esel
= 3,7 V
+

Baterai Litium
Baterai Li-ion dan
bagian-bagiannya

Sel bahan bakar merupakan sel Galvani di mana pereaksi-pereaksinya
(oksigen dan hidrogen) dialirkan secara kontinyu ke dalam elektrode berpori.
Anodenya adalah nikel, katodenya nikel oksida, dan elektrolit KOH.
Reaksi yang terjadi adalah:
Sel Bahan Bakar
Anode : 2H2(g) + 4OH–
(aq)  4H2O(l) +
4e−
Katode : O2(g) + 2H2O(l) + 4e– 4OH–
(aq)
Reaksi sel : 2H2(g) + O2(g)  2H2O(l)
+

E. KOROSI
Korosi adalah rusaknya benda-benda logam akibat pengaruh lingkungan.
Proses korosi dapat dijelaskan secara elektrokimia, misalnya pada proses
perkaratan besi yang membentuk oksida besi: Fe2O3·nH2O.Ditinjau secara
elektrokimia, proses perkaratan besi adalah peristiwa teroksidasinya logam
besi oleh oksigen yang berqasal dari udara.

E. KOROSI
Faktor-faktor yang Mempercepat Korosi
Air dan
kelembaba
n udara
Elektrolit
Permukaan
logam
yang tidak
rata
Terbentuk-
nya sel
elektrokimi
a

E. KOROSI
Cara Memperlambat Korosi
Cara
Memperlambat
Korosi
Mengontrol atmosfer agar tidak lembap
dan banyak oksigen, misalnya dengan
membuat lingkungan udara bebas dari
oksigen dengan mengalirkan gas CO2.
Mencegah logam bersinggungan
dengan oksigen di udara
Mengecat
Galvanisasi
Electroplating
Sherardizing
Perlindungan katodik dilakukan
dengan menghubungkan logam yang
akan dilindungi dengan logam lain
yang mempunyai potensial elektrode
sangat rendah.

Sel
elektrolisis
Sel elektrolisis adalah sel elektrokimia
dimana energi listrik digunakan untuk
menghasilkan reaksi redoks tidak
spontan.
F. ELEKTROLISIS

Menghubungkan kutub
negatif dari sumber
listrik ke katode, dan
kutub positif ke anode.
Kutub negatif dari
sumber listrik akan
mendorong elektron
mengalir ke katode
sehingga katode
bermuatan negatif (-).
Kutub positif dari
sumber listrik akan
menarik elektron dari
anode sehingga anode
bermuatan positif (+).
Katode yang bermuatan
negatif akan menarik
ion-ion positif dalam
elektrolit, sehingga
diperoleh setengah
reaki reduksi.
Katode yang bermuatan
positif akan menarik
ion-ion negatif dalam
elektrolit, sehingga
diperoleh setengah
reaki oksidasi.
F. ELEKTROLISIS

F. ELEKTROLISIS
Ion-ion di Sekitar Elektrode
Pada anode, ion-ion disekitar anode yang memilki E° lebih negatif yang akan
mengalami oksidasi. Pada katode, ion-ion di sekitar katode yang memiliki E° lebih
positif yang akan mengalami reduksi.
Elektrolisis leburan KI dengan elektrode grafit.
2KI(l) → 2K+
(l)+ 2I−
(l)
Anode (+) : 2I−
(l) → I2(g) + 2e−
Katode (−): 2K+
(l) + 2e−→ 2K(l)
2KI(l) → 2K(l) + I2(g)
Hasil elektrolisis leburan KI dengan elektrode grafit adalah gas I2di anode dan
logam kalium cair di katode.
Jika di sekitar elektrode tidak aktif (inert) hanya terdapat satu jenis zat atau
ion, maka zat atau ion tersebut yang akan mengalami oksidasi atau reduksi.
+

F. ELEKTROLISIS
Bahan Elektrode
• Jika bahan elektrode terbuat dari grafit (C) atau logam inert (misalnya Pt
atau Au), elektrode tidak mengalami oksidasi atau reduksi. Jadi, yang
mengalami oksidasi atau reduksi adalah spesi-spesi yang ada di sekitar
elektrode.
• Jika elektrodenya (terutama anode) dari logam aktif maka anode tersebut
yang akan mengalami oksidasi.
Contoh:
1. Reaksi elektrolisis larutan Na2SO4 encer dengan elektrode grafit
Na2SO4(aq) 2Na+
(aq) + SO4
2−
(aq)
Anode (+) : 2H2O(l)  4H+
(aq) + O2(g) + 4e–
Katode (−): 4H2O(l) + 4e−2H2(g) + 4OH–
(aq)
2H2O(l)  2H2(g) + O2(g)
+

F. ELEKTROLISIS
Bahan Elektrode
2. Reaksi elektrolisis larutan Na2SO4 encer dengan elektrode tembaga
Na2SO4(aq) 2Na+
(aq) + SO4
2−
(aq)
Anode (+) : 2Cu(s) 2Cu2+
(aq) + 4e–
Katode (−) : 4H2O(l) + 4e−2H2(g) + 4OH–
(aq)
2Cu(s) + 4H2O(l)  2Cu2+
(aq) +2H2(g) +4OH−
(aq)
+
Hasil elektrolisisnya adalah gas oksigen di anode dan gas hidrogen di katode.
Oleh karena anodenya dari Cu (anode aktif), maka anode Cu tersebut
mengalami oksidasi dan hasilnya adalah ion Cu2+ di anode dan gas hidrogen
di katode.

F. ELEKTROLISIS
Bahan Elektrode
OH− dari suatu basa, reaksinya:
4OH−(aq)  2O2(g) + 2H2(g) + 4e−
X− (X = Cl, Br, I) reaksinya:
2X−(aq)  X2(g) + 2e−
Sisa asam oksi ROn
x− tidak teroksidasi,
tetapi yang teroksidasi adalah H2O dari
pelarut
2H2O(l)  O2(g) + 4H+ + 4e−
Anode terbuat dari
Di sekitar anode
ada ion negatif dari:
Logam lain
Anodenya teroksidasi:
L(s)  Ln+(aq) + ne−
Grafit atau Platina
Reaksi di Anode

F. ELEKTROLISIS
Bahan Elektrode
Reaksi di Katode
Di sekitar katode terdapat
ion negatif dari:
H+(aq) dari asam,
reaksinya:
2H+(aq) +2e− H2(g)
Logam golongan IA, IIA, dan IIIA,
yang tereduksi H pada air
2H2O(l) +2e− H2(g) + 2OH−(aq)
logam lain, reaksinya:
Ln+(aq)  L(s)

G. ASPEK KUANTITATIF ELEKTROLISIS
Hukum I Faraday
Menghitung massa zat yang dihasilkan pada proses elektrolisis:
gram
500
.
96
)
(
r t
i
n
A
m


dengan: m = massa zat yang dihasilkan (gram)
i = kuat arus (ampere)
Ar = massa atom relatif
n = jumlah elektron yang terlibat dalam reaksi (muatan
ion) t = waktu (detik)

G. ASPEK KUANTITATIF ELEKTROLISIS
Hukum II Faraday
Jika kedalam beberapa larutan yang berisi ion logam dialirkan muatan listrik
yang sama jumlahnya, massa logam yang mengendap berbanding lurus
dengan massa ekivalennya. Massa ekivalen suatu ion logam merupakan
perbandingan massa atom relatif dengan muatan ionnya (Ar/n). Jadi, jika
kedalam larutan Ag+, Cu2+, dan Cr3+ dialirkan muatan listrik dengan jumlah
yang sama, massa yang diendapkan adalah:
3
Cr
:
2
Cu
:
1
Ag
Cr
:
.
Cu
:
Ag r
r
r A
A
A
m
m
m 

Reaksi Redoks dan Elektrokimia

Recommended

Recommended

More Related Content

Similar to Reaksi Redoks dan Elektrokimia

Similar to Reaksi Redoks dan Elektrokimia (20)

Recently uploaded

Recently uploaded (7)

Reaksi Redoks dan Elektrokimia