REAKSI REDOKS

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

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

Sel Volta
Anode
→ Terjadi oksidasi
→ Bermuatan (–)
Katode
→ Terjadi reduksi
→ Bermuatan (+)
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 Zn.
• Di katode terjadi reduksi ion Cu menjadi Cu.
• Dua garis sejajar (||) yang memisahkan anode dan katode menyatakan jembatan
garam, sedangkan garis tunggal menyatakan batas antarfase.
B. SEL ELEKTROKIMIA

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
Elektrode Hidrogen sebagai Elektrode 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

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

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).

Potensial Elektrode Standar serta Daya Oksidasi dan Daya Reduksi

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
kelembaban
udara
Elektrolit
Permukaan
logam yang
tidak rata
Terbentuk-
nya sel
elektrokimia

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

Recommended

Recommended

More Related Content

What's hot

What's hot (20)

Similar to REAKSI REDOKS

Similar to REAKSI REDOKS (20)

Recently uploaded

Recently uploaded (20)

REAKSI REDOKS