Elektrokimia adalah ilmu yang mempelajari hubungan antara perubahan kimia dengan kerja listrik melalui sel elektrokimia. Sel elektrokimia dapat berupa sel galvanik yang menghasilkan energi listrik akibat reaksi redoks spontan, atau sel elektrolisis yang memisahkan zat melalui proses reduksi dan oksidasi dengan bantuan energi listrik dari luar. Unsur-unsur dalam sel elektrokimia terhubung melalui sirkuit luar yang

1. Redoks
Rx Elektrokimia
Kuliah Kimia Dasar
http://imbang.staff.umm.ac.id/files/2010/01/Reaksi-oksidasi-reduksi.ppt
http://gusriwan39.files.wordpress.com/2012/02/redoks.ppt

2. Reaksi oksidasi - reduksi
 1. OKSIDASI
• Reaksi pelepasan elektron
• Pelepasan elektron
• Peningkatan muatan positif
• Peningkatan biloks(bilangan oksidasi)
 Contoh :
 Al

Al 3+
+ 3e
Reaksi oksidasi Alumunium :
Al Al 3+
+ 3e ) x4 (oksidasi)
O2 + 4e 2O2-
) x 3 (reduksi)
4 Al + 3 O2 4Al3+
+ 6O2- 2Al2O3

3. REAKSI OKSIDASI REDUKSI
2. REAKSI REDUKSI
 Reaksi penangkapan elektron
 Penambahan muatan negatif
 Penurunan bilangan oksidasi
Contoh :
o2 O2-
+ 2e
Reaksi oksidasi selalu disertai reduksi dan disebut
reaksi redoks
Reaksi oksidasi atau reduksi saja secara terpisah
disebut reaksi setengah (Half reaction)

4. OKSIDATOR DAN REDUKTOR
OKSIDATOR : Zat yang mengoksidasi zat lain, tetapi zat
Tersebut mengalami reaksi reduksi (penurunan bilok)
Ciri-ciri oksidator:
 Memiliki bilokstinggi
 Dalam bentuk molekul maupun ion mudah mengikat
elektron
 Dalam sistim periodik unsur ada di sebelah kanan
Contoh :
KMNO4 Mn bervalensi +7
K2Cr2O7
Cr bervalensi +6
KClO3 Cl bervalensi +5

5. OKSIDATOR DAN REDUKTOR
Reduktor : zat yang mudah mereduksi zat lain,
tetapi zat itu sendiri mengalami oksidasi
(peningkatan bilok)
Ciri-ciri reduktor :
 Memiliki biloksrendah
 Dalam bentuk molekul maupun ion mudah
melepaskan elektron
 Dalam sistim periodik unsur, terletak di
golongan : I, II, III,VI dan VII

6. OKSIDATOR DAN REDUKTOR
Tabel Oksidator
oksidator Elektron yg
ditangkap
Setelah
reaksi
Kondisi
reaksi
MnO4
MnO4-
NO
3
-
SO4
2-
O2
ClO-
CrO7
2-
PbO2
5
3
1
2
4
2
6
2
Mn2+
MnO2
NO2
SO2
2O2-
Cl-
2Cr3+
Pb2+
Larutan asam
Netral /basa
Asam pekat
Asam pekat
Larutan asam

7. OKSIDATOR DAN REDUKTOR
Tabel Reduktor
Reduktor Elektron
yang
dilepas
Setelah
reaksi
Kondisi
reaksi
NO2
S2-
SO3
2-
Fe2+
Sn2+
Cu
Cl2
2I-
2
2
6
1
2
2
2
2
NO3
S
SO2
Fe3+
Sn4+
Cu2+
2ClO-
I2
Dg oksidator
kuat
Larutan asam
Larutan basa

8. BILANGAN OKSIDASI
Syarat reaksi redoks : harus ada perubahan bilok
BILANGAN OKSIDASI :
Banyaknya muatan listrik dari unsur-unsur dalam suatu
persenyawaan
Peraturan-peraturan biloks:
 Bilangan oksidasi satu unsur bebas = 0
 Bilangan oksidasi satu atom hidrogen = + 1
 Bilangan oksidasi satu atom oksigen = -2
 Bilangan oksidasi logam, selalu positif. Logam alkali
selalu +1 dan alkali tanah selalu +2
 Jumlah bilokssemua unsur dalam senyawa = 0

9. BILANGAN OKSIDASI
Contoh :
1. SO2
Bilangan oksidasi SO2 = 0
Bilangan oksidasi 2 atom O = -4
Bilangan oksidasi S = +4
2. K2Cr2O7
Bilangan oksidasi K2Cr2O7 = 0
Bilangan oksidasi 2 atom K = +2
Bilangan oksidasi 7 atom O = -14
Bilangan oksidasi 1 atom Cr = +6

10. ATURAN BILOKS
1. Unsur bebas dan molekul unsur biloksnya = 0
→
→
Contoh :Contoh :
4K + O2 2 K2O
P4 6I2 4PI3+
→Ba Cl2 BaCl2+

11. 2. Logam dalam senyawa biloksnya selalu positif
(+)
Contoh :Contoh :
2K + Cl2K + Cl22 → 22KKClCl
Mg + ClMg + Cl22 →
3Fe + 3Cl3Fe + 3Cl22 →
2Fe + 3Cl2Fe + 3Cl22 →
MgMgClCl22
33FeFeClCl22
22FeFeClCl33
KK = +1= +1
MgMg =+2=+2
FeFe = +2= +2
FeFe = +3= +3

12. 3. Hidrogen dalam senyawa biloksnya = +1
Contoh :Contoh :
2H2H22 + O+ O22 → 2H2O
HH22 + 2K+ 2K → 2KH
MgH2HH22 + Mg+ Mg →
H=+1
H=-1
H=-1
Kecuali : bersenyawa langsung
dengan logam, hidrogen = -1

13. 4. Oksigen dalam senyawa biloksnya=-2
Contoh :Contoh :
2H2H22 + O+ O22
→ 2H2O
HH22 + O+ O22 → H2O2
KO2K + OK + O22 →
O=-2
O=-1
O=-1/2
Kecuali : a. peroksida = -1
b. superoksida = -1/2
c. OF2 = +2

14. 5. Biloks ion = muatannya
Contoh :Contoh :
O2-
= -2
Na+
= +1
Cl-
= -1
Al3+
= +3
NH4
+
= +1
NO3
-
= -1
SO4
2-
= -2
Cr2O7
2-
= -2
a. monoatomik
b. poliatomik

15. 6. Total biloks senyawa = 0
Contoh :Contoh :
KClOKClO44 = 0= 0
H2O = 0
MnOMnO22 = 0= 0
KO2 = 0
HH22SOSO44 = 0= 0

16. CONTOH SOAL:
1.1. Tentukan biloks Cl dalam senyawaTentukan biloks Cl dalam senyawa
KClOKClO44
1K + 1Cl + 4O = 01K + 1Cl + 4O = 0
+1 + Cl - 8 = 0
Cl = +7
1(+1) + 1(Cl) + 4(-2) = 01(+1) + 1(Cl) + 4(-2) = 0
Jawab :Jawab :

17. 2. Tentukan biloks Cr dalam senyawa2. Tentukan biloks Cr dalam senyawa
CrCr22OO77
2-2-
2Cr + 7O = -22Cr + 7O = -2
2Cr - 14 = -2
2Cr = +12
2(Cr) + 7(-2) = -22(Cr) + 7(-2) = -2
Jawab :Jawab :
Cr = +6

18. A. Penyetaraan Persamaan
Reaksi Redoks
1. Metode Bilangan Oksidasi
2. Metode Ion Elektron

19. 1. Tuliskan persamaan reaksi ion yang terjadi
antara Al dan NO3
-
dalam suasana basa dengan
cara perubahan biloks jika diketahui perubahan
yang terjadi Al/AlO2
-
dan NO3
-
/NH3
Contoh:

20. Jawab:
Al
0
+ NO3
-
→ AlO2
-
+ NH3
+5
3e
+3
8e
-3

21. 8 Al + 3 NO3
-
→ 8 AlO2
-
+ 3NH3
8Al + 3NO3
-
+ 5OH-
+ 2H2O
+ 5 OH-
+ 2 H2O
8AlO2 + 3NH3→

22. Contoh:
2. Tuliskan pers. reaksi ion yang
terjadi antara KI + KOH +
KMnO4 jika diketahui I-
/I2 dan
MnO4
-
/MnO2

23. Jawab:
Langkah 1:
Langkah 2:
oksidasi : I-
I→ 2
reduksi : MnO4
-
MnO→ 2
oksidasi : 2 I-
I→ 2
reduksi : MnO4
-
MnO→ 2 + 4 OH-

24. Langkah 3:
Oks : 2 I-
I→ 2 + 2e
Red : MnO4
-
+2H2O + 3e MnO→ 2 +4OH-
) x3
) x2
Langkah 4:
oksidasi : 6I-
→ 3 I2 + 6e
reduksi :
2MnO4
-
+4H2O + 6e→ 2MnO2 + 8OH-

25. Langkah 5:
Reaksi Lengkap:
6KI + 2KMnO4 + 4H2O →
6I-
+ 2MnO4
-
+4 H2O →
3 I2 +2MnO2 + 8OH-
3I2 + 2MnO2 + 8KOH

26. PENYETARAAN PERSAMAAN REDOKS
Pengertian :
Banyaknya elektron yang dilepaskan oleh reduktor
harus
sama dengan banyaknya elektron yang ditangkap
oleh ok
Sidator.
1. REAKSI SEDERHANA
K + Cl2 KCl
Langkah-langkah :
a. Cari perubahan biloksunsur-unsur
b. Tulis reaksi oksidasi dan reduksi secara terpisah
c. Kalikan masing-masing reaksi dengan bilangan tertentu untuk
menyamakan elektron yang dilepas dan yang ditangkap

27. PENYETARAAN PERSAMAAN REDOKS
d. Jumlahkan kedua reaksi tersebut
Penyelesaian contoh :
K K+
+ 1e
Cl2 + 2e 2Cl-
) x2
) x1
2K 2K + 2e
Cl2 + 2e 2 Cl-
+
+
2K + Cl2 2K + 2 Cl-
2 KCl

28. ELEKTROKIMIA
http://kussrimartini.staff.fkip.uns.ac.id/files/2010/02/ELEKTROKIMIA-halaman1.ppt

29. Pokok Pembahasan
1. Pengertian Elektrokimia
2. Jenis – jenis sel Elektrokimia
3. Elektroda
4. Potensial Elektroda
5. Reaksi Redoks
6. Termodinamika sel elektrokimia
7. Persamaan Nernst

30. 1. Pengertian Elektokimia
Elektrokimia merupakan ilmu yang
mempelajari hubungan antara perubahan
(reaksi) kimia dengan kerja listrik, biasanya
melibatkan sel elektrokimia yang menerapkan
prinsip reaksi redoks dalam aplikasinya.

31. 2. Jenis Sel Elektrokimia
SEL GALVANIK (sel volta)
Sel galvani (sel volta) merupakan sel elektrokimia yang dapat
menghasilkan energi listrik yang disebabkan oleh terjadinya
reaksi redoks yang spontan

32. Contoh Sel Galvanik Sel Daniell
Dalam gambar di samping:
Sel Daniell digunakan sebagai
sumber listrik. Jika kedua
elektrodanya dihubungkan
dengan sirkuit luar, dihasilkan
arus litrik yang dibuktikan
dengan meyimpangnya jarum
galvanometer yang dipasang
pada rangkaian luar dari sel
tersebut.

33. SEL DANIELL dan Jembatan
Garam
Ketika sel Daniell digunakan sebagai
sumber listrik terjadi perubahan dari Zn
menjadi Zn2+ yang larut
 Zn(s) ® Zn2+(aq) + 2e- (reaksi oksidasi)
 Cu2+(aq) + 2e- ® Cu(s) (reaksi reduksi)
Dalam hal ini, massa Zn mengalami
pengurangan, sedangkan elektroda Cu
bertambah massanya, karena terjadi
pengendapan Cu dari Cu2+ dalam
larutan.

34. Penentuan Kutub Positif dan
Negatif ( Sel Daniell )
 Ketika sel Daniell dihubungkan dengan golvanometer, terjadi
arus elektron dari tembaga ke seng.Oleh karena itu logam
seng bertindak sebagai kutub negatif dan logam tembaga
sebagai kutub positif. Bersamaan dengan itu pada larutan
dalam sel tersebut terjadi arus positif dari kiri ke kanan sebagai
akibat dari mengalirnya sebagian ion Zn2+ (karena dalam
larutan sebelah kiri terjadi kelebihan ion Zn2+ dibandingkan
dengan ion SO42-yang ada).
 Reaksi total yang terjadi pada sel Daniell adalah :
Zn(s) + Cu2+(aq) ® Zn2+(aq) + Cu(s)
 Reaksi tersebut merupakan reaksi redoks spontan

35. ATURAN SEL GALVANIK
Penulisan Notasi
Zn l Zn2+
ll Cu2+
l Cu
Zn l Zn2+
Cu2+
l Cu
 Garis tunggal menyatakan perbedaan fasa
 Garis ganda menyatakan perbedaan elektroda
 Garis putus – putus menyatakan adanya jembatan
garam pada sel elektrokimia. Jembatan garam
diperlukan bila larutan pada anoda & katoda dapat
saling bereaksi

36. Deret Volta
 Makin ke kanan, mudah direduksi sukar dioksidasi
 Makin ke kiri, mudah dioksidasi sukar direduksi
(H)Li K
B
a
Ca Na Al Zn Cr Cu Hg
M
g
A
g
F
e
Ni Si
P
b
Pt Au

37. Macam-macam Sel Volta Sel Kering atau Sel Leclance
 katoda: karbon ; anoda: Zn
 Elektrolit : Campuran berupa pasta yaitu MnO2 + NH4Cl +
sedikit Air
 Sel aki
 Katoda: PbO2 ; anoda :Pb
 Elektrolit : Larutan H2SO4

38. Macam-macam Sel Volta
( 2)
 Sel bahan bakar
 Elektoda : Ni
 Elektrolit :Larutan KOH
 Bahan bakar : H2 dan O2
 Baterai Ni-Cd
 Katoda : NiO2 dengan sedikit air
 Anoda : Cd

39. 2. Jenis sel elektrokimia (2)
SEL ELEKTROLISIS
 Sel elektrokimia yang menghasilkan redoks dari
energi listrik .
 Katode (-)
 Anode (+)

40. Reaksi - reaksi Sel Elektreolisis
 Reaksi Pada Katode
 Ion positif akan mengalami reduksi, kecuali kation (+) yang berasal dari
logam IA,IIA, dan Mn dalam larutan air tidak mengalami reduksi, yang
mengalami reduksi adalah H2O, Reaksinya:
 2H20 + 2e  H2 + 2OH-
 Ion logam IA,IIA.Al, dan Mn berbentuk lelehan (leburan) akan
mengalami reduksi
 Reaksi Pada Anode
 Ion negatif akan mengalami oksidasi jika elektrodanya nonaktif (Pt dan
C). Ion negatif yang mengandung O (SO4
2-
,MnO4
-
,NO3
-
,dll) tidak
mengalami oksidasi, yang mengalami oksidasi adalah H2O
 Reaksi : 2H2O  4H+
+ O2 + 4e
 Jika elektrode anode merupakan logam aktif (selain Pt dan C) yang
mengalami Oksidasi adalah elektrode tersebut.

41. 3. ELEKTRODA
Elektroda dalam sel elektrokimia dapat disebut sebagai anoda
atau katoda.
 Anoda merupakan elektroda di mana elektron datang
dari sel elektrokimia sehingga oksidasi terjadi
 Katoda merupakan elektroda di mana elektron
memasuki sel elektrokimia sehingga reduksi terjadi.
Setiap elektroda dapat menjadi sebuah anoda atau katoda
tergantung dari tegangan listrik yang diberikan ke sel
elektrokimia tersebut. Elektroda bipolar adalah elektroda yang
berfungsi sebagai anoda dari sebuah sel elektrokimia dan
katoda bagi sel elektrokimia lainnya.
ELEKTRODA
ELEKTRODA INERT
ELEKTRODA ACUAN
LABORATORIUM

42. Jenis –jenis ElektrodaA. Elektroda Inert
elektroda yang tidak ikut bereaksi dalam reaksi kimia
yang terjadi.
Contoh elektroda inert: platina
Sebuah sel dari sistem Fe3+
+ e Fe2+
Pt I Fe3+
(x M) + Fe2+ (y M) II Ce4+ (a M) + Ce3+ (b M) I Pt

43. Jenis-jenis Elektroda (2)
B. Elektroda-elektroda Acuan Laboratorium
1. Elektroda Kalomel
raksa (Hg) ada dalam keadaan kontak dengan raksa (I)
klorida, Hg2Cl2 (kalomel), dicelupkan ke dalam larutan KCl 0,1
m atau KCl jenuh.
Jika diset dengan elektroda hidrogen standar.
 Pt, H2 (1 bar)| H+
|| Cl‑
| Hg2Cl2(s)|Hg
 Reaksi elektroda :
reaksi di katoda : ½ H2 H+
+ e-
reaksi di anoda : ½ Hg2 Cl2 + e Hg + Cl-
Reaksi keseluruhan :
½ H2 + ½ Hg2Cl2 (s) H+
+ Cl-
+ Hg
 Emf pada keadaan standar 0,337 Volt (Eo
= 0,337 V)
 Jika digunakan KCl jenuh pada 250
C memberikan E = 0,2412
V.

44. 2. Elektroda Perak-Perak Klorida
Logam perak kontak dan padatan perak klorida
merupakan garam yang sangat sukar larut. Keseluruhannya
dicelupkan ke dalam larutan kalium klorida (KCl) yang
mana konsentrasi ion Cl- = 1 m.
Jika di set elektroda ini dengan elektroda hidrogen pada
25o C memberikan emf 0,22233 Volt:
Pt, H 2 (1 bar)| H+ (1 m)|| Cl‑ (1m) | AgCl (s)|Ag

Reaksi elektroda:
Anoda: ½ H 2 H+ +e-
Katoda: AgCl (s) + e Ag +Cl-

Reaksi keseluruhan:
½ H2 + AgCl (s) H+ + Ag +Cl-
Jadi potensial elektroda standar Ag-AgCl
0,22233 Volt.
Ag|AgCl (s)|Cl‑
(1m)

45. 4. Potential ElektrodaPotensial Elektroda merupakan ukuran terhadap
besarnya kecenderungan suatu unsur untuk melepaskan
atau mempertahankan elektron.
 Potensial elektroda tergantung pada :
- Jenis Elektroda
- Suhu
- Konsentrasi ionnya

46. Menghitung Potensial Elektroda
Sel
 Catatan :
E° = potensial reduksi standar (volt)
R = tetapan gas - [ volt.coulomb/mol.°K] = 8.314
T = suhu mutlak (°K)
n = jumlah elektron
F = 96.500 coulomb
C = [bentuk oksidasi]/[bentuk reduksi]
E° sel = E° red - E° oks
E sel = E° sel - RT/nF ln C
E sel = E° sel - 0.059/n log C
Pada T = 25° C

49. PENYETARAAN PERSAMAAN REDOKS
 Jumlahkan kedua reaksi tersebut
 Tulis hasil reaksi lengkap sesuai dengan zat yang
bereaksi
PENYELESAIAN CONTOH :
Cu Cu2+
+ 2e
NO3
-
+ 3e NO
Cu Cu2+
+ 2e ) x 3
NO3
-
+ 3e + 4H+
NO + 2H2O ) x 2
+

50. PENYETARAAN PERSAMAAN REDOKS
3Cu 3Cu2+
+ 6e
2NO3
-
+ 6e + 8H+
2NO + 4H2O
3Cu + 2NO3
-
+ 8H+
3Cu2+
+ 2NO + 4H2O
3Cu + 8NO3
-
+ 8H+
3Cu2+
+ 2NO + 4H2O + 6NO3
-
8HNO3
3Cu + 3Cu (NO3)2 + 2NO + 2H2O

51. PENYETARAAN PERSAMAAN REDOKS
3. REAKSI DI LINGKUNGAN BASA
Langkah –langkah :
•Tulis masing-masing reaksi oksidasi dan reduksi
secara terpisah, lengkapi dengan perubahan
elektron
•Pihak yang kekurangan oksigen, ditambah OH-
,
yang kekurangan hidrogen tambahkan ion H2O.
Sempurnakan masing masing reaksi
•Kalikan masing-masing reaksi dengan bilangan
tertentu untuk menyamakan jumlah elektron yang
dilepas dan yang ditangkap

52. PENYETARAAN PERSAMAAN REDOKS
Jumlahkan kedua reaksi tersebut
Tulis hasil reaksi lengkap sesuai dengan zat-
zat yang bereaksi
Contoh : NaCrO2 + Br2 + NaOH ?
Diketahui : CrO2
-
CrO4
2-
Br2 Br-
Penyelesaian :
CrO2
-
CrO4
2-
+ 3e
Br2 + 2e 2Br -

53. PENYETARAAN PERSAMAAN REDOKS
CrO2
-
+ 4OH -
CrO4
2-
+ 3e
Br2 + 2e 2Br -
) x3
+ 2H2O ) x 2
2CrO2
-
+ 8OH -
2 CrO4
2-
+ 6e + 4H2O
3Br2 + 6e 6Br -
+
+
2 CrO2
-
+ 3Br2 + 8OH-
2CrO4
2-
+ 4H2O + 6Br-
+ 2Na+
+ 8 Na+
+ 4Na+
+ 6Na+
2NaCrO2 + 3Br2 + 8NaOH 2Na2CrO4 + 4H2O + 6NaBr

54. MENYEMPURNAKAN PERSAMAAN REDOKS
(MENGISI KOEFISIEN REAKSI)
Langkah-langkah :
 Tentukan unsur-unsur yang mengalami perubahan
bilok. Sertakan perubahan elektronnya.
 Kalikan dengan bilangan tertentu untuk
menyamakan jumlah elektron yang dilepas dan
yang ditangkap.
 Bilangan tersebut sebagai koefisien sementara.
 Setarakan jumlah atom-atom, terutama H dan O di
ruas kiri dan kanan.

55. MENYEMPURNAKAN PERSAMAAN REDOKS
(MENGISI KOEFISIEN REAKSI)
Cu + HNO3 Cu(NO3)2 + NO + H2O
Penyelesaian :
Cu Cu2+
+ 2e ) x3
N5+
+ 3e N2+
) x2
3Cu + 2HNO3 3Cu(NO3)2 + 2NO + H2O
3Cu + 8HNO3 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
+

56. MENYEMPURNAKAN PERSAMAAN REDOKS
(MENGISI KOEFISIEN REAKSI)
LATIHAN SOAL :
Isilah koefisien reaksi pada reaksi di bawah ini :
KMnO4 + H2SO4 + FeSO4 K2SO4 + MnSO4 + Fe2(SO4)3 + H2O
KMnO4 + H2SO4 + H2C2O4 K2SO4 + MnSO4 + CO2 + H2O
Catatan : pada reaksi pembakaran zat organik menghasilkan CO2
dan H2O. Bilangan oksidasi C pada CO2 adalah : +4. Tetapi
bilangan oksidasi C dalam zat organik kebanyakan kurang dari 4.
Misal pada H2C2O4. biloksC adalah +3