1. Pernahkah kalian melihat besi yang berkarat? Mengapa besi jika dibiarkan tanpa perlindungan lama
kelamaan terbentuk bintik-bintik merah pada permukaanya? Proses perkaratan logam merupakan contoh reaksi
reduksi yang terjadi di alam. Munculnya bintik-bintik merah (karat) pada logam disebabkan logam mengikat
oksigen dari udara dan air.
Oksigen bereaksi dengan banyak unsur membentuk senyawa yang disebut sebagai oksida. Pengertian oksidasi
dihubungkan dengan reaksi unsur atau senyawa dengan oksigen. Seiring dengan perkembangan kimia, istilah
oksidasi dan reduksi juga dikembangkan dan disempurnakan. Perkembangan konsep reaksi reduksi oksidasi
dibagi menjadi 3, yaitu :
1. Konsep reaksi redoks berdasarkan pelepasan dan pengikatan oksigen
2. Konsep reaksi redoks berdasarkan transfer elektron
3. Konsep reaksi redoks berdasarkan perubahan bilangan oksidasi
Pengertian Oksidasi dan Reduksi (Redoks)
Kata Kunci: redoks
Ditulis oleh Jim Clark pada 23-09-2004
Pengertian oksidasi dan reduksi disini lebih melihat dari segi transfer oksigen, hidrogen dan elektron. Disini
akan juga dijelaskan mengenai zat pengoksidasi (oksidator) dan zat pereduksi (reduktor).
Oksidasi dan reduksi dalam hal transfer oksigen
Dalam hal transfer oksigen, Oksidasi berarti mendapat oksigen, sedang Reduksi adalah kehilangan oksigen.
Sebagai contoh, reaksi dalam ekstraksi besi dari biji besi:
Karena reduksi dan oksidasi terjadi pada saat yang bersamaan, reaksi diatas disebut reaksi REDOKS.
Zat pengoksidasi dan zat pereduksi
Oksidator atau zat pengoksidasi adalah zat yang mengoksidasi zat lain. Pada contoh reaksi diatas,
besi(III)oksida merupakan oksidator.
Reduktor atau zat pereduksi adalah zat yang mereduksi zat lain. Dari reaksi di atas, yang merupakan reduktor
adalah karbon monooksida.
Jadi dapat disimpulkan:
oksidator adalah yang memberi oksigen kepada zat lain,
reduktor adalah yang mengambil oksigen dari zat lain
1

2. Oksidasi dan reduksi dalam hal transfer hidrogen
Definisi oksidasi dan reduksi dalam hal transfer hidrogen ini sudah lama dan kini tidak banyak digunakan.
Oksidasi berarti kehilangan hidrogen, reduksi berarti mendapat hidrogen.
Perhatikan bahwa yang terjadi adalah kebalikan dari definisi pada transfer oksigen.
Sebagai contoh, etanol dapat dioksidasi menjadi etanal:
Untuk memindahkan atau mengeluarkan hidrogen dari etanol diperlukan zat pengoksidasi (oksidator). Oksidator
yang umum digunakan adalah larutan kalium dikromat(IV) yang diasamkan dengan asam sulfat encer.
Etanal juga dapat direduksi menjadi etanol kembali dengan menambahkan hidrogen. Reduktor yang bisa
digunakan untuk reaksi reduksi ini adalah natrium tetrahidroborat, NaBH4. Secara sederhana, reaksi tersebut
dapat digambarkan sebagai berikut:
Zat pengoksidasi (oksidator) dan zat pereduksi (reduktor)
Zat pengoksidasi (oksidator) memberi oksigen kepada zat lain, atau memindahkan hidrogen dari zat
lain.
Zat pereduksi (reduktor) memindahkan oksigen dari zat lain, atau memberi hidrogen kepada zat lain.
Oksidasi dan reduksi dalam hal transfer elektron
Oksidasi berarti kehilangan elektron, dan reduksi berarti mendapat elektron.
Definisi ini sangat penting untuk diingat. Ada cara yang mudah untuk membantu anda mengingat definisi ini.
Dalam hal
Contoh sederhana
Reaksi redoks dalam hal transfer elektron:
Tembaga(II)oksida dan magnesium oksida keduanya bersifat ion. Sedang dalam bentuk logamnya tidak bersifat
ion. Jika reaksi ini ditulis ulang sebagai persamaan reaksi ion, ternyata ion oksida merupakan ion spektator (ion
penonton).
Jika anda perhatikan persamaan reaksi di atas, magnesium mereduksi iom tembaga(II) dengan memberi elektron
untuk menetralkan muatan tembaga(II).
Dapat dikatakan: magnesium adalah zat pereduksi (reduktor).
Sebaliknya, ion tembaga(II) memindahkan elektron dari magnesium untuk menghasilkan ion magnesium. Jadi,
ion tembaga(II) beraksi sebagai zat pengoksidasi (oksidator).
2

3. Memang agak membingungkan untuk mempelajari oksidasi dan reduksi dalam hal transfer elektron, sekaligus
mempelajari definisi zat pengoksidasi dan pereduksi dalam hal transfer elektron.
Dapat disimpulkan sebagai berikut, apa peran pengoksidasi dalam transfer elektron:
Zat pengoksidasi mengoksidasi zat lain.
Oksidasi berarti kehilangan elektron (OIL RIG).
Itu berarti zat pengoksidasi mengambil elektron dari zat lain.
Jadi suatu zat pengoksidasi harus mendapat elektron
Atau dapat disimpulkan sebagai berikut:
Suatu zat pengoksidasi mengoksidasi zat lain.
Itu berarti zat pengoksidasi harus direduksi.
Reduksi berarti mendapat elektron (OIL RIG).
Jadi suatu zat pengoksidasi harus mendapat elektron.
Suatu reaksi serah terima elektron dan reaksi yang disertai perubahan bilangan oksidasi disebut reaksi redoks
Contoh :
HNO3+ H2S ——> NO + S + H2O
+5 -2 +2 0 oksidasi(2)
reduksi (3)
1.2. OKSIDASI DAN REDUKSi
Reaksi oksidasi
Reaksi pengikatan oksigen
H2 + ½ O2 ——> H2O
Reaksi pelepasan elektron
HNO3+3H++3e ——> NO+H2O
Mengalami pertambahan BILOKS
H2S ——> S
-2 0
Reaksi reduksi
Reaksi pelepasan oksigen
H2O ——> H2 + O2
Reaksi penangkapan elektron
H2S ——> S+ 2H++2e
Mengalami pengurangan BILOKS
HNO3 ——> NO
+5 +2
3

4. 1.3. ATURAN BILANGAN OKSIDASI
1. Unsur bebas (misalnya H2, O2, N2, Fe, dan Cu) mempunyai bilangan oksidasi = 0
2. Umumnya unsur H mempunyai bilangan oksidasi = +1, kecuali dalamsenyawa hidrida, bilangan
oksidasi H = –1.Contoh:
o Bilangan oksidasi H dalam H2O, HCl, dan NH3 adalah +1
o Bilangan oksidasi H dalam LiH, NaH, dan CaH2 adalah –1
3. Umumnya unsur O mempunyai bilangan oksidasi = –2, kecuali dalamsenyawa peroksida, bilangan
oksidasi O = –1.Contoh:
o Bilangan oksidasi O dalam H2O, CaO, dan Na2O adalah –2
o Bilangan oksidasi O dalam H2O2, Na2O2 adalah –1
4. Unsur F selalu mempunyai bilangan oksidasi = –1.
5. Unsur logam mempunyai bilangan oksidasi selalu bertanda positif.Contoh:
o Golongan IA (logam alkali: Li, Na, K, Rb, dan Cs) bilangan oksidasinya = +1
o Golongan IIA (alkali tanah: Be, Mg, Ca, Sr, dan Ba) bilangan oksidasinya = +2
6. Bilangan oksidasi ion tunggal = muatannya. Contoh: Bilangan oksidasi Fe dalam ion Fe2+ adalah +2
7. Jumlah bilangan oksidasi unsur-unsur dalam senyawa = 0. Contoh : Dalam senyawa H2CO3 berlaku: 2
biloks H + 1 biloks C + 3 biloks O =0
8. Jumlah bilangan oksidasi unsur-unsur dalam ion poliatom = muatan ion. Dalam ion NH4+ berlaku 1
biloks N + 4 biloks H = + 1
1.4. PENYETARAAN REAKSI REDOKS
Reaksi redoks dapat disetarakan dengan cara langsung (cara bilangan oksidasi) atau cara setengah reaksi.
1.4.1. Cara Langsung (Bilangan Oksidasi)
Tentukan reaksi reduksi dan oksidasi
Tulis perubahan biloks yang terjadi
Samakan jumlah elektron yang dilepas dan diterima dengan menambahkan koefisien
Hitung jumlah muatan kiri dan kanan
Jika muatan kiri > kanan à tambahkan OH- pada ruas kiri
Jika muatan kiri < kanan à tambahkan H+ pada ruas kiri
Samakan jumlah H dengan menambahkan H2O pada ruas kanan
Contoh :
HNO3+ H2S——>NO + S + H2O
Penyelesaian
Langkah I
Menentukan unsur yang mengalami perubahan biloks , yaitu N dan S
langkah II
Harga biloks yang mengalami perubahan
HNO3+ H2S ——>O + S + H2O
+5 -2 +2 0
Langkah III
Unsur yang mengalami peristiwa reduksi dan oksidasi
4

5. HNO3+ H2S——>NO + S + H2O
+5 -2 +2 0 oksidasi(2)
reduksi (3)
Langkah IV
HNO3 dan NO dikalikan 2 sedangkan H2S dan S dikalikan 3 sehingga reaksinya menjadi :
2 HNO3+ 3H2S——>2NO + 3S + H2O
Langkah V
Penyetaraan jumlah atom yaitu Penambahan koefisien pada H2O agar jumlah atom H dan O sama di ruas kiri
dan kanan , maka jadi :
2 HNO3+ 3H2S——>2NO + 3S + 4H2O
1.4.2.Cara Setengah Reaksi
Pecahlah reaksi menjadi dua persamaan (reaksi reduksi dan reaksi oksidasi )
Penyetaraan setiap persamaan ½ reaksi
Menyetarakan atom O dan H dengan menambah koefisien
Menyetarakan jumlah atom O dengan menambah H2Odiruas yang kekurangan O
Menyetarakan jumlah atom H dengan menambah H+ diruas yang kekurangan H
Menyetarakan jumlah muatan dengan menambahkan elektron seruas dengan H+
Menyetarakan jumlah elektron pada kedua persamaan ½ reaksi
Menjumlahkan kedua persamaan setengah reaksi
Contoh Soal :
HNO3+ H2S——>NO + S + H2O
Penyelesaian
Langkah I
Buat reaksi oksidasi dan reduksi
Reduksi : HNO3——>NO
Oksidasi : H2S——>S
Langkah II
Penyetaraan jumlah atom dan jumlah muatan
HNO3+ 3H+ +3e——>NO + 2H2O (x2)
H2S——>S + 2H+ + 2e (x3)
Langkah III
Jumlahkan kedua setengah reaksi
2HNO3+ 6H+ + 6e——>2NO + 4H2O
3H2S——>3S + 6H+ + 6e
Menjadi, 2HNO3+3 H2S ——> 2NO +3 S + 4H2O
( prayoga wiguna, 2012, mkala rrx redoks. http://chayoy.blogspot.com/2012/04/makalah-redoks-reduksi-
oksidasi.html
Potensial Elektroda standar
5

6. Potensial elektroda tidak dapat diukur. Yang dapat diukur adalag beda potensial dari kedua
elektroda (dalam suatu sel).Untuk itu perlu suatu elektroda yang potensialnya diketahui dan ini tidak
ada. Oleh karena itu dipilih elektroda hidrogen standar sebagai pembanding, dengan konvensi bahwa
elektroda ini mempunyai potensial sama dengan nol.
Untuk mengetahui potensial dari suatu elektroda, maka disusun suatu sel yang terdiri dari
elektroda tersebut dipasangkan dengan elektroda hidrogen standar (Standard Hydrogen Electrode).
Potensial suatu elektroda didefinisikan sebagai potensial sel yang dibentuk dari elektroda tersebut
dengan elektroda hidrogen standar, dengan elektroda selalu bertindak sebagai katoda. Sebagai contoh
potensial elektroda Cu2+/Cu adalah untuk sel :
Karena pada adalah nol, maka :
Jika diperoleh Esel untuk sel diatas adalah 0,337 V, jadi . Nilai
potensial elektroda bukan nilai mutlak, melainkan relatif terhadap elektroda hidrogen. Karena potensial
elektroda dari elektroda didefinisikan dengan menggunakan sel dengan elektroda bertindak sebagai
katoda (ada di sebelah kanan pada notasi sel), maka potensial elektroda standar dari elektroda sesuai
dengan reaksi reduksi yang terjadi pada elektroda tersebut. Oleh karena itu semua potensial elektroda
standar adalah potensial reduksi.
Dari definisi , Kanan dan kiri disini hanya berhubungan dengan notasi
sel, tidak berhubungan dengan susunan fisik sel tersebut di laboratorium. Jadi yang diukur di
laboratorium dengan potensiometer adalah emf dari sel sebagai volta atau sel galvani, dengan emf > 0.
Sebagai contoh untuk sel yang terdiri dari elektroda seng dan elektroda hidrogen dari pengukuran
diketahui bahwa elektron mengalir dari seng melalui rangkaian luar ke elektroda hidrogen dengan emf
sel sebesar 0,762 V
6

7. Jika potensial elektroda berharga positif, artinya elektroda tersebut
lebih mudah mengalami reduksi daripada H+, dan jika potensial elektroda berharga negatif
artinya elektroda tersebut lebih sulit untuk mengalami reduksi dibandingkan denga H +.
Potensial elektroda seringkali disebut sebagai potensial elektroda tunggal, sebenarnya kata ini
tidak tepat karena kita tahu bahwa elektroda tunggal tidak dapat diukur.
Notasi Sel dan Potensial Sel
Notasi sel
Notasi sel digunakan untuk menggambarkan rangkaian sel volta dan reaksi redoks yang berlangsung
didalamnya. Secara umum, penulisan notasi sel volta menurut konvensi IUPAC adalah sebagai berikut.
Terdiri dari anode dan katode
Tanda ‫ ׀׀‬adalah jembatan garamuntuk memisahkan anode dan katode
Tanda ‫ ׀‬adalah batas fase untuk memisahkan anode dan katode
Tanda koma(,) digunakan untuk memisahkan spesi-spesi dalam fase yang sama
Elektrode anode terletak paling kiri dan elektrode katode paling kanan
Elektrode inert tidak ditulis.
Perhitungan Potensial sel
Kemampuan suatu elektrokimia untuk mendorong elektron mengalir melalui rangkaian luar disebut potensial sel
(Esel). Potensial sel Volta dapat ditentukan dengan melihat data potensial reduksi suatu elektroda yang biasa
disebut potensial elektroda (E0). Setiap atam memiliki harga potensial elektroda yang nilainya merupakan harga
relatif terhadap potensial elektroda atom hidrogen yang berharga 0 Volt. Oleh karena itu, potensial atom
hydrogen disebut juga potensial electrode standar. Jadi potensial elektroda standar adalah potensial elektroda
yang diukur pada keadaan standar, yaitu pada konsentarsi 1M atau tekanan gas 1 atm dan umumnya pada suhu
250C.
2H+ (1M) + 2e- H2(g): E0 = 0 Volt
Menurut perjanjian, setiap unsur yang mengalami reaksi reduksi dengan hidrogen (hidrogen mengalami
oksidasi), potensial reduksi unsur tersebut diberi tanda positif.
Untuk memudahkan, coba perhatikan data potensial reduksi beberapa logam yang terdapat pada tabel dibawah
ini:
Potensial reduksi standart
Hubungan antara potensial sel, energi bebas Gibbs dan konstanta kesetimbangan berhubungan langsung dalam
persamaan multi-bagian berikut:
G: energi bebas Gibbs
? G adalah perubahan Gibbs (gratis) energi untuk sistem dan? G ° adalah energi Gibbs perubahan untuk sistem
dalam kondisi standar (1 atm, 298K). Pada diagram energi,? G dapat direpresentasikan sebagai:
7

8. Dimana? G adalah perbedaan energi antara reaktan dan produk. Selain itu? G tidak dipengaruhi oleh faktor-
faktor eksternal yang mengubah kinetika reaksi. Sebagai contoh jika sebuah E (energi aktivasi) adalah untuk
menurunkan dengan adanya katalis atau energi kinetik dari molekul meningkat karena kenaikan temperatur,
nilai? G akan tetap sama.
E ° sel: Potensi your Standar
E ° sel adalah gaya gerak listrik (juga disebut sel tegangan atau potensial sel) antara dua sel setengah. Semakin
besar E ° sel reaksi semakin besar kekuatan pendorong elektron melalui sistem, semakin besar kemungkinan
reaksi akan melanjutkan (lebih spontan). E ° sel diukur dalam volt (V). Tegangan keseluruhan sel = potensial
setengah-sel dari reaksi reduksi + potensi setengah-sel dari reaksi oksidasi. Untuk mempermudah,
E sel = E + E reduksi oksidasi atau E sel = E + E katoda anoda
Potensi pengurangan oksidasi (kehilangan elektron) adalah negatif dari potensi potensi pengurangan (gain
elektron). Tabel Kebanyakan hanya merekam reduksi standar setengah-reaksi. Dengan kata lain, sebagian besar
tabel hanya mencatat potensial reduksi standar , sehingga untuk menemukan potensi oksidasi standar, cukup
membalikkan bernyanyi potensi reduksi standar.
* Catatan: Potensial reduksi lebih positif dari reaksi reduksi yang lebih spontan. Kami akan kembali spontanitas
kemudian dalam modul. Saat melihat sel tabel potensi pengurangan, sel tinggi adalah di atas meja, potensi yang
lebih tinggi memiliki sebagai agen pengoksidasi.
Perbedaan antara sel dan sel E E º
E º sel adalah sel potensial keadaan standar, yang berarti bahwa nilai ditentukan di bawah standar negara.
Menyatakan standar termasuk konsentrasi 1 molar (mol per liter) dan tekanan atmosfer dari 1. Serupa dengan
potensi sel keadaan standar, sel E º, sel E adalah non-standar negara potensial sel, yang berarti bahwa itu tidak
ditentukan di bawah konsentrasi 1 molar dan tekanan 1 atm. Keduanya terkait erat dalam arti bahwa potensi sel
standar yang digunakan untuk menghitung potensi untuk sel dalam banyak kasus.
Lain disederhanakan bentuk persamaan yang kita biasanya melihat:
atau dalam hal log basis 10, bukan logaritma natural (base e)
Kedua persamaan berlaku saat suhu 25 º C. Penyimpangan dari 25 º C memerlukan penggunaan persamaan asli.
Pada dasarnya, º E adalah E pada kondisi standar
Contoh
8

9. Apa nilai Ecell untuk sel volta di bawah ini:
Pt (s) | Fe 2 + (0,1 M), Fe 3 + (0,2 M) | | Ag + (0,1 M) | Ag (s)
E sel =?
Analisis:
Untuk menggunakan persamaan Nersnt, kita perlu membangun sel E o dan reaksi yang diagram sel sesuai
sehingga bentuk reaksi quotient (Q) dapat terungkap. Begitu kita telah menentukan bentuk persamaan Nernst,
kita bisa memasukkan konsentrasi spesies.
Memecahkan:
E o sel = E o katoda - E o anoda
= E o Ag / Ag - E o Fe 3 + / Fe 2 +
= 0.800V-0.771V = 0.029V
Sekarang untuk menentukan Ecell untuk reaksi Fe 2 + (0,1 M) + Ag + (1.0M) → Fe 3 + (0.20M) + Ag (s)
Gunakan persamaan Nernst
E_ {} = 0.029V sel - (0.0592V / 1) log [Fe 3 +] / [Fe 2 +] [Ag]
= 0.029V - 0.0592V * log [0,2] / [0,1] * [1,0]
= 0.011V
K: The Constant Equilibrium
K adalah konstanta kesetimbangan reaksi dan diberikan oleh quotient reaksi:
Hubungan Antara Tiga
Hubungan antara? G, K, dan E ° sel dapat diwakili oleh diagram berikut.
dimana
R = 8,314 J mol C -1
T = Temp di K
9

10. n = mol e - dari reaksi redoks yang seimbang
F = s Faraday konstan = 96.485 C / mol
E ° sel dapat dihitung dengan menggunakan rumus berikut:
E ° sel = E ° (katoda) - E ° (anoda) = E ° (Pengurangan) - E ° (Oksidasi)
Contoh
Pertanyaan Cari E ° sel untuk reaksi setengah-berikut digabungkan
Larutan
1. Tentukan katoda dan anoda dalam reaksi
Zn (s) ↔ Zn 2 + (aq) + 2e - Anoda, Oksidasi (sejak Zn (s)
menyatakan peningkatan oksidasi 0-2)
Cu 2 + (aq) + 2e - Cu ↔ (s) Katoda, Pengurangan (sejak Cu 2 +
(aq) menurunkan tingkat oksidasi 2-0)
2. Tentukan nilai E ° sel menggunakan tabel reduksi potensial standar
Zn (s) ↔ Zn 2 + (aq) + 2e - 0.763
Cu 2 + (aq) + 2e - Cu ↔ (s) 0,340
3. Gunakan E ° sel = E ° katoda - E ° anoda
= 0.340 - (-0,763)
= 1,103 V
Masalah
1. Cari E ° sel untuk 2BR - (aq) + I 2 (s) ↔ Br 2 (s) + 2I - (aq)
2. Cari ° E untuk Sn (s) ↔ Sn 2 + (aq) + 2e -
3. Cari E ° sel untuk Zn (s) | Zn 2 + (aq) | | Cr 3 + (aq), Cr 2 + (aq)
(Lihat kunci jawaban untuk solusi)
* Jika nilai E ° reaksi negatif, maka reaksi TIDAK spontan dan oleh karena reaksi reverse terjadi
dan elektron yang mengalir dalam arah yang berlawanan.
* Nilai-nilai ini ditabulasikan dalam tabel potensial reduksi standar.
10

11. Ringkasan Tabel
o
E sel Delta G Q & K Hubungan Reaksi Arah Spontanitas (seperti yang tertulis)
>0 - Q <K Depan Spontan
<0 + Q> K Terbelakang Non-spontan
=0 =0 Q=K Reaksi ada N/A
Contoh Masalah
Contoh
Menggunakan? G =-RTlnK
Pertanyaan:
Mengingat K = 2.81x10 -16 untuk reaksi berikut Cu 2 + (aq) + Ag (s) ↔ Cu (s) + 2Ag +, temukan? G.
Solusi:
Gunakan rumus berikut: =? G-RTlnK
= 8,314 x 298 x ln (2.81x10 -16) =-8.87x10 5
= 8,871 kJ
Contoh
Menggunakan? G =-NFE sel °
Pertanyaan:
Cari? G untuk reaksi berikut:
2AL (s) +3 Br 2 (l) ↔ 2AL 3 + (aq, 1M) + 6Br - (aq, 1M)
Solusi:
Langkah 1: Pisahkan reaksi menjadi dua reaksi setengah
2AL (s) ↔ 2AL 3 + (aq)
3br 2 (l) ↔ 6Br - (aq, 1M)
Langkah 2: Seimbangkan persamaan setengah menggunakan O, H, dan biaya dengan
menggunakan e-
2AL (s) ↔ 2AL 3 + (aq) +6 e -
6e - + 3br 2 (l) ↔ 6Br - (aq)
11

12. Langkah 3: Dari reaksi setengah seimbang, kita dapat menyimpulkan jumlah mol e - untuk
digunakan nanti dalam perhitungan? G.
Tentukan nilai E ° menggunakan potensial reduksi standar, menggunakan E ° sel tabel.
2AL 2 (s) ↔ Al 3 + (aq) +6 e--1.676V
3br 2 (l) + 6e - ↔ 6Br - (aq) 1,065 V
Langkah 4: Tentukan E ° sel = E ° katoda - E ° anoda.
= 1,065 - (-1,676)
= 2,741 V
Langkah 5: Setelah E ° sel telah dihitung dan jumlah mol elektron telah ditentukan, kita dapat
menggunakan? G =-NFE sel °
= (-6 Mol e -) (96.458 C / mol e -) (2,741 V)
=-1586kJ
persamaan nernst
Persamaan Nernst dan Sel Konsentrasi
Persamaan Nernst
Potensial sel non standar dapat dihitung dengan persamaan Nernst sebagai berikut
Eo adalah potensial elektroda normal (potensial elektroda semua zat dalam reaksi sel dalam keadaan standar), n
jumlah elektron yang terlibat dalam reaksi, sedangkan oks dan red masing-masing menyatakan konsentrasi
partikel hasil oksidasi dan konsentrasi partikel hasil reduksi.
Sel Konsentrasi
Pada sel konsentrasi digunakan dua elektrode yang sama namun konsentrasi larutannya yang berbeda. Elektrode
dalam larutan pekat merupakan katode (tempat terjadinya reaksi reduksi) sedangkan elektrode dalam larutan
encer merupakan anode (tempat terjadinya reaksi oksidasi). Misalnya untuk
Zn | Zn2+(10-3 M) || Zn 2+(10-1 M) | Zn
Maka untuk reaksi di atas yang mengalami reduksi adalah Zn 2+(10-1 M) karena lebih pekat daripada Zn2+(10-
3 M) sedangkan Zn yang mengalami oksidasi. Untuk penggunaan rumus sama dengan persamaan Nernst, yaitu
Dalam elektrokimia, persamaan Nernst adalah persamaan yang dapat digunakan (dalam hubungannya dengan
informasi lainnya) untuk menentukan potensial kesetimbangan reduksi dari sel-setengah dalam sel elektrokimia.
Hal ini juga dapat digunakan untuk menentukan tegangan total (gaya elektro) untuk sel elektrokimia penuh. Hal
ini dinamai setelah fisik kimiawan Jerman yang pertama kali dirumuskan itu, Walther Nernst [1] [2].
Isi
[Hide]
* 1 Ekspresi
* 2 Nernst potensi
* 3 Penurunan
o 3.1 Menggunakan faktor Boltzmann
o entropi 3.2 Menggunakan dan energi Gibbs
* 4 Hubungan dengan keseimbangan
* 5 Keterbatasan
* 6 Lihat juga
12

13. * 7 Referensi
* 8 Pranala luar
[Sunting] Ekspresi
Kedua (akhirnya setara) persamaan untuk kedua kasus (setengah-sel, sel penuh) adalah sebagai berikut:
E_ text {merah} = e ^ { ominus} _ text {merah} - frac {RT} {zF} ln frac {a_ text {Red}} {a_ text
{}} Ox (setengah -sel potensial reduksi)
E_ text {sel} = E ^ { ominus} _ text {sel} - frac {RT} {zF} ln Q (potensial sel total)
mana
* Ered adalah pengurangan setengah-sel potensial pada suhu kepentingan
* Eored adalah setengah-sel potensial reduksi standar
* Ecell adalah potensial sel (gaya gerak listrik)
* Eocell adalah potensial sel standar pada suhu kepentingan
* R adalah konstanta gas universal: R = 8,314 472 (15) J K-1 mol-1
T * adalah temperatur absolut
* Adalah aktivitas kimia untuk spesies yang relevan, di mana aRed merupakan reduktor dan AOX adalah
oksidan. AX = γXcX, di mana γX adalah koefisien aktivitas spesies X. (Sejak koefisien aktivitas cenderung
kesatuan pada konsentrasi rendah, kegiatan di persamaan Nernst sering diganti dengan konsentrasi sederhana.)
F * adalah, Faraday konstan jumlah coulomb per mol elektron: F = 9,648 533 99 (24) × 104 C mol-1
* Z adalah jumlah mol elektron yang ditransfer dalam reaksi sel atau setengah reaksi
* Q adalah hasil bagi reaksi.
Pada suhu kamar (25 ° C), RT / F mungkin akan diperlakukan seperti konstan dan digantikan oleh 25,693 mV
untuk sel.
Persamaan Nernst sering dinyatakan dalam logaritma basis 10 (yaitu, logaritma umum) daripada logaritma
alami, dalam hal ini ditulis, untuk sel pada 25 ° C:
E = E ^ 0 - frac {0,05916 mbox {V}} {z} log_ {10} frac {a_ text {Red}} {a_ text {}} Ox.
Persamaan Nernst digunakan dalam fisiologi untuk menemukan potensi listrik dari membran sel yang berkaitan
dengan satu jenis ion.
[Sunting] Nernst potensi
Artikel utama: potensi Pembalikan
Persamaan Nernst memiliki aplikasi fisiologis ketika digunakan untuk menghitung potensi dari suatu ion biaya z
melintasi membran. Potensi ini ditentukan dengan konsentrasi ion baik di dalam maupun di luar sel:
E = frac {z} {RT F} ln frac {[ text {ion luar sel }]}{[ text {ion di dalam sel}]} = 2,303 frac {z} {RT F}
log_ {10} frac {[ text {ion luar sel }]}{[ text {ion di dalam sel}]}.
Ketika membran berada dalam kesetimbangan termodinamika (yaitu, tidak ada fluks bersih ion), potensi
membran harus sama dengan potensi Nernst. Namun, dalam fisiologi, karena pompa ion aktif, dalam dan luar
sel tidak dalam ekuilibrium. Dalam hal ini, potensi istirahat dapat ditentukan dari persamaan Goldman:
E_ {m} = frac {RT} {F} ln { left ( frac { sum_ {i} ^ {N} P_ {M ^{+}_{ i}} [M ^{+}_ {i}] _ mathrm
{keluar} + sum_ {j} ^ {M} P_ {A j ^{-}_{}} [A _] ^{-}_{ j} mathrm {di}} { sum_ {i} ^ {N} P_ {M
^{+}_{ i}} [M ^{+}_{ i}] _ mathrm {di} + sum_ {j} ^ {M} P_ {A ^{-}_{ j}} [A ^{-}_{ j}] _ mathrm
13

14. {keluar}} right)}
* Em = Potensi membran (dalam volt, setara dengan joule per coulomb)
* Pion = permeabilitas untuk ion yang (dalam meter per detik)
* [Ion] keluar = konsentrasi ion ekstraselular itu (dalam mol per meter kubik, untuk mencocokkan SI unit lain,
meskipun unit sangat tidak penting, sebagai istilah konsentrasi ion menjadi rasio berdimensi)
* [Ion] di = konsentrasi intraseluler dari ion (dalam mol per meter kubik)
* R = konstanta gas ideal (joule per kelvin per mol)
* T = Suhu dalam Kelvin
* F = konstanta Faraday (coulomb per mol)
Potensi di membran sel yang persis menentang difusi bersih setelah dikurangi dengan ion tertentu melalui
membran disebut Nernst potensi ion itu. Seperti yang terlihat di atas, besarnya potensi Nernst ditentukan oleh
rasio konsentrasi ion yang spesifik pada kedua sisi membran. Semakin besar rasio ini semakin besar
kecenderungan ion untuk berdifusi dalam satu arah, dan karena itu semakin besar potensi Nernst diperlukan
untuk mencegah difusi.
[Sunting] Penurunan
[Sunting] Menggunakan faktor Boltzmann
Untuk mempermudah, kami akan mempertimbangkan solusi dari molekul redoks-aktif yang mengalami reaksi
reversibel satu-elektron
Text {Ox} + e ^ - rightleftharpoons text {Red} ,
dan yang berpotensi standar nol. Nakan kimia yang potensial dari solusi ini adalah perbedaan antara hambatan
energi untuk mengambil elektron dari dan untuk memberikan elektron pada elektroda kerja yang potensial
elektrokimia pengaturan solusi itu.(nizz G Sukarya, 2010, peesamaan nerst,
http://nizzgsukarya.blogspot.com/2010_12_21_archive.html
Reaksi Redoks
Kata Kunci: bilangan oksidasi logam, mekanisme koordinasi dalam, mekanisme koordinasi luar, Reaksi
Redoks, reaksi senyawa, transfer elektron
Ditulis oleh Taro Saito pada 08-12-2009
Bilangan oksidasi logam dalam senyawa logam transisi dapat bervariasi dari rendah ke tinggi. Bilangan oksidasi
ini dapat berubah dengan reaksi redoks. Akibat hal ini, jarak ikatan dan sudut ikatan antara logam dan unsur
yang terkoordinasi, atau antar logam, berubah dan pada saat tertentu keseluruhan struktur kompleks dapat
terdistorsi secara dramatik atau bahkan senyawanya dapat terdekomposisi.
Reaksi senyawa logam transisi dengan berbagai bahan oksidator atau reduktor juga sangat penting dari sudut
pandang sintesis. Khususnya, reaksi reduksi digunakan dalam preparasi senyawa organologam, misalnya
senyawa kluster atau karbonil logam.
Sementara itu, studi transfer elektron antar kompleks, khususnya reaksi redoks senyawa kompleks logam
transisi telah berkembang. Taube mendapat hadiah Nobel (1983) untuk studi reaksi transfer elektron dalam
kompleks logam transisi dan mengklasifikasikan reaksi ini dalam dua mekanisme. Mekanisme transfer elektron
dengan ligan jembatan digunakan bersama antara dua logam disebut dengan mekanisme koordinasi dalam,
dan mekanisme reaksi yang melibatkan transfer langsung antar logam tanpa ligan jembatan disebut mekanisme
koordinasi luar.
Mekanisme koordinasi dalam bila [CoCl(NH3)5]2+ direduksi dengan [Cr(OH2)6]2+, suatu kompleks senyawa
antara, [(NH3)5Co-Cl-Cr(OH2)5]4+, terbentuk dengan atom khlor membentuk jembatan antara kobal dan
khromium. Sebagai akibat transfer elektron antara khromium ke kobalmelalui khlor, terbentuk [Co(NH 3)5Cl]+,
dengan kobal direduksi dari trivalen menjadi divalen, dan [Cr(OH 2)6]3+, dengan khromium dioksidasi dari
14

15. divalen menjadi trivalen. Reaksi seperti ini adalah jenis reaksi redoks melalui mekanisme koordinasi dalam.
Anion selain halogen yang cocok untuk pembentukan jembatan semacam ini adalah SCN-, N3-, CN-,dsb.
Mekanisme koordinasi luar. Bila [Fe(phen)3]3+ (phen adalah ortofenantrolin) direduksi dengan [Fe(CN) 6]4- ,
tidak ada jembatan ligan antar logam dan elektron berpindah dari HOMO Fe(II) ke LUMO Fe(III) dalam waktu
yang sangat singkat dan kontak langsung antar dua kompleks. Akibat transfer elektron ini, terbentuk
[Fe(phen)3]2+ dan [Fe(CN)6]3-. Reaksi seperti ini adalah reaksi redoks melalui mekanisme koordinasi luar, dan
karakteristik sistem kompleks yang memiliki laju substitusi ligan yang sangat lambat dibandingkan dengan laju
transfer elektron, khususnya dalam sistem yang memiliki ligan yang sama tetapi bilangan oksidasi yang
berbeda, [Fe(CN)6]3- dan [Fe(CN)6]4- yang memiliki laju transfer elektron yang besar. R. A. Marcus
mendapatkan hadiah Nobel (1992) untuk studi mekanisme transfer elektron koordinasi luar ini.chem-is-try.org,
2009, http://www.chem-is-try.org/materi_kimia/kimia-anorganik-universitas/kimia-logam-transisi/reaksi-
redoks/
 14. 4. REAKSI DISPROPORSIONASI DAN KOMPROPORSIONASI REAKSI DISPROPOSIONASI
adalahreaksi reduksi sekaligus reaksi oksidasi yangterjadi dalam suatu zat. 0 +1 -1Contoh: 2Cl2(g) + 2H2O(l)
2HClO(aq) + 2HCl(g) 0 +1 -1 oksidasi reduksiPada reaksi ini biloks klorin berubah dari 0menjadi (+1) dalam
HClO dan (-1) dalam HCl
 15. REAKSI KOMPROPORSIONASI adalahkebalikan dari reaksi Disproporsionasi, yaitureaksi redoks
dimana hasil reduksi danoksidasinya sama. Contoh: 2H2S + SO2 3S + 2H2O -2 +4 0 Oksidasi Reduksi
Reaksi Disproporsionasi Dan Konproporsionasi
Reaksi autoredoks atau disproporsionasi adalah reaksi redoks yang oksidator dan reduktornya merupakan zat
yang sama. Jadi, sebagian dari zat itu mengalami oksidasi dan sebagian lagi mengalami reduksi.
Contoh :
Sebagian dari gas klorin (Cl2) (biloks = 0) mengalami reduksi menjadi NaCl (biloks = -1) dan sebagian lagi
mengalami oksidasi menjadi NaClO ( biloks = +1).
Reaksi konproporsionasi merupakan kebalikan dari reaksi disproporsionasi, yaitu reaksi redoks dimana hasil
reduksi dan oksidasinya sama.
Contoh :
Pada reaksi tersebut hasil reduksi dan oksidasinya merupakan zat yang sama, yaitu belerang (S). Reaksi
Autoredoks (Reaksi Disproporsionasi)
Mungkinkah dalam satu reaksi, suatu unsur mengalami reaksi reduksidan oksidasi sekaligus? Satu unsur dalam
suatu reaksi mungkin saja mengalami reaksi reduksi dan oksidasi sekaligus. Hal ini karena ada unsur yang
mempunyai bilangan oksidasi lebih dari satu jenis.Reaksi redoks di mana satu unsur mengalami reaksi reduksi
dan oksidasi sekaligus disebut reaksi autoredoks (reaksi disproporsionasi).
15

16. Contoh:
contoh
Apakah reaksi berikut termasuk reaksi autoredoks atau bukan? Jelaskan!2 H 2S + SO2-> 3S + 2 H2O
Jawab:
Perubahan bilangan oksidasi unsur-unsur pada reaksi tersebut sebagai berikut.
Pada reaksi tersebut, H2S berfungsi sebagai reduktor sedangkan SO2 berfungsi sebagaioksidator, sehingga
reaksi tersebut termasuk autoredoks.
Contoh :
I2 + NaOH -> NaI + NaIO3 + H2O
REAKSI DISPROPORSIONASI
Reaksi disproporsionasi adalah reaksi redoks dimana
hanya satu jenis atom mengalami reaksi reduksi dan
oksidasi sekaligus (yang bilangan oksidasinya berubah)
Contoh:
Cl2 + KOH → KClO3 + KCl + H2O
0 +5 -1
Oks
Reduksi
H2O2(l) →H2O(l) + O2(g)
Biloks atom O dalam H2O2 adalah –1 (aturan c.3). Setelah terurai berubah menjadi –2 (dalam H2O) dan 0 dalam
(O2). Persamaan kerangkany
16

17. Frost-Ebsworth diagram.
Frost-Ebsworth diagram adalah representasi grafis dari stabilitas oksidasi yang berbeda. ΔG0-atau-ΔG0 / F nilai
yang diplot terhadap N (keadaan oksidasi). Ingatlah bahwa-ΔG0 / F = zE0. Sebuah diagram Frost-Ebsworth
dapat dibangun dari diagram Latimer pencocokan, hal ini dilakukan dengan langkah-demi-langkah perhitungan
nilai berikutnya, dengan set pertama pada 0, misalnya E0 untuk Mn ke Mn2 + adalah-2.38V, dan dari Mn2 + ke
Mn3 + E0 adalah 1.54V:-ΔG0 / F = zE0 = 1 • 1,54, dan 1,54 -2.38 + = -0.84 → Mn3 + =-0.84V.
Beberapa kesimpulan yang dapat ditarik dari diagram:
- Titik terendah dalam diagram merupakan yang paling (termodinamika) negara stabil.
- Spesies arah atas-kanan diagram adalah oksidasi yang kuat.
- Bertentangan dengan diagram Latimer, nilai di sini dapat ditambahkan.
- Dalam Housecroft Frost-Ebsworth diagram pergi dari kiri ke kanan merupakan oksidasi, dan E0 menyertainya
dapat dihitung. Misalnya: Mn (s) ↔ Mn2 + (aq) + 2e-, sehingga E0 = E0red - E0ox = zE0 / z = - (-2.38 / 2) =
1.19V.
- "Convex poin" adalah titik-titik yang terletak di atas garis yang ditarik antara titik tetangga, spesies pada titik-
titik ini tidak stabil sehubungan dengan spesies tetangga, dan dengan demikian akan tidak proporsional (lihat
gambar reaksi).
- Sebaliknya, "cekung poin" (yang terletak di bawah baris ini), adalah stabil sehubungan dengan
disproporsionasi.
7 6: Frost-Ebsworth diagram.
0 atau-0?
Frost-Ebsworth diagram adalah representasi grafis dari stabilitas oksidasi yang berbeda. -? G G / F nilai
bahwa-0? 0
yang diplot terhadap N (keadaan oksidasi). Ingatlah G / F = ze. Sebuah diagram Frost-Ebsworth dapat
dibangun dari diagram Latimer yang cocok, hal ini dilakukan dengan langkah-demi-langkah perhitungan nilai
berikutnya, dengan set pertama pada 0, misalnya E 0 untuk Mn ke Mn 2 + adalah - 2 .38 V , dan dari Mn 2 + untuk
Mn 3 + E 0 adalah 1.54V: 0-? G / F = Ze 0 = 1 · 1,54, dan 1,54 -2.38 = -0.84 → Mn 3 + =-0.84V +.
Beberapa kesimpulan yang dapat ditarik dari diagram:
- Titik terendah dalam diagram merupakan yang paling (termodinamika) negara stabil.
- Spesies arah atas-kanan diagram adalah oksidasi yang kuat.
- Bertentangan dengan diagram Latimer, nilai di sini dapat ditambahkan.
- Dalam Housecroft Frost-Ebsworth diagram pergi dari kiri ke kanan merupakan oksidasi, dan E yang
menyertainya 0 dapat dihitung. Misalnya: Mn (s) ↔ Mn 2 + (aq) + 2e -, sehingga E = 0 E 0 red - E 0 ox = 0
ze / z = - (-2.38 / 2) = 1.19V.
- "Convex poin" adalah titik-titik yang terletak di atas garis yang ditarik antara titik tetangga, spesies
pada titik-titik ini tidak stabil sehubungan dengan spesies tetangga, dan dengan demikian akan tidak
proporsional (lihat gambar reaksi).
- Sebaliknya, "cekung poin" (yang terletak di bawah baris ini), adalah stabil sehubungan dengan
disproporsionasi.
17