Tiga kalimat ringkasan dokumen tersebut adalah: Dokumen tersebut membahas tentang reaksi redoks dan elektrokimia, mulai dari pengertian reaksi oksidasi dan reduksi, oksidator dan reduktor, bilangan oksidasi, penyetaraan persamaan redoks, dan jenis-jenis sel elektrokimia seperti sel galvanik dan sel elektrolisis.

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 3+ + 3e
Al
Reaksi oksidasi Alumunium :


Al
O2 + 4e
4 Al + 3 O2
Al 3+ + 3e
2O2-
) x4 (oksidasi)
) x 3 (reduksi)
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 :
Mn bervalensi +7
KMNO4
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
MnO4
5
Mn2+
MnO4-
3
1
2
4
2
6
2
MnO2
NO 3
SO4
2-
O2
ClOCrO72PbO2
NO2
SO2
2O2Cl2Cr3+
Pb2+
Kondisi
reaksi
Larutan asam
Netral /basa
Asam pekat
Asam pekat
Larutan asam

7. OKSIDATOR DAN REDUKTOR
Tabel Reduktor
Reduktor
NO2
S2SO32Fe2+
Sn2+
Cu
Cl2
2I
-
Elektron
yang
dilepas
2
2
6
1
2
2
2
2
Setelah
reaksi
Kondisi
reaksi
NO3
S
SO2
Fe3+
Sn4+
Cu2+
2ClOI2
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
Bilangan oksidasi K2Cr2O7 = 0
2. K2Cr2O7
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 :
4K +
O2
→
2 K2O
P4
+
6I2
→
4PI3
Ba
+
Cl2
→
BaCl2

11. 2. Logam dalam senyawa biloksnya selalu positif
(+)
Contoh :
2K + Cl2 →
2KCl
K = +1
Mg + Cl2 →
MgCl2
Mg =+2
3Fe + 3Cl2 → 3FeCl2 Fe = +2
2Fe + 3Cl2 →
2FeCl3 Fe = +3

12. 3. Hidrogen dalam senyawa biloksnya = +1
Kecuali : bersenyawa langsung
dengan logam, hidrogen = -1
Contoh :
2H2 + O2
H2 + 2K
→
2H2O H=+1
→ 2KH
H2 + Mg → MgH2
H=-1
H=-1

13. 4. Oksigen dalam senyawa biloksnya=-2
Kecuali : a. peroksida = -1
b. superoksida = -1/2
c. OF2 = +2
Contoh :
2H2 + O2 → 2H2O
H2 + O2
K + O2
O=-2
→ H2O2 O=-1
→ KO2 O=-1/2

14. 5. Biloks ion = muatannya
a. monoatomik
b. poliatomik
Contoh :
O2- = -2
Na+ = +1
Cl- = -1
NH4+ = +1
NO3- = -1
Al3+ = +3
Cr2O72- = -2
SO42- = -2

15. 6. Total biloks senyawa = 0
Contoh :
KClO4 = 0
MnO2 = 0
H2SO4 = 0
H2O = 0
KO2 = 0

16. CONTOH SOAL:
1. Tentukan biloks Cl dalam senyawa
KClO4
Jawab :
1K + 1Cl + 4O = 0
1(+1) + 1(Cl) + 4(-2) = 0
+1 + Cl - 8 = 0
Cl = +7

17. 2. Tentukan biloks Cr dalam senyawa
Cr2O72-
Jawab :
2Cr + 7O = -2
2(Cr) + 7(-2) = -2
2Cr - 14 = -2
2Cr = +12
Cr = +6

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

19. Contoh:
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

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

21. 8 Al
+ 3 NO3- → 8 AlO2- + 3NH3
+ 5 OH+ 2 H2O
8Al + 3NO3- + 5OH- + 2H2O
→
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:
oksidasi : I- → I2
reduksi : MnO4- → MnO2
Langkah 2:
oksidasi : 2 I- → I2
reduksi : MnO4- → MnO2 + 4 OH-

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

25. Langkah 5:
6I- + 2MnO4- +4 H2O →
3 I2 +2MnO2 + 8OHReaksi Lengkap:
6KI + 2KMnO4 + 4H2O →
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+ + 1e ) x2
K
Cl2 + 2e
2Cl-
) x1
+
2K
Cl2 + 2e
2K + Cl2
2K + 2e
2 Cl+
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. Daniell
Contoh Sel Galvanik di samping:
Dalam gambar
 Sel
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
Li
K
B
a
Ca
Na
M
g
Al
Zn
Cr
F
e
Ni
Si
P
b
(H)
Cu Hg
A
g
Pt
Au
ke kanan, mudah direduksi sukar dioksidasi
 Makin ke kiri, mudah dioksidasi sukar direduksi
 Makin

37. Kering atau Sel Leclance
Macam-macam Sel Volta
 Sel
katoda: karbon ; anoda: Zn
 Elektrolit : Campuran berupa pasta yaitu MnO 2 + 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 (SO42-,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
dari sel elektrokimia sehingga oksidasi terjadi

datang
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 INERT
ELEKTRODA
ELEKTRODA ACUAN
LABORATORIUM

42. Jenis –jenis Elektroda
A. 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
Reaksi keseluruhan :
½ H2 + ½ Hg2Cl2 (s)


Hg + Cl-
H+ + Cl- + Hg
Emf pada keadaan standar 0,337 Volt (Eo = 0,337 V)
Jika digunakan KCl jenuh pada 250C 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.
Ag|AgCl (s)|Cl‑ (1m)

Jika di set elektroda ini dengan elektroda hidrogen pada
25 C memberikan emf 0,22233 Volt:
o
Pt, H 2 bar)| H (1 m)|| Cl (1m) | AgCl (s)|Ag
(1
+
‑
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.

45. 4. Potential Elektroda
Potensial 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
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

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]

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
)x3
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-
3Cu + 8HNO3
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 zatzat yang bereaksi
?
Contoh : NaCrO2 + Br2 + NaOH
Diketahui : CrO2-
CrO42-
Br2
Br-
Penyelesaian :
CrO2Br2 + 2e
CrO42- + 3e
2Br -

53. PENYETARAAN PERSAMAAN REDOKS
CrO2- + 4OH Br2 + 2e
CrO42- + 3e + 2H2O ) x 2
2Br - ) x3
+
2CrO2- + 8OH 3Br2 + 6e
2 CrO42- + 6e + 4H2O
6Br +
2 CrO2- + 3Br2 + 8OH+ 2Na+
+ 8 Na+
2NaCrO2 + 3Br2 + 8NaOH
2CrO42- + 4H2O + 6Br+ 4Na+
+ 6Na+
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
KMnO4 + H2SO4 + H2C2O4
K2SO4 + MnSO4 + Fe2(SO4)3 + H2O
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