Dokumen tersebut membahas tentang redoks (reduksi-oksidasi) yang merupakan transfer elektron antara dua spesies kimiawi. Redoks melibatkan reaksi redusi dan oksidasi, di mana reduksi adalah proses menerima elektron sedangkan oksidasi adalah melepaskan elektron. Dokumen tersebut juga membahas metode penyelesaian persamaan reaksi redoks dan contoh penerapannya pada sel volta.

1. REDOKS
(REDUKSI-OKSIDASI)
Dharul Handri P.
Febriana Sukamto P.
Triana Agustina
Oktaviani Harlita

2. A. Pengertian REDOKS
Reduksi
Redoks
Oksidasi
transfer elektron.

3. 1. Reduksi
menerima elektron
2. Oksidasi
melepaskan elektron
• Terdapat aturan batasan bilangan oksidasi sebagai berikut:
a. Bilangan oksidasi untuk setiap atom unsur adalah nol
b. Bilangan oksidasi ion monoatomik adalah sama dengan muatan ion yang
bersangkutan
c. Jumlah aljabar bilangan oksidasi suatu spesies poliatomik netral adalah nol,
dan suatu speies ion poliatomik sama dengan muatan ion yang bersangkutan
d. Dalam suatu senyawa unsur yang lebih elektronegatif mempunyai bilangan
oksidasi negatif dan unsur yang lebih elektropositif mempunyai bilangan
oksidasi positif.

4. Example :
2 K(s) + Cl2(g) 2 KCl(s)
K  K+ + e-
Cl + e-  Cl
Oksidasi
Reduksi
REDOKS

5. PENYETARAAN
PERSAMAAN
REAKSI REDOKS
Metode Biloks
Metode ionelektron

6. Metode Bilangan Oksidasi
• 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
Suasana Basa

7. Penyelesaian
Reaksi dalam suasana basa (OH-)
Langkah ke- 1 : Al + NO3-  AlO2Langkah ke-2 :
Al
+

NO3-
+
NH3
AlO2- +
NH3
(-2).3
0
Langkah ke-3 :
Al
0
(-2) .2
+5
+
NO3-
+3

(+1).3
-3
NH3
+3
+5
AlO2- +
-3
∆ biloks = +5 – (-3) = 8
∆ biloks = +3 – 0 = 3

8. 
Langkah ke -4 :
8 Al
+ 3NO3-
Langkah ke -5 :
8 Al
+
Langkah ke -6 :
8 Al
+ 3 NO3- + 5 OH-  8 AlO2- + 3 NH3
3 NO3-

AlO2-
+
NH3
8 AlO2- + 3 NH3
Langkah ke -7 :
8 Al
+ 3 NO3- +
5 OH- + 2 H2O 
8 AlO2- + 3 NH3

9. Metode Bilangan Oksidasi
• Tuliskan persamaan reaksi ion yang terjadi
antara Fe2+ dan Cr2O7 2- dalam suasana asam
dengan cara perubahan biloks jika diketahui
perubahan yang terjadi Fe2+ / Fe3+ dan Cr2O7 2/Cr3+
Suasana Asam

10. Penyelesaian
Reaksi dalam suasana asam (H+)
Langkah ke- 1 : Fe2+ + Cr2O7 2- 
Langkah ke-2 :
Fe2+
+
Cr2O7 2- 
Fe3+
+
Cr3+
Fe3+
+
Cr3+
(-2).7
+2
Langkah ke-3 :
+12/2 = +6
Fe2+
+2
+ Cr2O7 2- 
+6
+3
Fe3+
+3
+3
+
Cr3+
+3
∆ biloks 1 Cr = +6 – 3= 3
∆ biloks 2 Cr = 2 x 3= 6
∆ biloks = +3 – 2 = 1

11. + Cr2O7 2- 
Langkah ke -4 :
6 Fe2+
Langkah ke -5 :
6 Fe2+ + Cr2O7 2- 
Langkah ke -6 :
6 Fe2+ + Cr2O7 2- + 14 H+
Fe3+
+
6 Fe3+ + 2 Cr3+

6 Fe3+
Langkah ke -7 :
6 Fe2+ + Cr2O7 2- + 14 H+

6 Fe3+ +
Cr3+
2 Cr3+ + 7 H2O
+ 2 Cr3+

12. Metode Ion- Elektron
• Tuliskan persamaan reaksi ion yang terjadi antara KMn04
dengan HCl jika yang diketahui perubahan yang terjadi MnO4- /
Mn2+ dan Cl- / Cl2
Reaksi dalam suasana asam (HCl)

13. Penyelesaian
Reaksi dalam suasana asam (HCl)
• Langkah ke- 1
Cl2

Oksidasi : ClReduksi : MnO4-  Mn2+
• Langkah ke- 2
Oksidasi : 2 Cl-  Cl2
Reduksi : MnO4-  Mn2+
• Langkah ke -3
Cl2

Oksidasi : 2 ClReduksi : MnO4- + 8 H+  Mn2+ +
4 H2O

14. • Langkah ke- 4
Oksidasi : 2 Cl-  Cl2 + 2eReduksi : MnO4- + 8 H+ + 5e-  Mn2+ + 4 H2O
• Langkah ke- 5
Oksidasi : ( 2 Cl-  Cl2 + 2e- ) x 5
Reduksi : ( MnO4- + 8 H+ + 5e-  Mn2+ + 4 H2O ) x 2
• Langkah ke -6
Oksidasi : 10 Cl-  5 Cl2 + 10eReduksi : 2 MnO4- + 16 H+ + 10e-  2 Mn2+ + 8 H2O
Redoks : 10 Cl- + 2 MnO4- + 16 H+  5 Cl2 + 2 Mn2+ +
8 H2O

15. Metode Ion- Elektron
• Tuliskan persamaan reaksi ion yang terjadi antara KI + KOH+
KMn04 jika yang diketahui perubahan yang terjadi I- / l2 dan
MnO4- /MnO2
Reaksi dalam suasana basa (KOH)

16. Penyelesaian
Reaksi dalam suasana basa (KOH)
• Langkah ke- 1
I2

Oksidasi : IMnO2
Reduksi : MnO4- 
• Langkah ke- 2
I2
Oksidasi : 2 I- 
Reduksi : MnO4-  MnO2
• Langkah ke -3
I2
Oksidasi : 2 I- 
Reduksi : MnO4- + 2 H2O  MnO2 +
4 OH-

17. • Langkah ke- 4
Oksidasi : 2 I-  I2 + 2eReduksi : MnO4- + 2 H2O + 3e-  MnO2 + 4 OH• Langkah ke- 5
Oksidasi : ( 2 I-  I2 + 2e- ) x 3
Reduksi : ( MnO4- + 2 H2O + 3e-  MnO2 + 4 OH- ) x 2
• Langkah ke -6
Oksidasi : 6 I-  3 I2 + 6eReduksi : 2 MnO4- + 4 H2O + 6e-  2 MnO2 + 8 OHRedoks : 6 I- + 2 MnO4- + 4 H2O  3 I2 + 2 MnO2
8 OH-
+

19. Sel volta atau sel galvani adalah sel elektrokimia yang dirancang untuk
menjadikan suatu redoks spontan menghasilkan energi listrik.
Terjadinya arus listrik
dari reaksi kimia ini
ditemukan oleh
Alessandro Guissep Volta
pada tahun 1780 dan
disempurnakan oleh
Luigi Galvani pada tahun
1800.

20. K Ba Ca Na Mg Al Mn Zn Fe Ni Sn Pb (H) Cu Hg Ag Pt Au
Mudah mengalami
oksidasi
(reduktor)
Mudah mengalami
reduksi
(oksidator)
Untuk reaksi :
X(s) + Y+(aq)  X+(aq) + Y(s)
Reaksi berlangsung jika X terletak
disebelah kiri logam Y
Contoh :
Ni(s) + Pb2+(aq)  Ni2+(aq) + Pb(s)
Reaksi tidak berlangsung jika X terletak
disebelah kanan logam Y
Contoh :
Ni(s) + Zn2+(aq) 

21. Bagian-bagian sel volta

22. e
Reaksi di anode:
Zn(s)  Zn2+ + 2e
e
e
Reaksi di katode:
Cu2+ + 2e  Cu(s)
e
Cu (+)
(-) Zn
NO3-
Zn2+
NO3Zn2+
NO3-
NO3-
Zn2+
K+
K+
K+
Cu
NO3Zn2+
Cu
K+
Cu
Cu
K+

23. E0sel = E0katoda –
E0anoda
E0sel positif = reaksi spontan (berlangsung)
E0sel negatif = reaksi tidak spontan (tidak berlangsung)
Cara penulisannya adalah sebagai berikut:
• Reaksi anoda berada disebelah kiri
• Reaksi katoda berada disebelah kanan
• Antar muka logam dan larutan ditunjukkan | dan jembatan garam dengan ||

24. Contoh:
Suatu sel volta mempunyai reaksi :
Zn 2+ (aq) + Fe (s) →Zn(s) + Fe 3+(aq)
Jika diketahui E0 Fe2+ |Fe = -0,44 V dan E0 Zn2+|Zn = -0,76 V
a. Hitung E0 dari reaksi redoks tersebut
b. Tuliskan notasi selnya
Jawab :
a)
Esel = Ekatoda –Eanoda
Esel = E0 Fe2+ |Fe - E0Zn2+|Zn
= -0,44 V- (-0,76 V)
= +0, 32 V
b)
Notasi sel = anoda | larutan || larutan | katoda
= Zn2+|Zn || Fe2+ |Fe

25. Aplikasi
sel volta
Sel
primer
Baterai
biasa
Sel
sekunder
Baterai
alkalin
Sel aki

26. Anode
: logam zink (Zn) yang dipakai sebagai wadah
Zn(s)  Zn2+(aq) + 2e
Katode : batang karbon (grafit) tidak aktif (inert)
2MnO2(s) + 2NH4+(aq) + 2e  Mn2O3(s) + 2NH3(aq) + H2O(l)
Elektrolit : campuran berupa pasta yang terdiri dari MnO2, NH4Cl dan sedikit air
Reaksi total : Zn(s) + 2MnO2(s) + 2NH4+(aq)  Zn(s) + Mn2O3(s) + 2NH3(aq) + H2O(l)

27. Anoda : logam zink (Zn) yang sama seperti baterai biasa digunakan sebagai wadah
Zn(s)  Zn2+(aq) + 2e
Katoda : oksida mangan (MnO2)
2MnO2(s) + H2O(l) + 2e  Mn2O3(s) + 2OH-(aq)
Elektrolit : kalium hidroksida (KOH)
Reaksi total :
Zn(s) + 2MnO2(s) + 2H2O(l)  Zn(OH)2(s) + Mn2O3(s)

28. SEL AKI
Reaksi penggunaan aki :
Anode
: Pb + SO4 2-  PbSO4 + 2e
Katode
: PbO2 + SO42-+ 4H++ 2e  PbSO4 + 2H2O
Reaksi sel : Pb + 2SO4 2- + PbO2 + 4H+  2PbSO4 + 2H2O
Reaksi Pengisian aki :
2PbSO4 + 2H2O  Pb + 2SO4 2- + PbO2 + 4H+

29. KOROSI
Korosi adalah teroksidasinya suatu logam. Dalam kehidupan sehari-hari,
besi yang teroksidasi disebut dengan karat dengan rumus Fe2O3.xH2O.
Reaksi perkaratan besi :
Anode : Fe(s)  Fe2+(aq) + 2e
Katode : O2(g) + 2H2O(aq) +4e  4OH-(aq)

30. KERUGIAN KOROSI

31. PENCEGAHAN KOROSI
1. Proses Pelapisan
Logam dilapisi dengan suatu zat yang sukar ditembus oksigen. Seperti
cat, minyak, plastik dan lain-lain

32. 2. Perlindungan katodik
Logam dilindungi dari korosi dengan menempatkan logam yang dilindungi
sebagai katode, bukan sebagai anode. Dengan demikian logam
dihubungkan dengan logam lain yang mudah teroksidasi, yaitu logam logam
disebelah kiri logam yang dilindungi dalam deret volta (logam dengan
potensial reduksi lebih positif dari besi).

33. 3. Melakukan galvanisasi (penyalutan)
Yaitu cara mencegah korosi dengan cara melindungi permukaan logam
dengan dilapisi logam yang sukar teroksidasi. Logam yang digunakan
adalah logam yang terletak di sebelah kanan besi dalam deret volta
(potensial reduksi lebih negatif dari besi). Contohnya: perak (Ag) yang
dilapisi oleh emas (Au)