Redoks dan Elektrokimia

A. Reaksi Redoks

      Reaksi redoks adalah reaksi serah terima elektron yang disertai perubahan bilangan oksidasi atom-atom yang terlibat dalam reaksi. Reaksi redoks mengandung peristiwa reduksi dan oksidasi. Perbedaan reaksi reduksi dan oksidasi sebagai berikut.

No.	Reaksi Reduksi	Reaksi Oksidasi
1.	Reaksi pelepasan oksigen	Reaksi pengikatan oksigen
2.	Reaksi penangkapan elektron	Reaksi pelepasan elektron
3.	Reaksi yang mengalami penurunan bilangan oksidasi	Reaksi yang mengalami kenaikan bilangan oksidasi
4.	Bertindak sebagai oksidator (tereduksi atau pengoksidasi atau mengoksidasi)	Bertindak sebagai reduktor (teroksidasi atau pereduksi atau mereduksi)

Reaksi autoredoks atau disproporsionasi adalah reaksi redoks tetapi hanya satu spesi yang mengalami reduksi dan oksidasi.

Reaksi koproporsionasi adalah reaksi redoks tetapi reaksi reduksi maupun oksidasi menghasilkan spesi yang sama.

Mol electron merupakan selisih bilangan oksidasi.

B. Penentuan Bilangan Oksidasi

Ketentuan bilangan oksidasi sebagai berikut.

1.  Bilangan oksidasi setiap atom dalam unsur bebas adalah nol.

2.   Bilangan oksidasi atom logam pada suatu senyawa atau ion sesuai dengan letak golongan pada sistem periodic unsure dan selalu bertanda positif. Bilangan oksidasi maksimal sam dengan nomor golongan, sedangkan bilangan oksidasi minimal sama dengan nomor golongan dikurangi 8.

3.   Bilangan oksidasi ion suatu atom sama dengan muatan ion tersebut.

4.   Bilangan oksidasi H dalam senyawa yaitu +1, kecuali pada senyawa hidrida (NaH, LiH, CaH₂, dan AlH₃) bilangan oksidasi H yaitu -1.

5.   Bilangan oksidasi atom O dalam senyawa yaitu -2, kecuali pada senyawa peroksida (H₂O₂ dan BaO₂) bilangan oksidasi O yaitu -1, senyawa superoksida (KO₂ dan RbO₂)  bilangan oksidasi O yaitu -1/2, dan senyawa OF₂ yang mempunyai bilangan oksidasi O yaitu +2.

6.   Jumlah total bilangan oksidasi atom-atom dalam suatu senyawa nol.

7.   Jumlah total bilangan oksidasi atom-atom dalam suatu ion poliatom sama dengan muatan ion tersebut.

8.   Jika dua atom berikatan, bilangan oksidasi negatif selalu dimiliki atom yang keelektronegatifannya lebih besar.

 9.  Unsur yang melepas elektron mempunyai bilangan oksidasi positif dan unsurr yang mengikat elektron mempunyai bilangan oksidasi negatif.

C. Penyetaraan Reaksi Redoks

      Penyetaraan reaksi redoks dapat dilakukan dengan dua cara sebagai berikut.

1.      Metode setengah reaksi atau ion elektron

Caranya sebagai berikut.

a.       Memisahkan reaksi menjadi dua persamaan reaksi yaitu reaksi oksidasi dan reaksi reduksi. Reaksi ditulis dalam bentuk ion yang mengalami perubahan bilangan oksidasi saja.

b.      Menyetarakan O maupun H. Jika reaksi berlangsung dalam suasana asam maka caranya dengan menyetarakan jumlah muatan yaitu dengan menambahkan elektron seruas dengan H⁺ untuk masing-masing setengah reaksi redoks sehingga muatan di ruas kiri dan ruas kanan setara. Jika reaksi berlangsung dalam suasana basa maka muatan dapat disamakan dengan menambahkan elektron pada masing-masing setengah reaksi redoks sehingga muatan di ruas kiri dan kanan setara. Selain itu dapat pula dilakukan seperti penyetaraan dalam suasana asam. Namun, H⁺  diganti OH^- dengan cara menambahkan OH^- pada kedua ruas sebanyak H⁺. Selanjutnya, menggabungkan H⁺ dan OH^- menjadi H₂O dan mengurangi kelebihan H₂O. Jumlah muatan untuk masing-masing setengah reaksi redoks disetarakan dengan menambahkan elektron sehingga muatan pada ruas kiri dan kanan setara.

c.       Menyetarakan jumlah elektron pada kedua persamaan setengah reaksi. Jumlah elektron merupakan kelipatan terkecil dari elektron di kiri dan kanan tanda reaksi.

d.      Menjumlahkan kedua persamaan setengah reaksi.

2.      Metode bilangan oksidasi

Caranya dengan menyamakan jumlah elektron yang dilepaskan oleh oksidator dan elektron yang diikat oleh reduktor. Prinsip metode ini dengan menyilangkan. Perubahan bilangan oksidasi pada reaksi reduksi digunakan sebagai koefisien reaktan yang mengalami oksidasi. Perubahan bilangan oksidasi pada reaksi oksidasi digunakan sebagai koefisien reaktan yang mengalami reduksi. Reaksi kemudian diselesaikan dengan prinsip suasana asam dan basa.

D. Deret Volta dan Potensial Reduksinya

Reduktor yang bersifat kuat artinya mudah melepaskan elektron, sedangkan reduktor lemah bersifat sulit melepaskan elektron. Urutan logam-logam berdasarkan sifat reduktor dari terkuat hingga terlemah dinamakan Deret Volta. Urutan deret Volta sebagai berikut.

K – Ba – Ca – Na – Mg – Al – Mn – (H₂O) – Zn  - Cr – Fe – Cd – Co – Ni – Sn – Pb – (H) – Cu – Hg – Ag – Pt – Au

Dalam deret Volta tersebut semakin ke kiri letak logamnya maka semakin kuat sifat reduktornya. Suatu logam mampu mereduksi ion-ion di kanannya tetapi tidak mampu mereduksi ion-ion di kirinya.

Potensial reduksi (E^o) adalah potensial listrik yang ditimbulkan apabila suatu ion logam menangkap elektron menjadi logamny. Semakin mudah ion logam mengalami reduksi maka semakin besar E^o yang ditimbulkan. Dalam deret Volta, semakin ke kiri maka harga E^o semakin kecil. Sebaliknya, semakin ke kanan maka harga E^o semakin besar. Standar yang digunakan adalah hidrogrn yang mempunyai harga E^o = 0,00 volt. Logam-logam di kiri H mempunyai E^o negatif. Sementara itu, logam-logam di kanan H mempunyai E^o positif.

E. Sel Elektrokimia

Sel elektrokimia adalah sel-sel yang terjadi perubahan energi listrik menjadi energi kimia atau sebaliknya. Dalam sel elektrokimia, reaksi redoks berlangsung pada bagian sel yang disebut electrode. Elektrode meliputi anode dan katode. Anode adalah elektrode tempat terjadinya reaksi oksidasi. Katode adalah elektrode tempat terjadinya reaksi reduksi. Sel elektrode terdiri atas sel Volta dan sel elektrolisis. Sel Volta atau sel Galvani adalah sel yang mempunyai elektrode logam yang dicelupkan ke dalam larutan garamnya. Sel elektrolisis adalah sel elektrokimia yang juga menggunakan elektrode berupa katode, anode, dan larutan elektrolit. Perbedaan sel Volta dan sel elektrolisis sebagai berikut.

No.	Sel Volta	Sel elektrolisis
1.	Perubahan energi terjadi dari kimia menjadi listrik	Perubahan energi terjadi dari listrik menjadi kimia
2.	Anode (oksidasi) merupakan elektrode negatif	Anode (oksidasi) merupakan elektrode positif
3.	Katode (reduksi) merupakan elektrode positif	Katode (reduksi) merupakan elektrode negatif
4.	Contoh sel aki, batu baterai, dan sel bahan bakar	Contoh pemurnian logam, penyepuhan logam, dan penguraian air

Pada sel Volta, elektron mengalir dari anode ke katode. Notasi sel Volta sebagai berikut.

Anode │ion║ion│katode

Logam yang mempunyai E^o lebih kecil selalu merupakan anode (mengalami oksidasi), sedangkan logam yang mempunyai E^o lebih besar merupakan katode (mengalami reduksi). Potensial listrik yang dihasilkan sel Volta dihitung dengan cara berikut.

E^o _sel = E^o _besar – E^o _kecil atau     E^o _sel = E^o _reduksi – E^o _oksidasi

Reaksi-reaksi yang terjadi pada sel elektrolisis sebagai berikut.

1. Reaksi pada katode

      Reaksi pada katode merupakan reaksi reduksi terhadap kation. Reaksi pada katode memenuhi ketentuan sebagai berikut.

a. Ion-ion golongan IA, IIA, Al³⁺, dan Mn²⁺

      2H₂O + 2e^- → 2OH^- + H₂

b. Ion-ion logam yang lain

      Mⁿ⁺ + ne → M

c. Ion H⁺ (asam)

      2H⁺ + 2e^- → H₂

d. Ion-ion golongan IA, IIA, Al³⁺, dan Mn²⁺ akan mengalami reaksi (b) jika yang dielektrolisis adalah leburan (cairan) elektrolit tanpa ada air.

2. Reaksi pada anode

      Reaksi pada anode merupakan reaksi oksidasi terhadap anion. Reaksi pada anode memenuhi ketentuan sebagai berikut.

a.       Ion-ion F^-, Cl^-, Br^-, dan I^-

      Jika elektrode anode terbuat dari logam Pt, Au, atau C (logam inert) maka ion negatif tersebut yang mengalami oksidasi.

      2X^- → X₂ + 2e^-

b.   Ion-ion SO₄^2-, NO₃^-, dan PO₄^3-

      Jika elektrode anode terbuat dari logam Pt, Au, atau C (logam inert) dan ion negatif mengandung atom O (anion sisa asam oksi), seperti SO₄^2-, NO₃^-, dan PO₄^3- maka yang mengalami oksidasi adalah air (H₂O).

      2H₂O(l) → 4H⁺(aq) + O₂(g) + 4e^-

c.   Ion OH^- (basa)

      4OH^- → 2H₂O + 4e^- + O₂

d.   Pada penyepuhan dan pemurnian logam, anode merupakan logam pelapis atau logam tidak murni atau logam aktif (selain logam Pt, Au, dan C) yang mengalami oksidasi menjadi ion yang larut.

      M → Mⁿ⁺ + ne^-

      Keterangan:

M   = logam

n    = jumlah muatan atau ion

F.   Korosi

      Korosi adalah proses terjadinya reaksi oksidasi suatu logam di udara bebas atau dengan zat di sekitarnya sehingga menghasilkan oksida logam atau logam karbonat. Korosi yang terjadi pada logam besi akan menghasilkan karat dengan rumus molekul Fe₂O₃.xH₂O.

      Faktor-faktor yang memengaruhi korosi meliputi uap air atau air, oksigen, larutan elektrolit, permukaan logam yang tidak rata, kontak dengan logam lain yang kurang aktif, serta asam. Timbulnya korosi besi dapat dicegah dengan cara sebagai berikut.

1.   Perlindungan mekanis

      Perlindungan mekanis dilakukan dengan cara pengecatan, melumuri dengan oli, membalut dengan plastik, melapisi dengan seng atau timah, serta membuat paduan logam.

2.   Perlindungan elektrokimia

      Perlindungan elektrokimia dikenal dengan nama perlindungan katode (proteksi katodik) atau pengorbanan anode (anodeising). Caranya dengan menghubungkan logam dengan logam yang mempunyai E^o lebih kecil, seperti magnesium.    

G.  Hukum Faraday

      Bunyi hukum Faraday sebagai berikut.

1.   Hukum Faraday I

      “Jumlah zat yang dihasilkan pada elektrode sebanding dengan jumlah arus yang dialirkan pada zat tersebut”.

      Perumusannya sebagai berikut.

W = e x i x t

        96.500

W = e x F

F = mol elektron =  i x t     = coulomb

                              96.500     96.500