REAKSI
OKSIDASI, REDUKSI
DAN ELEKTROMIMIA
Mata Kuliah
Kimia
Dasar II
Dosen
pengampu : ANHAR FAISAL FANANI, S.Pt, M.Si
Disusun
Oleh:
SALMAN LATIF AS’ARI (1584202019)
IS ABIDIN (1584202028)
FAKULTAS ILMU SOSIAL DAN HUMANIORA
UNIVERSITAS NAHDLATUL ULAMA LAMPUNG
SEMESTER III
TAHUN AKADEMIK 2016/2017
KATA PENGANTAR
Alhamdulillah segala puji dan syukur kita panjatkan
kehadirat Allah SWT atas segala rahmat dan karunianya sehingga
penulisan makalah ini dapat terselesaikan dengan tepat waktu. Salam dan
shalawat semoga tetap tercurah kepada Nabi Muhammad SAW sebagai tauladan dan
panutan dalam kehidupan.
Penulisan makalah ini tidak terlepas dari bantuan
berbagai pihak. Oleh karena itu, kami sebagai penulis mengucapkan terima
kasih kepada semua pihak yang telah membantu dalam
penyusunan makalah ini hingga selesai.
Makalah ini disusun berdasarkan sumber-sumber yang
ada namun kami yakin dengan segala kekurangan dan keterbatasan kami, maka
didalamnya masih banyak terdapat kekurangan baik dari segi penulisan, tata
bahasa, dan penyusunan. Oleh karena itu, kritik, saran dan sumbangan pemikiran
yang sifatnya membangun sangat diharapkan. Kami juga sangat berharap
semoga makalah ini dapat memberikan manfaat kepada kita smua, baik kami sebagai
penulis pribadi pada khususnya dan kepada pembaca pada umumnya.
Purbolinggo,
22 Desember 2016
Penyusun
BAB I
PENDAHULUAN
A.
Latar Belakang
Reaksi oksidasi-reduksi banyak berperan dalam kehidupan sehari-hari.
Mulai dari pembakaran bahan bakar minyak bumi sampai dengan kerja cairan
pemutih yang digunakan dalam rumah tangga. Selain itu, unsur logam dan nonlogam
diperoleh dari bijihnya dari proses oksidasi atau reduksi.
Dari
sejarahnya, istilah oksidasi diterapkan untuk proses-proses di mana oksigen
diambil oleh suatu zat. Maka reduksi dianggap sebagai proses di mana oksigen
diambil dari dalam suatu zat. Kemudian penangkapan hidrogen juga disebut
reduksi, sehingga kehilangan hidrogen disebut oksidasi. Sekali lagi
reaksi-reaksi lain di mana baik oksigen maupun hidrogen tidak ambil bagian
belum dapat dikelompokkan sebagai oksidasi atau reduksi, sebelum definisi
oksidasi reduksi yang paling umum, yang didasarkan pada pelepasan dan
pengambilan elektron, disusun orang.
B. Tujuan Penyusunan Makalah
Adapun tujuan
dari penyusun makalah ini adalah:
Ø Untuk memenuhi
tugas kelompok mata kuliah Kimia Anorganik I
Ø Untuk
mendapatkan pengetahuan tentang reaksi oksidasi reduksi
Ø Mahasiswa
dapat menyetarakan reaksi oksidasi reduksi
BAB II
PEMBAHASAN
1. Reaksi Oksidasi Reduksi
Reaksi
asam-basa dapat dikenali sebagai proses transfer-proton. Reaksi
oksidasi-reduksi (redoks) dikenal juga sebagai reaksi tranfer-elektron. Dalam
reaksi redoks, elektron-elektron ditransfer dari satu zat ke zat lain. Reaksi
antara logam magnesium dan asam klorida merupakan satu contoh reaksi redoks:
0
|
+1
|
+2
|
0
|
|||
Mg(s)
|
+
|
2HCl(aq)
|
→
|
MgCl2(aq)
|
+
|
H2(g)
|
Ingat bahwa angka yang ditulis di atas unsur adalah bilangan
oksidasi dari unsur tersebut. Dilepasnya eletron oleh suatu unsur selama
oksidasi ditandai dengan meningkatnya bilangan oksidasi unsur itu. Dalam
reduksi, terjadi penurunan bilangan oksidasi karena diperolehnya elektron oleh
unsur tersebut. Dalam reaksi yang ditunjukkan di sini, logam Mg dioksidasi dan
ion H+ direduksi; ion Cl- adalah ion pengamat.
A. Reaksi
Oksidasi dan Reduksi Berdasarkan Penggabungan dan Pelepasan Oksigen.
Penggabungan
dan pelepasan oksigen adalah konsep awal pada defenisi reaksi redoks. Hal ini
didasarkan pada kemampuan gas oksigen untuk bereaksi dengan berbagai unsur
membentuk suatu oksida.
Oksidasi
adalah peristiwa penggabungan suatu zat dengan oksigen. Zat yang member oksigen
pada reaksi oksidasi disebut oksidator.
Contoh reaksi
oksidasi:
Ø
2Cu(s) + O2(g) → 2CuO(s)
Ø
2 Fe(s) + O2(g) → 2FeO(s)
Ø
CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(l)
Reduksi adalah
proses pelepasan oksigen dari suatu zat. Zat yang menarik oksigen pada reaksi
oksidasi disebut reduktor.
Contoh reaksi
reduksi:
Ø CuO(s) → Cu(s)
+ O2(g)
Ø 2SO3(s) →
2SO2(s) + O2(g)
Ø PbO(s) → Pb(s)
+ O2(g)
B. Konsep
Reaksi Oksidasi dan Reduksi Berdasarkan Pelepasan dan Penangkapan Elektron
Reaksi
oksidasi adalah reaksi pelepasan elektron, sedangkan reduksi adalah reaksi
penangkapan elektron. Dilihat dari serah terima elektron di atas reaksi reduksi
dan oksidasi selalu terjadi secara bersama-sama sehingga akan ada zat yang
melepas dan menangkap elektron oleh karena itu reaksi tersebut disebut reaksi
oksidasi dan reduksi (redoks). Beberapa contoh reaksi yang dapat menjelaskan
peristiwa di atas sebagai berikut:
Oksidasi: Na →
Na+ + e
Zn → Zn2+ + 2e
Reduksi: K+
+ e → K
Cu2+ + 2e → Cu
Zat yang
mengalami oksidasi (melepaskan elektron) disebut reduktor (pereduksi), sebab
menyebabkan zat lain mengalami reduksi (menangkap elektron). Sebaliknya zat
yang mengalami reduksi disebut oksidator (pengoksidasi), misalnya untuk reaksi
Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu
Zn teroksidasi
menjadi Zn2+, maka Zn merupakan reduktor,
sedangkan Cu2+ tereduksi menjadi Cu maka merupakan oksidator. Reduktor dan oksidator dapat
ditentukan dengan menuliskan persamaan reaksi oksidasi dan reduksi dengan cara setengah reaksi. perhatikan contoh
dibawah ini:
Reaksi antara
Ag dan Cl2 membentuk AgCl
Oksidasi:
Ag(s) → Ag+ (s) + e
Reduksi :
Cl2(g) + 2e → 2Cl-(g)
2Ag(s) + Cl2(g) → Ag+ (s) + Cl-(g)
A. Konsep Reaksi Oksidasi dan Reduksi Berdasarkan Perubahan
Bilangan Oksidasi
Pengertian
reaksi redoks selanjutnya berkembang menjadi lebih luas. Konsep reaksi redoks
yang terakhir dan masih digunakan sampai sekarang adalah berdasarkan
biloks.Konsep redoks yang berdasarkan bilangan oksidasi adalah sebagai berikut:
Reaksi redoks
adalah reaksi yang mana terjadi perubahan bilangan oksidasi dari atom sebelum
dan sesudah reaksi. Dilihat dari bilangan oksidasinya maka oksidasi dan reduksi
dapat didefinisikan sebagai berikut:
Oksidasi:
peningkatan bilangan oksidasi. bilangan oksidasinya bertambah (oksidasi), yang
disebut reduktor.
Reduksi:
penurunan bilangan oksidasi. bilangan oksidasinya berkurang (reduksi), yang
disebut oksidator.
Sebelum kita
mempelajari lebih jauh reaksi redoks berdasarkan perubahan bilangan oksidasi
maka harus dipahami dulu apa itu bilangan oksidasi.
Bilangan
Oksidasi
Bilangan
oksidasi yaitu bilangan yang menyatakan banyaknya elektron yang telah
dilepaskan atau diterima oleh suatu muatan yang dimiliki oleh suatu atom dalam
suatu senyawa.
Biloks diberi
tanda positif jika atom itu melepaskan elektron dan diberi tanda negatif jika
atom itu menerima elektron.
Bagaimana kita
bisa menentukan apakah suatu unsur dalam senyawa memiliki biloks positif atau
negatif? Perhatikan deret unsur berdasarkan keelektronegatifannya berikut ini.
Logam< H
< P < C < S < I < Br < Cl < N < O < F
Jika unsur
diatas bereaksi membentuk senyawa, maka unsur yang posisinya lebih kiri akan
mempunyai biloks positif. Sementara itu unsur yang posisinya lebih kanan akan
mempunyai biloks negatif.
Untuk menentukan
bilangan oksidasi berbagai unsur dalam senyawa disusun aturan sebagai berikut:
1.
Bilangan oksidasi atom unsur dalam keadaan unsur bebasnya
adalah nol. Contoh : Bilangan okisdasi Na, Fe, H2, N2, O2 berturut-turut = 0
2.
Bilangan oksidasi ion monoatom sama dengan muatan ionnya.
Contoh :
Bilangan oksidasi ion Cu2+ = +2 Na+ = +1
Al3+ = +3
3.
Jumlah bilangan oksidasi semua atom dalam senyawa adalah
nol sedangkan untuk ion poliatomik jumlah bilangan oksidasi pembentuk ion
tersebut harus sama dengan muatan ion poliatomik tersebut.
Contoh :
Tentukan bilangan oksidasi C dalam H2CO3
Berlaku : (2 x
biloks H) + (1 x biloks C) + (3 x Biloks O) = 0
(2 x +1) + (1
x biloks C) +(3 x -2) = 0
2 + (1 x
biloks C) + -6 = 0
(1 x biloks C)
= +4
4.
Bilangan oksidasi unsur-unsur golongan VII A , atom F,
Cl, Br, I selalu mempunyai bilangan oksidai -1 dalam senyawa biner logam.
Contoh : HF,
NaBr, FeCl3 bilangan oksidasi F, Br, Cl berturut-turut= -1
5.
Atom unsur golongan IA mempunyai bilangan oksidasi +1
dalam senyawanya.
Contoh : Li ,
Na, K, Rb Cs mempunyai biloks = +1
6.
Atom unsur golongan IIA mempunyai bilangan oksidasi +2
dalam senyawanya.
Contoh : Be,
Mg, Ca, Sr, Ba mempunyai biloks = +2
7.
Dalam senyawanya, atom H mempunyai bilangan oksidasi +1,
kecuali dalam senyawa hidrida logam atom H mempunyai bilangan oksidasi -1.
Contoh :
Bilangan okisdasi H dalam HCl, H2O dan NH3 berturut- turut = +1. Bilangan
oksidasi H dalam NaH, BaH2 = -1
8.
Oksigen mempunyai bilangan oksidasi -2, dengan
pengecualian:
a. Dalam senyawa biner dengan F, O mempunyai
bilangan oksidasi +2
b. Dalam peroksida mempunyai bilangan oksidasi
-1.
Contoh :
Bilangan oksidasi O dalam H2O, NO, CO2 berturut-turut adalah -2
Bilangan
oksidasi O dalam H2O2, Na2O2 berturut-turut adalah -1
2. Penyetaraan Reaksi Oksidasi Reduksi
Salah satu teknik yang digunakan dalam menyetarakan
persamaan redoks menggunakan metode ion-elektron. Dalam metode ini, reaksi
keseluruhan dibagi menjadi dua setengah reaksi, satu untuk oksidasi dan satu
untuk reduksi. Persamaan untuk kedua setengah reaksi ini disetarakan secara
terpisah, dan kemudian dijumlahkan untuk menghasilkan persamaan setara
keseluruhannya.
Contohnya,
misalkan kita diminta untuk menyetarakan persamaan yang menunjukkan terjadinya
oksidasi ion Fe2+ menjadi ion Fe3+ oleh ion dikromat (Cr2O72-) dalam medium
asam. Sebagai hasilnya, ion Cr2O72- tereduksi menjadi ion-ion Cr3+. Tahap tahap
berikut ini akan membantu kita menyetarakan persamaannya.
Tahap 1. Tulis persamaan tak setara untuk reaksi ini
dalam bentuk ionik.
Fe2+ + Cr2O72-
→ Fe3+ + Cr3+
Tahap 2. Pisahkan persamaan tersebut menjadi dua setengah
reaksi.
+2
|
+3
|
||
Oksidasi:
|
Fe2+
|
→
|
Fe3+
|
+6
|
+3
|
||
Reduksi:
|
Cr2O72-
|
→
|
Cr3+
|
Tahap 3. Setarakan atom yang bukan O dan H disetiap
setengah reaksi secara terpisah.
Setengah
reaksi oksidasi sudah setara untuk atom Fe. Untuk setengah reaksi reduksi kita
kalikan Cr3+ dengan 2 untuk menyetarakan atom Cr.
Cr2O72- →
2Cr3+
Tahap 4. Untuk reaksi dalam medium asam, tambahkan H2O
untuk menyetarakan atom O dan tambahkan H+ untuk, menyetarakan
ataom H.
Karena reaksi
berlangsung dalam lingkungann asam, kita tambahan 7 molekul H2O di sebelah
kanan setengah reaksi reduksi untuk menyetarakan atom O:
Cr2O72- →
2Cr3+ + 7H2O
Untuk
menyetarakan atom H, kita tambahkan 14 ion H+ sebelah kiri:
14H+ + Cr2O72-
→ 2Cr3+ + 7H2O
Tahap 5. Tambahkan elektron pada salah satu sisi dari
setiap setengah reaksi untuk menyetarakan muatan. Jika perlu, samakan jumlah
elektron di kedua setengah reaksi dengan cara mengalikan satu atau kedua
setengah reaksi dengan koefisien yang sesuai.
Untuk setengah
reaksi oksidasi kita tuliskan:
Fe2+
|
→
|
Fe3+ +
e-
|
Kita tambahkan
1 elektron di sisi kanan sehingga terdapat satu muatan 2+ pada setiap sisi dari
setengah reaksi.
Dalam setengah
reaksi reduksi terdapat total 12 muatan
positif pada sisi kiri dan hanya 6 muatan positif pada sisi kanan. Jadi, kita
tambahkan 6 elektron di sebelah kiri.
14H+ + Cr2O72-
+ 6e- → 2Cr3+ + 7H2O
Untuk
menyamakan banyaknya elektron pada kedua setengah reaksi, kita kalikan setengah
reaksi oksidasi dengan 6:
6Fe2+
|
→
|
6Fe3+ +
6e-
|
Tahap 6. Jumlahkan kedua setengah reaksi dan setarakan
persamaan akhir dengan pengamatan.
Elektron-elektron di kedua sisi harus saling meniadakan.
Kedua setengah
reaksi dijumlahkan sehingga diperoleh:
14H+ +
Cr2O72- +
6Fe2+ + 6e- → 2Cr3+ + 6Fe3+ + 7H2O + 6e-
Elektron pada
kedua sisi saling meniadakan, dan kita mendapatkan persamaan ionik bersih yang
sudah setara:
14H+ +
Cr2O72- +
6Fe2+ → 2Cr3+ + 6Fe3+ + 7H2O
Tahap 7.
Periksa kembali apakah persamaan ini mengandung jenis dan jumlah atom yang sama
serta periksa juga apakah muatan pada kedua sisi persamaan sudah sama.
Untuk reaksi
dalam medium basa, kita biasanya akan menyetarakan atom seperti yang telah kita
lakukan pada tahap 4 untuk medium asam. Lalu, untuk setiap ion H+
biasanya kita tambahkan ion OH- yang sama banyaknya di kedua sisi
persamaan. Jika H+ dan OH‑ muncul pada
sisi yang sama dari persamaan, kita biasanya akan menggabungkan ion-ion
tersebut menjadi H2O.
3. Kespontanan Reaksi Oksidasi Reduksi
Selanjutnya
kita akan melihat bagaimana Eo sel dihubungkan dengan kuantitas
termodinamika seperti ∆Go dan K. Dalam sel galvanik, energi kimia
diubah menjadi energi listrik.
Emf terukur
ialah voltase maksimum yang dapat dicapai oleh sel. Nilai ini digunakan untuk
menghitung jumlah maksimum energi listrik yang dapat diperoleh dari reaksi
kimia. Energi ini digunakan untuk melakukan kerja listrik (Wele),
sehingga
Wmaks = Wele (elektrical)
= -nFEsel
Secara
spesifik, perubahan energi bebas (∆G) menyatakan jumlah maksimum kerja berguna
yang dapat diperoleh dari suatu reaksi:
∆G = wmaks
Jadi, kita
dapat menuliskan
∆G = -nFEsel
Baik n maupun
F adalah kuantitas positif dan ∆G adalah negatif untuk proses spontan, sehingga
Esel harus positif. Untuk reaksi yang reaktan dan produknya ada
dalam keadaan standar, persamaan di atas menjadi
∆Go = -nFEosel
Sekali lagi, Eosel
positif untuk proses yang spontan.
Sekarang dapat
menghubungkan Eosel dengan konstanta kesetimbangan (K) dari reaksi redoks.
Perubahan energi bebas standar ∆Go untuk reaksi dihubungkan dengan
konstanta kesetimbangannya sebagai :
∆Go = -RT ln K
Jadi, jika
kita gabungkan persamaan akan kita peroleh :
-nFEosel = -RT ln K
Sehingga
diperoleh untuk Eosel
Eosel
=
Bila T = 298
K, dapat disederhanakan dengan mensubstitusi R dan F :
Eosel
=
= ln K
Alternatifnya,
persamaan diatas dapat ditulis menggunakan logritma basis-10 dari K :
Eosel
=
Jadi, jika
salah satu dari ketiga kuantitas ∆Go, K atau Eosel diketahui, 2
lainnya dapat dihitung. Hubungan-hubungan antara ∆Go, K dan Eosel
dan karakteristik dari kespontanan reaksi redoks dimuat secara ringkas pada
tabel.
Tabel Hubungan
antara ∆Go, K, dan Eosel
Tabel Hubungan antara ∆Go, K, dan Eosel
|
|||
∆Go
|
K
|
Eosel
|
Reaksi Pada
Kondisi Keadaan-Standar
|
Negatif
|
> 1
|
Positif
|
Spontan
|
0
|
= 1
|
0
|
Pada Kesetimbangan
|
Positif
|
< 1
|
Negatif
|
Nonspontan. Reaksi spontan pada arah berlawanan
|
4. Pengukuran kecendrungan Oksidasi dan Reduksi
Pengukuran daya elektomotif
Setengah sel terdiri dari elektrode logam M yang terendam
dalam larutan ionnya, Mn+. (Anion yang
dibutuhkan untuk menjaga kenetralan listrik larutan tersebut tidak
diperhatikan). Situasi yang digambarkan disini terbatas pada logam yang tidak
bereaksi dengan air.
Pada gambar di
samping, melukiskan suatu pelat logam M,disebut elektrode,yang terendam dalam
larutan yang mengandung ion logam Mn+. Keseluruhan susunan ini,
dinamakan setengah sel. Ada tiga jenis interaksi yang dapat terjadi antara atom
logam elektrode dan ion logam larutan.
Ø Ion logam Mn+
dapat menabrak elektrode tanpa suatu perubahan.
Ø Ion logam
menabrak elektrode,mendapatkan elektron sebanyak n dan diubah menjadi atom
logam M. Ion tersebut direduksi.
Ø Atom logam M
elektrode dapat kehilangan elektron sebanyak n dan memasuki larutan sebagai ion
Mn+.Atom logam tersebut dioksidasi.
Keseimbangan
antara logam dan ionnya yang dapat tercapai dengan cepat dituliskan sebagai
berikut :
M(p) Mn+(aq)+n e-
Jumlah
keseluruhan elektron pada elektrode sebelum dan sesudah keseimbangan tercapai akan
sedikit berbeda. Akibatnya elektrode akan mendapatkan sedikit muatan listrik
sedangkan larutannya mempunyai muatan yang berlawanan.
Besarnya muatan pada elektrode, bila berada dalam
keseimbangan dengan ionnya dalam larutan, ternyata berhubungan langsung dengan
kecendrungan atom logam untuk teroksidasi dan ion logam tereduksi. Dengan
demikian, semakin kuat kecendrungan oksidasi maka semakin negatif muatan pada
elektrode (karena elektron tertinggal didalam atom yang teroksidasi). Atau,
semakin kuat kecendrungan reduksi maka semakin positif muatan pada elektrode
tersebut (karena elektron di ekstraksi dari permukaan logam oleh ion ketika
permukaan tersebut tereduksi). Tetapi ada kesulitan bila kita mencoba untuk
menggunakan besarnya muatan pada elektrode sebagai kriteria kecendrungan
oksidasi dan reduksi. Besarnya muatan akan tergantung pada ukuran elektrode,
atau lebih tepatnya luas permukaannya. Semakin besar luas permukaan elektrode
yang berhubungan dengan larutan makin besarlah muatan yang terakumulasi bilamana
keseimbangan tercapai. Masalah ini dapat diatasi dengan penetapan rapatan
muatan,yaitu muatan per unit luas pada permukaan elektrode. Kuantitas ini akan
tak tergantung pada luas permukaan total. Kemudian, rapatan muatan menetapkan
potensial listrik pada permukaan elektrode.
Proses hipotesis tersebut dapat digunakan untuk
mengevaluasi kuantitas yang dikenal sebagai potensial elektrode tunggal. Tidak
seorang pun mampu merancang percobaan untuk mengukur potensial elektrode
tunggal. Dalam beberapa kasus sebelumnya kita mengembangkan metode tidak
langsung yang menghasilkan hal yang sama seperti penggunaan hukum Hess. Disini
kita membicarakan daour termokimia yang mengarah pada penaksiran tak langsung
potensial alektrode tunggal, tetapi metode ini tak mampu menghasilkan nilai
yang cermat dan akurat.
Untungnya ada metode percobaan langsung yang memberikan
hasil yang sangat cermat, yaitu berdasarkan penentuan percobaan potensial
antara dua elektrode. Bila dibuat suatu hubungan listrik antara dua daerah yang
mempunyai rapatan muatan yang berbeda maka muatan listrik akan mengalir dari
daerah yang mempunyai rapatan muatan yang lebih tinggi atau potensial listrik
yang lebih tinggi menuju daerah dengan rapatan muatan atau potensial listrik
yang lebih rendah. Aliran muatan listrik ini disebut aliran listrik, bila
antara dua titik perbedaan potensialny a makin besar, maka makin besar pula
alirannya. Perbedaan potensial listrik kecil cukup untuk menghasilkan muatan
listrik. Hal ini analog dengan air yang selalu akan mengalir dari tempat tinggi
ke rendah, tak perduli walaupun perbedaan itu kecil saj asalkan kedua tempat
itu berhubungan.
Jadi sebagai kesimpulan kita harus menggeser perhatian
kita dari setengah-sel, ke gabungan dua setengah-sel. Gabungan dua setengah-sel
disebut sel elektrokimia. Hubungan listrik antara dua setengah-sel harus
dilakukan dengan cara tertentu. Kedua elektrode logam dan larutannya harus
berhubungan, dengan demikian lingkar arus yang sinambung terbentuk dan merupakn
jalan agar paertikel bermuatan mengalir. Secara sederhan aelektrode salng
dihubungkan dengan kawat logam yang memungkinkan aliran elektron.
Pengukuran daya elektromotif suatu sel
Aliran listrik antara dua larutan harus terbentuk migrasi
ion. Hal ini hanya dapat dilakukan melalui larutan lain yang “menjembatani”
kedua setengah sel dan tak dapat dengan kawat biasa; hubungan ini disebut
jembatan garam (=salt bridge).
Bila hubungan ini telah dibuat seperti terlukis dalam
gambar di atas maka terjadilah perubahan berikut ini. Pada elektrode tembaga
maka atom tembaga kehilangan elektronnya dan memasuki larutan sebagai ion Cu2+
. Elektron dari tembaga mengalir melalui kawat dan lingkar arus pengukur
listrik menuju ke elektrode perak. Di sini ion Ag+ memperoleh elektron dan
mengendap sebagai logam perak. Tanpa adanya jembatan garam maka larutan dalam
setengah-sel tembaga akan kelebihan Cu2+ dan bermuatan positif. Sedangkan dalam
setengah-sel perak akan kekurangan Ag+ dan kelebihan anion juga larutannya
menumpuk muatan negatif. Dengan demikian arus listrik berhenti mengalir.
Jembatan garam memungkinkan aliran arus listrik antara kedua larutan. Kalau
kita lihat setengah-sel tembaga maka kelebihan ion Cu2+ dalam setengah-sel ini
akan memasuki jembatan garam dan bermigrasi menuju setengah-sel perak. Juga
anion dari jembatan garam (NO3-) pindah ke setengah-sel tembaga. Dalam
setengah-sel perak, ion NO3- bermigrasi keluar dari setengah setengah-sel
tersebut, sedangkan ion K+ dari jembatan garam bermigrasi ke dalamnya. Reaksi
keseluruhan yang terjadi adalah sebagai berikut:
Oksidasi : Cu(p) Cu2+(aq) + 2e-
Reduksi: 2{Ag+ (aq) + e- Ag(p)}
Keseluruhan: Cu(p)
+ 2 Ag+ (aq) Cu2+ (aq) + 2 Ag(p)
Pembacaan pada pengukuran lingkar arus listrik
(0,463 V) juga berarti penting. Hal ini menunjukkan perbedaan potensial di antara dua setengah-sel tersebut. Karena
perbedaan potensial ini merupakan “daya dorong” elektron, maka seringkali
disebut daya elektromotif (electromotive force=emf) sel atau potensial sel
(cell potensial). Satuan yang digunakan untuk mengukur potensial listrik adalah
volt, jadi potensial sel disebut juga dengan voltase sel (cell voltage). Satu
defenisi satuan yaitu volt, dapat membantu menghubungkannya dengan satuan lain.
Aliran satu coulomb muatan listik yang disebabkan perbedaan potensial sebesar
satu volt akan menghasilkan kuantitas kerja sebesar satu joule.
1 joule (J) = 1 volt (V) x 1 coulomb (C)
Seng
mempunyai kecendrungan yang lebih besar
untuk teroksidasi bila
dibandingkan dengan tembaga. Dengan demikian elektron
mengalir dari seng ke elektrode
tembaga. Reaksi yang
terjadi secara spontan dalam
sel elektrokimia tersebut adalah sebagai berikut.
Oksidasi: Zn(s) Zn2+(aq) + 2e-
Reduksi: Cu2+(aq) + 2e- Cu(s)
Keseluruhan: Zn(s) + Cu2+(aq) Zn2+(aq) + Cu(s)
Penggantian Zn2+(aq)
oleh Cu(s) yang merupakan kebalikan reaksi di atas tidak berjalan
secara spontan.
Reaksi Zn(s) +
Cu2+(aq) → Zn2+(aq) +
Cu(s)
Terjadi dalam sel elektrokimia
Pengukuran
Ketepatan Potensial Sel. Harga emf suatu sel elektrokimia dapat diukur dengan
emf sel digunakan untuk mengatasi tahanan listrik intern sel, dan karena arus
berasal dari sel maka terjadilah perubahan konsentrasi spesies dalam bagian
setengah-sel. Perubahan konsentrasi ini menyebabkan potensial elektrode
berubah, yang berkaitan dengan menurunnya perbedaan potensial. Hal ini analog
dengan perbedaan tinggi air yang makin kecil bila air mengalir di antara dua
ketinggian air yang berbeda, atau perbedaan suhu dua benda makin kecil bila
panas mengalir antara dua benda tersebut.
Peralatan
paling sederhana untuk pengukuran perbedaan potensial listrik adalah voltmeter
biasa, tetapi harus ada arus listrik yang cukup agar voltmeter dapat mencatat
suatu harga. Voltmeter tak akan memberikan harga emf sel dengan ketepatan
tinggi. Pada alat yang dikenal sebagai potensiometer maka aliran arus listrik
dari sel elektrokimia yang diamati akan melawan arus yang sama besar yang
mengalir dengan arah yang berlawanan dan berasal dari kedua sel mempunyai emf
yang sama besar tetapi berlawanan harganya.
Diagram Sel
dan Istilah. Membuat sketsa sel elektrokimia seperti gambat-gambar di atas
melelahkan dan menyulitkan. Penulisan dengan lambang kerapkali digunakan untuk
menggambarkan sebuah sel. Penulisan ini disebut diagram sel. Untuk sel
elektrokimia dari gambar yang terakhir akan dituliskan sebagai berikut.
anode jembatan garam katode
Zn (s) | Zn2+
(aq) ||
Cu2+(aq) | Cu(s)
Setengah
sel setengah sel
Berdasarkan
konveksi, maka sebelah kiri merupakan elektrode dimana terjadi oksidasi dan
disebelah kanan terjadi reduksi.
5. Reaksi Autoredoks (disproporsionasi)
Reaksi disproporsionasi adalah reaksi redoks yang
oksidator dan reduktornya merupakan zat yang sama. Reaksi autoredoks merupakan
reaksi redoks yang mana pereaksi mengalami oksidasi sekaligus reduksi.
Contoh: Cl2(g) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + NaClO(aq) + H2O(l)
Pada reaksi
tersebut Cl2 merupakan pereduksi sekaligus pengoksidasi. Biloks Cl
dalam Cl2 = 0, sedangkan biloks Cl dalam NaCl dan NaClO
berturut-turut -1 dan +1.
BAB III
PENUTUP
1. Kesimpulan
Oksidasi adalah suatu proses yang
mengakibatkan hilangnya satu elektron atau lebih dari dalam zat (atom, ion,
atau molekul). Bila suatu unsur dioksidasi, keadadaan oksidasinya berubah ke
harga yang lebih positif. Suatu zat pengoksidasi adalah zat yang memperoleh
elektron, dan dalam proses itu, zat tersebut direduksi. Definisi oksidasi ini
sangat umum, karena itu berlaku juga untuk proses dalam zat padat, lelehan
maupun gas.
Sebalik, reduksi adalah suatu
proses yang mengakibatkan diperolehnya satu elektron atau lebih oleh zat (atom,
ion atau molekul). Bila suatu unsur direduksi, keadaan oksidasi berubah menjadi
lebih negatif (kurang positif). Jadi suatu zat pereduksi adalah zat yang
kehilangan elektron, dalam proses itu zat ini dioksidasi. Definisi reduksi ini
juga sangat umum dan berlaku juga untuk proses dalam zat padat, lelehan maupun
gas.
Dari semua contoh di atas, nampak
bahwa selalu oksidasi dan reduksi selalu berlangsung dengan serempak. Ini
sangat jelas, karena elektron yang dilepaskan oleh sebuah zat harus diambil
oleh zat yang lain. Jika orang membicarakan oksidasi satu zat, ia harus ingat
bahwa pada saat yang sama reduksi dari sesuatu zat yang lain juga berlangsung.
Oleh karena itu logis untuk berbicara mengenai reaksi oksidasi reduksi (atau
reaksi redoks). Bila merujuk ke proses-proses yang melibatkan serah terima
muatan.
2. Saran
Demikian
makalah ini penulis susun. Dan penulis mengucapkan terima kasih atas pihak yang
telah membantu penulis dalam penyusunan makalah ini, sehingga penulis dapat
menyelesaikannya. Penulis merasa cukup sekian kata penutup yang
disampaikan.“Tak ada gading yang tak retak”.Dalam makalah ini penulis merasa
masih banyak kekurangan.Oleh karena itu penulis mengharapkan saran dan kritik
yang membangun perbaikan makalah ini,dan penulis ucapkan terima kasih.
DAFTAR PUSTAKA
Ø sri mulyani, chemistry. “REAKSI OKSIDASI REDUKSI”. 22
Desember 2016. http://httpchemistrysrimulyani.blogspot.co.id/2013/08/reaksi-oksidasi-reduksi.html
Ø Wahyuni, Satri. “Reaksi Reduksi Oksidasi dan Elektrokimia”.
22 Desember 2016. https://satriwahyuni.wordpress.com/kimia-xii-2/reaksi-reduksi-oksidasi-dan-elektrokimia/
auooooo
BalasHapus