Makalah

MAKALAH
“REAKSI REDOKS DAN ELEKTROKIMIA”








OLEH:

MUHAMMAD SALEH
PUTRI PUJI LESTARI
NURINTAN
RINA
ROBY

FAKULTAS MATEMATIKA DAN ILMU PENGETAHUAN ALAM (FPMIPA)
IKIP MATARAM
2010

BAB I
PENDAHULUAN


1.1. Latar Belakang

Reaksi Redoks Dan Elektrokimia
Oksidasi Dan Reduksi
OKSIDASI REDUKSI


Klasik
Oksidasi
Reaksi antara suatu zat dengan oksigen

Reduksi
Reaksi antara suatu zat dengan hidrogen

Modern
Oksidasi
- Kenaikan Bilangan Oksidasi
- Pelepasan Elektron

Reduksi
- Penurunan Bilangan Oksidasi
- Penangkapan Elektron

Oksidator
- Mengalami Reduksi
- Mengalami Penurunan Bilangan Oksidasi
- Memapu mengoksidasi
- Dapat menangkap elektron

Reduktor
- Mengalami oksidasi
- Mengalami kenaikan Bilangan Oksidasi
- Mampu mereduksi
- Dapat memberikan elektron

Auto Redoks
- Reaksi redoks di mana sebuah zat mengalami
reduksi sekaligus oksidasi


Konsep Bilangan Oksidasi
Pengertian Bilangan Oksidasi :
Muatan listrik yang seakan-akan dimiliki oleh unsur dalam suatu senyawa atau ion.
HARGA BILANGAN OKSIDASI
1. Unsur bebas Bialngan Oksidasi = 0
2. Oksigen
Dalam Senyawa Bilangan Oksidasi = -2
kecuali
a. Dalam peroksida, Bilangan Oksidasi = -1
b. Dalam superoksida, Bilangan Oksida = -1/2
c. Dalam OF2, Bilangan Oksidasi = +2
3. Hidrogen
Dalam senyawa, Bilangan Oksidasi = +1
Kecuali dalam hibrida = -1
4. Unsur-unsur Golongan IA
Dalam Senyawa, Bilangan Oksidasi = +2
5. Unsur-unsur Golongan IIA
Dalam senyawa, Bilangan Oksidasi = +2
6. Bilangan Oksidasi molekul = 0
7. Bilangan Oksidasi ion = muatan ion
8. Unsur halogen
F : 0, -1
Cl : 0, -1, +1, +3, +5, +7
Br : 0, -1, +1, +5, +7
I : 0, -1, +1, +5, +7
Langkah-Langkah Reaksi Redoks
LANGKAH-LANGKAH PENYETARAAN REAKSI REDOKS
1. CARA BILANGAN OKSIDASI
a. Tentukan mana reaksi oksidasi dan reduksinya.
b. Tentukan penurunan Bilangan Oksidasi dari oksidator dan kenaikan Bilangan Oksidasi dari
reduktor.
c. Jumlah elektron yang diterima dan yang dilepaskan perlu disamakan dengan mengalikan
terhadap suatu faktor.
d. Samakan jumlah atom oksigen di kanan dan kiri reaksi terakhir jumlah atom hidrogen di
sebelah kanan dan kiri reaksi.
2. CARA SETENGAH REAKSI
a. Tentukan mana reaksi oksidasi dan reduksi.
b. Reaksi oksidasi dipisahkan daui reaksi reduksi
c. Setarakan ruas kanan dan kiri untuk jumlah atom yang mengalami perubahan Bilangan
Oksidasi untuk reaksi yang jumlah atom-atom kanan dan kiri sudah sama, setarakan
muatan listriknya dengan menambahkan elektron.
d. Untuk reaksi yang jumlah atom oksigen di kanan dan kiri belum sama setarakan
kekurangan oksigen dengan menambahkan sejumlah H2O sesuai dengan jumlah
kekurangannya.
e. Setarakan atom H dengan menambah sejumlah ion H+ sebanyak kekurangannya.
f. Setarakan muatan, listrik sebelah kanan dan kiri dengan menambahkan elektron pada ruas
yang kekurangan muatan negatif atau kelebihan muatan positif.
g. Samakan jumlah elektron kedua reaksi dengan mengalikan masing-masing dengan sebuah
faktor.
Penyetaraan Persamaan Reaksi Redoks
Tahapan:
1. Tentukan perubahan bilangan oksidasi.
2. Setarakan perubahan bilangan oksidasi.
3. Setarakan jumlah listrik ruas kiri dan kanan dengan :
H+ pada larutan bersifat asam
OH- pada larutan bersifat basa
4. Tambahkan H2O untuk menyetarakan jumlah atom H.
Contoh:
MnO4
- + Fe2+ Mn2+ + Fe3+ (suasana asam)
-5
.....
1. MnO4
- + Fe2+ Mn2+ + Fe3+
..+7...... +2....... +2...... +3
.................
........................+1
2. Angka penyerta = 5
MnO4
- + 5 Fe2+ Mn2+ + 5 Fe3+
3. MnO4
- + 5 Fe2+ + 8 H+ Mn2+ + 5 Fe3+
4. MnO4
- + 5 Fe2+ + 8 H+ Mn2+ + 5 Fe3+ + 4 H2O
Elektrokimia
SEL ELEKTROKIMIA
1. Sel Volta/Galvani
1. terjadi penubahan : energi kimia energi listrik
2. anode = elektroda negatif (-)
3. katoda = elektroda positif (+)
2. Sel Elektrolisis
1. terjadi perubahan : energi listrik energi kimia
2. anode = elektroda positif (+)
3. katoda = elektroda neeatif (-)
Elektrokimia
SEL ELEKTROKIMIA
1. Sel Volta/Galvani
1. terjadi penubahan : energi kimia energi listrik
2. anode = elektroda negatif (-)
3. katoda = elektroda positif (+)
2. Sel Elektrolisis
1. terjadi perubahan : energi listrik energi kimia
2. anode = elektroda positif (+)
3. katoda = elektroda neeatif (-)
Potensial Elektroda
POTENSIAL ELEKTRODA
1. Pengertian
Merupakan ukuran terhadap besarnya kecenderungan suatu unsur untuk melepaskan atau
mempertahankan elektron
2. Elektroda Hidrogen
- E° H2 diukur pada 25° C, 1 atm dan {H+} = 1 molar
- E° H2 = 0.00 volt
3. Elektroda Logam
- E° logam diukur terhadap E° H2
- Logam sebelah kiri H : E° elektroda < 0 - Logam sebelah kanan H : E° elektroda > 0
4. Cara Menghitung Potensial Elektroda Sel
1. E° sel = E° red - E° oks
2. E sel = E° sel - RT/nF ln C
Pada 25° C :
E sel = E° sel - 0.059/n log C
Elektroda tergantung pada :
- Jenis Elektroda
- Suhu
- Konsentrasi ionnya
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]
Korosi
KOROSI
1. Prinsip
Proses Elektrokimia
Proses Oksidasi Logam
2. Reaksi perkaratan besi
a. Anoda: Fe(s) Fe2+ + 2e
Katoda: 2 H+ + 2 e- H2
2 H2O + O2 + 4e- 4OHb.
2H+ + 2 H2O + O2 + 3 Fe 3 Fe2+ + 4 OH- + H2
Fe(OH)2 oleh O2 di udara dioksidasi menjadi Fe2O3 . nH2O
3. Faktor yang berpengaruh
1. Kelembaban udara
2. Elektrolit
3. Zat terlarut pembentuk asam (CO2, SO2)
4. Adanya O2
5. Lapisan pada permukaan logam
6. Letak logam dalam deret potensial reduksi
4. Mencegah Korosi
1. Dicat
2. Dilapisi logam yang lebih mulia
3. Dilapisi logam yang lebih mudah teroksidasi
4. Menanam batang-batang logam yang lebih aktif dekat logam besi dan dihubungkan
5. Dicampur dengan logam lain
Elektrolisis
1. Katoda [elektroda -]
• Terjadi reaksi reduksi
• Jenis logam tidak diperhatikan, kecuali logam Alkali (IA) den Alkali tanah (IIA), Al dan Mn
• Reaksi:
2 H+(aq) + 2e- H2(g)
ion golongan IA/IIA tidak direduksi; penggantinya air
2 H2O() + 2 e- basa + H2(g)
ion-ion lain direduksi
2. Anoda [ektroda +]
• Terjadi reaksi oksidasi
• Jenis logam diperhatikan
a. Anoda : Pt atau C (elektroda inert)
reaksi : - 4OH-(aq) 2H2O() + O2(g) + 4e-
- gugus asam beroksigen tidak teroksidasi, diganti oleh 2 H2O() 
asam + O2(g)
- golongan VIIA (halogen) gas
b. Anoda bukan : Pt atau C
reaksi : bereaksi dengan anoda membentuk garam atau
senyawa lain.
Hukum Faraday
PRINSIP PERHITUNGAN ELEKTROLISIS
1. Hukum Faraday I
"Massa zat yang terbentuk pada masing-masing elektroda sebanding dengan kuat arus/arus
listrik yang mengalir pada elektrolisis tersebut".
Rumus:
m = e . i . t / 96.500
q = i . t
m = massa zat yang dihasilkan (gram)
e = berat ekivalen = Ar/ Valens i= Mr/Valensi
i = kuat arus listrik (amper)
t = waktu (detik)
q = muatan listrik (coulomb)
2. Hukum Faraday II
"Massa dari macam-macam zat yang diendapkan pada masing-masing elektroda (terbentuk
pada masing-masing elektroda) oleh sejumlah arus listrik yang sama banyaknya akan sebanding
dengan berat ekivalen masing-masing zat tersebut."
Rumus:
m1 : m2 = e1 : e2
m = massa zat (garam)
e = beret ekivalen = Ar/Valensi = Mr/Valensi
Contoh:
Pada elektrolisis larutan CuSO4 dengan elektroda inert, dialirkan listrik 10 amper selama 965 detik.
Hitunglah massa tembaga yang diendapkan pada katoda dan volume gas oksigen yang terbentuk di
anoda pada (O°C, 1 atm), (Ar: Cu = 63.5 ; O = 16).
Jawab:
CuSO4 (aq) Cu2+(aq) + SO42-(aq)
Katoda [elektroda - : reduksi] : Cu2+(aq) + 2e- Cu(s)
Anoda [elektroda + : oksidasi]: 2 H2O(l) O2(g) + 4 H+(aq) + 4 ea.
massa tembaga:
m = e . i . t/96.500 = (Ar/Valensi) x (10.965/96.500) = 63.5/2 x 9.650/96.500 = 31.25 x 0,1 =
3,125 gram
b. m1 : m2 = e1 : e2
mCu : mO2 = eCu : eO2
3,125 : mO2 = 6.32/2 : 32/4
3,125 : mO2 = 31,25 : 8
mO2 = (3.125 x 8)/31.25 = 0.8 gram
mol O2 = 0.8/32 = 8/320 = 1/4 mol
volume O2 (0°C, 1 atm) = 1/40 x 22.4 = 0.56 liter


Titrasi Reduksi – Oksidasi
Titrasi yang melibatkan reaksi redoks, dimana terjadi peristiwa oksidasi dan reduksi secara
bersamaan
Oksidasi kehilangan elektron, keadaan oksidasi yang lebih tinggi (lebih positif)
Ma+ →M(a+n)+ + ne-
Fe2+ →Fe3+ + e-
Reduksi penambahan elektron, keadaan oksidasi yang lebih rendah (lebih negatif)
Ma+ + ne- →M(a-n)+
Ce4+ + e- →Ce3+
Sel elektrokimia
Galvanik reaksi kimia (spontan) menghasilkan energi listrik
contoh: baterei
Elektrolitik energi listrik digunakan untuk mendorong reaksi kimia non-spontan
contoh: elektrolisis
Persamaan Nernst
Untuk reaksi aOx+ ne- →bRed dimana Ox=oksidator; Red=reduktor, potensial sel dapat
dihitung menggunakan persamaan Nernst


E = potensial sel
Eo = potensial standard (dalam bentuk reduksi)
R = konstanta gas (8,314 (V C)/(K mol))
T = suhu (K)
F = faraday (96.485 C/mol)
Pada suhu kamar, 25oC, maka persamaan tersebut menjadi:


Berat Ekuivalen
Berapa berat ekuivalen untuk FeSO4.7H2O
ion ferro dioksidasi mjd ion ferri Fe2+ →Fe3++e-
n = jumlah e- = 1
BE = BM FeSO4.7H2O / 1 = 278 g
SnCl2 Sn2+ →Sn4+
H2C2O4 C2O4
2- →CO2
Suatu larutan 10-3 M dalam Cr2O7
2- dan 10-2M dalam Cr3+
Jika pH=2 berapakah potensial dari setengah reaksi?
Cr2O7
2- , + 14H+ + 6e- →2Cr3++ 7H2O



E = 1.06V
5 mL 0,1 M larutan Ce4+ ditambahkan dengan 5 mL 0,3M larutan Fe2+. Hitung potensial elektroda
platina yang dicelupkan dalam larutan
mmol Fe2+ =(0,3x5,0)= 1,5 mmol
mmol Ce4+ =(0,1x5,0)= 0,5 mmol
Jadi, ada Fe2+ yang teroksidasi menghasilkan Fe3+ sebanyak 0,5 mmol dan yang tidak bereaksi
sebanyak 1,0 mmol. Maka pada kesetimbangan sistem Fe:
Fe3+ + e- Fe2+
0,5 mmol 1,0 mmol




E = 0,771 - 0,059 log 2 = 0,753 V
Kurva Titrasi
Bentuk kurva titrasi dapat diperkirakan dari nilai Eo setengah reaksi analit dan setengah reaksi titran
Contoh suatu titrasi redoks sederhana, titrasi 100 mL 0,1 M Fe2+dengan 0,1 M Ce4+ dalam 1 M
HNO3. Setiap mmol Ce4+ akan mengoksidasi satu mmol Fe2+. Dengan demikian titik ekuivalen akan
terjadi pada penambahan 100mL.
Reaksi yang berlangsung
Fe2+ + Ce4+ Fe3+ + Ce3+


Awal titrasi
ditetapkan oleh angka banding Fe2+ - Fe3+


Fe2+ sangat mudah teroksidasi oleh udara, diandaikan pada awal titrasi tidak lebih dari 0,1% Fe2+
teroksidasi, sehingga angka banding Fe2+ - Fe3+ adalah 1000:1
E = 0,771 - 0,059 log 1000 = 0,594V
Setelah penambahan 10 mL Ce4+
terbentuk kesetimbangan
Fe2+ + Ce4+ Fe3+ + Ce3+
potensial dapat dihitung dari salah satu sistem redoks




Adalah lebih mudah menggunakan sistem Fe2+ - Fe3+





E = 0,771 - 0,059 log (9,0/1,0)
= 0,715V
Setelah penambahan 50 mL Ce4+
separoh Fe2+ berubah mjd Fe3+


Kurva titrasi sebelum titik ekuivalen tercapai (daerah bufer)







Setelah penambahan 100 mL Ce4+ (titik ekuivalen)
Fe3+=10 - x mmol ≈10 mmol Fe2+= x
Ce3+=10 - x mmol ≈10 mmol Ce4+= x
Pada saat titik ekuivalen, besarnya potensial setengah reaksi oksidasi = potensial
setengah reaksi reduksi


Diperoleh harga perbandingan

Masukkan nilai konsentrasi masing-masing spesi
{(10)(10)} / x2 = 1,7x1014
Maka diperoleh nilai x =7,7x10-7
x = 7,7x10-7 mmol Fe2+ =mmol Ce4+
masukkan nilai tersebut ke dalam persamaan Nernst setengah reaksi oksidasi atau
setengah reaksi reduksi. Nilai yang diperoleh adalah sama


Perhitungan over-titrasi
Pada saat over titrasi, banyaknya Ce4+ akan melebihi Fe2+, sehingga yang habis bereaksi
adalah Fe2+, maka perhitungan menggunakan sistem Ce.

Setelah penambahan 110 mL Ce4+