REAKSI REDOKS DAN ELEKTROKIMIA

REAKSI REDOKS DAN ELEKTROKIMIA 

    Reaksi kimia yang disertai perubahan bilangan oksidasi disebut reaksi redoks. Setiap reaksi redoks terdiri atas setengah reaksi reduksi dan setengah reaksi oksidasi. Reduksi adalah penurunan bilangan oksidasi atau penyerapan elektron, sedangkan oksidasi adalah kenaikan bilangan oksidasi atau pelepasan elektron.

Contoh :

Jika logam senng dimasukkan ke dalam larutan tembaga (II) sulfat, maka logam seng akan terlarut sedangkan tembaga akan terrendapkan. Reaksi yang terjadi sebagai berikut :

    Zn (s)     +    Cu²⁺(aq)    ---->    Zn²⁺ (aq)    +   Cu (s)

Pada reaksi itu, logam seng mengalami oksidasi dengan melepaskan dua elektron, sedangkan ion tembaga (II) mengalami reduksi dengan menyerap dua elektron

Reduksi   :   Cu²⁺  (aq)   +  2e    ---->    Cu (s)

Oksidasi  :   Zn (s)    ----->      Zn²⁺ (aq)   + 2e

   Reaksi redoks ada berlangsung spontan, ada juga yang berlangsung tidak spontan. Contoh reaksi redoks tidak spontan adalah reaksi-reaksi pembakaran dan perkaratan logam-logam. Berbagai reaksi redoks spontan digunakan sebagai sumber listrik, misalnya pada aki dan batu baterei. Sebaliknya arus listrik dapat digunakan untuk melangsungkan reaksi redoks spontsn, yaitu pada proses elektrolisis. Reaksi elektrolisis digunakan pada penyepuhan dan pada pemurnian berbagai jenis logam.

Baca : Stoikiometri, Contoh Soal dan Pembahasan

   

A. PENYETARAAN REAKSI REDOKS

Persamaan reaksi redoks yang rumit dapat disetarakan dengan metode setengah reaksi dan metode bilangan oksidasi.

     Banyak reaksi redoks yang sukar disetarakan dengan cara menebak. Reaksi-reaksi seperti itu dapat desetarakan dengan metode bilangan oksidasi.

1. Metode Setengah Reaksi atau Metode Ion Elektron

   Metode ini didasarkan pada pengertian bahwa jumlah elektron yang dilepaskan pada setengah reaksi oksidasi sama dengan jumlah elektron yang diserap pada setengah reaksi reduksi. Proses penyetaraan berlangsung sebagai berikut :

Contoh 1 : K₂Cr₂O₇ (aq)   +   HCl (aq)    ---->    KCl (aq)   +   CrCl₃ (aq)    +   Cl₂ (g)   + H₂O (l)

Contoh :

Bi₂O₃ (s)   +   NaOH (aq)   +  NaClO (aq)   ---->    NaBiO₃ (aq)  +  NaCl (aq)   +  H₂O ( l)

Langkah 1 : tulis kerangka dasar dari setengah reaksi reduksi (terdiri atas  oksidator di ruas kiri dan reduktor di ruas kanan ) dan setengah reaksi oksidasi ( terdiri atas reduktor di ruas kiri dan hasil oksidasinya di ruas kanan) secara terpisah dalam bentuk reaksi ion.

   Pada contoh pertama unsur yang mengalami reduksi adalah Krom, yaitu Cr₂O₇ ^2- menjadi Cr³⁺(bilangan oksidasi krom berubah dari +6 menjadi +3). Sedangkan klorin mengalami oksidasi dari Cl^-menjadi Cl₂ (bilangan oksidasi berubah dari -1 menjadi 0 )

Reduksi   :  Cr₂O₇ ^2- (aq)  --->    Cr³⁺ (aq)

Oksidasi  :  Cl^- (aq)  --->   Cl₂ (g)

Pada contoh kedua unsur yang mengalami reduksi adalah klorin, yaitu dari ClO^- menjadi Cl^- (bilangan oksidasi klorin berubah dari +1 menjadi -1), sedangkan bismuth mengalami oksidasi, yaitu dari Bi₂O3 menjadi BiO₃^- (bilangan oksidasi berubah dari +3 menjadi +5)

Reduksi   :  ClO^- (aq)  ----->      Cl^- (aq)

Oksidasi  :  Bi₂O₃ (s)  ------>      BiO₃^- (aq)

Langkah 2 : Masing-masing setengah reaksi disetarakan dengan urutan sebagai berikut:

a.       Setarakan atom unsur yang mengalami perubahan bilangan oksidasi.

Pada contoh pertama, unsur yang mengalami perubahan bilangan oksidasi adalah Cr dan Cl. Tuliskan koeffisien Cr ³⁺ = 2 dan koeffisien  Cl^- = 2

Reduksi  :  Cr₂O₇ ^2- (aq)   ---->    2 Cr³⁺ (aq)

Oksidasi :   2Cl^- (aq)    -----      Cl₂ (g) 

Pada Contoh kedua unsur yang mengalami perubahan bilangan oksidasi adalah Cl dan Bi, Tulislah koeffisien BiO₃^-   = 2, sedangkan atom klorin sudah setara.

Reduksi   :   ClO^- (aq)   ----->        Cl^- (aq)

Oksidasi  :   Bi₂O³ (s)   ----->     2BiO₃^- (aq)

b.      Setarakan oksigen dan hidrogen ( oksigen disetarakan lebih dahulu, kemudian hidrogen)

Dalam larutan yang bersifat asam atau netral, tambahkan 1 molekul H₂O untuk setiap kekurangan satu atom oksigen pada ruas yang kekurangan atom oksigen tersebut. Kemudian setarakan atom H dengan menambahkan ion H⁺ pada ruas yang kekurangan atom H. Contoh pertama adalah reaksi yang berlangsung dalam larutan asam. Untuk menyetarakan setengah reaksi reduksinya, tambahkan 7 molekul H₂O pada ruas kanan, kemudian tambahkan 14 ion H+ pada ruas kiri. Pada reaksi oksidasinya tidak terdapat atom O maupun H.

Reduksi  :  Cr₂O₇ ^2- (aq)  +  14H+ (aq)   ----->    2 Cr³⁺ (aq)  +  7 H2O

Oksidasi :   2Cl^- (aq)  ------>     Cl₂ (g)

Dalam larutan yang bersifat basa, tambahkan satu molekul H₂O untuk setiap kelebihan satu atom oksigen pada ruas yang kelebihan atom oksigen itu, kemudian tambahkan ion OH^- dua kali lebih banyak pada ruas lainnya. Contoh kedua adalah reaksi yang berlangsung dalam suasana basa. Pada ruas kiri dari setengah reaksi reduksi  terdapat 1 atom oksigen sedangkan di ruas kanan tidak ada atom oksigen. Tambahkanlah 1 molekul H₂O di ruas kiri, kemudian 2 ion OH^- di ruas kanan. Pada setengah reaksi oksidasi  terdapat 3 atom oksigen di ruas kiri dan 6 di ruas kanan. Tambahkanlah 3 molekkul H2O di ruas kanan dan 6 ion OH^- di ruas kiri.

Reduksi   :   ClO^- (aq)  + H2O (l)     ------>       Cl^- (aq)   + 2OH^- (aq)

Oksidasi  :   Bi₂O³ (s)    +  6OH^- (aq)   ------>       2BiO₃^- (aq)   +  3H₂O ( l)

Apabila atom H belum juga setara, tambahkan ion OH- untuk setiap kelebihan satu atom H kemudian tambahkan 1 molekul H2O pada ruas yang lainnya.

Contoh :

NH₃ (aq)   ---->  NO₃- (aq), disetarakan dengan urut-urutan sebagai berikut :

    NH₃ (aq)  ----->        NO₃ (aq)   +   3H₂O ( l)

    NH₃ (aq)   +  6OH^- (aq)   ----->    NO₃^-  +  3H₂O ( l)

Ternyata pada ruas kiri masih kelebihan 3 atom H, maka pada ruas kiri ditambahkan OH- dan pada ruas kanan ditambahkan lagi 3 molekul H2O.

NH₃ (aq)   +   6OH^- (aq)   +   3OH^-   ------>     NO₃^- (aq)   +   3H₂O (l)   +   3H₂O (l)

Atau

NH₃ (aq)   +   9OH^- (aq)   ----->   NO₃^- (aq)   +   6H₂O (l)

Apabila terdapat kelebihan atom O dan H pada ruas yang sama, maka ditambahkan saja ion OH^- pada ruas yang lain.

     Contoh  : 

     Setengah reaksi     :  Al(s)      ----->     Al(OH)₄^- (aq)

     Sisetarakan menjadi   :   Al (s)  +  4OH^- (aq)     ----->      Al(OH)₄^- (aq)

Langkah 3 :   Apabila terdapat spesi lain , selain unsur  yang mengalami perubahan oksidasi, oksigen, dan hidrogen, maka penyetaraan dilakukan dengan menambahkan spesi yang bersangkutan pada ruas yang lainnya.

Contoh, setengah reakis  :  Pb(s)  ----->   PbSO₄ (s)

Disetarakan sebagai berikut :  Pb(s)  +   SO₄^2- (aq) ----->    PbSO₄ (s)

Langkah 4 : setarakan muatan dengan menambahkan elektron pada ruas yang jumlah muatannya lebih besar.

Pada contoh pertama, untuk setengah reaksi reduksi, jumlah muatan di ruas kiri adalah = +12 sedangkan diruas kanan = +6. Tambahkan 6  elektron  (6e) pada ruas kiri. Untuk setengah reaksi oksidasi, jumlah muatan di ruas kiri = -2 sedangkan diruas kanan = 0. Tambahkan 2 elektron di ruas kanan.

Reduksi  :  Cr₂O₇ ^2- (aq)  +  14H+ (aq)  + 6e   ---->    2 Cr³⁺ (aq)  +  7 H2O (l)

Oksidasi :   2Cl^- (aq)    ---->      Cl₂ (g)    + 2e

Pada contoh kedua, untuk reaksi setengah reduksi, jumlah muatan di ruas kiri = -1, sedangkan di ruas kanan = -3, maka tambahkan 2 elektron di ruas kiri. Untuk reaksi setengah oksidasi, jumlah muatan di ruas kiri = -6, sedangkan di ruas kanan = -2, maka tambahkan 4 elektron di ruas kanan.

Reduksi   :   ClO^- (aq)  + H2O (l)     2e     ---->      Cl^- (aq)   + 2OH^- (aq)- (aq)

Oksidasi  :   Bi₂O³ (s)    +  6OH^- (aq)   ----->       2BiO₃^- (aq)   +  3H₂O ( l)  + 4e

Apabila langkah 1,2 dan 3 dilakukan dengan benar maka penambahan jumlah elektron akan selalu di ruas kiri untuk setengah reaksi reduksi dan di ruas kanan untuk setengah reaksi oksidasi.

Langkah 5 : Samakan jumlah elektron yang diserap pada setengah reaksi reduksi dengan jumlah elektron yang dibebaskan pada setengah reaksi oksidasi dengan cara membri koeffisien yang sesuai. Kemudian jumlahkan kedua setengah reaksi tersebut. Dengan demikian diperoleh reaksi redoks yang telah setara.

Pada contoh pertama, setengah reaksi oksidasi harus dikalikan 3 agar julmah elektron yang dibebaskan menjadi 6. Jumlah itu sama dengan elektron yang diserap pada setengah reaksi reduksi.

Reduksi  :  Cr₂O₇ ^2- (aq)  +  14H⁺ (aq)  + 6e    ------------------->   2 Cr³⁺ (aq)  +  7 H2O (l)

Oksidasi :   6Cl^- (aq)    ------------------------>      3Cl₂ (g)    + 6e                                               +

 Redoks  :  Cr₂O₇ ^2- (aq)  +  14H⁺ (aq)  +6Cl^-  (aq)+ 6e       2 Cr³⁺ (aq)  +  3Cl₂ (g)  +  7 H2O (l) 

Persamaan reaksi ion di atas pada umumnya sudah dianggap cukup, kecuali untuk perhitungan stoikiometri yang menyangkut massa molekul realatif. Apabila diperlukan, reaksi rumus yang setara dapat diturunkan dari reaksi ionnya.

Untuk Contoh pertama di atas reaksi rumus nya adalah sebagai berikut. Koeffisien K2Cr2O7 haruslah 1 berdasarkan koeffisien dari ion Cr₂O₇ ^2- . Koeffisien HCl didasarkan pada keffisien H⁺ = 14, jadi tidak didasarkan pada ion Cl^- (dipilih koeffisien yang terbesar). Koeffisien Cl2 dan H2O berturut-turut adalah 3 dan 7. Adapun koeffisen KCl haruslah = 2 sehingga atom kalium setara.

K₂Cr₂O₇ (aq)  +  14HCl (aq)      --->     2KCl (aq)  +  2CrCl (aq)  +  3Cl₂ (g)  +  7H₂O (l)

Pada contoh kedua setengah reaksi reduksi harus dikalikan dua, agar jumlah elektron yang diserap sama dengan jumlah elektron yang dibebaskan pada reaksi setengah oksidasi, yaitu 4 elektron.

Reduksi   :   2ClO^- (aq)  + 2H2O (l)   +  4e      --->     2Cl^- (aq)   + 4OH^- (aq)

Oksidasi  :   Bi₂O³ (s)    +  6OH^- (aq)   --->       2BiO₃^- (aq)   +  3H₂O ( l)  + 4e                                      +

Redoks   :  2ClO^- (aq)  +  Bi₂O₃ (s)  +  2NaOH (aq)       2Cl^-  +2NaCl (aq)   +  2NaBiO₃ (aq)  +  H2O (l)

Reaksi rumusnya adalah sebagai berikut :

2NaClO (aq)  +  Bi₂O₃ (s)  +  2NaOH (aq)  --->   NaCl (aq)  +  2NaBiO₃ (aq)   +  H₂O (l)

Pada persamaan diatas koeffisien  NaClO didasarkan pada koeffisien ion ClO^-; koeffisien NaOH  didasarkan pada koeffisien OH^-; koeffisien NaBiO3 didasarkan pada koeffisien ion BiO₃^-; dan koeffisien NaCl didasarkan koeffisien ion Cl^- 

Baca : Hukum-Hukum Newton

2. Metode Bilangan Oksidasi.
   Metode ini didasarkan pada pengertian bahwa jumlah pertambahan bilangan oksidasi dari reduktor sama dengan jumlah penurunan bilangan oksidasi pada oksidator. Untuk menyetarakan persamaan redoks harus ditempuh langkah-langkah sebagai berikut :
a. Periksalah bilangan oksidasi semua unsur yang terlibat dalam reaksi untuk mengetahui unsur mana yang mengalami perubahan bilangan oksidasi setiap unsur di atas lambang atomnya masing-masing.
b. Setarakan unsur yang mengalami perubahan bilangan oksidasi dengan memberi koeffisien yang tepat.
c. Tentukan jumlah penurunan bilangan oksidasi dari oksidator (yang mengalami reduksi)   dan jumlah pertambahan bilangan oksidasi dari reduktor ( yang mengalami oksidasi)
d. Samakan jumlah perubahan bilangan oksidasi tersebut dengan memberikan koeffisien yang sesuai.
e. Setarakan unsur-unsur yang lainnya dalam urutan kation, anion, hidrogen dan oksigen (KAHO)

Contoh :

Setarakan reaksi redoks berikut dengan metode bilangan oksidasi.

KMnO₄  +  FeSO₄  +  H₂SO₄   ----->   K₂SO₄  +  Fe₂(SO₄)₂  +  MnSO₄  + H₂O

Jawab :

Langkah 1 , menetukan unsur yang mengalami perubahan bilangan oksidasi

   +7            +2                                                        +3                   +2                  

KMnO₄  +  FeSO₄  +  H₂SO₄   ---->    K₂SO₄  +  Fe₂(SO₄)₃  +  MnSO₄  + H₂O

Langkah 2, menyetarakan unsur yang mengalami bilangan oksidasi. Pada reaksi ini unsur yang mengalami perubahan bilangan oksidasi adalah Fe dan Mn. Untuk menyetarakan atom Fe, tulislah koeffisien F₃SO₄  = 2; sedangkan atom Mn ternyata sudah setara.

KMnO₄  +  2FeSO₄  +  H₂SO₄    ---->   K₂SO₄  +  Fe₂(SO₄)₂  +  MnSO₄  + H₂O

Langkah 3, menentukan jumlah pertambahan bilangan oksidasi dari unsur yang mengalami oksidasi dan jumlah penurunan bilangan oksidasi dari unsur yang mengalami reduksi.

                      +2               +3

Oksidasi   :  2Fe   ----->   2Fe, jumlah pertambahan bilangan oksidasinya = 2

                        +7               +2

Reduksi      : Mn    ------>  Mn, jumlah penurunan bilangan oksidasinya = 5

Langkah 4, untuk menyamakan perubahan bilangan oksidasi, maka koeffisien dari oksidator dan hasil reduksi (KMnO₄ dan MnSO₄) dikalikan dengan 2, sedangkan koeffisien dari reduktor dan hasil oksidasi (FeSO₄ dan Fe₂(SO₄)₃ ) dikalikan dengan 5

2KMnO₄  +  10FeSO₄  +  H₂SO₄     ------->      K₂SO₄  +  5Fe₂(SO₄)₂  + 2 MnSO₄  + H₂O

Langkah 5, menyetarakan unsur lainnya dalam urutan KAHO, Kation yang tidak berubah bilangan oksidasinya, yaitu K, ternyata sudah setara; anion yang tidak mengalami perubahan  bilangan oksidasi adalah SO4 ^2-. Pada ruas kanan jumlah ion SO4 ^2-  = 18 [ 1 pada K₂SO₄, 2 pada MnSO₄, dan 15 pada Fe₂ (SO₄)₃; sedangkan di ruas kiri baru ada 10, yaitu pada FeSO₄. Oleh karena itu tuliskan koeffisien H₂SO₄ = 8

2KMnO₄  +  10FeSO₄  +  8H₂SO₄     ------->      K₂SO₄  + 5 Fe₂(SO₄)₂  +  2MnSO₄  + H₂O

Selanjutnya untuk menyetarakan atom H, tulislah koeffisien H₂O = 8. Dengan demikian juga dapat diperiksa bahwa atom O sudah setara.

2KMnO₄  +  10FeSO₄  +  8H₂SO₄     ----->      K₂SO₄  +  5Fe₂(SO₄)₂  + 2 MnSO₄  +8 H₂O

Pelajari materi terkait :

1. BEBERAPA SEL VOLTA KOMERSIAL
2. ELEKTROLISIS
3. HUKUM-HUKUM FARADAY
4. REAKSI REDOKS DAN ELEKTROKIMIA
5. REAKSI REDOKS SPONTAN
6. SEL ELEKTROKIMIA
7. soal reaksi redoks dan elektrokimia

Demikian sedikit penjelasan tentang materi ini, jika mau membaca materi yang lainnya silahkan klik DISINI

Terima Kasih