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

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.	å Bilangan Oksidasi molekul = 0
7.	å 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 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.

Tahapan:

1. Tentukan perubahan bilangan oksidasi.

2. Setarakan perubahan bilangan oksidasi.

3. Setarakan jumlah listrik ruas kiri dan kanan dengan :
   H⁺ Þ pada larutan bersifat asam
   OH^- Þ pada larutan bersifat basa

4. Tambahkan H2O untuk menyetarakan jumlah atom H.

Contoh:

MnO₄^- + Fe²⁺ ® Mn²⁺ + Fe³⁺ (suasana asam)

	……………..-5
	…..é““““““ù
1.	MnO4- + Fe2+ ® Mn2+ + Fe3+
	..+7…… +2……. +2…… +3
	……………..ë û
	……………………+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

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 (-)

KONSEP-KONSEP SEL VOLTA

Sel Volta

1.	Deret Volta/Nerst
	a.	Li, K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn Fe Ni, Sn, Pb, (H), Cu, Hg, Ag, Pt, Au
	b.	Makin ke kanan, mudah direduksi sukar dioksidasi Makin ke kiri, mudah dioksidasi sukar direduksi
2.	Prinsip 1. Anoda terjadi reaksi oksidasi ; Katoda terjadi reaksi reduksi 2. Arus elektron : anoda ® katoda ; Arus listrik : katoda ® anoda 3. Jembatan garam: menyetimbangkan ion-ion dalam larutan

MACAM SEL VOLTA

1.	Sel Kering atau Sel Leclance = Katoda : Karbon = Anoda :Zn = Elektrolit : Campuran berupa pasta : MnO2 + NH4Cl + sedikit Air
2.	Sel Aki = Katoda: PbO2 = Anoda : Pb = Elektrolit: Larutan H2SO4 = Sel sekunder
3.	Sel Bahan Bakar = Elektroda : Ni = Elektrolit : Larutan KOH = Bahan Bakar : H2 dan O2
4.	Baterai Ni – Cd = Katoda : NiO2 dengan sedikit air = Anoda : Cd

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

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- ® 4OH-
	b.	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

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(l) + 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(l) + O2(g) + 4e- - gugus asam beroksigen tidak teroksidasi, diganti oleh 2 H2O(l) ® asam + O2(g) - golongan VIIA (halogen) ® gas b. Anoda bukan : Pt atau C reaksi : bereaksi dengan anoda membentuk garam atau senyawa lain.

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) + SO4^2-(aq)

Katoda [elektroda - : reduksi] : Cu²⁺(aq) + 2e^- ® Cu(s)

Anoda [elektroda + : oksidasi]: 2 H₂O(l) ® O₂(g) + 4 H⁺(aq) + 4 e^-

a.	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