Redoks & Elektrokimia

REDOKS DAN ELEKTROKIMIA


Konsep Reaksi Oksidasi Reduksi

Oksidasi adalah perubahan kimia jika suatu spesies (atom / unsure / molekul / kelompok atom) melepaskan electron. Sedangkan reduksi adalah perubahan kimia jika spesies (atom / unsur / molekul / kelompok atom) menamgkap elktron. Definisi itu berlaku secara sederhana dalam hal unsure atau ion. Transformasi yang mengubah atom netral menjadi ion positif (kation) berjalan dengan melepaskan elektron, karena itu prosesnya termasuk oksidasi, msalnya :
Fe Fe2+ + 2-
Elektron dengan lambang e- ditulis pada bagian kanan dari persamaan reaksi untuk menjaga dari persamaan muatan total keseluruhan reaksi. Transformasi unsur netral menjadi ion negatif (anion) harus diikuti dengan penambahan elektron, prosesnya disebut reduksi, misalnya :
Cl + 2e- 2 Cl-

Reaksi oksidasi dan reduksi selalu berjalan serempak oleh Karena itu jumlah elektron yang dilepas pada reaksi oksidasi harus sama dengan jumlah elektron yang ditangkap pada reaksi reduksi.
Keadaan oksidasi (oksidation state) merupakan konsep yang amat berguna untuk mendiagnosa dengan cepat keadaan oksidasi atau reduksi suatu atom dalam senyawa. Keadaan oksidasi suatu atom adalah muatan listrik atom itu yang dihitung menurut suatu kaidah tertentu. Istilah lain yang biasa digunakan untuk menyatakan keadaan oksidasi yaitu bilangan oksidasi (oksidation number) atau keadaan velensi (valence state). Perlu dibedakan antara keadaaan oksidasi dan muatan formal. Keadaan oksidasi nerupakan penunjukanyang lebih sederhana dan tidak memerlukan informasi variable elektron pada ikatan tunggal, ikatan rangkap dan struktur octet atau non octet. Muatan formal didasarkan atau usaha memetakan distribusi muatan nyata dari suatu molekul atau ion pada atom-atom pembentuknya dipahami melalui struktur dan ikatan elektronnya.

Kaidah dasar untuk menentukan keadaan oksidasi adalah :
a. Dalam senyawa ion biner, keadaan oksidasi adalah muatan per atom, contoh : CdCl2 adalah senyawa ion untuk menunjukan karakter ionnya dapat ditulis Cd2+(Cl-)2, cadmium memiliki muatan +2 dan keadaan oksidasi + II, masing-masing ion klorida memiliki muatan -1 dan keadaan oksidasi –I. untuk sentawa Hg2Cl2 maka ion Hg22+ memiliki muatan rata-rata +1 dan keadaan oksidasi +I dan klor dalam Cl- memiliki keadaan oksidasi –I.
b. Untuk senyawa kovalen atau ion maka electron yang terlibat dalam pembentukan ikatan tidak sepenuhnya diberikan dari unsur yang satu ke unsur yang lain, tetapi menjadi milik bersama bagi atom yang saling berikatan. Untuk perhitungan keadaan oksidasi setiap elektron ikatan dilimpahkan pada atom tertentu. Apabila kedua atom sama jenisnya maka elektron ikatan dibagi dua sama banyak. Untuk atom berbeda jenisnya maka seluruh elektron dalam ikatan diberikan kepada atom yang elektronegativitasnya lebih besar.

Kedua kaidah diatas memberikan konsekuensi yaitu :
a. Keadaan oksidasi unsur bebas sama dengan nol.
Misalnya Hg dalam Hg, H dalam H2, O dalam O2. S dalam S8 dll.

b. Keadaan oksidasi hydrogen dalam senyawa umumnya +I kecuali dalam senyawa hibrida logam sama dengan –I.
Misalnya senyawa NH3, atom nitrogen terikat langsung pada ato hidrogen, oleh Karena itu nitrogen lebih elektronegatif dari pada hidrogen. Jadi semua elektron ikatan diberikan pada nitrogen. Ketiga atom hidrogen tidak lagi memiliki elektron, jadi hidrogen memiliki muatan semu atau keadaan oksidasi +I. Sebaliknya dalam senyawa CaH2 masing-masing hidrogen lebih elektronegatif daripada kalsium dan dilimpahi dan dua elektron kalsium. Maka keadaan oksidasi dari hidrogen –I.

c. Keadaan oksidasi oksigen dalam senyawa umumnya –II kecuali dalam per oksida sama dengan –I.

d. Hasil penjumlahan keadaan oksidasi yang positif dan negative dalam suatu molekul atau senyawa adalah nol

e. Hasil penjumlahan keadaan oksidasi yang positif dan negatif dalam seluruh atom unutk setiap ion sama dengan muatan ion itu sendiri. Contoh senyawa H2SO4 keadaan oksidasi S adalah +VI, O adalah –II dan H adalah +I. untuk anion PO43- keadaan oksidasi P adalah +V dan O adalah –II.
Dari pemahaman diatas dapat dirumuskan definisi secara umum tentang oksidasi dan reduksi: Oksidasi adalah pertambahan keadaan oksidasi dan reduksi adalah pengurangan keadaan oksidasi.

Notasi Ion Persamaan Reaksi
Dalam menuliskan persamaan reaksi redoks perlu hati-hati dan harus memperhatikan kaidah-kaidah sebagai berikut:

a. Zat-zat yang berbentuk ion hanya dituliskan dalam bentuk ion bila ion-ion terpisah satu sama lain oleh media reaksi. Reaksi yang melibatkan garam padat, misalnya NaCl tetap ditulis sebagai NaCl, karena dalam keadaan padat ion-ionnya terikat dalam bentuk kristal. Namun apabila NaCl ada dalam larutan harus ditulis sebagai Na+ dan Cl-, atau salah satu ion saja yang mengalami perubahan keadaan okisdasi. Garam yang kelarutanya kecil seperti CuS ditulis dalam bentuk netral yaitu CuS. Air yang terionisasi kurang 1,0 x 10-7 ditulis sebagai H2O. asam dan basa kuat ditulis dalam bentuk ionnya sedang asam dan basa lemah ditulis dalam bentuk molekul. Misalnya asam nitrit (HNO2), asam asetat (CH3COOH), asam sulfit (H2SO3) dan amonia (NH3(aq)).

b. Untuk ion kompleks yang stabil dimana gugus pembentuknya ada dalam kompleks itu sendiri, harus ditulis sebagai keseluruhan komplek itu. Misalnya ion besi (III) sianida ditulis sebagai [Fe(CN6)]3- tidak ditulis sebagai ion Fe3+ dan CN- yang terpisah.

Penyetaraan Reaksi Redoks
Persamaan reaksi redoks sederhana dapat diberimbangkan dengan memeriksa stiap spesies yang terlibat dalam reaksi, tetapi utnuk reaksi ang rumit harus ditangani secara bersistem.dua metoda sistematik untuk menyeimbangkan persamaan reaksi redoks adalah adalah metoda bilangan oksidasi (oxidation state method) dan metoda ion elektron (ion electron method). Dalam kedua metoda itu perlu unutk memberikan bilangan oksidasi pada tiap keadaan dari tiap zat yang muncul dari persamaan reaksi. Persamaan parsial ditulis untuk oksidasi dan untuk reduksi, melalui perimbangan banyaknya oksidasi dan banyaknya reduksi akan didapatkan koefisien yang diperlukan untuk keseluruhan persamaan reaksi.

a. Metoda Bilangan Oksidasi
Sebagai contoh adalah reaksi antara kalium permanganat dengan natrium sulfit dengan adanya asam sulfat, akan membentuk kalium sulfat, mangan(II) sulfat, natrium sulfat dan air. Penyelesaian untuk reaksi ini mengikuti langkah-langkah sbb:
Langkah 1
kalium + natrium + asam + kalium + mangan (II) + natrium + air
permanganate sulfit sulfat sulfat sulfat sulfat

Langkah 2
KMnO4 + Na2SO3 + H2SO4 K2SO4 + MnSO4 + NaSO4 + H2O
Langkah 3
+1+7 (-2)4 (+1)2+4 (-2)3 (+1)2+6 (-2)4 (+1)2+6 (-2)4 +2 +6 (-2)4 (+1)2 +6 (-2)4 (+1)2 (-2)
KMnO4 + Na2SO3 + H2SO4 K2SO4 + MnSO4 + Na2SO4 + H2O

Langkah 4
Pilihlah unsur-unsur yang mengalami perubahan bilangan oksidasi baik yang mengalami oksidasi maupun reduksi. Tulislah persaman parsial dari reaksi oksidasi dan reduksinya.
Oksidasi : S+4 S+6 + 2e-
Reduksi : Mn 7+ + 5e - Mn +2
Langkah 5
Letakan koefisien di depan pereaksi dan produk yang mengandung unsur-unsur itu dalam persamaan reaksi keseluruhan ( pada Langkah 2) sehingga banyaknya elektron yang dilepaskan dalam reaksi oksidasi sama dengan benyaknya elektron yang diterima dalam reaksi reduksi. Dalam contoh ini melibatkan 5 setengah reaksi oksidasi dan 2 setengah reaksi reduksi akan menghasilkan 10 elektron dilepas dan 10 elektron ditangkap.
2KMnO4 + 5Na2SO3 + ? H2SO4 K2SO4 + 2MnSO4 + 5 Na2SO4 + ? H2O
Langkah 6
Spesies tersisa seperti H2SO4 dan H2O ditentukan oleh banyaknya mol spesies yang diperlukan untuk memberimbangkan persamaan. Dalam langkah 5 tampak bahwa 8 mol belerang (S) ditunjukan di sebelah kanan reaksi yang terdiri atas K2SO4, 2MnSO4 dan 5Na2SO4. agar disebelah kiri juga ada delapan mol belerang (S) maka perlu dituliskan 3 mol H2SO4. sehingga kesetaraan sementara adalah:
2KMnO4 + 5Na2SO3 + 3 H2SO4 K2SO4 + 2MnSO4 + 5 Na2SO4 + ? H2O

Selanjutnya banyaknya air (H2O) dapat disimpulkan dengan dua cara yaitu:
a. Banyaknya atom oksigen total yang ditunjukan di ruas kiri persamaan itu ada 35 dan di kanan adalah 32, tidak termasuk H2O. jadi harus ditambah 3 atom O, atau 3 H2O.
b. Banyaknya atom hidrogen yang ditunjukan dikiri adalah 6 (3 mol H2SO4) jadi harus ditambah 6 atom H (3 H2O)
Persamaan berimbangnya adalah:
2KMnO4 + 5Na2SO3 + 3 H2SO4 K2SO4 + 2MnSO4 + 5 Na2SO4 + 7 H2O

b. Metoda Ion Elektron
Metoda ion elektron perhatian dipusatkan pada partikel-partikel yang diduga benar-benar ada dalam larutan dan berperan serta dalam berlangsungnya reaksi. Suatu contoh reaksi yang melibatkan ion dikromat yang merupakan zat pengoksidasi yang biasa digunakan untuk menggambarkan metoda ion elektron. Selesaikan persamaan reaksi antara natrium dikromat dan asam klorida untuk menghasilkan natrium klorida, kromium(III) klorida, air dan gas klor.
Penyelesaian
Langkah 1
Natrium + asam + natrium + kromium(III) + air + klor
bikromat klorida klorida klorida

Langkah 2
Na2Cr2O7 + HCl NaCl + CrCl3 + H2O + Cl2
Langkah 3
Tuliskan bentuk ion unutk setiap zat
2Na+ + Cr2O72- + H+ + Cl- Na+ + Cl- + Cr -3 + 3Cl- + H2O + Cl2
Langkah 4
Tuliskan bilangan oksidanya
+1 (+6)2 (-2)7 +1 -1 +1 -1 +3 -1 (+1)2 -2 0
2Na+ + Cr2O72- + H+ + Cl- Na+ + Cl- + Cr -3 + 3Cl- + H2O + Cl2

Tuliskan lagi hanya ion yang mengalami perubahan bilangan oksidasi
(+6)2 (-2)7 -1 +3 0
Cr2O72- + Cl- Cr+3 + Cl2

Kromium direduksi dari bilangan oksidasi +6 menjadi +3 sedangkan sebagian klor dioksidasi dari bilangan oksidasi -1 menjadi 0, sedangkan sebagian lagi tidak berubah.
Langkah 5
Unutk persamaan reaksi berikut:
Cr2O72- 2Cr3+ (tidak lenglap)
Karena oksigen membentuk air maka persamaan reaksinya adalah:
Cr2O72- + 2Cr3+ + 7 H2O (tidak lengkap)
Karena ion hidrogen bergabung dengan oksigen membentuk air maka diperoleh:
Cr2O72- + 14 H+ 2Cr3+ + 7 H2O
(jumlah atom-atomnya sudah sama)
Setelah itu menyamakan jumlah muatan dengan cara memberikan sejumlah elektron pada ruas kiri.
Cr2O72- + 14 H+ + 6e- 2Cr3+ + 7 H2O
(-2) + (+14) + (-6) = (+6) + 0

Untuk persamaan oksidasi berikut:
2Cl- Cl2 (atomnya telah sama)
Untuk menyamakan jumlah muatan maka ruas kiri perlu ditambah 2e-
2Cl- Cl + 2e-
(-2) = (0) + (-2)
Langkah 6
Selanjutnya persamaan reaksi dijumlahkan dengan persamaan oksidasi didapatkan persamaan 3 dengan menyamakan jumlah elektron yang dilepas pada reaksi oksidasi dan jumlah elektron yang diterima pada reaksi reduksi.
Cr2O72- + 14 H+ + 6e- 2Cr3+ + 7 H2O
3 x (2Cl- Cl2 + 2e-)

Cr2O72- + 14 H+ + 6Cl + 6e- 2Cr3+ + 7 H2O + Cl2 + 6e-

Elektron saling menghabiskan sehingga dihasilkan persamaan ion yang berimbang.
Cr2O72- + 14 H+ + 6Cl 2Cr3+ + 7 H2O + Cl2 + 6e-
(-2) + (+14) + (-6) = 2(+3) + 0 + 0

Langkah 7
Di dalam persamaan itu ion Na+ tidak disebut-sebut. Apakah ion negatif yang ditunjukan cukup unutk membuat muatan neto sama dengan nol. Persamaan keseluruhan yang berimbang maka perlu dibenahi dengan memasukan oan Na+ untuk tiap Cr2O72- dan satu Cl- untuk tiap H+ maka diperoleh persamaan sebagai berikut:
Na2Cr2O7 + 14 HCl 2 NaCl + 2CrCl3 + 7 H2O + 3Cl2

Sel Galvani
Reaksi oksidasi reduksi banyak yang dapat berlangung pada kondisi tertentu unutk membangkitkan listrik. Dasarnya bahwa reaksi oksidasi reduksi itu harus berlangsung spontan di dalam larutan air jika bahan pengoksidasi dan pereduksi tidak sama. Susunan yang demikian yang berguna untuk membangkitkan arus listrik disebut sel Galvani atau sel elektrokimia.

Syarat-syarat dari sel elektrokimia adalah:
1. Bahan pengoksidasi dan pereduksi tidak terjadi kontak fisik satu sama lain, tetapi terdapat pada kompartemen terpisah yang disebut setengah sel. Masing-masing setengah sel terdiri atas larutan dan elektroda (bahan pengantar dari logam)
2. Bahan pengoksidasi dan pereduksi dalam setengah sel apakah elektroda itu sendiri atau zat padat yang diendapkan pada elektroda itu atau gelembung gas di sekitar elektroda atau zat terlarut dalam larutan dimana elektroda itu berada.
3. Larutan kedua setengah sel dihubungkan dengan jembatan garam sehingga ion ion dapat bergerak diantara keduanya. Jembatan garam berupa elektrolit misalnya kalium sulfat, natrium klorida, kalium klorida dan kalium nitrat.
Dalam sel Galvani oksidasi diartikan sebagai dilepaskannya elektron oleh atom, molekul atau ion dan reduksi berarti diperolehnya elektron oleh partikel-partikel itu. Sebagai contoh reaksi oksidasi sederhana dan berlangsung spontan adalah bila lembar tipis zink dibenamkan dalam suatu larutan tembaga sulfat maka terjadi logam tembaga menyepuh pada lembaran zink dan lembaran zink lambat laun melarut dan dibebaskan energi panas. Reaksinya adalah:
Zn + CuSO4 ZnSO4 + Cu
Reaksi yang sebenarnya adalah antara ion zink dengan temabaga seperti berikut
Zn + Cu Zn2+ + Cu


Zn Cu

Zn2+ Cu2+


SO 42- SO42-

Gambar 3.1. Sel Galvanic
Tiap atom zink kehilangan dua elektron dan tiap ion tembaga memperoleh dua elektron untuk menjadi sebuah atom tembaga.
Oksidasi : Zn Zn 2+ + 2e-
Reduksi : Cu2+ + 2e- Cu
Walaupun gejala sifat dasarnya adalah listrik namun tidak dapat dideteksi aliran elektronya bila zink bersentuhan dengan larutan temabaga sulfat. Karena elektron diserahkan langsung dari atom-atom zink ke ion-ion tembaga. Bila lembaran zink tidak bersentuhan dengan larutan temabaga sulfat maka masih mungkin siperoleh suatu reaksi antara Zn dengan Cu dengan menggunakan penataan dua setengah sel dihubungkan oleh jembatan garam. Penataan dua setengah sel memungkinkan:
1. Aliran elektron lewat suatu penghantar dari atom zink ke ion tembaga
2. Difusi ion positif dan ion negatif sehingga larutan tetap netral dan di dekat permukaan logam sekalipun. Salah satu cirri larutan ion adalah muatan positif harus sama dengan muatan negatif dalam tiap bagian dari larutan itu.
Beberapa metoda yang memungkinkan terjadinya difusi ion-ion, yang lazim dilakukan di laboratorium adalah dengan membenamkan lembaran zink ke dalam larutan temabga sulfat. Kedua larutan dihubungkan dengan jembatan garam yang memungkin terjadinya difusi ion-ion. Jika reaksi Zn+CuSO4 ZnSO4 + Cu berlangsung, maka akan terjadi terus hingga salah satu pereaksi atau atom zink atau ion tembaga habis. Dalam hal ini voltage berkurang menjadi nol. Elektron valensi megalir dari atom zink ke kawat penghantar, dan ion-ion Zn2+ yang terbentuk ini memasuki larutan dan berdifusi menajuhi lembaran zink.
Zn Zn 2+ + 2e-
Ion negatif berdifusi melalui jembatan garam menuju jembatan garam menuju ke elektroda zink, pada saat tertentu akan kelihatan zink akan menghilang atau habis. Elektron yang dilepaskan oleh atom zink memasuki kawat penyambung dan menyebabkan elektron-elektron pada ujung yang lain berkumpul pada permukaan elektroda tembaga. Elektron-elekteron itu bereaksi dengan ion tembaga membentuk atom tembaga yang melekat pada elektroda itu.
Cu2+ + 2e- Cu
Oleh Karena itu elektroda tembaga akan membesar dan warna biru larutan tembaga sulfat akan menghilang karena konsentrasi ion tembaga berkurang. Ion sulfat SO42- yang tersisa dari ion tembaga akan berdifusi menjauhi elektroda tembaga. Dalam jembatan ion K+ dari garam kalium yang dipakai akan berdifusi keluar menuju ke tembaga. Sementara reaksi berjalan terdapat gerakan keseluruhan dari ion negative menuju elektroda zink dan gerakan keseluruhan ion positif menuju tembaga.
Elektroda yang disebut katoda dan anoda didasarkan pada tipe reaksi yang berlangsung pada permukaan elektroda itu. Elektroda yang terjadi reaksi oksidasi disebut anoda dan elektroda yang terjadi reaksi reduksi disebut katoda. Dalam contoh sel diatas elektroda zink disebut anoda dan elektroda tembaga adalah anoda.

Potensial Sel
Untuk menyatakan suatu reaksi didalam sebuah sel Volta dirumuskan perjanjian berikut:
Elektroda; ion-ion dalam larutan // ion-ion dalam larutan; elektroda
Anoda // katoda
(oksidasi) (reduksi)
Kedua garis vertical yang sejajar menyatakan jembatan garam yaitu batas yang memisahkan kedua elektroda. Contoh reaksi dalam sel Daniell adalah :
Zn; Zn ++ // Cu++ ; Cu
Contoh lain misalnya sebuah sel menggunakan elektroda paltina dan reaksi sel keseluruhan adalah H2 + Cl2 2HCl,
Maka persamaan reaksi sel dapat ditulis sbb: Pt; H2; H+ // Cl- ; Cl2 ;Pt
Pada suatu elektroda sering dirujuk sebagai suatu setengah reaksi. Reaksi sel adalah jumlah aljabar dari reaksi – reaksi yang terjadi pada elketroda-elektroda untuk menentukan voltage sel digunakan harga potensial reduksi standar seperti pada table 3.1
Untuk sel yang sesuai pada reakasi zink dengan tembaga sulfat seperti dalam contoh diatas ada;lah sebagai berikut:
Zn; Zn ++ // Cu++ ; Cu setengah reaksi dan reaksi selnya adalah:
Zn Zn 2+ + 2e (oksidasi pada anoda)
Cu2+ + 2e Cu (reduksi pada katoda)

Jumlah : Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu (reaksi sel)
Maka voltage standar nutksel itu adalah:
ε 0 = ε 0 oks + ε 0 red
= ε 0 Zn; Zn 2+ + ε 0 Cu2+; Cu
= 0,76 V + 0,34 V
= 1,10 Volt






Table 3.1 Potensial Reduksi Standar, e0red
Kopel
(oks/red) Reaksi Katoda
(reduksi) Potensial
Reduksi,
volt
Li+/Li Li+ + e Li
-3,04
K+ /K K+ + e K
-2,92
CaCa2+ /Ca Ca2+ + 2e Ca
-2,87
Na+ /Na Na+ + e Na
-2,71
Mg2+ /Mg Mg + 2e Mg
-2,37
Al3+ / Al Al + 3e Al
-1,66
Zn2+ /Zn Zn + 2e Zn
-0,76
Fe3+ /Fe Fe3+ + 3e Fe
-0,44
PbSO4/Pb PbSO4 + 2e Pb + SO42-
-0,36
Co2+ /Co Co2+ + 2e Co
-0,28
Ni2+ /Ni Ni2+ + 2e Ni
-0,25
Sn2+ /Sn Sn2+ + 2e Sn
-0,14
Pb2+ /Pb Pb2+ + 2e Pb
-0,13
H+ /H 2H+ + 2e H
0,000
Sn4+ /Sn Sn4+ + 2e Sn2+
0,15
Cu2+ / Cu Cu2+ + 2e Cu-
0,34
I2 /I I2 + 2e 2I-
0,54
O2 /H2O2 O2 + 2H+ + 2e H2O2
0,68
Fe3+ / Fe2+ Fe3+ + e Fe2+
0,77
Hg22+ /Hg Hg22+ + 2e 2Hg
0,79
Ag+ /Ag Ag+ + e Ag
0,80
NO3-/N2O4 2NO3- + 4H+ + 2e N2O4+ H2O
0,80
NO3-/NO NO3- + 4H+ + 3e NO + 2H2O
0,96
Br2 /Br - Br2 + 2e 2Br-
1,07
O2 /H2O O + 4H+ + 4e 2H2O
1,23
Cr2O72- /Cr3+ Cr2O72- + 14 H+ + 4e 2 Cr3+ + 7H2O
1,33
Cl2 /Cl- Cl2 + 2e 2Cl-
1,36
PbO2/Pb2+ PbO2 + 4 H+ + 2e Pb2+ + 2H2O
1,46
Au3+/Au Au3+ + 3e Au
1,50
MnO4-/Mn2+ MnO4- + 8 H+ + 2e Mn2+ + 4H2O
1,51
HCIO/Cl¬- 2HClO + 2H+ +2e Cl- + 2 H2O
1,63
PbO2/PbSO4 PbO2 + SO42- + 4 H+ + 2e PbSO4+ 2 H2O
1,68
H2O2/H2O H2O + 2H+ + 2e 2 H2O
1,78
F2/F- F2 + 2e 2F-
2,87

Potensial untuk setengah sel reaksi oksidasi mempunyai tanda yang berlawanan dari yang ada pada tabel dan unutk potensial setengah sel reduksi mempunyai tanda yang sama dari tabel itu. Hal in karena pada tabel merupakan potensial reduksi saja sehingga harus diubah sesuai engan kondisi reaksi (jika diperlukan potensial oksidasi).

Potensial Elektroda
Pada umumnya sel volta yang disusun berdasarkan potensial elektroda standar tidak memiliki nilai praktis. Nilai yang nyata dari tabel itu adalah pemahaman dari reaksi oksidasi reduksi dalam larutan tidak tergantung pada terjadinya reaksi apakah dalam ruang baterai, kontak langsung dalam bejana di laboratorium, dalam sel organisme hidup ataukah dalam tangki besar pada proses industri. Jika jika electron digeser dan potensial stanadar memberikan suatu perbandingan dari kecendrungan relative pelbagai zat memperoleh ataupun melepaskan elektron.
Dari posisi urutan logam pada tabel dapat diramalkan bila selembar pita magnesium dicelupkan dalam larutan nikel klorida akan terjaid reaksi redoks secara spontan dan cepat.
Mg + Ni2+ + 2Cl- Ni + Mg2+ + Cl - ε sel positif
Untuk logam nikel jika dicelupkan dalam larutan magnesium klorida dapat diramalkan sbb:
Ni + Mg2+ + 2Cl- tak ada reaksi ε sel negative
Reaksi semacam itu bukanlah tidak dapat diusahakan agar dapat berlangsung hnaya sebagai akibat mengelurakan energi dari sumber luar.
Nilai numerik potensial elektroda tergantung pada sifat bahan kimia itu sendiri, suhu, dan konsentrasi anggota pasangan. Potensial setengah sel didaftarkan untuk keadaan standar bahan kimia yang dilakukan pada satu atm unutk gas dan zat murni sedang untuk zat cair dan zat padat dalam 1 mol / Liter, untuk setiap zat terlarut yang bukan gas yang muncul dalam reaksi setengah sel. Potensial rujukan itu disebut potensial elektroda standar ( standard electrode potential) dan dikenal dengan lambing ε 0. lambang itu juga digunakan untuk potensial standar sel menyeluruh dan nilainya dapat ditentukan dengan mengukurnya pada keadaan standar. Oleh karena hanya selisih dua potensial elektroda yang dapat diukur dengan tegangan sel, maka harus ada satu titik nol sembarang pada skala itu yaitu potensial elektroda hydrogen standar (H+ / H2).

Kespontanan Reaksi Redoks
Jika voltage sel yang dihitung berharga positif, reaksi sel akan berlangsung serta merta (spontan) dan sel akan menghasilkan arus. Seperti terlihat dalam reaksi ε 0Zn.Zn2+ + ε 0Cu2+. Cu = 1,10 volt yang berharga positif. Menunjukan bahwa reaksi Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu2+ adalah suatu reaksi yang serta merta. Jika reaksi itu dibalik demikian ε 0 Cu.Cu2+ + ε 0Zn.Zn2+ memberikan harga potensial – 1, 10 volt. Hal ini menunjukan bahwa reaksi : Cu + Zn2+ Zn + Cu2+ tidak dapat berlangsung secara serta merta. Unutk memudahkan menghafal dalam menggunakan tabel potensial reduksi standar agar lebih mudah meramalkan reaksi-reaksi serta merta perhatikan bagan dibawah ini.
oksidasi Oksidasi pada anoda
Arah kesertamertaan unutk sepasangelektroda apa saja yang dicantumkan dalam tabel3.1 Zn + 2e Zn2+ + 0,76
Zn2+ + 2e Zn – 0,76
(salah)
Fe2+ + 2e Fe – 0,44
Pb2+ + 2e Pb – 0,13
2H+ + 2e H2 0,00
Cu2+ + 2e Cu + 0,34
Reduksi pada anoda

Salah satu pedoman untuk meramalkan aktifitas suatu unsur adalah tempatnya dalam tabel potensial reduksi standar yaitu (a) pada kondisi selain kondisi standar aktifitas relatif dapat berubah (b) voltage relative hanya menyatakan reaksi apa yang dapat berlangsung serta merta bukannya bahwa reaksi itu memang akan terjadi.
Contoh soal:
Untuk tiap sel volta dibawah tulislah setengah reaksi yang menandai mana yang oksidasi dan mana yang reduksi. Kemudian tulislah reaksi selnya dan hitung voltage selnya.
(a). Co, Co2+ o Ni2+, Ni
(b). Cu, Cu2+ o Ag+, Ag
Penyelesaian:
(a) setengah reaksi dan reaksi selnya adalah:
Co Co2+ + 2e (oksidasi)
Ni2+ + 2e Ni (reduksi)
Co + Ni2+ Co2+ + Ni ( reaksi sel)
Voltage selnya adalah:
ε 0sel = ε 0oks + ε 0red
= ε 0 Co. Co2 + ε 0Ni2+, Ni
Lihat pada tabel 3.1 maka akan didapatkan:
ε 0sel = + 0,28 V + (-0,25 V) = 0,03 volt.
(b) setengah reaksi dan reaksi selnya adalah:
Cu Cu2+ + 2e (oksidasi)
2Ag+ + 2e 2Ag (reduksi)

Cu + 2Ag+ 2Ag + Cu2+
Voltage selnya adalah: ε 0sel = - 0,34 V + 0,80 V = 0,46 Volt

Persamaan Nerst
Potensial sel yang telah dibahas hanyalah mengenai harg-harga ε 0sel artinya potensila sel yang bekerja pada kondisi standar. Unutk sel pada konsentrasi tertentu dan bukan pada keadaan standar dapat dihitung menggunakan persamaan Nerst. Walther Nerst adalah salah satu ahli kimia fisika tahun 1889 yang mengemukakan hubungan potensial sel eksperimen dengan potensial sel standar yaitu:
ε sel = ε 0sel - (RT/nF) lnQ
Dengan R adalah tetapan gas yang harganya 8,314 JK-1 mol-1, T adalah temperatur mutlak, n adalah banyaknya mol elektron yang dinyatakan dalam persamaan berimbang unutk reaksi sel, F adalah bilanagn Faraday yang besarnya 96000 C mol-1 dan Q adalah suatu suku yang serupa dengan tetapan kesetimbangan. Pada 25oC (298 K) dan dengan mengalikan bilangan 2,303 unutk konversi ln ke log maka persaman Nerst menjadi ε sel = ε 0 - (0,0591/n ) logQ
Jika reaksi sel digambarkan sebagai: wA + xB yC + zD maka:
Q = [C]y [D]z’’’’’’’’’’’’’’’


Agar dapat menghitung harga Q diperoleh secara cermat maka konsentrasi dinyatakan dalam aktifitas dan yang harus diperhatikan adalah:
a. Dalam larutan encer perhitungan kasar yang baik dapat dibuat menggunakan konsentari molar atau molal.
b. Sesuai dengan tetapan kesetimbangan maka faktor-faktor untuk zat padat dihilangkan
c. Untuk gas tekanan dinyatakan dalam atmosfer
d. Jika dalam reaksi sel terbentuk air maka konsentrasinya dalam perhitungan harga Q tidak diikutkan.
Dengan melihat harga Q, jelas bahwa voltage suatu sel akan diperbesar baik oleh (a) kenaikan konsentarsi pereaksi ataupun (b) berkurangnya konsentarsi produk. Penggunaan persamaan Nerts unutk menghilangkan ε 0sel dilakukan seperti contoh dibawah ini:
Contoh 1:
Hitunglah voltage sel Zn, Zn2+ // Cu2+, Cu, jika setengah sel tembaga berada dalam kondisi standar tetapi konsentrasinya ion zink hanyalah 0,0010 M pada suhu 25oC.
Penyelesaian:
Setelah dihitung potensial sel ε 0sel = 1,10 volt, dari persamaan
Zn + Cu2+ Cu + Zn2+, banyaknya mol elektron yang diserah terimakan n = 2 maka:
ε sel = ε 0 sel - (0,0591/n ) logQ
= ε sel - (0,0591/n ) log ([Zn2+]/ [Cu2+])
= 1.10 – (0,0591/ 2) log (0,0010 / 1,0)
= 1.10 – (0,0296) (-3)
= 1,19 volt

Contoh 2:
Berapakah voltage sel Pb;Pb2+//Ag+; Ag jika konsentrasi ion Pb2+ 2,0 M dan ion Ag+ 0,0030 M?
Penyelesaian:
Reaksi selnya adalah:
Pb + 2Ag+ Pb2+ + 2Ag
ε sel = ε 0 sel - (0,0591/n ) logQ
ε sel = [-(-0,13) + 0,80 ]- (0,0591/ 2 ) log (2,0 / 0,0030)
= 0,93 – 0,16
= 0,77 volt

Elektrolisis
Larutan asam, basa, garam dan leburan dari basa dan garam yang dipanaskan dapat dilalui oleh suatu arus listrik dan terjadi penguraian zat-zat, pristiwa ini disebut dengan elektrolisis. Sebabitu asam, basa dan garam yang demikian disebut dengan elektrolit. Pada eletrolisis penggunaan energi adalah kebalikan dari sel volta, pada sel volta suatu proses kimia menghasilkan arus listrik sedang pada elektrolisis arus listrik dari luar sel mengakibtakan terjadinya reaksi kimia. Banyaknya perubahan kimia yang dihasilkan oleh arus listrik berbanding lurus dengan kuantitas listrik yang lewat. Fakta itu ditemukan oleh Michael Faraday tahun 1834 sebelum sifat dasar elektron dari arus listrik diketahui. Kuantistas satuan dasar kelistrikan yang menyatakn banyaknya elektron yang melewati elektrolit adalah Coulomb. Berdasarkan satu muatan elektron perhitungan memberikan harga 96500 Coulomb (C) berpadana dengan lewatnya 1 mol elektron. Besarnya kelistrikan ini disebut dengan 1 Faraday. 1 Faraday = 1 Mol electron = 96500 C
Hukum Faraday 1
Jumlah zat yeng terjadi / terlepas pada tiap-tiap elektroda berbanding lurus dengan jumlah listrik yang mengalir melalui larutan selama elektrolisis
Oleh Karena itu adapat dinyatakan dengan rumus:
G = e. I. t
= (E / F). I. t
= (Mr / nF). I. t
Keterangan:
G adalah masa zat yang terjadi dalam gram (g)
I adalah kuata arus dalam ampere (A)
t adalah waktu dalam detik (s)
E adalah massa ekivalen
F adalah bilangan Faraday = 96500 C mol-1
n adalah nomor oksidasi dari ion yang bersangkutan
Contoh soal:
Berapa gram tembaga terendap pada elektrolisis larutan CuSO4 dengan kuat arus 3 mA selama dua menit?
Penyelesaian :
Mr Cu = 63,5, I = 3mA= 0,003A, t= 2 menit = 120 s dan F= 96500C mol-1
Rumus G = (Mr / nF). I. t
= 63,5 / 2 . 0,003 . 120 / 96500
= 0,12 gram
Jadi tembaga yang terendap = 0,12 gram.

Hokum Faraday II
Bila sejumlah listrik tertentu dialirkan melalui beberapa larutan elektrolit maka jumlah berat zat yang terjadi berbanding lurus dengan berat ekivalennya. Misalnya pada elektrolisis larutan CuSO4, AgNO3 dan HCl maka berat Cu: berat Ag: berat H = BE Cu: BE Ag: BE H. hal ini sesuai dengan rumus hukum Faraday I yaitu I dan t sama, berat zat-zat yang timbul pada masing-masing elektroda berbanding seperti E nya.

Korosi
Korosi adalah transformasi suatu logam menjadi senyawanya. Pada umumnya peristiwa korosi merupakan proses elektro kimia, terutama jika berlangsung dalam linhgkungan yang mengandung air. Dari teori elektrokimia suatu logam akan mengalami korosi jika pada permukaan logam terdapat lapisan-lapisan bertindak sebagai anoda dan lapisan lain bertindak sebagai katoda. Pada anoda akan terjadi larutan logam misalnya:
Fe Fe2+ + 2e
Agar reaksi dapat berjalan electron-elektron harus digunakan unutk mereduksi suatu zat lain. Dalam suasana asam yang terdapat ion H reduksinya adalah:
2H+ + 2e H2
Jika besi yang murni dicelupkan dalam larutan asam seolah-olah tidak mengalami korosi. Hal ini karena penetralan ion H+ pada besi yang murni merupakan proses yang berjalan lambat.
Tetapi jika besi mengandung kotoran yang berbentuk logam yang lebih mulia misalnya tembaga maka proses korosi akan berjalan dengan cepat. Hal ini karena penetralan ion H+ dapat terjadi pada tempat-tempat yang terdapat kotoran. Dalam suasana basa atau netral intensitas korosi bergantung pada konsentrasi oksigen yang terdapat dalam larutan. Reaksi-reaksi pada proses korosi logam besi disebut dengan karatan dalam suasana basa atau netral adalah:
(1) Fe Fe2+ + 2e
(2) H2O + ½ O2 + 2e 2OH-
Ion-ion Fe kemudian bereaksi dengan ion-ion OH- sebagai berikut:
Fe2+ + 2 OH- Fe(OH)2 endapan putih atau hijau. Jika persediaan oksigen dalam larutan cukup maka basa yang terbentuk akan teroksidasi sebagai berikut:
2Fe (OH)2 + ½ O2 H2O + Fe2O3. H2O endapan coklat
Factor-faktor yang mengalami korosi adalah lingkungan, aspek fisikdan metalurgi dari logam yang mengalami korosi.

Soal-soal latihan
1. Berapa gram nikel akan terbentuk, jika kedalam larutan NiSO4 dialirkan arus sebesar 24,125 C?
2. Tuliskan reaksi redoksnya dan perhitungan harga ε 0 untuk tiap sel berikut ini:
a. Ag+ + e- Ag
Cu2+ + 2e- Cu
b. Mn2+ + 2e- Mn
Cl2 + 2e- 2Cl-
c. Al3+ + 3e- Al
Br2 + 2e- 2Br-
3. Periksalah apakah reaksi redoks berikut dapat berlasngsung atau tidak?
a. Br2 + 2Cl- Cl2 + 2Br –
b. Ag + Cu2+ Ag+ + Cu
c. Br2 + 2I- 2Br - + I2
4. Tuliskan raeksi redoks dari rumus dari sel berikut dan hitung pula ε selnya!
a. Fe | Fe3+ (1 M) || H+ (1M) | H2 (1 atm) | Pt
b. Pt | I2 I- (1M) || Cl- (1M) | Cl2 | Pt
c. Mg | Mg2+ (1M) || Cd2+ (1M) | Cd
5. Berapa Faraday diperlukan untuk menghasilkan 22, 4 mL gas oksigen (0oC, 1 atm) dari elektrolisis larutan Na2SO4 dengan elektroda Pt? ubagkah dari Faraday menjadi Coulomb, dan hitunglah banyakmnya elektron yang terdapat dalam muatan listrik tersetut?
6. arus listrik tetap 5A yang mengalir selama 3860 detik sesuai dengan berapa Coulomb?
7. berapa jumlah muatan listrik, dalam Faraday yang diperlukan unutk mereduksi 1 mol ion nitrat menjadi ion amonium ?
8. jika potensial dari elektroda Ni / Ni2+ (1M) ialah -0,25 Volt pada suhu 25oC. berapa potensial elektroda itu unutk konsentari 2M?
9. jika seandainya potensial elektroda hydrogen standar diberi nilai 0,00 volt dan bukan 0,01 volt maka potensial sel-sel volta akan megalami pristiwa apa?
10. hitung berapa mL KMnO4 0,25M yang diperlukan unutk mengoksidasi FeSO4 0,40N dalam larutan asam. Dalam reaksi ini Fe2+ dioksidasi oleh MnO4- menghasilkan Fe3+ dan Mn2+
11. jika V2O5 direduksi , berapa masa ekivalennya jika hasil reduksi berturut-turut V2, V2 O3,VO dan V?