Reaksi Redoks Kelas XII SMA

Sumber: Mari Belajar Kimia Untuk SMA-MA Kelas XII IPA :Crys Fajar Partana dan Antuni Wiyarsi; Pusat Perbukuan, Departemen Pendidikan Nasional, 2009

A. Konsep reaksi redoks

Di kelas X, kalian telah belajar reaksi oksidasi dan reduksi. Masih ingatkah kalian definisi dari oksidasi dan reduksi? Kalian pasti mengenal kawat tembaga. Coba kalian ambil kawat tembaga dan masukkan dalam larutan AgNO₃. Apa yang terjadi? Larutan AgNO₃ yang tidak berwarna lama-kelamaan akan berwarna biru. Ini menunjukkan telah terjadi reaksi. Reaksi yang terjadi merupakan reaksi redoks dan akan kalian pelajari pada bab ini.
Reaksi oksidasi adalah perubahan kimia yang terjadi ketika elektron dilepaskan. Reaksi reduksi adalah perubahan kimia yang terjadi ketika elektron diterima. Reaksi oksidasi dan reduksi selalu berjalan serempak, sehingga jumlah elektron yang dilepas pada reaksi oksidasi sama dengan jumlah elektron yang diterima pada reaksi reduksi. Reaksi ini dinamakan reaksi redoks.
Di kelas X telah dijelaskan apa itu bilangan oksidasi? Bilangan oksidasi merupakan konsep yang sangat berguna untuk menentukan dengan cepat keadaan oksidasi atau reduksi suatu atom dalam senyawa. Bilangan oksidasi adalah angka yang seakan-akan menunjukkan muatan yang dimiliki oleh partikel untuk berikatan.

Adapun aturan penentuan bilangan oksidasi sebagai berikut.

1. Bilangan oksidasi unsur bebas sama dengan nol. Misal H dalam H₂ dan Cu dalam Cu.
2. Bilangan oksidasi hidrogen dalam senyawa umumnya +1, kecuali dalam senyawa hidrida logam sama dengan -1. Misal dalam NaH, bilangan oksidasi Na adalah +1 dan H adalah -1.
3. Bilangan oksidasi oksigen dalam senyawa umumnya -2, kecuali dalam peroksida sama dengan -1.
4. Hasil penjumlahan bilangan oksidasi yang negatif dan positif dalam suatu molekul atau senyawa sama dengan nol.
5. Hasil penjumlahan bilangan oksidasi yang negatif dan positif dalam seluruh atom untuk setiap ion sama dengan muatan ion itu sendiri.

PERCOBAAN KIMIA

Tujuan Percobaan : Mempelajari beberapa reaksi redoks dalam larutan
Alat:

• kertas gosok
• tabung reaksi

Bahan:

• larutan CuSO4  0,1 M
• logam Cu
• larutan MgSO4  0,1 M
• logam Mg
• larutan Pb(NO3)2  0,1 M
• logam Pb
• larutan FeSO4  0,1 M
• logam Fe

Cara kerja:

1. Isi tabung reaksi dengan larutan yang disediakan setinggi 3 cm.2.
2. Potong logam Cu, Mg, Ag, Pb, dan Fe dengan ukura panjang 4 cm dan lebar 0,5 cm.
3. Bersihkan masing-masing permukaan logam dengan cara diamplas sampai bersih.
4. Ambil logam Cu dan celupkan dalam larutan yang disediakan.
5. Amati perubahan yang terjadi dan catat pada tabel pengamatan.
6. Ulangi langkah (4) untuk logam-logam yang lainnya.

Hasil pengamatan:
Buat dan lengkapi tabel berikut pada buku kerja kalian.

Logam Larutan;	Cu2+(aq)	Mg2+aq)	Pb2+(aq)	Fe2+(aq)
Cu	…..	…..	…..	…..
Mg	…..	…..	…..	…..
Ag	…..	…..	…..	…..
Pb	…..	…..	…..	…..
Fe	…..	…..	…..	…..

Evaluasi dan kesimpulan
Kerjakan di buku kerja kalian

1. Tulis reaksi ion yang terjadi berdasarkan pengamatan kalian
2. Tuliskan oksidator dan reduktor dalam setiap reaksi.
3. Buat kesimpulan dari aktivitas kalian di atas dan diskusikan dengan teman kalian

B. Penyetaraan reaksi redoks

Persamaan reaksi redoks sederhana dapat disetarakan dengan menggunakan dua metode sistematik, yaitu metode bilangan oksidasi dan ion elektron atau setengah reaksi.

1. Metode bilangan oksidasi

Metode bilangan oksidasi berdasarkan prinsip bahwa jumlah pertambahan  bilangan  oksidasi dari reduktor sama dengan jumlah penurunan bilangan oksidasi dari oksidator. Langkah-langkah menyetarakan reaksi dengan metode bilangan oksidasi sebagai berikut.

1. Menentukan bilangan oksidasi pada setiap unsur dalam persamaan reaksi.
2. Menentukan unsur yang mengalami perubahan bilangan oksidasi.
3. Menentukan jumlah penurunan bilangan oksidasi  unsur yang mengalami  reduksi (oksidator)dan jumlah pertambahan bilangan oksidasi unsur yang mengalami oksidasi (reduktor).
4. Menyetarakan unsur yang mengalami perubahan bilangan oksidasi dengan meletakkan koefisien yang sesuai.
5. Menyetarakan unsur-unsur lainnya mulai dari kation, anion, hidrogen, dan oksigen (KAHO singkatan dari kation, anion, hidrogen, dan oksigen).

Contoh-01
Setarakan reaksi redoks berikut.
KMnO₄(aq) + Na₂SO₃(aq) + H₂SO₄(aq) → K₂SO₄(aq)+ MnSO₄(aq) + Na₂SO₄(aq) + H₂O(l)

Jawab
KMnO₄(aq) + Na₂SO₃(aq) + H₂SO₄(aq) → K₂SO₄(aq)+ MnSO₄(aq) + Na₂SO₄(aq) + H₂O(l)
Langkah 1: Tentukan bilangan oksidasi pada setiap unsurdalam persamaan reaksi.
_{+1 +7  -2                +1  +4  -2                +1 +6 -2              +1 +6 -2              +2  +6 -2               +1   +6 -2                +1 -2}
KMnO₄(aq) + Na₂SO₃(aq) + H₂SO₄(aq) → K₂SO₄(aq)+ MnSO₄(aq) + Na₂SO₄(aq) + H₂O(l)
Langkah 2: Tentukan unsur yang mengalami  perubahan bilangan oksidasi.
+7                                          reduksi                             +2
KMnO₄(aq) + Na₂SO₃(aq) + H₂SO₄(aq) → K₂SO₄(aq)+ MnSO₄(aq) + Na₂SO₄(aq) + H₂O(l)
+4                  oksidasi                                                      +6
Langkah 3: Tentukan jumlah pertambahan bilangan oksidasi dari unsur yang mengalami oksidasi dan jumlah penurunan bilangan oksidasi dari unsur yang mengalami reduksi.
+7                        reduksi                                               +2
KMnO₄(aq) + Na₂SO₃(aq) + H₂SO₄(aq) → K₂SO₄(aq)+ MnSO₄(aq) + Na₂SO₄(aq) + H₂O(l)
+4                  oksidasi                                                        +6
Langkah 4: Setarakan unsur yang mengalami oksidasi  dan reduksi. Zat yang tereduksi dikalikan 2, sedangkan zat yang teroksidasi dikalikan 5.
2KMnO4(aq) + 5Na2SO
3 (aq) + 3H
2 SO
4 (aq) → K
2 SO
4 (aq) + 2MnSO
4 (aq) + 5Na
2 SO
4 (aq) + H
2 O(l)
Langkah 5: Setarakan unsur lainnya dalam urutan KAHO.
2KMnO4(aq) + 5Na2SO
3 (aq) + 3H
2 SO
4 (aq) → K
2 SO
4 (aq) + 2MnSO
4 (aq) + 5Na
2 SO
4 (aq) + H
2 O(l)

• Kation yang tidak berubah bilangan oksidasinya, yaitu K dan Na sudah setara.
• Untuk menyetarakan jumlah atom H, tulis koefisien 3 pada H
  2 O.

2KMnO4(aq) + 5Na2SO
3 (aq) + 3H
2 SO
4 (aq) → K
2 SO
4 (aq) + 2MnSO
4 (aq) + 5Na
2 SO
4 (aq) + H
2 O(l)

• Atom O ternyata sudah setara, dengan demikian reaksi tersebut sudah setara.

Kegiatan Mandiri
Cari literatur yang membahas penyetaraan reaksi redoks. Buat rangkuman, dan penyelesaiannya dari materi tersebut. Jangan lupa tulis literatur yang kalian baca Hasilnya kalian komunikasikan di depan kelas.

Contoh-02
Redoks juga dapat terjadi dalam  suasana asam atau basa. Untuk lebih jelasnya coba perhatikan contoh berikut.
MnO
4 ^- (aq) + Fe²⁺(aq) →Mn²⁺(aq) + Fe³⁺(aq) (suasana asam)

Jawab:
MnO₄^- (aq)+ Fe²⁺(aq) → Mn²⁺(aq) + Fe³⁺(aq)
Langkah 1: Tentukan bilangan oksidasi pada setiap unsur.
MnO₄^- (aq)+ Fe²⁺(aq) → Mn²⁺(aq) + Fe³⁺(aq)
Langkah 2: Tentukan  unsur yang mengalami  perubahan bilangan oksidasi.
+7               reduksi          +2
MnO₄^- (aq)+ Fe²⁺(aq) → Mn²⁺(aq) + Fe³⁺(aq)
+2            oksidasi          +3
Langkah 3: Tentukan jumlah pertambahan bilangan oksidasi dari unsur yang mengalami oksidasi dan jumlah penurunan  bilangan oksidasi  dari  unsur yang mengalami reduksi.
+7               reduksi         +2
MnO₄^- (aq)+ Fe²⁺(aq) → Mn²⁺(aq) + Fe³⁺(aq)
+2               oksidasi     +3
Langkah 4: Setarakan unsur yang mengalami perubahan bilangan oksidasi.
Untuk menyetarakan perubahan bilangan oksidasi, zat yang tereduksi dikalikan 1, sedangkan zat yang teroksidasi dikalikan 5.
MnO₄^- (aq)+ 5Fe²⁺(aq) → Mn²⁺(aq) + 5Fe³⁺(aq)
Langkah 5: Setarakan muatan. Dalam suasana asam menyetarakan muatan pada ruas kiri dan ruas kanan dengan penambahan ion H+. Muatan di ruas kiri adalah +9, sedangkan muatan di ruas kanan adalah +17 sehingga pada ruas kiri ditambahkan 8H+.
MnO₄^- (aq)+ 5Fe²⁺(aq) + 8H⁺(aq) → Mn²⁺(aq) + 5Fe³⁺(aq)
Langkah 6: Setarakan unsur lainnya dalam urutan KAHO.
MnO₄^- (aq)+ 5Fe²⁺(aq) + 8H⁺(aq) → Mn²⁺(aq) + 5Fe³⁺(aq)
Untuk menyetarakan atom H dilakukan penambahan H₂O di ruas kanan sebanyak setengah dari H+ .
MnO₄^- (aq)+ 5Fe²⁺(aq) + 8H⁺(aq) → Mn²⁺(aq) + 5Fe³⁺(aq) + 4H₂O(l)
Atom O ternyata sudah setara, dengan demikian reaksi tersebut sudah setara.

Contoh-03
Al(s) + NO₃^- (aq) → AlO₂^- (aq) + NH₃(g) (suasana basa)

Jawab:
Al(s) + NO₃^- (aq) → AlO₂^- (aq) + NH₃(g)
Langkah  1:  Tentukan unsur  yang mengalami perubahan oksidasi
0          oksidasi         +3
0          +5                  +3                -3
Al(s) + NO₃^- (aq) → AlO₂^- (aq) + NH₃(g)
+5               reduksi            -3
Langkah 2: Tentukan jumlah pertambahan bilangan oksidasi dari unsur yang mengalami oksidasi dan jumlah penurunan bilangan oksidasi  dari unsur yang mengalami reduksi.
0          oksidasi(3)    +3
Al(s) + NO₃^- (aq) → AlO₂^- (aq) + NH₃(g)
+5               reduksi(8)      –3
Langkah 3: Setarakan unsur yang mengalami perubahan bilangan oksidasi. Zat yang tereduksi dikalikan 3, sedangkan zat yang teroksidasi dikalikan 8.
8Al(s) + 3NO₃^- (aq) → 8AlO₂^- (aq) + 3NH₃(g)
Langkah 4: Setarakan muatan. Dalam suasana basa menyetarakan muatan pada ruas kiri  dan ruas kanan dengan penambahan ion OH^- . Muatan di ruas kiri adalah  3, sedangkan muatan di ruas kanan adalah  8. Sehingga pada ruas kiri ditambahkan 5OH^- .
8Al(s) + 3NO₃^- (aq) + 5OH^-(aq) → 8AlO₂^- (aq) + 3NH₃(g)
Langkah 5: Setarakan unsur lainnya dalam urutan KAHO.
8Al(s) + 3NO₃^- (aq) + 5OH^-(aq) → 8AlO₂^- (aq) + 3NH₃(g)
Untuk menyetarakan atom H dilakukan penambahan H₂O di ruas kanan sesuai kekurangan atom H, yaitu  2.
8Al(s) + 3NO₃^- (aq) + 5OH^-(aq) → 8AlO₂^- (aq) + 3NH₃(g) + 2H₂O(l)
Atom O ternyata sudah setara, dengan demikian reaksi tersebut sudah setara.

Kegiatan Mandiri:
Baca literatur, buku, atau majalah. Cari contoh terjadinya reaksi redoks di sekitar kalian. Buat kesimpulan mengapa terjadi reaksi redoks. Komunikasikan hasilnya dengan teman kalian.
Sejauh Mana Pemahaman Kalian?
Setarakan reaksi  redoks berikut dengan metode bilangan oksidasi.
1. Zn(s) + HNO₃(aq) → Zn(NO₃)₂(aq) + NH₄NO₃(aq) + H₂O(l)
2. Zn(s) + NO₃^-(aq) → ZnO₂^2-(aq)+ NH₃(g) (suasana basa)
3. MnO₄^-(aq) + VO₂⁺(aq) → Mn²⁺ + VO₃(aq) (suasana asam)
4. Al(s) + NaOH(aq) + H₂O(l) → NaAl(OH)₄(aq) + H₂(g)
5. IO₃^-(aq) + I^- (aq) → I₂(g) (suasana asam)

---

2. Metode ion elektron

Metode ion elektron atau setengah reaksi berdasarkan prinsip bahwa jumlah elektron yang dilepaskan pada setengah reaksi oksidasi sama dengan jumlah elektron yang diserap pada setengah reaksi reduksi.
Langkah-langkah menyetarakan reaksi redoks dengan metode ion elektron sebagai berikut.

1. Menentukan kerangka dasar dari setengah reaksi reduksi dan setengah reaksi oksidasi.
2. Menyetarakan atom unsur yang  mengalami  perubahan bilangan oksidasi.
3. Menyetarakan jumlah atom oksigen kemudian jumlah atom hidrogen.  Jika dalam suasana asam atau netral,  maka tambahkan 1 molekul H2O pada ruas yang kekurangan  1 atom oksigen.  Selanjutnya setarakan atom  H dengan menambahkan ion H+ pada ruas yang kekurangan atom H. Jika dalam larutan bersifat basa, maka tambahkan 1 molekul H2O untuk ruas yang kelebihan  atom  oksigen,  kemudian tambahkan dua kali lebih banyak ion OH– pada ruas yang lain.
4. Jika terdapat unsur lain, maka penyetaraan dilakukan dengan menambahkan unsur tersebut pada ruas yang lain.
5. Menyamakan jumlah muatan dengan menambahkan sejumlah elektron pada ruas yang jumlah muatannya lebih besar.
6. Menjumlahkan persamaan reaksi reduksi dan reaksi oksidasi dengan menyamakan jumlah elektron yang diserap pada reaksi reduksi dan jumlah elektron yang dilepas pada reaksi oksidasi.
7. Menyetarakan koefisien reaksi secara keseluruhan.

Contoh-01:
Setarakan reaksi redoks berikut.
Na₂Cr₂O₇(aq) + HCl(aq)   → NaCl(aq) + CrCl₃(aq) + Cl₂(g) + H₂O(l) (suasana asam)

Jawab
Na₂Cr₂O₇(aq) + HCl(aq)   → NaCl(aq) + CrCl₃(aq) + Cl₂(g) + H₂O(l) (suasana asam)
Langkah 1: Tentukan kerangka dasar reduksi dan oksidasi.
-1                         oksidasi               0
Na₂Cr₂O₇(aq) + HCl(aq)   → NaCl(aq) + CrCl₃(aq) + Cl₂(g) + H₂O(l)
+6                         reduksi                  +3
Reduksi :Cr₂O₇^2-(aq) → Cr³⁺(aq)
Oksidasi :      Cl^- (aq) →Cl₂(g)
Langkah 2: Setarakan atom unsur yang mengalami reduksi dan oksidasi.
Reduksi : Cr₂O₇^2-(aq) → 2Cr³⁺(aq)
Oksidasi:       2Cl^- (aq) → Cl₂(g)
Langkah 3: Setarakan oksigen dan hidrogen. Untuk setengah reaksi reduksi ada kelebihan 7 atom oksigen di ruas kiri, maka tambahkan 7 molekul air di ruas kanan dan tambahkan 14 H⁺ di ruas kiri.
Reduksi : Cr₂O₇^2- (aq) + 14H⁺(aq) → 2Cr³⁺(aq) + 7H₂O(l)
Untuk setengah reaksi oksidasi tidak ada atom oksigen dan hidrogen.
Oksidasi : Cl^- (aq) →Cl₂(g)
Langkah 4: Tidak ada unsur lain.
Langkah 5: Setarakan muatan pada ruas kiri dan ruas kanan. Reduksi: jumlah muatan di ruas kiri +12, sedangkan di  ruas kanan +6 sehingga harus ditambahkan 6 elektron di ruas kiri.
Reduksi : Cr₂O₇^2- (aq) + 14H⁺(aq) + 6e → 2Cr³⁺(aq) + 7H₂O(l)
Oksidasi: jumlah muatan di ruas kiri  2, sedangkan di ruas kanan 0 sehingga harus ditambahkan 2 elektron di ruas kanan.
Oksidasi : 2Cl^- (aq) →Cl₂(g + 2e
Langkah 6: Samakan jumlah elektron. Kalikan koefisien oksidasi dengan 3, sehingga pada ruas kiri dan kanan melibatkan 6 elektron.
Reduksi : Cr₂O₇^2- (aq) + 14H⁺(aq) + 6e → 2Cr³⁺(aq) + 7H₂O(l)
Oksidasi :                             2Cl^- (aq) →Cl₂(g + 2e (×3)
___________________________________________________________________+
Redoks : Cr₂O₇^2- (aq) + 14H⁺(aq) + 6Cl^- (aq) → 2Cr³⁺(aq) +3Cl₂(g) + 7H₂O(l)
Langkah 7: Setarakan koefisien reaksi keseluruhan. Untuk menentukan persamaan reaksi secara keseluruhan, perlu memasukkan ion Na+ untuk tiap Cr₂O₇^2- dan satu H⁺ untuk tiap Cl^- , maka diperoleh persamaan akhir sebagai berikut.
Na₂Cr₂O₇(aq) + 14HCl(aq) → 2NaCl(aq) + 2CrCl₃(aq) + 3Cl₂(g) + 7H₂O(l)

Contoh-02:
Cl₂(g) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + NaClO₃(aq) + H₂O(l) (suasana basa)

Jawab:
Langkah 1: Tentukan kerangka dasar reduksi dan oksidasi.
0                               oksidasi              +5
Cl₂(g) +  NaOH(aq) → NaCl(aq) + NaClO₃(aq) + H₂O(l)
0                  reduksi           1
Reduksi : Cl₂(g)→ Cl^- (aq)
Oksidasi : Cl₂(g) → ClO₃^-(aq)
Langkah 2: Setarakan atom unsur yang mengalami reduksi dan oksidasi.
Reduksi : Cl₂(g)→ 2Cl^- (aq)
Oksidasi : Cl₂(g) → 2ClO₃^-(aq)
Langkah 3: Setarakan oksigen dan hidrogen. Untuk setengah reaksi reduksi tidak ada atom oksigen dan hidrogen.
Reduksi : Cl₂(g)→ 2Cl^- (aq)
Untuk setengah reaksi oksidasi ada kelebihan 6 atom oksigen di ruas kanan, maka tambahkan 6 molekul air di ruas kanan dan 12 OH^- di ruas kiri.
Oksidasi : Cl₂(g) + 12OH^-(aq) → 2ClO₃^-(aq) + 6H₂O(l)
Langkah 4: Tidak ada unsur lain.
Langkah 5: Samakan muatan pada ruas kiri dan kanan. Reduksi: jumlah muatan di ruas kiri adalah 0, sedangkan di ruas kanan adalah  2. Sehingga harus ditambahkan 2 elektron di ruas kiri.
Reduksi : Cl₂(g) + 2e → 2Cl^- (aq)
Oksidasi:  jumlah muatan di ruas kiri adalah –12, sedangkan di ruas kanan adalah 2. Sehingga harus ditambahkan 10 elektron di ruas kanan.
Oksidasi : Cl₂(g) + 12OH^-(aq) → 2ClO₃^-(aq) + 6H₂O(l) + 10e
Langkah 6: Samakan jumlah elektron. Kalikan koefisien reduksi dengan 5 sehingga pada ruas kiri dan kanan melibatkan 10 elektron.
Reduksi : Cl₂(g) + 2e → 2Cl^- (aq) (×5)
Oksidasi : Cl₂(g) + 12OH^-(aq) → 2ClO₃^-(aq) + 6H₂O(l) + 10e
———————————————————————————————+
Redoks: 5Cl₂(g) + Cl₂(g) + 12OH^- (aq) →10Cl^- (aq) + 2ClO₃^-(aq) + 6H₂O(l)
Langkah 7: Setarakan koefisien reaksi keseluruhan. Untuk menentukan persamaan reaksi secara keseluruhan, perlu memasukkan ion Na⁺ untuk tiap OH^- dan Cl^- serta dua Na⁺ untuk ClO₃^-, maka diperoleh persamaan akhir sebagai berikut.
6Cl₂(g) + 12NaOH(aq) → 10NaCl(aq) + 2NaClO₃(aq) + 6H₂O(l)

LATIHAN-1

1. Apa yang kalian ketahui tentang reduksi dan oksidasi?
2. Apa yang dimaksud dengan bilang-an oksidasi?
3. Berapa bilangan oksidasi  unsur-unsur bebas? Berikan contohnya.
4. Bagaimana penentuan bilangan oksidasi untuk oksigen?
5. Tentukan bilangan oksidasi Mndalam senyawa berikut.
1. MnO
2. MnO₄^2-
3. MnO₂
4. KMnO₄
6. Setarakan persamaan reaksi  berikut dengan metode bilangan oksidasi.
1. Cr₂O₇^2- (aq) + C₂O₄^2- (aq) → Cr³⁺(aq) + CO₂(g) (suasana  asam)
2. I^–(aq) + SO₄^2- (aq) → H₂S(g) + I₂(g) (suasana asam)
3. Zn(s) + NO₃^- (g) → Zn²⁺(aq) + NH₄⁺(aq) (suasana asam)
7. Setarakan persamaan reaksi berikut ini dengan metode ion-elektron.
1. MnO₄^- (aq) + C₂O₄^2- (aq) →MnO₂(aq) + CO₂(g) (suasana basa)
2. CrO₄^2- (aq) + Fe(OH)₂(aq)  → Cr₂O₃(aq) + Fe(OH)₃(aq) (suasana basa)

C. Sel Elektrokimia

Apa sel elektrokimia itu? Sel elektrokimia dibedakan menjadi dua, yaitu sel Volta dan sel elektrolisis. Sel Volta mengolah energi kimia menjadi listrik dan akan kalian pelajari pada bab ini. Bagaimana dengan sel elektrolisis? Sel elektrolisis mengubah energi listrik menjadi kimia dan akan kalian pelajari pada bab selanjutnya.

1. Sel Volta

Sel Volta adalah penataan bahan kimia dan penghantar listrik yang memberikan aliran elektron lewat rangkaian luar dari suatu zat kimia yang teroksidasi ke zat kimia yang direduksi. Dalam sel Volta, oksidasi berarti dilepaskannya elektron oleh atom, molekul, atau ion. Sedangkan reduksi berarti diperolehnya elektron oleh partikel-partikel ini.
Contoh oksidasi dan reduksi spontan yang sederhana, perhatikan reaksi seng dengan tembaga berikut Zn(s) + CuSO₄(aq) → ZnSO₄(aq) + Cu(s)
Reaksi spontan ion tembaga berubah menjadi logam tembaga akan menyepuh (melapisi) lembaran seng, lembaran seng melarut, dan dibebaskan energi panas. Reaksi tersebut dapat dituliskan dalam bentuk persamaan ion sebagai berikut.
Zn(s) + Cu²⁺(aq)  → Zn²⁺(aq) + Cu(s)
Tiap atom seng kehilangan dua elektron untuk menjadi sebuah ion seng dan tiap ion tembaga akan memperoleh dua elektron menjadi sebuah atom tembaga.
Oksidasi : Zn(s) → Zn²⁺(aq) + 2e
Reduksi  : Cu²⁺(aq) + 2e → Cu(s)
Meskipun gejala ini sifat dasarnya adalah listrik, namun aliran elektron tak dapat dideteksi jika seng bersentuhan langsung dengan larutan tembaga sulfat. Elektron itu diberikan langsung dari atom-atom seng ke ion-ion tembaga. Salah satu metode yang memungkinkan untuk difusi ion-ion adalah dengan membenamkan lembaran seng ke dalam suatu larutan garam seng, seperti seng sulfat dan membenamkan sepotong tembaga ke dalam suatu larutan tembaga sulfat. Larutan  seng sulfat dihubungkan dengan larutan tembaga sulfat oleh jembatan garam, yang memungkinkan terjadinya difusi ion-ion. Jembatan garam diisi dengan larutan elektrolit dari garam yang tidak berubah secara kimia dalam proses tersebut. Sebagai contoh adalah kalium sulfat, natrium sulfat, natrium klorida, kalium klorida, dan kalium nitrat.
Perhatikan Gambar 2.3. Reaksi akan berlang-sung terus sampai atom seng atau ion tembaga habis terpakai sehingga voltase menjadi nol. Zn secara spontan berubah menjadi Zn⁺ dengan melepaskan elekton, elektron mengalir dari atom seng melalui kawat penghantar menuju logam tembaga.

Zn(s)  → Zn²⁺(aq) + 2e
Elektron yang dilepaskan oleh atom seng memasuki kawat penyambung dan menyebabkan elektron-elektron pada ujung lain berkumpul pada permukaan logam tembaga. Elektron-elektron tersebut bereaksi dengan ion tembaga membentuk atom tembaga yang melekat pada permukaan itu sebagai sepuhan tembaga.
Cu²⁺(aq) + 2e → Cu(s)
Ion SO₄^2– yang ditinggalkan oleh ion tembaga akan berdifusi menjauhi elektrode tembaga. Kemudian ion Na⁺ dari jembatan garam akan berdifusi keluar menuju ke tembaga. Jadi, sementara reaksi itu berjalan terdapat gerakan keseluruhan dari ion negatif menuju lembaran seng dan gerakan keseluruhan ion positif menuju logam tembaga. Jalan untuk aliran ion secara terarah lewat larutan ini dapat dibayangkan sebagai rangkaian dalam dan jalan untuk aliran elektron lewat kawat penghantar dibayangkan sebagai rangkaian luar. Baterai yang tersusun atas seng, seng sulfat, tembaga, dan tembaga sulfat disebut sel Daniell, seperti nama penemunya.
Logam seng dan tembaga yang menjadi kutub-kutub pada rangkaian sel elektrokimia disebut elektrode. Elektrode tempat terjadinya oksidasi disebut anode, sedangkan elektrode tempat terjadinya reduksi disebut katode. Karena oksidasi berarti pelepasan elektron, maka anode adalah kutub negatif, sedangkan katode merupakan kutub positif. Dalam sel Daniell yang telah diuraikan sebelumnya, anodenya adalah logam seng dan katodenya adalah logam tembaga.
Tembaga merupakan salah satu barang tambang yang ada di Indonesia. Tambang tembaga terdapat di Cikotok, Jawa Barat, Kompara, Papua, Sangkarapi, Sulawesi Selatan, dan Tirtamaya, Jawa Tengah. Tembaga merupakan bahan baku yang digunakan untuk membuat kabel listrik.
KegiatanMandiri
Rakit sebuah sel Volta yang terdiri atas lembaran seng, logam tembaga, seng klorida, dan tembaga klorida. Jelaskan proses yang terjadi pada sel Volta buatan kalian. Komunikasikan dengan teman kalian.

2. Notasi sel Volta

Perjanjian tertentu digunakan untuk menyatakan reaksi dalam sebuah sel. Susunan  sel Volta dinyatakan suatu notasi singkat yang disebut diagram sel. Diagram sel tersebut dirumuskan sebagai berikut.

Anode (oksidasi) Jembatan garam Katode (reduksi)

Elektrode / ion-ion dalam larutan || ion-ion dalam larutan / elektrode
Kedua garis vertikal yang sejajar menyatakan jembatan garam yang memisahkan kedua elektrode. Contoh notasi sel Volta pada Gambar 2.3 sebagai berikut.
Zn(s)/Zn²⁺(aq) || Cu²⁺(aq)/Cu(s)
Tanda koma dapat menggantikan tanda (/) untuk komponen terpisah dengan fasa yang sama.  Sebuah sel yang terbuat dari elektrode platina dengan reaksi keseluruhan H₂ + Cl₂ →2HCl dapat ditulis notasinya sebagai berikut.
Pt/H₂(g) / H⁺(aq) || Cl^- (aq) / Cl₂,Pt(g)

Sejauh Mana Pemahaman Kalian?

Kerjakan di buku latihan kalian.

1. Apa yang dimaksud dengan elektrode? Sebutkan jenisnya.
2. Apa fungsi jembatan garam dalam sel Volta?
3. Apa perbedaan sel Volta dengan sel Daniell?
4. Tuliskan notasi sebuah sel Volta dengan reaksi keseluruhan Cu(s) + Ag₂SO₄(aq) → CuSO₄(aq) + 2Ag(s).
5. Tuliskan persamaan reaksi sel yang terjadi pada sel volta berikut :

Al(s) / Al³⁺(aq) || H⁺(aq) / H₂(g)

3. Potensial elektrode standar

Potensial elektrode standar adalah gaya dorong (gaya gerak listrik) dari reaksi redoks yang diukur pada keadaan standar (kemolaran 1 M pada tekanan 1 atm dan suhu 25^oC). Potensial sel standar disimbolkan dengan E°sel. Pada sel Daniell, potensial ini sebenarnya merupakan selisih potensial listrik antara seng dan tembaga yang mendorong elektron mengalir. Perbedaan potensial listrik keduanya diakibatkan adanya perbedaan rapatan muatan antara elektrode Zn dan elektrode Cu. Perbedaan rapatan muatan kedua elektrode disebabkan perbedaan kecenderungan kedua elektrode untuk melepaskan elektron. Seng lebih mudah melepaskan elektron (teroksidasi) dibandingkan dengan tembaga. Harga potensial elektrode standar dari berbagai elektrode diberikan pada Tabel 2.1.
Tabel 2.1. Potensial elektrode standar, E^osel

	Reaksi katode (reduksi)	E°, volt
F2/F–	F2(g) + 2e → 2F–(aq)	+2,87
H2O2/H2O	H2O2(aq) + 2H+(aq) + 2e → 2H2O(l)	+1,78
PbO2/PbSO4	PbO2(s) + SO42–(aq) + 4H+(aq) + 2e → PbSO4(s) + 2H2O(l)	+1,70
HClO/Cl2	2HClO(aq) + 2H+(aq) + 2e → Cl2(g) + 2H2O(l)	+1,63
MnO4–/Mn2+	MnO4–(aq) + 8H+(aq) + 5e → Mn2+(aq) + 4H2O(l)	+1,51
Au3+/Au	Au3+(aq) + 3e → Au(s)	+1,50
PbO2/Pb2+	PbO2(s) + 4H+(aq) + 2e → Pb2+(aq) + 2H2O(l)	+1,46
Cl2/Cl–	Cl2(g) + 2e  → 2Cl–(aq)	+1,36
Cr2O72–/Cr3+	Cr2O72–(aq) + 14H+(aq) + 6e → 2Cr3+(aq) + 7H2O(l)	+1,33
O2/H2O	O2(g) + 4H+(aq) +4e → 2H2O(l)	+1,23
Br2/Br–	Br2(l) + 2e → 2Br (aq)	+1,07
NO3–/NO	NO3–(aq) + 4H+(aq) + 3e → NO(g) + 2H2O(l)	+0,96
Hg22+/Hg	Hg22+(aq) + 2e → 2Hg(aq)	+0,85
Ag+/Ag	Ag+(aq) + e → Ag(s)	+0,80
NO3–/N2O4	2NO3–(aq) + 4H+(aq) + 2e → N2O4(aq) + 2H2O(l)	+0,80
Fe3+/Fe2+	Fe3+(aq) + e → Fe2+(aq)	+0,77
O2/H2O2	O2(g) + 2H+(aq) + 2e → H2O2(aq)	+0,68
I2/I–	I2(s) + 2e → 2I–(aq)	+0,54
Cu2+/Cu	Cu2+(aq) + 2e → Cu(s)	+0,34
Sn4+/Sn2+	Sn4+(aq) + 2e → Sn2+(aq)	+0,13
H+/H2	2H+(aq) + 2e → H2(g)	0,00
Pb2+/Pb	Pb2+(aq) + 2e → Pb(s)	-0,13
Sn2+/Sn	Sn2+(aq) + 2e → Sn(s)	-0,14
Ni2+/Ni	Ni2+(aq) + 2e → Ni(s)	-0,25
Co2+/Co	Co2+(aq) + 2e → Co(s)	-0,28
PbSO4/Pb	PbSO4(s) + 2e → Pb(s) + SO42-(aq)	-0,31
Fe2+/Fe	Fe2+(aq) + 2e → Fe(s)	-0,44
Zn2+/Zn	Zn2+(aq) + 2e → Zn(s)	-0,76
Al3+/Al	Al3+(aq) + 3e → Al(s)	-1,66
Mg2+/Mg	Mg2+(aq) + 2e → Mg(s)	-2,37
Na+/Na	Na+(aq) + e → Na(s)	-2,71
Ca2+/Ca	Ca2+(aq) + 2e → Ca(s)	-2,87
K+/K	K+(aq) + e → K(s)	-2,92
Li+/Li	Li+(aq) + e → Li(s)	-3,04

Keterangan : Berdasarkan harga potensial elektrode standar pada tabel semakin kebawah, maka semakin mudah mengalami oksidasi. Sumber: General Chemistry, Hill J. W, Petrucci R. H, Mc Creary T. W, dan Perry S. S

4. Potensial elektrode

Seperti telah dipaparkan dalam Gambar 2.3 sel Volta terdiri atas dua macam reaksi setengah sel. Tidak memungkinkan untuk mengukur potensial setengah sel tunggal, sehingga yang dapat dilakukan adalah mengukur potensial dari kedua reaksi setengah sel. Jika ingin membandingkan potensial setengah sel yang satu dengan potensial setengah sel yang lain, maka harus diukur potensial masing-masing terhadap petensial setengah sel ketiga sebagai pembanding.
Para ahli kimia memilih elektrode hidrogen standar dengan harga potensialnya nol sebagai elektrode pembanding standar. Voltase sel ini diambil sebagai pengukuran  kecenderungan setengah sel zat untuk menjalani reaksi oksidasi atau reduksi, jika dibandingkan dengan kecenderungan setengah sel H₂ / H⁺.
Dalam sel pembanding ideal, elektrode hidrogen merupakan setengah sel yang satu dan elektrode standar dari zat yang akan dibandingkan merupakan setengah sel yang lain. Misal elektrode tembaga standar, voltase ideal yang ditunjukkan oleh voltmeter adalah 0,34 V.
Anode :H₂(g)              → 2H⁺(aq) + 2e          (oksidasi)
Katode :Cu²⁺(aq) + 2e → Cu(s)                     (reduksi)
—————————————————————————— +
Reaksi sel: H₂ (g)+ Cu²⁺(aq)→ 2H⁺(aq) + Cu(s)
Jika elektrodenya adalah magnesium, voltase idealnya adalah 2,37 V dengan simpangan jarum voltmeter pada arah yang berlawanan. Simpangan ini berarti bahwa atom magnesium yang dioksidasi  dengan  memberikan elektronnya, bukan hidrogen.
Anode:               Mg(s)         → Mg²⁺(aq) + 2e             (oksidasi)
Katode : 2H⁺(aq) + 2e         → H₂(g)                          (reduksi)
——————————————————————————— +
Reaksi sel : Mg(s) + 2H⁺(aq) → Mg²⁺(aq)+ H₂(g)
Jika elektrodenya adalah nikel, maka arah simpangan voltmeter sama dengan arah untuk magnesium, di mana voltase ideal 0,25 V. Voltase yang lebih rendah menunjukkan bahwa kecenderungan nikel menyerahkan elektron kepada ion hidrogen lebih rendah daripada magnesium.
Reaksi keseluruhan yang berlangsung spontan dalam sel-sel pembanding adalah sebagai berikut.
Mg(s) + 2H⁺(aq) →Mg²⁺(aq) + H₂(g) (oksidasi Mg, E° = +2,37 V)
Ni(s) + 2H⁺ (aq) → Ni²⁺(aq) + H₂(g) (oksidasi Ni, E°   = + 0,25 V)
H₂(g) + Cu²⁺ (aq) → 2H⁺ (aq) + Cu(s) (reduksi Cu2+, E° = +0,34 V)
Berdasarkan uraian data di atas, dapat diperoleh susunan ketiga unsur berdasarkan kecenderungannya teroksidasi, yaitu Mg > Ni > Cu.
Potensial sel yang dihasilkan oleh suatu elektrode dengan elektrode hidrogen disebut potensial  elektrode disimbolkan dengan E°. Elektrode yang lebih mudah mengalami reduksi dibandingkan elektrode hidrogen mempunyai potensial elektrode bertanda positif, sedangkan elektrode yang lebih sulit mengalami reduksi diberi tanda negatif. Pada Tabel 2.1 dapat diamati bahwa elektrode yang mempunyai potensial negatif diletakkan di atas elektrode hidrogen, sedangkan yang bertanda positif diletakkan di bawah elektrode hidrogen.
Menurut kesepakatan, potensial elektrode dikaitkan dengan reaksi reduksi, sehingga potensial elektrode sama dengan potensial reduksi. Sedangkan potensial oksidasi sama dengan potensial reduksi, tetapi tandanya berlawanan.

5. Potensial sel standar (E°sel)

Potensial sel Volta dapat ditentukan melalui eksperimen dengan menggunakan voltmeter. Selain itu, data potensial elektrode positif (katode) dan potensial elektrode negatif (anode) juga dapat digunakan untuk menentukan potensial sel standar dengan rumus sebagai berikut.

E°sel = E°(katode) – E°(anode) atau E°sel = E°(reduksi) – E°(oksidasi)

Contoh: 1
Berdasarkan potensial standar elektrode diketahui.
Mg²⁺(aq) + 2e → Mg(s)             E° = 2,37 V
Br₂(g) + 2e → 2Br^-(aq)              E° = +1,07 V
a. Tentukan potensial sel standar (E°sel)
b. Tuliskan reaksi selnya.
Jawab

1. E°sel = E°(katode) – E°(anode)

E°sel = 1,07 V – (- 2,37 V) = 3,44 V
Brom memiliki potensial elektrode standar positif, sehingga sebagai katode (kutub positif) dan magnesium sebagai anode (kutub negatif).

1. Reaksi sel

Katode : Br₂(g) + 2e → 2Br^- (aq) E° = +1,07 V (reaksi reduksi)
Anode : Mg²⁺(aq) + 2e → Mg(s) E° = 2,37 V (reaksi reduksi)
Pada katode terjadi reaksi reduksi, sedangkan pada anode terjadi reaksi oksidasi, maka persamaan reaksi di atas yang terjadi pada anode harus dibalik reaksinya supaya menjadi reaksi oksidasi. Magnesium sebagai anode, maka reaksinya harus dibalik sehingga reaksi sel yang terjadi sebagai berikut.
Katode: Br₂(g) + 2e      → 2Br^- (aq)           Eo = +1,07 V
Anode :           Mg(s)   →  Mg²⁺(aq) + 2e Eo = +2,37 V
———————————————————————————- +
Reaksi sel : Br₂(g) + Mg(s) → 2Br^- (aq)+ Mg²⁺(aq) Eosel = +3,44 V
Contoh : 2
Berdasarkan potensial standar elektrode yang diketahui:
Ag⁺ (aq) + e           → Ag(s) E^o = +0,80 V
Cu²⁺(aq) + 2e      → Cu(s) E^o = +0,34 V
a. Tentukan potensial sel standar (E^osel).
b. Tuliskan reaksi selnya.
Jawab

1. Berdasarkan harga potensial elektrodenya, maka tembaga (Cu) lebih mudah mengalami reaksi oksidasi karena potensial elektrodenya lebih kecil dari pada perak (Ag), sehingga perak sebagai katode dan tembaga sebagai anode.

E^osel= E^o(katode) – E^o(anode)
E^osel= 0,80 V – (0,34 V)
= 0,46 V

1. Reaksi sel

Katode : Ag⁺(aq) + e   →      Ag(s)            E^o = +0,80 V (×2)
Anode : Cu(s)              →      Cu²⁺(aq)+ 2e E^o = 0,34 V (×1)
Persamaan reaksi di atas, koefisien reaksi dari perak harus dikalikan dua untuk menyamakan jumlah elektron yang terlibat. Tetapi perlu diingat bahwa nilai potensial elektrode tidak tergantung pada koefisien reaksi, sehingga tidak ikut dikalikan. Reaksi selnya:
Katode:2Ag⁺(aq) + 2e      → 2Ag(s)                      E^o = +0,80 V
Anode : Cu(s)                   → Cu²⁺(aq)+ 2e            E^o = 0,34 V
———————————————————————————- +
Reaksi sel : 2Ag⁺(aq) + Cu(s) → 2Ag(s)+ Cu²⁺(aq) E^osel = +0,46 V
Contoh : 2
Menentukan potensial sel Volta berdasarkan potensial sel lain yang menggunakan elektrode sama. Diketahui:
Mg(s) / Mg²⁺(aq) || Cu²⁺(aq) / Cu(s)           E^o = +2,71 V
Zn(s) / Zn²⁺(aq) || Cu²⁺(aq) / Cu(s)             E^o = +1,1 V
Tentukan potensial sel standar Mg(s) / Mg²⁺(aq) || Zn²⁺(aq) / Zn(s).
Jawab
Untuk menjawab pertanyaan ini, harus disusun sel-sel yang diketahui sehingga jika dijumlahkan akan menghasilkan sel yang dimaksud.
Cu²⁺(aq) / Cu(s) || Zn²⁺(aq) /Zn(s)       E^o =  1,1 V
Mg(s) / Mg²⁺(aq) || Cu²⁺(aq) / Cu(s)    E^o = +2,71 V
————————————————————–   +
Mg(s) / Mg²⁺(aq) || Zn²⁺(aq) / Zn(s) E^osel= +1,61 V

Sejauh Mana Pemahaman Kalian?

Kerjakan di buku latihan kalian

1. Diketahui potensial elektrode aluminium dan klor sebagai berikut:

Al³⁺(aq)/Al(s)            E^o =  1,66 V
Cl₂(g) / Cl^- (aq)          E^o = +1,36V
Tentukan
a. diagram sel Volta yang disusun oleh dua elektrode di atas,
b. potensial sel standar,
c. reaksi selnya.

1. Diketahui data potensial elektrode standar.

Al³⁺(aq)/Al(s)                   E^o =  1,66 V
Mg²⁺(aq)/Mg(s)                E^o =  2,37 V
Cu²⁺(aq) /Cu(s)                 E^o = +0,34 V
a. Tuliskan diagram sel Volta yang dapat disusun dari ketiga elektrode tersebut.
b. Tentukan potensial sel standar.
c. Tentukan reaksi selnya.

1. Diketahui potensial standar beberapa sel sebagai berikut.

Li(s) /Li⁺(aq) || Zn²⁺(aq) /Zn(s)                     E^o = +2,24 V
Mg(s) / Mg²⁺(aq) || Zn²⁺(aq) /Zn(s)              E^o = +1,61 V
Fe(s) / Fe²⁺(aq) || Cu²⁺(aq) /Cu(s)                E^o = +0,78 V
Zn(s) /Zn²⁺(aq) || Cu²⁺(aq) /Cu(s)                 E^o =  1,1 V
Tentukan potensial sel berikut.
a. Li(s) /Li⁺(aq) || Cu²⁺(aq) /Cu(s)
b. Mg(s) / Mg²⁺(aq) || Cu²⁺(aq) /Cu(s)
c. Fe(aq) / Fe²⁺(aq) || Zn²⁺(aq) /Zn(s)

6. Spontanitas reaksi redoks

Jika potensial sel yang dihitung bernilai positif, maka reaksi sel berlangsung secara spontan dan sel akan menghasilkan arus. Seperti yang terlihat dalam reaksi antara Mg dengan Zn²⁺ sebagai berikut.
Mg(s) / Zn²⁺(aq) || Mg²⁺(aq) /Zn(s) E^osel= +1,61 V (reaksi spontan)
Jika reaksi dibalik, maka diperoleh
Mg²⁺(aq)+ Zn(s) → Mg(s) + Zn²⁺(aq) E^o sel = –1,61 V (reaksi tidak spontan)
Selain contoh di atas,  masih ada contoh lainnya yang termasuk reaksi spontan. Perhatikan Gambar 2.4. Jika pita logam magnesium dicelupkan dalam larutan CuSO₄ (a), maka elektron yang berpindah dari logam magnesium menjadi ion Mg²⁺(b). Larutan menjadi tidak berwarna meninggalkan endapan cokelat-merah setelah beberapa jam. Endapan cokelat-merah itu dikenal sebagai logam tembaga (Cu),

Gambar 2.4 Contoh reaksi spontan
Sumber: General Chemistry, Hill J. W, Petrucci R. H, Mc Creary T. W, dan Perry S. S

D. Persamaan Nerst

Potensial sel yang telah dibahas di atas mengenai harga-harga E^o_sel, artinya potensial sel yang bekerja pada keadaan standar. Untuk sel pada kemolaran tertentu dan bukan pada keadaan standar dapat dihitung menggunakan persamaan Nerst. Walther Nerst adalah seorang ahli kimia fisika yang pada tahun 1889 mengemukakan hubungan potensial sel eksperimen dengan potensial sel standar sebagai berikut.

dengan
E_sel      =     potensial sel eksperimen ……………….. (V)
E^o_sel    =     potensial sel standar ………………………  (V)
n        =     banyaknya mol elektron ………………… (mol)
Q       =     perbandingan kemolaran hasil reaksi  dengan kemolaran pereaksi
CONTOH:
Hitung potensial sel dari Mg(s)/ Mg²⁺(aq)(1 M) || Zn²⁺(aq) (0,5 M/Zn(s) E^o_sel= +1,61 V.
Jawab
Jumlah elektron yang terlibat dalam reaksi adalah 2.

Esel = 1,61 V – 0,01 V = +1,60 V
Jadi, potensial selnya sebesar + 1,60 V.

Sejauh Mana Pemahaman Kalian?

Kerjakan di buku latihan kalian.

1. Berdasarkan tabel potensial elektrode standar, maka tentukan apa reaksi-reaksi berikut dapat berlangsung secara spontan atau tidak.
1. Mg(s) /Mg²⁺(aq) || Cu²⁺(aq) /Cu(s)
2. Cu(s) /Cu²⁺(aq) || Mg²⁺(aq) /Mg(s)
3. Cu(s) /Cu²⁺(aq) || Ag⁺(aq) /Ag(s)
4. Fe(s) /Fe²⁺(aq) ||Cl (aq) /Cl₂(g)/Pt(s)
2. Tentukan potensial sel percobaan berikut.
1. Zn(s) + Cu²⁺(aq)(0,1 M) → Zn²⁺(aq)(0,5 M) + Cu(s)
2. 2Ag⁺(aq)(2 M) + Mg(s) → 2Ag(s) + Mg²⁺(aq)(0,2 M)

E. Deret Volta

Susunan unsur-unsur logam berdasarkan potensial elektrode standarnya disebut deret Volta. Adapun deretnya sebagai berikut.

Li K Ba Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Ni Co Sn Pb H Cu Hg Ag Au

Atom H (potensialnya nol) merupakan batas antara logam dengan potensial negatif dengan potensial positif. Deret Volta di atas dimulai dari logam dengan potensial elektrode paling negatif sehingga :

1. Makin ke kiri letak logam dalam deret Volta, maka
• logam makin reaktif (mudah melepaskan elektron)
• logam merupakan reduktor (unsur yang mengalami oksidasi) yang semakin kuat
2. Makin ke kanan letak logam dalam deret Volta, maka
• logam makin kurang reaktif (makin sulit melepas elektron)
• logam merupakan oksidator (unsur yang mengalami reduksi) yang semakin kuat

Konsekuensi dari deret Volta adalah logam yang terletak di sebelah kiri lebih reaktif dibandingkan logam yang terletak di sebelah kanannya. Hal ini merupakan reaksi pendesakan.
CONTOH SOAL:
Periksa apa reaksi berikut dapat berlangsung atau tidak pada keadaan standar?
a. Fe(s) + Zn²⁺(aq) → Fe²⁺(aq) + Zn(s)
b. Mg(s) + Cu²⁺(aq) → Mg²⁺ + Cu(s)
Jawab

1. Fe(s) + Zn²⁺(aq) → Fe²⁺(aq) + Zn(s)

Fe berada di sebelah kanan Zn sehingga Fe tidak dapat mendesak Zn. Akibatnya reaksi tidak dapat berlangsung.

1. Mg(s) + Cu²⁺(aq) → Mg²⁺ + Cu(s)

Mg berada di sebelah kiri Cu sehingga Mg dapat mendesak Cu dan reaksi dapat berlangsung.

F. Baterai dan Sel Bahan Bakar

1. Baterai kering (Sel Leclanche)

Baterai yang paling umum digunakan orang disebut sel atau baterai kering. Baterai ini ditemukan oleh Leclanche yang mendapat hak paten pada tahun 1866. Susunan baterai kering diperlihatkan dalam Gambar 2.5. Logam seng bertindak  sebagai elektrode negatif dan juga sebagai wadah untuk komponen baterai yang lain. Elektrode positif adalah karbon tak reaktif yang diletakkan di pusat kaleng.
Baterai ini disebut “kering” karena kandungan air relatif rendah, meskipun demikian kelembaban mutlak diperlukan agar ion-ion dalam larutan dapat berdifusi di antara elektrode-elektrode itu. Jika baterai memberikan arus, maka reaksi pada elektrode negatif melibatkan oksidasi seng. Reaksi pada elektrode positif cukup rumit, tetapi secara garis besar dapat dinyatakan sebagai berikut :
Anode : Zn(s) → Zn²⁺(aq) + 2e
Katode : 2MnO₂(s) + 2NH₄⁺(aq) + 2e  → Mn₂O₃(s) + 2NH₃(aq) + H₂O(l)
——————————————————————————————— +
Reaksi : Zn(s) + 2NH₄⁺(aq) + 2MnO₂(s) → Zn²⁺(aq) + Mn₂O₃(s) + 2NH₃(aq) + H₂O(l)
Sebuah baterai kering mempunyai potensial sebesar 1,5 volt dan tidak dapat diisi ulang. Baterai ini banyak digunakan untuk peralatan yang menggunakan arus kecil seperti radio dan kalkulator.

2. Baterai alkalin

Sel yang sering digunakan sebagai ganti baterai kering adalah baterai alkalin. Baterai ini terdiri dari anode seng, katode mangan dioksida dan elektrolit kalium hidroksida. Reaksi yang terjadi sebagai berikut.
Anode : Zn(s) + 2OH^- (aq) → Zn(OH)₂(s) + 2e
Katode : 2MnO₂(s) + 2H₂O(l) + 2e → 2Mn(OH)(s) + 2OH^- (aq)
—————————————————————————- +
Reaksi keseluruhan: Zn(s) + 2H₂O(l) + 2MnO₂(s) →  Zn(OH)₂(s) + 2Mn(OH)(s)
Baterai alkalin bersifat basa. Potensial dari baterai alkalin 1,5 volt, tetapi dapat bertahan lebih lama dan dapat menghasilkan dua kali energi total baterai kering dengan ukuran yang sama. Baterai alkalin digunakan untuk peralatan yang memerlukan arus lebih besar seperti tape recorder.

3. Baterai perak oksida

Baterai perak oksida adalah baterai kecil yang sering digunakan sebagai sumber tenaga miniatur dalam alat bantu pendengaran, kalkulator, dan arloji. Bagan sel ini diberikan pada Gambar 2.7.
Adapun reaksi yang terjadi sebagai berikut.
Anode : Zn(s) + 2OH^- (aq)            → Zn(OH)₂(s) + 2e
Katode:  Ag₂O(s) + H₂O(l) + 2e    → 2Ag(s) + 2OH^- (aq)
———————————————————————- +
Reaksi keseluruhan: Zn(s) + H₂O(l) + Ag₂O(s)  → Zn(OH)₂(s) + 2Ag(s)

4. Aki

Aki merupakan baterai penyimpanan sebuah automobil yang dapat diisi ulang. Aki disusun dari lempeng timbel mirip bunga karang dan timbel dioksida secara selang-seling yang disekat dengan kayu atau serat kaca dan dibenamkan dalam suatu elektrolit. Elektrolit tersebut adalah asam sulfat dalam air. Jika aki memberikan  arus, maka lempeng timbal (Pb) bertindak sebagai anode dan lempeng timbal dioksida (PbO₂) sebagai katode. Reaksi yang terjadi sebagai berikut.
Anode : Pb(s) + HSO₄^–(aq) →  PbSO₄(s) + H⁺(aq) + 2e
Katode: PbO₂(s) + HSO₄^–(aq) + 3H⁺(aq) + 2e → PbSO₄(s) + 2H₂O(l)
———————————————————————————— +
Reaksi keseluruhan:Pb(s) + PbO₂(s) + 2HSO₄^–(aq) + 2H⁺(aq) → 2PbSO₄(s) + 2H₂O(l)
Perhatikan bahwa timbal sulfat terbentuk pada kedua elektrode. Karena tak dapat larut, maka timbal sulfat terdepositokan pada kedua elektrode di mana garam ini terbentuk. Asam sulfat terpakai dan terbentuk air. Karena asam sulfat encer  kurang  rapat dibandingkan asam sulfat pekat aslinya, maka rapatan larutan elektrolit  ini biasanya diukur untuk menetapkan sejauh mana aki telah dipakai.
Pengisian ulang aki merupakan suatu pemaksaan terhadap elektron untuk melewati aki dengan arah berlawanan. Dalam proses elektrolisis ini semua perubahan kimia di atas dibalik. Timbal sulfat dan air diubah kembali menjadi timbal, timbal dioksida, dan asam sulfat. Reaksi pengisian kembali sebagai berikut :
2PbSO₄(S) + 2H₂O(l) → Pb(s) + PbO₂(s) + 2H₂SO₄(aq)
Jika diisi penuh, maka sebuah aki mempunyai potensial sel sekitar 2,1 V. Aki mobil dengan enam sel mempunyai potensial sekitar 12 V.

Tahukah Kalian

Baterai udara menggunakan O₂(g) dari udara sebagai oksidator Seng atau aluminium berperan sebagai reduktor. Pada baterai udara aluminium, oksidasi terjadi di anode aluminium dan reduksi di katode karbon. Larutan elektrolit yang digunakan melewati baterai adalah NaOH. Aluminium dioksidasi menghasilkan Al³⁺, karena kemolaran  OH pekat maka terbentuk ion kompleks [Al(OH)]^- dengan reaksi sebagai berikut:
Anode : 3{O₂(g) + 2H₂O(l) + 4e^– → 4OH^- (aq)}
Katode: 4{Al(s) + 4OH^- (aq) →  [Al(OH)₄]^- (aq) +3e–}
Reaksi keseluruhan: 4{Al(s) +4O₂(g) + 6H₂O(l) + 4OH^- (aq) → 4[Al(OH)₄]^- (aq)
Baterai udara dapat digunakan untuk menggerakan mobil beberapa km sebelum bahan bakar ditambahkan.

5. Sel bahan bakar

Sel bahan bakar biasanya menggunakan oksigen di katode dan suatu gas yang dapat dioksidasi pada anode. Reaksi yang terjadi sebagai berikut.
Katode : O₂(g) + H₂O(l) + 2e    → HO₂^-(aq) + OH^- (aq)
Anode : H₂(g) + 2OH^- (aq) → 2H₂O(l) +2e
———————————————————- +
Reaksi sel : H₂(g) + ¹/₂ O₂(g) → H₂O(l)
Penggunaan yang penting dari sel bahan bakar tetapi sulit terealisasi adalah sebagai pembangkit tenaga listrik alternatif, yang hanya sedikit menimbulkan pencemaran udara maupun pencemaran terminal pada sungai dibandingkan dengan pembangkit tenaga listrik dengan batubara.

INGAT KEMBALI:

Sel elektrokimia digolongkan atas sel primer dan sel sekunder. Sel Daniell, sel Leclanche, dan sel perak oksida termasuk sel primer, sedangkan aki dan sel bahan bakar termasuk sel sekunder.

Sejauh Mana Pemahaman Kalian?

Kerjakan di buku latihan kalian.

1. Jelaskan perbedaan dari baterai kering, baterai perak oksida, dan aki.
2. Apa yang kalian ketahui tentang baterai udara? Jelaskan.
3. Bagaimana reaksi yang terjadi pada aki?
4. Apa perbedaan dari sel Daniell dan sel Leclanche?
5. Sebutkan elektrolit yang digunakan dalam sel kering.

LATIHAN 2

Kerjakan di buku latihan kalian.

1. Jelaskan bagaimana sebuah sel Volta dapat dirangkai dan berikan contohnya.

1. Diketahui reaksi sebagai berikut.

Zn(s) + Ni²⁺(aq) → Zn²⁺(aq) + Ni(s)
2Al(s) + 3Cl₂(g) → 2AlCl₃(s)
H₂(g) + 2Ag⁺(aq) → 2H⁺(aq) + 2Ag(s)
2H⁺(aq) + Pb(s) → H₂(g) + Pb²⁺(aq)
Mg(s) + Cu²⁺(aq) → Mg²⁺(aq) + Cu(s)
Berdasarkan data potensial elektrode standar, maka

1. Tuliskan notasi sel voltanya,
2. Potensial sel standarnya,
3. Tentukan reaksi yang berlangsung secara spontan.
1. Bagaimana reaksi yang terjadi pada baterai kering?
2. Diketahui reaksi sebagai berikut :

M + 2Ag⁺ → 2Ag + M²⁺
Dengan potensial sel standar sebesar 1,08 V dan logam M terletak di sebelah kiri hidrogen dalam deret Volta.

1. Berapa potensial elektrode standar logam M?
2. Dapatkah logam  M bereaksi dengan Zn?
1. Mengapa aki dapat diisi ulang? Jelaskan reaksi yang terjadi
2. Tentukan potensial elektrode dari sel berikut:

Sn(s) /Sn²⁺(aq) (0,02 M) || Pb²⁺(aq) (0,5 M)/Pb(s)

RINGKASAN:

1. Reaksi Redoks merupakan reaksi kimia yang melibatkan proses reduksi dan oksidasi secara bersamaan.

1. Penyetaraan persamaan dalam reaksi redoks dapat dilakukan dengan 2 metode, yaitu bilangan oksidasi dan ion elektron atau setengah reaksi. Metode bilangan oksidasi berdasarkan pada prinsip bahwa jumlah pertambahan bilangan oksidasi dari reduktor sama dengan jumlah penurunan bilangan oksidasi dari oksidator. Sedangkan metode bilangan ion elektron atau setengah reaksi berdasarkan pada prinsip bahwa jumlah elektron yang dilepaskan pada proses oksidasi  sama dengan jumlah elektron yang diserap pada setengah reaksi reduksi.

1. Prinsip reaksi redoks dipakai dalam sel elektrokimia. Sel elektrokimia  merupakan sel yang berkaitan dengan perubahan energi.

1. Sel elektrokimia dibedakan menjadi sel Volta dan sel elektrolisis. Sel Volta merupakan sel yang mengolah energi kimia menjadi elektrolistrik. Sedangkan sel elektrolisis merupakan sel yang mengubah energi listrik menjadi energi kimia.

1. Berdasarkan pada potensial standar dibuat berbagai sel dan baterai sebagai pembangkit energi (potensial). Misalnya baterai kering dari Leclanche, merupakan baterai sumber energi listrik yang dikenalkan oleh Leclanche. Baterai kering ini memakai logam seng sebagai anode (elektrode negatif) dan karbon sebagai katode (elektrode positif). Sel kering ini dapat menghasilkan energi listrik sebesar 1,5 volt. Akhirnya berkembang sel pembangkit energi lain seperti baterai alkalin, baterai perak oksida, dan sel basah.

1. Sel basa dikenal dengan nama sel aki. Sel aki memakai logam timbal dan timbal oksida sebagai elektrodenya.

UJI KOMPETENSI

A. Jawab pertanyaan di bawah ini dengan benar pada buku latihan kalian.

1. Tentukan reduktor dan oksidator dari reaksi-reaksi berikut.
1. 5I + IO₃^- + 6H⁺ →3I₂ + 3H₂O
2. Cl₂ + OH^-     → ClO₄^- + Cl^- + H₂O
3. CuS + HNO₃ → Cu(NO₃)₂ + S + NO  + H₂O

1. Selesaikan persamaan redoks dibawah ini dengan metode bilangan oksidasi dan ion elektron.
1. Pb(N₃)₂ + Co(MnO₄)₃→ CoO + MnO₂+ Pb₃O₄ + NO
2. CrI₃ + H₂O₂ + OH^-  → CrO₄^2- + IO₄^- + H₂O
3. Cu + NO₃^- + 4H⁺ → Cu²⁺ + NO + 2H₂O
4. KClO₃ + H₂SO₄ → KHSO₄ + O₂ + ClO₂ + H₂O

1. Tulis reaksi redoks dari sel berikut, kemudian hitung potensial selnya dan ramalkan apa reaksi ber-langsung spontan atau tidak.
1. Fe / Fe³⁺|| H⁺ / H₂
2. Pt,I₂/ I || Cl /Cl₂;Pt
3. Mg / Mg²⁺ (1 M) || Cd²⁺ (2 M) / Cd
4. Ag/Ag⁺ || Cu²⁺/ Cu

1. Jelaskan proses pengisian ulang aki dan tulis reaksi yang terjadi.

1. Jelaskan ciri-ciri reaksi yang berlangsung secara spontan.

B. Pilih salah satu jawaban yang paling tepat pada buku latihan kalian.

1. Bilangan oksidasi Cl dalam senyawa KClO₂ adalah ….
1. -7
2. -3
3. 1
4. 3
5. 5

1. Pada reaksi redoks berikut:
   a MnO₄^- + 16H⁺ + b C₂O₄^2- → c Mn²⁺ + 8H₂ + 10CO₂ ,
   koefisien reaksi a, b, dan c berturut-turut adalah .…
1. 2, 2, dan 5
2. 2, 5, dan 5
3. 2, 3, dan 5
4. 3, 5, dan 5
5. 2, 4, dan 5

• Unsur logam yang mempunyai bilangan oksidasi +5 terdapat pada ion ….

1. CrO₄^2-
2. Cr₂O₇^2-
3. Fe(CN)₆^3-
4. SbO₄^3-
5. MnO₄^-

• Diantara senyawa-senyawa berikut, senyawa mangan yang mempunyai bilangan oksidasi tertinggi adalah ….

1. MnO
2. MnO₂
3. MnSO₄
4. KMnO₄
5. K₂MnO₄

• Diantara reaksi redoks berikut ini yang sudah setara adalah…

1. 4H₂O + MnO₄ + 6I →2MnO₂ + 8OH^– + 3I₂
2. Cl₂ + 2OH + IO₃ →2Cl^– + IO₄ +2H₂O
3. 11OH^– + 6Cl₂ →10Cl^– + 2ClO₃ +6H₂O
4. 3P + 5NO₃ + 4OH →3PO₄₃ + 2H₂O + 5NO
5. 8MnO₄ + 3NH₃ → 8MnO₂ + 2H₂O + 5OH + 3NO₃

• Pada reaksi redoks berikut:
  Sn(s) + 4H₂O(s) → SnO₂(s) + 4NO₂(aq) + 2H₂O(l) yang berperan sebagai reduktor adalah ….

1. HNO₃
2. NO₃
3. H₂O
4. SnO₂
5. Sn

1. Pada reaksi : Cl₂(aq) + 2 KOH(aq) → KCl(aq) + KClO(aq) + H₂O bilangan oksidasi klor berubah dari ….
1. 2 menjadi 0 dan +1
2. -1 menjadi +1 dan 0
3. 0 menjadi 1 dan 2
4. 0 menjadi 1 dan +1
5. +1 menjadi 1 dan +1

1. Diketahui persamaan redoks berikut: Al + NO₃^- → AlO₂^- + NH₃ (dalam suasana basa) Agar persamaan setara, molekul air yang harus ditambahkan adalah … molekul.
1. 5
2. 4
3. 3
4. 2
5. 1

1. Asam oksalat dapat dioksidasi oleh kalium permanganat menurut persamaan: C₂O₄^2- + MnO₄^- + H⁺ → Mn²⁺ + H₂O + CO₂ Untuk mengoksidasi 0,02 mol ion C₂O₄^2- diperlukan ion MnO₄^- sebanyak … mol.
1. 0,05
2. 0,1
3. 0,2
4. 0,3
5. 0,4

1. Diketahui reaksi elektrode sebuah sel Volta sebagai berikut:

Cr³⁺ + 3e →Cr  E^o = 0,74 volt
Cu²⁺ + 2e →Cu E^o = +0,34 volt
Pernyataan yang salah adalah…

1. elektrode Cu sebagai katode
2. elektrode Cr sebagai anode
3. logam Cr lebih reaktif dari Cu
4. logam Cu mengendap pada elektrode Cu
5. potensial standar sel adalah +1,18 volt

1. Diketahui data potensial elektrode standar sebagai berikut.

Zn²⁺→ Zn               E^o =  0,76 V
Mg²⁺→ Mg             E^o =  2,34 V
Cr³⁺→ Cr                E^o =  0,74 V
Cu²⁺→Cu                E^o = +0,34 V
Harga potensial sel yang terbesar terdapat pada…

1. Zn / Zn²⁺||Cu²⁺/Cu
2. Zn / Zn²⁺||Cr³⁺/Cr
3. Mg/ Mg²⁺||Cr³⁺/Cr
4. Mg/ Mg²⁺||Cu²⁺/Cu
5. Cr / Cr³⁺||Cu²⁺/Cu

1. Diketahui potensial standar sel volta sebagai berikut:

Zn + Cu²⁺ →Zn²⁺ + Cu E^o = +1,1 V
Sn/ Sn²⁺ E^o = +0,14 V
Cu²⁺/Cu E^o = +0,34 V
Potensial standar Zn / Zn²⁺|| Sn²⁺ /Sn adalah … volt.

1. 0,62
2. 0,76
3. 0,96
4. 1,24
5. 1,44

1. Berdasarkan data berikut:

Fe³⁺/ Fe²⁺                          E^o = 0,77 V
Cu²⁺/ Cu                     E^o = 0,34 V
Fe²⁺/ Fe                      E^o =  0,44 V
Cl₂/ 2Cl^–                            E^o= 0,34 V
Reaksi berikut yang tidak berlangsung spontan adalah ….

1. Fe³⁺ + Cu → Fe²⁺ + Cu²⁺
2. Fe²⁺ + Cl₂ →Fe³⁺ + 2Cl^-
3. 2Fe²⁺ → Fe⁺ + Fe³⁺
4. H₂ + Cl₂ → 2H⁺ + 2Cl^-
5. Fe + Cu²⁺ → Fe²⁺ + Cu

1. Di bawah ini yang merupakan jenis elektrode yang digunakan sebagai pembanding dengan harga potensialnya adalah .…
1. elektrode Cu dengan potensial nol
2. elektrode Zn dengan potensial satu
3. elektrode H dengan potensial 1
4. elektrode Mg dengan potensial nol
5. elektrode H dengan potensial nol

1. Diketahui unsur tembaga, hidrogen, besi, dan natrium. Urutan keempat unsur tersebut dalam deret Volta dari kanan ke kiri adalah …
1. besi, hidrogen, natrium, tembaga
2. natrium, besi, hidrogen, tembaga
3. hidrogen, tembaga, besi, natrium
4. tembaga, hidrogen, besi, natrium
5. tembaga, besi, hidrogen, natrium