Materi Kimia: Reaksi Redoks dan Elektrokimia

Pernah memperhatikan besi yang berkarat, baterai yang menggerakkan ponsel, atau proses pelapisan logam pada perhiasan? Semua fenomena tersebut melibatkan reaksi reduksi-oksidasi (redoks) dan prinsip elektrokimia. Reaksi redoks merupakan salah satu jenis reaksi kimia yang paling luas aplikasinya dalam kehidupan manusia, mulai dari produksi energi listrik, industri metalurgi, hingga proses biologis di dalam sel tubuh kita.

Capaian Pembelajaran

• Menjelaskan konsep reaksi reduksi dan oksidasi beserta oksidator dan reduktor
• Menentukan bilangan oksidasi unsur dalam senyawa dan ion
• Menyetarakan persamaan reaksi redoks dengan metode setengah reaksi dan bilangan oksidasi
• Menganalisis prinsip kerja sel volta dan sel elektrolisis
• Menjelaskan proses korosi dan cara pencegahannya
• Menerapkan Hukum Faraday I dan II dalam perhitungan elektrolisis

---

A. Konsep Reaksi Reduksi-Oksidasi

Konsep reaksi redoks mengalami perkembangan dari waktu ke waktu. Terdapat tiga cara pandang dalam memahami reaksi ini, yaitu berdasarkan pengikatan dan pelepasan oksigen, perpindahan elektron, serta perubahan bilangan oksidasi.

1. Reaksi Reduksi

Reaksi reduksi dapat dipandang dari empat sudut.

Berdasarkan Oksigen

Reduksi adalah reaksi pelepasan oksigen dari suatu zat. Contoh: CuO diubah menjadi Cu dengan melepas oksigen.

Berdasarkan Elektron

Reduksi adalah reaksi penerimaan elektron oleh suatu atom atau ion. Ion Cu²⁺ menerima 2 elektron menjadi Cu.

Berdasarkan Biloks

Reduksi adalah reaksi yang menyebabkan penurunan bilangan oksidasi suatu unsur dalam suatu zat.

Berdasarkan Hidrogen

Dalam kimia organik, reduksi sering dikaitkan dengan penambahan hidrogen ke dalam suatu senyawa.

Contoh Reaksi Reduksi

CuO(s) + H₂(g) → Cu(s) + H₂O(g)

CuO mengalami reduksi: bilangan oksidasi Cu turun dari +2 menjadi 0. CuO melepaskan oksigennya kepada H₂.

2. Reaksi Oksidasi

Reaksi oksidasi merupakan kebalikan dari reduksi dan dapat dipahami dari sudut yang sama.

Berdasarkan Oksigen

Oksidasi adalah reaksi pengikatan oksigen oleh suatu zat. Contoh: C dibakar menjadi CO₂.

Berdasarkan Elektron

Oksidasi adalah reaksi pelepasan elektron oleh suatu atom atau ion. Zn melepas 2 elektron menjadi Zn²⁺.

Berdasarkan Biloks

Oksidasi adalah reaksi yang menyebabkan kenaikan bilangan oksidasi suatu unsur dalam suatu zat.

Berdasarkan Hidrogen

Dalam kimia organik, oksidasi dikaitkan dengan pelepasan hidrogen dari suatu senyawa.

Catatan penting: Reaksi oksidasi dan reduksi selalu terjadi bersamaan. Tidak ada oksidasi tanpa reduksi, dan sebaliknya. Inilah mengapa disebut reaksi redoks (reduksi-oksidasi).

Contoh Reaksi Redoks Lengkap

Zn(s) + CuSO₄(aq) → ZnSO₄(aq) + Cu(s)

Oksidasi Zn → Zn²⁺ + 2e⁻ (biloks naik: 0 ke +2)

Reduksi Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu (biloks turun: +2 ke 0)

3. Oksidator dan Reduktor

Oksidator (Pengoksidasi)

Zat yang mengoksidasi zat lain. Oksidator sendiri mengalami reduksi (menerima elektron, biloksnya turun). Contoh: O₂, F₂, Cl₂, KMnO₄, K₂Cr₂O₇.

Reduktor (Pereduksi)

Zat yang mereduksi zat lain. Reduktor sendiri mengalami oksidasi (melepas elektron, biloksnya naik). Contoh: Zn, Al, C, H₂, SO₂.

Zat	Peran	Proses yang Dialami	Perubahan Biloks
Oksidator	Mengoksidasi zat lain	Mengalami reduksi (menerima e−)	Turun
Reduktor	Mereduksi zat lain	Mengalami oksidasi (melepas e−)	Naik

Reaksi Disproporsionasi (Autoredoks): Reaksi di mana satu zat yang sama sekaligus bertindak sebagai oksidator sekaligus reduktor. Contoh: Cl₂ + 2NaOH → NaCl + NaOCl + H₂O, di mana Cl₂ (biloks 0) berubah sebagian menjadi Cl⁻ (biloks −1, reduksi) dan sebagian menjadi OCl⁻ (biloks +1, oksidasi).

---

B. Bilangan Oksidasi (Biloks)

Bilangan oksidasi adalah muatan listrik yang dimiliki suatu atom dalam molekul atau ion jika semua elektron ikatan diberikan kepada atom yang lebih elektronegatif. Biloks merupakan konsep formal yang sangat berguna untuk melacak perpindahan elektron dalam reaksi redoks.

Aturan Penetapan Bilangan Oksidasi

Aturan 1: Unsur Bebas Biloks unsur bebas (tidak bersenyawa) = 0. Berlaku untuk semua unsur: Na, Fe, O₂, Cl₂, P₄, dll.

Aturan 2: Ion Monoatom Biloks ion monoatom = muatan ionnya. Contoh: Na⁺ = +1, Ca²⁺ = +2, Cl⁻ = −1, Fe³⁺ = +3.

Aturan 3: Logam Alkali dan Alkali Tanah Biloks logam alkali (Gol. IA) = +1. Biloks logam alkali tanah (Gol. IIA) = +2.

Aturan 4: Hidrogen Biloks H = +1 (dalam sebagian besar senyawa). Pengecualian: biloks H = −1 dalam senyawa hidrida logam (NaH, CaH₂).

Aturan 5: Oksigen Biloks O = −2 (umumnya). Pengecualian: O = −1 dalam peroksida (H₂O₂, Na₂O₂); O = +2 dalam OF₂; O = −1/2 dalam superoksida (KO₂).

Aturan 6: Fluor Biloks F = −1 selalu (dalam semua senyawa), karena F adalah unsur paling elektronegatif.

Aturan 7: Jumlah Biloks dalam Senyawa Jumlah biloks semua atom dalam senyawa netral = 0.

Aturan 8: Jumlah Biloks dalam Ion Poliatomik Jumlah biloks semua atom dalam ion poliatomik = muatan ion tersebut.

Contoh Menentukan Biloks

Tentukan biloks Cr dalam K₂Cr₂O₇!

Biloks K = +1, biloks O = −2. Misalkan biloks Cr = x.

2(+1) + 2x + 7(−2) = 0

2 + 2x − 14 = 0

2x = 12

x = +6

Jadi, biloks Cr dalam K₂Cr₂O₇ adalah +6.

Contoh Biloks dalam Ion Poliatomik

Tentukan biloks S dalam SO₄²⁻!

Muatan ion = −2, biloks O = −2. Misalkan biloks S = x.

x + 4(−2) = −2

x − 8 = −2

x = +6

Senyawa/Ion	Biloks Unsur	Cara Menghitung
HNO3	N = +5	+1 + x + 3(−2) = 0; x = +5
H2SO3	S = +4	2(+1) + x + 3(−2) = 0; x = +4
MnO4−	Mn = +7	x + 4(−2) = −1; x = +7
Cr2O72−	Cr = +6	2x + 7(−2) = −2; x = +6
Fe3O4	Fe = +8/3	Campuran Fe2+ dan Fe3+

---

C. Penyetaraan Reaksi Redoks

Reaksi redoks harus disetarakan agar memenuhi hukum kekekalan massa dan kekekalan muatan. Terdapat dua metode yang umum digunakan.

1. Cara Setengah Reaksi (Metode Ion-Elektron)

Metode ini memisahkan reaksi redoks menjadi dua setengah reaksi terpisah: setengah reaksi oksidasi dan setengah reaksi reduksi, kemudian menggabungkannya kembali.

Langkah-langkah Metode Setengah Reaksi

1. Tuliskan persamaan reaksi ionik (pisahkan elektrolit kuat menjadi ion-ionnya).
2. Tentukan zat yang mengalami reduksi dan oksidasi, lalu pisahkan menjadi dua setengah reaksi.
3. Setarakan atom selain O dan H terlebih dahulu.
4. Setarakan atom O dengan menambahkan H₂O (dalam suasana asam atau basa).
5. Setarakan atom H: dalam suasana asam tambahkan H⁺, dalam suasana basa tambahkan OH⁻.
6. Setarakan muatan dengan menambahkan elektron (e⁻) pada ruas yang muatannya lebih positif.
7. Samakan jumlah elektron pada kedua setengah reaksi dengan mengalikan faktor tertentu.
8. Jumlahkan kedua setengah reaksi, sederhanakan, dan periksa kesetaraannya.

Contoh: Suasana Asam

Setarakan: MnO₄⁻ + Fe²⁺ → Mn²⁺ + Fe³⁺ (dalam H₂SO₄)

Setengah reaksi reduksi (Mn):

MnO₄⁻ + 8H⁺ + 5e⁻ → Mn²⁺ + 4H₂O

Setengah reaksi oksidasi (Fe):

Fe²⁺ → Fe³⁺ + e⁻

Samakan elektron: kalikan reaksi oksidasi dengan 5.

5Fe²⁺ → 5Fe³⁺ + 5e⁻

Jumlahkan dan sederhanakan:

MnO₄⁻ + 5Fe²⁺ + 8H⁺ → Mn²⁺ + 5Fe³⁺ + 4H₂O

Contoh: Suasana Basa

Setarakan: MnO₄⁻ + SO₃²⁻ → MnO₂ + SO₄²⁻ (dalam NaOH)

Setengah reaksi reduksi:

MnO₄⁻ + 2H₂O + 3e⁻ → MnO₂ + 4OH⁻

Setengah reaksi oksidasi:

SO₃²⁻ + 2OH⁻ → SO₄²⁻ + H₂O + 2e⁻

Samakan elektron (KPK 3 dan 2 = 6): kalikan reaksi reduksi x2, oksidasi x3.

2MnO₄⁻ + 3SO₃²⁻ + H₂O → 2MnO₂ + 3SO₄²⁻ + 2OH⁻

2. Cara Bilangan Oksidasi (Metode Perubahan Biloks)

Metode ini didasarkan pada prinsip bahwa jumlah kenaikan biloks (oksidasi) harus sama dengan jumlah penurunan biloks (reduksi) dalam satu reaksi redoks.

Langkah-langkah Metode Perubahan Biloks

1. Tentukan bilangan oksidasi semua unsur di ruas kiri dan kanan.
2. Identifikasi unsur yang mengalami perubahan biloks.
3. Hitung perubahan biloks untuk setiap unsur (kenaikan dan penurunan).
4. Samakan total kenaikan biloks dengan total penurunan biloks menggunakan koefisien yang sesuai.
5. Setarakan atom-atom lain (selain O dan H) yang tidak berubah biloksnya.
6. Setarakan O dan H menggunakan H₂O dan H⁺ (atau OH⁻).
7. Periksa kesetaraan muatan dan jumlah atom di kedua ruas.

Contoh Metode Perubahan Biloks

Setarakan: K₂Cr₂O₇ + HCl → KCl + CrCl₃ + Cl₂ + H₂O

Biloks Cr: K₂Cr₂O₇ → +6 menjadi CrCl₃ → +3. Penurunan = 3 per atom Cr, ada 2 atom Cr, total turun = 6.

Biloks Cl: HCl → −1 menjadi Cl₂ → 0. Kenaikan = 1 per atom Cl. Agar total naik = 6, diperlukan 6 atom Cl.

Koefisien awal: K₂Cr₂O₇ + 14HCl → 2KCl + 2CrCl₃ + 3Cl₂ + 7H₂O

K₂Cr₂O₇ + 14HCl → 2KCl + 2CrCl₃ + 3Cl₂ + 7H₂O

Tips Memilih Metode: Metode setengah reaksi lebih mudah digunakan untuk reaksi dalam larutan yang melibatkan ion. Metode perubahan biloks lebih mudah untuk reaksi yang melibatkan molekul netral atau reaksi fase gas.

---

D. Sel Elektrokimia

Sel elektrokimia adalah perangkat yang mengubah energi kimia menjadi energi listrik (sel galvani/volta) atau sebaliknya, menggunakan energi listrik untuk menjalankan reaksi kimia (sel elektrolisis).

1. Sel Volta atau Sel Galvani

Sel volta adalah sel elektrokimia yang menghasilkan arus listrik dari reaksi redoks yang berlangsung secara spontan. Dinamakan sesuai nama Alessandro Volta dan Luigi Galvani.

Komponen Sel Volta

ANODA

Elektroda (−)

Terjadi Oksidasi

→ e⁻ →

KATODA

Elektroda (+)

Terjadi Reduksi

Elektron mengalir dari anoda ke katoda melalui kawat penghantar. Jembatan garam menjaga kenetralan larutan.

• Anoda: Elektroda negatif, tempat terjadinya reaksi oksidasi. Logam anoda melarut.
• Katoda: Elektroda positif, tempat terjadinya reaksi reduksi. Ion logam mengendap.
• Elektrolit: Larutan yang mengandung ion sebagai penghubung dalam larutan.
• Jembatan garam: Tabung berisi larutan elektrolit (KCl atau KNO₃) yang menjaga keseimbangan muatan antara dua larutan.

Notasi Sel Volta

Sel volta dituliskan dalam notasi sel (notasi IUPAC) sebagai berikut:

Notasi Sel Volta

Anoda | larutan anoda || larutan katoda | Katoda

Contoh: Sel Daniell

Sel yang terdiri dari elektroda Zn dalam larutan ZnSO₄ dan elektroda Cu dalam larutan CuSO₄.

Zn(s) | Zn²⁺(aq) || Cu²⁺(aq) | Cu(s)

Reaksi anoda (oksidasi): Zn → Zn²⁺ + 2e⁻

Reaksi katoda (reduksi): Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu

Reaksi sel keseluruhan: Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu

Potensial Sel (E^o_sel)

Potensial sel menyatakan kemampuan sel untuk mengalirkan arus listrik, dihitung dari nilai potensial elektroda standar (E^o) masing-masing elektroda.

Rumus Potensial Sel

E^o_sel = E^o_katoda − E^o_anoda

Sel volta bersifat spontan jika nilai E^o_sel positif (E^o_sel > 0). Elektroda dengan E^o lebih besar akan menjadi katoda (mengalami reduksi), dan elektroda dengan E^o lebih kecil akan menjadi anoda (mengalami oksidasi).

Elektroda	Setengah Reaksi Reduksi	Eo (Volt)
F2/F−	F2 + 2e− → 2F−	+2,87
MnO4−/Mn2+	MnO4− + 8H+ + 5e− → Mn2+ + 4H2O	+1,51
Au3+/Au	Au3+ + 3e− → Au	+1,50
Cl2/Cl−	Cl2 + 2e− → 2Cl−	+1,36
Cu2+/Cu	Cu2+ + 2e− → Cu	+0,34
H+/H2	2H+ + 2e− → H2	0,00
Fe2+/Fe	Fe2+ + 2e− → Fe	−0,44
Zn2+/Zn	Zn2+ + 2e− → Zn	−0,76
Al3+/Al	Al3+ + 3e− → Al	−1,66
Na+/Na	Na+ + e− → Na	−2,71

Contoh Perhitungan E^o_sel

Sel volta terdiri dari elektroda Zn dan Cu. Hitung E^o_sel!

E^o(Zn²⁺/Zn) = −0,76 V; E^o(Cu²⁺/Cu) = +0,34 V

Karena E^o Cu lebih besar, Cu menjadi katoda dan Zn menjadi anoda.

E^o_sel = E^o_katoda − E^o_anoda = +0,34 − (−0,76) = +1,10 V

2. Sel Elektrolisis

Sel elektrolisis adalah kebalikan dari sel volta: energi listrik dari luar digunakan untuk memaksa berlangsungnya reaksi kimia yang tidak spontan. Digunakan dalam industri untuk produksi logam, pemurnian logam, dan pelapisan logam.

Perbandingan Sel Volta vs Sel Elektrolisis

Aspek	Sel Volta	Sel Elektrolisis
Sumber energi	Reaksi kimia	Listrik dari luar
Kespontanan	Spontan	Tidak spontan
Eosel	Positif	Negatif
Anoda	Negatif	Positif
Katoda	Positif	Negatif

Reaksi di Elektroda

Katoda (negatif): Terjadi reduksi. Ion logam atau air direduksi. Kation bergerak ke katoda.

Anoda (positif): Terjadi oksidasi. Ion negatif atau air dioksidasi. Anion bergerak ke anoda.

Produk Elektrolisis Larutan

Dalam elektrolisis larutan, ada persaingan antara ion dari garam dan molekul air untuk dioksidasi/direduksi. Penentuan produknya mengikuti aturan berikut.

Aturan Produk di Katoda (Reduksi):

• Jika kation adalah logam aktif (Na, K, Ca, Mg, Al), yang direduksi adalah H₂O, menghasilkan gas H₂ dan ion OH⁻.
• Jika kation adalah logam kurang aktif (Cu, Ag, Au, Ni), kation logam yang direduksi, mengendapkan logam di katoda.
• Jika larutannya asam (ada H⁺), yang direduksi adalah H⁺, menghasilkan gas H₂.

Aturan Produk di Anoda (Oksidasi):

• Jika anoda dari logam aktif (bukan Pt atau C), maka logam anoda yang dioksidasi (anoda melarut).
• Jika anodanya inert (Pt atau C) dan anionnya halida (Cl⁻, Br⁻, I⁻), maka anion halida yang dioksidasi menghasilkan gas halogen.
• Jika anodanya inert dan anion adalah SO₄²⁻, NO₃⁻, atau PO₄³⁻, maka yang dioksidasi adalah H₂O, menghasilkan gas O₂ dan H⁺.

Contoh: Elektrolisis Larutan CuSO₄ dengan Elektroda Pt

Katoda (reduksi): Cu²⁺ lebih mudah direduksi dari H₂O.

Cu²⁺(aq) + 2e⁻ → Cu(s)

Anoda (oksidasi): SO₄²⁻ tidak dioksidasi, maka H₂O yang dioksidasi.

2H₂O(l) → O₂(g) + 4H⁺(aq) + 4e⁻

Hasil: logam Cu mengendap di katoda, gas O₂ terbentuk di anoda, larutan menjadi asam.

Contoh: Elektrolisis Lelehan NaCl (Proses Down)

Katoda: Na⁺(l) + e⁻ → Na(l)

Anoda: 2Cl⁻(l) → Cl₂(g) + 2e⁻

Reaksi ini digunakan secara industri untuk memproduksi logam Na murni dan gas Cl₂.

Aplikasi Sel Elektrolisis

Pemurnian Logam Tembaga tidak murni dipasang sebagai anoda, Cu murni sebagai katoda dalam larutan CuSO₄. Tembaga berpindah dari anoda ke katoda dengan kemurnian tinggi.

Pelapisan Logam (Elektroplating) Logam yang akan dilapisi dipasang sebagai katoda. Ion logam pelapis dalam larutan mengendap membentuk lapisan tipis merata di permukaan.

Produksi Bahan Kimia Pembuatan NaOH dan Cl₂ dari larutan NaCl (proses klor-alkali), pembuatan Al dari Al₂O₃ lelehan (proses Hall-Heroult).

---

E. Korosi

Korosi adalah proses kerusakan logam akibat reaksi kimia atau elektrokimia dengan lingkungannya. Korosi paling umum terjadi pada besi, yang kita kenal sebagai perkaratan, membentuk Fe₂O₃.xH₂O (karat besi berwarna cokelat kemerahan).

1. Proses Korosi

Korosi besi merupakan proses elektrokimia yang memerlukan adanya oksigen dan air (uap air). Proses ini berlangsung seperti sel elektrokimia galvanik mikro di permukaan besi.

Mekanisme Korosi Besi

Di daerah anoda (permukaan besi yang lebih aktif, misalnya di bekas goresan):

Fe(s) → Fe²⁺(aq) + 2e⁻ (oksidasi)

Di daerah katoda (permukaan besi yang lebih pasif, biasanya tergenang air):

O₂(g) + 2H₂O(l) + 4e⁻ → 4OH⁻(aq) (reduksi)

Ion Fe²⁺ dan OH⁻ bereaksi:

Fe²⁺(aq) + 2OH⁻(aq) → Fe(OH)₂(s)

Oksidasi lanjutan oleh O₂:

4Fe(OH)₂(s) + O₂(g) + 2H₂O(l) → 4Fe(OH)₃(s)

Fe(OH)₃ mengalami dehidrasi menjadi Fe₂O₃.xH₂O (karat besi).

Faktor yang Mempercepat Korosi

• Kehadiran elektrolit: Air laut dan larutan asam mempercepat korosi karena meningkatkan konduktivitas larutan.
• Kontak dengan logam yang lebih mulia: Besi yang bersentuhan langsung dengan tembaga atau logam mulia lain akan lebih cepat berkarat (pasangan galvanik).
• Kehadiran asam: Lingkungan asam (pH rendah) mempercepat pelarutan besi.
• Tegangan permukaan: Bagian yang mengalami tekanan mekanis atau goresan lebih mudah berkarat.
• Temperatur tinggi: Laju reaksi kimia meningkat dengan suhu, sehingga korosi lebih cepat di lingkungan panas.

2. Pencegahan Korosi

Pencegahan korosi bertujuan mengisolasi logam dari faktor penyebab korosi atau mengubah sifat elektrokimianya.

Pelapisan Cat Mengisolasi permukaan besi dari udara dan air. Harus dijaga keutuhannya karena jika retak, besi di bawahnya justru berkarat lebih cepat.

Galvanisasi Pelapisan besi dengan seng (Zn). Seng bersifat sebagai anoda (lebih aktif dari besi), sehingga Zn yang akan teroksidasi lebih dahulu melindungi besi.

Elektroplating Pelapisan besi dengan logam tahan korosi seperti nikel (Ni) atau krom (Cr) melalui proses elektrolisis, menghasilkan lapisan merata dan rapi.

Proteksi Katodik Menghubungkan besi dengan logam yang lebih aktif (Mg atau Zn) sehingga logam aktif tersebut bertindak sebagai anoda dan besi sebagai katoda. Besi terlindungi.

Aliasi (Aloi) Membuat paduan besi dengan unsur lain. Contoh: baja tahan karat (stainless steel) mengandung Cr dan Ni yang membentuk lapisan oksida pelindung di permukaan.

Inhibitor Korosi Penambahan zat kimia tertentu ke dalam lingkungan logam untuk memperlambat reaksi korosi. Digunakan pada sistem perpipaan dan radiator kendaraan.

Mengapa aluminium tidak mudah berkarat meskipun reaktif? Aluminium memang lebih reaktif dari besi (E^o Al lebih negatif), namun lapisan Al₂O₃ yang terbentuk di permukaannya sangat padat dan merekat kuat, sehingga melindungi lapisan Al di bawahnya dari oksidasi lebih lanjut. Inilah yang disebut lapisan pasif.

---

F. Hukum Faraday

Michael Faraday (1791-1867) menemukan hubungan kuantitatif antara jumlah listrik yang digunakan dalam elektrolisis dengan jumlah zat yang dihasilkan. Penemuan ini dirumuskan dalam dua hukum.

1. Hukum Faraday I

Massa zat yang diendapkan atau dilarutkan pada elektroda sebanding dengan jumlah muatan listrik yang digunakan.

Hukum Faraday I

w = (e × Q) / F = (e × I × t) / F

Keterangan:

• w = massa zat yang diendapkan (gram)
• e = massa ekivalen zat (Ar / valensi = Ar / jumlah elektron yang dipindahkan)
• Q = muatan listrik (coulomb), Q = I × t
• I = kuat arus listrik (ampere)
• t = waktu elektrolisis (detik)
• F = tetapan Faraday = 96.500 coulomb/mol elektron

Massa ekivalen (e) adalah massa logam yang setara dengan 1 mol elektron. Rumusnya: e = Ar / jumlah elektron (valensi). Contoh: e untuk Cu²⁺ = 64/2 = 32 gram/ekivalen; e untuk Al³⁺ = 27/3 = 9 gram/ekivalen.

Contoh Soal Hukum Faraday I

Pada elektrolisis larutan CuSO₄, dialirkan arus 5 A selama 1.930 detik. Tentukan massa Cu yang mengendap di katoda! (Ar Cu = 64)

Reaksi katoda: Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu (valensi = 2)

e = Ar/valensi = 64/2 = 32 g/ekivalen

Q = I × t = 5 × 1.930 = 9.650 C

w = (e × Q) / F = (32 × 9.650) / 96.500 = 3,2 gram

2. Hukum Faraday II

Jika jumlah muatan listrik yang sama dialirkan melalui beberapa sel elektrolisis yang dihubungkan secara seri, maka massa zat yang dihasilkan di setiap elektroda sebanding dengan massa ekivalen masing-masing zat.

Hukum Faraday II

w₁ / e₁ = w₂ / e₂ = w₃ / e₃ = ... = konstan

Contoh Soal Hukum Faraday II

Dua sel elektrolisis dihubungkan seri. Sel pertama berisi larutan AgNO₃ dan sel kedua berisi larutan CuSO₄. Jika pada sel pertama mengendap 10,8 gram Ag, berapa gram Cu yang mengendap di sel kedua? (Ar Ag = 108, Ar Cu = 64)

e_Ag = 108/1 = 108 (Ag⁺ + 1e⁻ → Ag)

e_Cu = 64/2 = 32 (Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu)

Gunakan Hukum Faraday II:

w_Cu / e_Cu = w_Ag / e_Ag

w_Cu / 32 = 10,8 / 108

w_Cu = (10,8 × 32) / 108 = 3,2 gram

Hubungan dengan Mol Elektron

Hukum Faraday juga dapat dinyatakan dalam mol elektron. Satu mol elektron = 1 Faraday = 96.500 C.

mol elektron = Q / F = (I × t) / 96.500

Jika mol elektron diketahui, mol zat yang diendapkan = mol elektron / valensi

Massa zat = mol zat × Ar

Contoh: Menggunakan Konsep Mol Elektron

Pada elektrolisis lelehan AlCl₃, dialirkan arus 9,65 A selama 5.000 detik. Tentukan massa Al yang dihasilkan di katoda! (Ar Al = 27)

Q = I × t = 9,65 × 5.000 = 48.250 C

mol e⁻ = Q / F = 48.250 / 96.500 = 0,5 mol

Reaksi: Al³⁺ + 3e⁻ → Al (butuh 3 mol elektron per mol Al)

mol Al = 0,5 / 3 = 1/6 mol

massa Al = 1/6 × 27 = 4,5 gram

---

Ringkasan Reaksi Redoks dan Elektrokimia

• Redoks adalah reaksi yang melibatkan perubahan bilangan oksidasi: oksidasi (biloks naik, melepas elektron) dan reduksi (biloks turun, menerima elektron).
• Oksidator adalah zat yang mengalami reduksi; reduktor adalah zat yang mengalami oksidasi.
• Biloks ditetapkan menggunakan delapan aturan dasar, dengan prinsip utama: total biloks dalam senyawa netral = 0, dalam ion = muatan ion.
• Penyetaraan reaksi redoks dapat dilakukan dengan metode setengah reaksi (ion-elektron) atau perubahan biloks.
• Sel volta mengubah energi kimia menjadi listrik secara spontan (E^o_sel > 0). Anoda bertanda negatif, katoda bertanda positif.
• Sel elektrolisis menggunakan energi listrik untuk reaksi tidak spontan. Anoda bertanda positif, katoda bertanda negatif.
• Korosi adalah perusakan logam secara elektrokimia. Pencegahannya meliputi pelapisan, galvanisasi, proteksi katodik, dan aliasi.
• Hukum Faraday I: w = (e × I × t) / F. Hukum Faraday II: massa yang diendapkan sebanding dengan massa ekivalen jika muatan listrik sama.