Beranda › Learning Hub › Kimia SMA › F.8 Sel elektrokimia
F.8

Reaksi Redoks dan Sel Elektrokimia

Fase F · Kelas XI–XII

Baterai ponsel, aki mobil, penyepuhan perhiasan, dan karat pada pagar besi — semuanya reaksi redoks, yaitu perpindahan elektron. Sel volta mengubah energi kimia menjadi listrik; sel elektrolisis memakai listrik untuk memaksa reaksi yang tidak spontan.

📋Capaian Pembelajaran

Fase F: menjelaskan sel elektrokimia dalam kehidupan sehari-hari. Panduan mencakup bilangan oksidasi, identifikasi reduksi dan oksidasi, penyetaraan redoks (setengah reaksi atau perubahan bilangan oksidasi), korosi, pemutih, sel volta (elektrode, jembatan garam, notasi sel), dan sel elektrolisis beserta penerapannya.

🎯Yang perlu kamu kuasai

  • Menentukan bilangan oksidasi, oksidator, dan reduktor.
  • Menyetarakan reaksi redoks dalam suasana asam dan basa.
  • Menjelaskan susunan sel volta, notasi sel, dan menghitung E°sel.
  • Menjelaskan korosi besi dan cara mencegahnya.
  • Menentukan reaksi di katode dan anode pada elektrolisis serta menerapkan Hukum Faraday.

📚Materi

1. Bilangan oksidasi dan konsep redoks

Aturan pokok: unsur bebas 0; ion monoatom = muatannya; H umumnya +1 (−1 pada hidrida logam); O umumnya −2 (−1 pada peroksida); jumlah bilangan oksidasi dalam senyawa netral 0. Oksidasi = kenaikan bilangan oksidasi (melepas elektron); reduksi = penurunan (menerima elektron). Oksidator mengalami reduksi; reduktor mengalami oksidasi.

2. Penyetaraan redoks (setengah reaksi, suasana asam)

  1. Pisahkan menjadi setengah reaksi oksidasi dan reduksi.
  2. Setarakan atom selain O dan H, lalu O dengan menambah H₂O, lalu H dengan H⁺.
  3. Setarakan muatan dengan menambah elektron, samakan jumlah elektron, lalu jumlahkan.

Dalam suasana basa, setelah langkah di atas tambahkan OH⁻ di kedua ruas sebanyak H⁺ untuk membentuk H₂O.

3. Sel volta

Sel volta seng-tembaga: elektrode seng dalam larutan ZnSO4 sebagai anode negatif, elektrode tembaga dalam CuSO4 sebagai katode positif, dihubungkan kawat melalui voltmeter dan jembatan garam. Elektron mengalir dari seng ke tembaga.
Sel Daniell: elektron mengalir dari anode (Zn) ke katode (Cu) melalui kawat; ion mengalir melalui jembatan garam.

Pada sel volta: anode (−) tempat oksidasi, katode (+) tempat reduksi (“KaReAnOks”). Jembatan garam menjaga kenetralan listrik larutan. Notasi sel: \( \mathrm{Zn | Zn^{2+} \| Cu^{2+} | Cu} \).

\[ E^\circ_{\text{sel}} = E^\circ_{\text{katode}} - E^\circ_{\text{anode}} \]

Reaksi spontan jika \( E^\circ_{\text{sel}} > 0 \). Logam dengan E° lebih kecil (lebih kiri dalam deret Volta: Li K Ba Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Ni Sn Pb H Cu Hg Ag Pt Au) lebih mudah teroksidasi dan dapat mendesak ion logam di kanannya. Penerapan: baterai alkalin, aki (sel sekunder yang dapat diisi ulang), baterai litium-ion.

4. Korosi

Besi berkarat karena teroksidasi oleh oksigen dengan bantuan air, membentuk Fe₂O₃·xH₂O. Pencegahan: mengecat atau melumasi, galvanisasi (melapisi dengan seng yang lebih mudah teroksidasi), proteksi katodik dengan logam magnesium yang dikorbankan (pipa bawah tanah, kapal), dan stainless steel.

5. Sel elektrolisis

Pada elektrolisis, katode (−) tempat reduksi dan anode (+) tempat oksidasi.

  • Katode: ion logam golongan IA, IIA, Al, Mn tidak tereduksi dalam larutan — yang tereduksi air (menghasilkan H₂ dan OH⁻). Ion logam lain (Cu²⁺, Ag⁺, Zn²⁺, Ni²⁺) tereduksi menjadi logam. Dalam lelehan, kation apa pun tereduksi.
  • Anode inert (C, Pt): ion halida teroksidasi menjadi halogen; ion sisa asam oksi (SO₄²⁻, NO₃⁻) tidak — yang teroksidasi air (menghasilkan O₂ dan H⁺). Anode aktif (Cu, Ni, Fe) ikut teroksidasi.
\[ w = \frac{e \cdot I \cdot t}{96.500}, \qquad e = \frac{A_r}{\text{muatan ion}} \]

Penerapan: penyepuhan (benda yang disepuh di katode), pemurnian tembaga, produksi aluminium dari lelehan alumina, dan produksi klor dan NaOH dari air garam.

✏️Contoh soal

Diketahui E° Zn²⁺/Zn = −0,76 V dan E° Cu²⁺/Cu = +0,34 V. Tentukan anode, katode, reaksi sel, dan E°sel.

E° Cu lebih besar → Cu²⁺ tereduksi: Cu katode; Zn anode.

\[ \mathrm{Zn + Cu^{2+} \rightarrow Zn^{2+} + Cu} \]
\[ E^\circ_{\text{sel}} = 0{,}34 - (-0{,}76) = 1{,}10\ \text{V} \]
Periksa. E°sel positif berarti reaksi spontan — sesuai dengan Zn yang terletak di kiri Cu dalam deret Volta.
Jebakan. Mengalikan E° dengan koefisien reaksi. Potensial elektrode adalah sifat intensif dan tidak dikalikan.

📝Latihan

Kerjakan di kertas, lalu buka jawabannya.

1. Tentukan bilangan oksidasi Mn dalam KMnO₄ dan Cr dalam K₂Cr₂O₇.
Mn: +7. Cr: +6.
2. Pada reaksi 2Na + Cl₂ → 2NaCl, mana oksidator dan reduktornya?
Na reduktor (bilangan oksidasi 0 → +1); Cl₂ oksidator (0 → −1).
3. Apakah besi dapat mendesak Cu dari larutan CuSO₄? Jelaskan dengan deret Volta.
Ya. Fe terletak di kiri Cu, sehingga lebih mudah teroksidasi: Fe + Cu²⁺ → Fe²⁺ + Cu.
4. Apa hasil di katode dan anode pada elektrolisis larutan NaCl dengan elektrode karbon?
Katode: air tereduksi menjadi H₂ dan OH⁻ (Na⁺ tidak tereduksi). Anode: Cl⁻ teroksidasi menjadi Cl₂.
5. Larutan CuSO₄ dielektrolisis dengan arus 2 A selama 965 s. Berapa gram Cu (Ar 63,5) yang mengendap?
\( w = \dfrac{(63{,}5/2) \times 2 \times 965}{96.500} = 0{,}635 \) g.
6. Mengapa pipa besi bawah tanah dihubungkan dengan batangan magnesium?
Magnesium lebih mudah teroksidasi daripada besi, sehingga magnesium yang berkarat (dikorbankan) dan besi terlindungi — proteksi katodik.

🎯Latihan TKA untuk topik ini

Soal-soal berikut dari latihan TKA Kimia SMA menguji materi di halaman ini. Kerjakan langsung di halaman soal, lalu buka pembahasannya.

  • Paket 1 · Soal 25 PG — Menentukan arah aliran elektron dan potensial sel volta dari data potensial reduksi standar.
  • Paket 2 · Soal 25 PG — Menentukan massa logam yang mengendap pada katode menggunakan hukum Faraday.