Post on 01-Feb-2016
description
BAB I
PENDAHULUAN
1.1. Latar belakang
Reaksi Redoks adalah reaksi yang didalamnya terjadi perpindahan elektron
secara berurutandari suatu unsur kimia ke unsur kimia yang lain,yang terdiri atas dua
reaksi,yaitu oksidasi (peningkatan biloks) dan reduksi (penurunan biloks).Reaksi ini
sejenis dikarenakan electron yg berpindah dari reaksi oksidasi sama dengan electron
yang diperoleh reaksi reduksi.
Elektrokimia adalah salah satu dari ilmukimia yang mempelajari tentang
perubahan energy listrik menjadi energy kimia dan begitu sebaliknya. proses
elektrokimia melibatkan reaksi redoks.Proses perpindahan electron akan menghasilkan
sejumlah energi listrik. Elektrokimia dapat diterapkan dalam dua jenis sel,yaitu sel volta
dan sel elektrolisis.
1.2. Rumusan Masalah
1) Apa pengertian reksi redoks ?
2) Bagaimana menyetarakan reaksi redoks?
3) Apa yang dimaksud dengan elektroda dan potensial elektroda standar?
4) Apa yang dimaksud sel elektrokimia ?
5) Bagaimana menentuan DGL standar sel?
6) Bagaimana menentuan DGL Sel dan perubahan energi bebas gibbs ?
7) Bagaimana reksi redoks bila ditinjau dari harga potensial sel?
1. 3. Tujuan Penulisan
1) Mengetahui dan memahami pengertia gas nyata
2) Mengetahui cara menyetarakan reaksi redoks
3) Mengetahui dan memahami elektroda dan potensial elektroda standar
4) Mengetahui dan memahami sel elektrokimia
5) Mengetahui cara menentuan DGL standar sel?
6) Mengetahui menentuan DGL Sel dan perubahan energi bebas gibbs
7) Mengetahui reksi redoks bila ditinjau dari harga potensial sel
1
BAB II
PEMBAHASAN
2.1 Pengertian Reaksi Redoks
Reaksi yang melibatkan terjadinya transfer elektron diikuti dengan perubahan
bilangan oksidasi pada senyawa atau unsur yang terlibat . Dalam reaksi redoks terdapat
peristiwa reduksi dan oksidasi (Redoks). Oksidasi adalah peristiwa hilangnya elektron
dari suatu spesies yang menyebabkan naiknya bilangan oksidasi spesies tersebut
sedangkan reduksi adalah peristiwa penambahan elektron pada suatu spesies yang
menyebabkan turunnya bilangan oksidasi spesies tersebut. Pada reaksi ini agen
pengoksidasi adalah reaktan yang mengalami reduksi dan agen pereduksi adalah
reaktan yang mengalami oksidasi
Oksidasi : hilangnya elektron sebagian atau seluruhnya atau terimanya oksigen.
Reduksi : terimanya elektron atau hilangnya oksigen
Contoh reaksi logam dengan bukan logam, elektron dipindahkan dari atom logam
ke atom bukan logam
Mg + S Mg2+ + S2-
Oksidasi : Mg Mg2+ + 2e- (hilangnya elektron)
Reduksi : S + 2e- S2- (terimanya elektron)
Mg : reducing agent (donor elektron)
S : oxidizing agent (akseptor elektron)
Aturan-aturan penentuan bilangan oksidasi :
1. Atom-atom dalam unsur memiliki bilangan oksidasi nol
2. Atom H dalam senyawa memiliki bilangan oksidasi +1
3. Dalam hidrida logam (misal NaH, BaH2, AlH3) bilangan oksidasi H = -1
4. Atom O dalam senyawa memiliki bilangan oksidasi -2
5. Dalam senyawa F2O, bilangan oksidasi O = +2
6. Dalam peroksida (misal H2O2, Na2O2, BaO2) bilangan oksidasi O= -1
7. Atom logam dalam senyawa memiliki bilangan oksidasi positif
8. Jumlah bilangan oksidasi atom-atom dalam senyawa = Nol
9. Jumlah bilangan oksidasi atom-atom dalam ion = muatan ion
2
10. Jika dua atom berikatan, bilangan oksidasi negatif selalu dimiliki atom yang
keelektronegatifannya lebih besar
Konsep-konsep dasar Redoks
1. Oksidasi adalah peristiwa pelepasan elektron atau penambahan (kenaikan) bilangan
oksidasi
2. Reduksi adalah peristiwa penangkapan elektron atau pengurangan (penurunan)
bilangan oksidasi
3. Reduktor (pereduksi) adalah zat yang mengalami oksidasi atau zat yang melepaskan
elektron, atau zat yang bilangan oksidasinya naik
4. Oksidator adalah zat yang mengalami reduksi atau zat yang menangkap elektron atau
zat yang bilangan oksidasinya turun
5. Redoks adalah reaksi yang terdiri dari peristiwa reduksi dan oksidasi atau reaksi
perubahan bilangan oksidasi
6. Reaksi disproporsionasi (autoredoks) adalah reaksi redoks dimana hanya satu jenis
atom yang mengalami reduksi dan oksidasi atau reaksi redoks dimana hanya satu jenis
atom yang bilangan oksidasinya berubah
7. Mol elektron adalah selisih bilangan oksidasi
2.2. Penyetaraan Reaksi Redoks
Persaman reaksi redoks telah setara jika jumlah atom dan jumlah muatan di ruas kiri
sama dengan ruas kanan. Reaksi redoks biasanya berlangsung di dalam pelarut air maka
penyetaraan persamaan reaksi redoks selalu melibatkan ion H+ dan ion OH-. Persamaan
reaksi redoks yang sederhana dapat disetarakan secara mudah (secara langsung) tetapi
untuk reaksi redoks yang rumit (kompleks), dapat disetarakan dengan metode setengah
reaksi (metode ion elektron) dan metode perubahan bilangan oksidasi.
3
1. Penyetaraan Reaksi Redoks Dengan Metode Setengah Reaksi (Metoda Ion Elektron)
a. Reaksi redoks dalam larutan asam
Contoh:
Setarakan reaksi berikut: MnO4- + C2O42- → CO2 + Mn2+ Langah-
langkahnya sebagai berikut.1) Tuliskan semua bilangan oksidasi atom-atom unsur yang terlibat reaksi
MnO4-(aq) + C2O4
2-(aq) → CO2(g) + Mn2+(aq)
+7 -2 +3 -2 +4 -2 +2
2) Tuliskan setengah reaksi oksidasi dan setengah reaksi reduksi secara terpisah Oksidasi : C2O4
2-(aq) → CO2(g) → (atom C teroksidasi)
Reduksi : MnO4-(aq) → Mn2+(aq) → (atom Mn tereduksi)
3) Setarakan jumlah atom yang teroksidasi dan tereduksi (atom C dan Mn)
Oksidasi : C2O42-
(aq) → 2CO2(g)
Reduksi : MnO4-(aq) → Mn2+(aq)
4) Setarakan jumlah atom oksigen, dengan cara menambahkan molekul H2O pada ruas yang kekurangan atom oksigen.Oksidasi : C2O4
2-(aq) → 2CO2(g)
→ (atom O ruas kanan dan kiri sudah sama maka tidak perlu ditambah H2O)
Reduksi : MnO4-(aq) → Mn2+(aq) + 4H2O(l)
→ ( pada larutan asam, H2O ditambahkan pada sisi yang kekurangan oksigen)
5) Setarakan jumlah hidrogen dengan menambahkan H+ pada ruas yang kekurangan atom H.Oksidasi : C2O4
2-(aq) → 2CO2(g)
Reduksi : MnO4-(aq) + 8H+(aq) → Mn2+(aq) + 4H2O(l)
6) Setarakan jumlah muatan ruas kiri dan kanan dengan menambah kan elektron di ruas yang jumlah muatannya lebih besar
Oksidasi : C2O42-
(aq) → CO2(g) + 2e → ruas kanan = 0, ruas kiri = -2 maka ruas kanan ditambah 2e
Reduksi : 5e + MnO4-(aq) + 8H+(aq) → Mn2+(aq) + 4H2O(l)
→ ruas kiri = +7, ruas kanan +2 maka ruas kiri ditambah 5e
Pada setengah reaksi oksidasi harus dikalikan 5 dan pada setengah reaksi reduksi harus dikalikan 2 agar elektron yang dilepas sama dengan elektron yang diterima Reaksi tersebut menjadi Oksidasi : 5C2O4
2-(aq) → 10CO2(g) + 10e
Reduksi : 10e + 2MnO4-(aq) + 16H+(aq) → 2Mn2+(aq) + 8H2O(l)
4
7) Jumlahkan setengah reaksi oksidasi dengan setengah reaksi reduksi Oksidasi : 5C2O4
2-(aq)→ 10CO2(g) + 10e
Reduksi : 2MnO4-(aq) + 16H+(aq) + 10e → 2Mn2+(aq) + 8H2O(l)
5C2O42-
(aq)+2MnO4-(aq)+16H+(aq
) → 10CO2(g)+2Mn2+(aq)+8H2O(l)
b. Reaksi redoks dalam larutan basa atau netral
Contoh:
Setarakan reaksi berikut: HPO32-(aq) + OBr- → Br-(aq) + PO4
3-(aq)
Langah-langkahnya sebagai berikut.
1) Tuliskan semua bilangan oksidasi atom-atom unsur yang terlibat reaksi
HPO32-(aq) + OBr- → Br-(aq) + PO4
3-(aq)
+1 +3 -2 -2 +1 -1 +5 -2
2) Tuliskan setengah reaksi oksidasi dan setengah reaksi reduksi secara terpisah
Oksidasi : HPO32-(aq) → PO4
3-(aq)
reduksi : OBr-(aq) → Br-(aq)
3) Setarakan jumlah atom yang teroksidasi dan tereduksi pada setengah reaksi tersebut. (Jumlah atom yang teroksidasi dan tereduksi sudah sama)
4) Tambahkan OH- pada ruas yang kekurangan atom oksigen. (agar jumlah atom O setara)Oksidasi : HPO3
2-(aq) + OH-(aq) → PO4
3-(aq)
Reduksi : OBr-(aq) → Br-(aq) + OH-(aq)
5) Tambahkan H2O pada ruas yang kekurangan hidrogen.(agar jumlah atom H setara)Oksidasi : HPO3
2-(aq) + 3OH-
(aq) → PO43-
(aq) + 2H2O(l)
Reduksi : OBr-(aq) + H2O(l) → Br-(aq) + 2OH-
(aq)
6) Setarakan jumlah muatan ruas kiri dan ruas kanan dengan cara menambahkan elektron di ruas yang jumlah muatannya lebih besar.Oksidasi : HPO32-(aq) + 3OH-(aq) → PO43-(aq) + 2H2O(l) + 2e
Reduksi : OBr-(aq) + H2O(l) + 2e → Br-(aq) + 2OH-(aq)
Karena jumlah elektron yang dilepaskan sudah sama dengan yang diterima maka tidak perlu dikalikan silang.
7) Jumlahkan setengah reaksi oksidasi dengan setengah reaksi reduksiOksidasi : HPO3
2-(aq) + 3OH-
(aq) → PO43-
(aq) + 2H2O(l) + 2eReduksi : OBr-
(aq) + H2O(l) + 2e → Br-(aq) + 2OH-
(aq)
HPO32-
(aq)+OH-(aq)+OBr-
(aq) → PO43-
(aq)+H2O(l)+Br-(aq)
5
+
+
2. Penyetaraan Reaksi Redoks Dengan Cara Bilangan Oksidasi
6
2.3. Reaksi Redoks dalam Elektrokimia
Sel elektrokimia ada 2 macam, yakni sel volta dan sel elektrolisis. Sel
elektrokimia merupakan suatu sistem yang terdiri atas dua elektroda, dan larutan atau
leburan elektrolit sebagai penghantar elektron. Pada sel volta ,maupun sel elektrolisis,
reaksi redoks berlangsung dalam suatu elektroda. Contoh:
Elektroda dibedakan menjadi 2, yaitu anoda dan katoda
•) Katoda adalah elektroda tempat berlangsungnya reaksi reduksi (Ka-red)
•) Anoda adalah elektroda tempat berlangsungnya reaksi oksidasi (Anoks)
Salah satu perbedaan sel volta dengan sel elektrolisis adalah:
- Pada sel volta, reaksi redoks menghasilkan energi listrik
- Dan sebaliknya pada sel elektrolisis, energi listrik diperlukan untuk berlangsungnya
suatu reaksi redoks
2.4. Elektroda dan Potensial Elektroda Standar (Eo)
Pembahasan sel elektrokimia dimulai dengan menggambarkan elektroda yang
menyusun sel elektrokimia. Elektroda tersusun dari elektroda itu sendiri dan bahan
kimia (reagents) yang terlibat. Sel elektrokimia umumnya tersusun atas dua elektroda.
Setiap elektroda disebut sebagai setengah sel (half cell). Reaksi yang terjadi pada tiap
elektroda disebut reaksi setengah sel atau reaksi elektroda.
Berdasarkan jenisnya, elektroda dapat digolongkan menjadi :
1. Elektroda logam – ion logam
Yaitu elektroda yang berisi logam yang berada dalam kesetimbangan dengan larutan
ionnya, contohnya elektroda Cu | Cu2+.
7
2. Elektroda amalgam
Amalgam adalah larutan logam dalam Hg cair. Pada elektroda ini, amalgam logam M
akan berada dalam kesetimbangan dengan ionnya (M2+). Logam – logam aktif seperti
Na dan Ca dapat digunakan sebagai elektroda amalgam.
3. Elektroda redoks
Yaitu elektroda yang melibatkan reaksi reduksi – oksidasi di dalamnya, contohnya
elektroda Pt | Fe3+, Fe2+.
4. Elektroda logam – garam tak larut
Elektroda ini berisi logam M yang berada dalam kesetimbangan dengan garam sangat
sedikit larutnya Mυ+Xυ- dan larutan yang jenuh dengan Mυ+Xυ- serta mengandung
garam atau asam terlarut dengan anion Xz-. Contoh : elektroda Ag – AgCl yang terdiri
dari logam Ag, padatan AgCl, dan larutan yang mengandung ion Cl- dari KCl atau
HCl.
5. Elektroda gas
Yaitu elektroda yang berisi gas yang berda dalam kesetimbangan dengan ion – ion
dalam larutan, misalnya elektroda Pt | H2(g) | H+(aq).
6. Elektroda non logam non gas
Yaitu elektroda yang berisi unsur selain logam dan gas, misalnya elektroda brom (Pt |
Br2(l) | Br-(aq)) dan yodium (Pt | I2(s) | I-
(aq)).
7. Elektroda membran
Yaitu elektroda yang mengandung membran semi permiabel.
Untuk menggerakkan muatan dari satu titik ke titik lain diperlukan beda potensial
listrik antara kedua muatan. Beda potensial diukur antara dua elektroda yaitu elektroda
pengukur dan elektroda pembanding. Sebagai elektroda pembanding umumnya digunakan
elektroda hidrogen (H+ | H2 | Pt) atau elektroda kalomel (Cl- | Hg2Cl2(s) | Hg). Beda potensial
inilah yang dinyatakan sebagai daya gerak listrik (DGL). Untuk menghitung DGL sel,
digunakan potensial elektroda standar (Eo) yang nilainya dapat dilihat pada tabel 2.1.
8
Tabel 2.1. Potensial elektroda standar pada 25oC
Elektroda Eo (V) Reaksi Setengah Sel
F- | F2(g) | Pt 2,87 ½ F2(g) + e- = F-
Au3+ | Au 1,50 ⅓ Au3+ + e- = Au3+
Pb2+ | PbO2 | Pb 1,455 ½ PbO2 + 2H+ + e- = ½ Pb2+ + H2O
Cl- | Cl2(g) | Pt 1,3604 ½ Cl2(g) + e- = Cl-
H+ | O2 | Pt 1,2288 H+ + ¼ O2 + e- = ½ H2O
Ag+ | Ag 0,7992 Ag+ + e- = Ag
Fe3+, Fe2+ | Pt 0,771 Fe3+ + e- = Fe2+
I- | I2(s) | Pt 0,5355 ½ I2 + e- = I-
Cu+ | Cu 0,521 Cu+ + e- = Cu+
OH- | O2 | Pt 0,4009 ¼ O2 + ½ H2O + e- = OH-
Cu2+ | Cu 0,339 ½ Cu2+ + e- = ½ Cu
Cl- | Hg2Cl2(s) | Hg 0,268 ½ Hg2Cl2 + e- = Hg + Cl-
Cl- | AgCl(s) | Ag 0,2224 AgCl + e- = Ag + Cl-
Cu2+, Cu+ | Pt 0,153 Cu2+ + e- = Cu+
Br- | AgBr(s) | Ag 0,0732 AgBr + e- = Ag + Br-
H+ | H2 | Pt 0,0000 H+ + e- = ½ H2
D+ | D2 | Pt -0,0034 D+ + e- = ½ D2
Pb2+ | Pb -0,126 ½ Pb2+ + e- = ½ Pb
Sn2+ | Sn -0,140 ½ Sn2+ + e- = ½ Sn
Ni2+ | Ni -0,250 ½ Ni2+ + e- = ½ Ni
Cd2+ | Cd -0,4022 ½ Cd2+ + e- = ½ Cd
9
Fe2+ | Fe -0,440 ½ Fe2+ + e- = ½ Fe
Zn2+ | Zn -0,763 ½ Zn2+ + e- = ½ Zn
OH- | H2 | Pt -0,8279 H2O + e- = ½ H2 + OH-
Mg2+ | Mg -2,37 ½ Mg2+ + e- = ½ Mg
Na+ | Na -2,714 Na+ + e- = Na
Li+ | Li -3,045 Li+ + e- = Li
terlihat bahwa elektroda hidrogen (H+ | H2 | Pt) merupakan batas pembanding
dengan nilai potensial 0,0000 V. Bila elektroda pengukur mempunyai nilai lebih besar
dari elektroda hidrogen (bernilai positif), maka elektroda tersebut mempunyai
kecenderungan untuk tereduksi (bersifat oksidator). Sedangkan bila elektroda pengukur
mempunyai nilai lebih kecil dari elektroda hidrogen (bernilai negatif), maka elektroda
tersebut mempunyai kecenderungan untuk teroksidasi (bersifat reduktor). Karena reaksi
setengah sel pada elektroda ditulis dalam bentuk reduksi, maka nilai potensial elektroda
standar juga dapat disebut potensial reduksi standar.
2.5. Sel Elektrokimia
Sel elektrokimia tersusun atas dua elektroda, yaitu anoda dan katoda. Pada anoda
terjadi reaksi oksidasi, sedangkan pada katoda terjadi reaksi reduksi. Secara garis
besar, sel elektrokimia dapat digolongkan menjadi :
a. Sel Galvani
Yaitu sel yang menghasilkan arus listrik. Pada sel galvani, anoda berfungsi
sebagai elektroda bermuatan negatif dan katoda bermuatan positif. Arus listrik
mengalir dari katoda menuju anoda .Reaksi kimia yang terjadi pada sel galvani
berlangsung secara spontan. Salah satu aplikasi sel galvani adalah penggunaan sel
Zn/Ag2O3 untuk batere jam.
b. Sel Elektrolisis
10
Yaitu sel yang menggunakan arus listrik. Pada sel elektrolisis, reaksi kimia tidak
terjadi secara spontan tetapi melalui perbedaan potensial yang dipicu dari luar
sistem. Anoda berfungsi sebagai elektroda bermuatan positif dan katoda
bermuatan negatif, sehingga arus listrik mengalir dari anoda ke katoda. Sel
elektrolisis banyak digunakan untuk produksi alumunium atau pemurnian
tembaga.
Gambar 4.1. Sel Galvani dan Sel Elektrolisis
Untuk menyatakan sel elektrokimia, digunakan notasi sel sebagai berikut
Zn │ Zn2+ ║ Cu2+ │ Cu
Zn │ Zn2+ ┇┇ Cu2+ │ Cu
Sisi kiri notasi sel biasanya menyatakan reaksi oksidasi, sedangkan sisi kanan notasi
sel biasanya menyatakan reaksi reduksi. Garis tunggal pada notasi sel menyatakan
perbedaan fasa, sedangkan garis ganda menyatakan perbedaan elektroda. Garis putus
– putus menyatakan adanya jembatan garam pada sel elektrokimia. Jembatan garam
adalah larutan kalium klorida atau amonium nitrat pekat. Jembatan garam diperlukan
bila larutan pada anoda dan katoda dapat saling bereaksi.
11
Gambar 2.2. Sel elektrokimia tanpa jembatan garam (a) dan dengan jembatan garam (b)
2.6. Penentuan DGL Standar Sel (Eosel)
Reaksi elektrokimia melibatkan perpindahan elektron – elektron bebas dari
suatu logam kepada komponen di dalam larutan. Kesetimbangan reaksi elektrokimia
penting dalam sel galvani (yang menghasilkan arus listrik) dan sel elektrolisis (yang
menggunakan arus listrik). Pengukuran daya gerak listrik (DGL) suatu sel
elektrokimia dalam jangkauan suhu tertentu dapat digunakan untuk menentukan nilai
– nilai termodinamika reaksi yang berlangsung serta koefisien aktifitas dari elektrolit
yang terlibat.
Nilai Eosel ditentukan dengan rumus
Eosel = Eo
reduksi – Eooksidasi .................................... (4.5)
Eoreduksi adalah nilai potensial elektroda standar pada elektroda yang mengalami
reduksi dan Eooksidasi adalah nilai potensial elektroda standar dari elektroda yang
mengalami oksidasi.
12
Contoh : Hitung Eosel pada 25oC untuk Cd │ Cd2+ ║ Cu2+ │ Cu !
Reduksi : ½ Cu2+ + e- = ½ Cu Eo = 0,339 V
Oksidasi : ½ Cd = ½ Cd2+ + e- Eo = -0,4022 V
Total : Cu2+ + Cd = Cu + Cd2+ Eosel = 0,7412 V
2.7. Penentuan DGL Sel (Esel) dan Perubahan Energi Bebas Gibbs (ΔG)
Beda potensial antara elektroda kanan (reduksi) dan elektroda kiri (oksidasi)
ditentukan dengan perhitungan DGL sel (Esel). Secara umum,
ΔG=−nFE sel dan ΔGo=−nFE selo
............................ (4.6)
Bila nilai DGL sel positif, maka ΔG negatif dan reaksi berlangsung secara spontan.
Sedangkan bila DGL sel negatif, ΔG positif dan reaksi berlangsung tidak spontan.
Menurut kesetimbangan kimia,
ΔG=ΔGo+RT ln Q ......................................... (4.7)
Bila perubahan energi Gibbs dinyatakan sebagai potensial kimia, maka persamaan 4.7
dapat ditulis menjadi
μi=μio+RT ln ai ............................................. (4.8)
Jika nilai μi disubstitusi dengan persamaan 4.6, maka
−nFE sel=−nFEselo +RT ln Π
ia i
νi
.................................... (4.9)
E sel=Eselo − RT
nFln K
..................................................... (4.10)
Hubungan antara Esel dan Eosel ini disebut persamaan Nernst, dimana K adalah
tetapan kesetimbangan yang nilainya sama dengan perbandingan aktifitas spesi
teroksidasi terhadap spesi tereduksi.
13
K=[aoksidasi ][areduksi ] .......................................... (4.11)
Pada kesetimbangan, nilai Esel adalah nol sehingga
E selo = RT
nFln K
....................................... (4.12)
K=e
nFEselo
RT .............................................. (4.13)
Dengan menggunakan persamaan 4.13, nilai K pada kesetimbangan dapat ditentukan.
2.8. Reaksi Redoks Ditinjau Dari Harga Potensial Sel
Reaksi redoks yang berlangsung secara spontan dapat menghasilkan sejumlah energi
listrik. Bagaimanakah cara mengetahui bahwa reaksi redoks itu berlangsung
spontan atau tidak?
Ternyata dengan memanfaatkan harga Eosel kita dapat meramalkan reaksi redoks dapat
berlangsung secara spontan atau tidak.
•) Apabila harga Eosel = positif, maka reaksinya berlangsung (spontan)
•) Apabila harga Eosel = negatif, maka reaksinya tidak berlangsung spontan
14
BAB III
PENUTUP
3. 1 Kesimpulan
1. Reaksi Redoks adalah reaksi yang didalamnya terjadi perpindahan elektron secara
berurutandari suatu unsur kimia ke unsur kimia yang lain,yang terdiri atas dua
reaksi,yaitu oksidasi (peningkatan biloks) dan reduksi (penurunan biloks).Reaksi ini
sejenis dikarenakan electron yg berpindah dari reaksi oksidasi sama dengan electron
yang diperoleh reaksi reduksi.
2. Penyetaraan reaksi redoks dapat dengan metode setengah reaksi (metoda ion elektron)
dan cara bilangan oksidasi.
3. Sel elektrokimia ada 2 macam, yakni sel volta dan sel elektrolisis
4. Elektroda dibedakan menjadi 2, yaitu anoda dan katoda
•) Katoda adalah elektroda tempat berlangsungnya reaksi reduksi (Ka-red)
•) Anoda adalah elektroda tempat berlangsungnya reaksi oksidasi (Anoks)
5. Nilai Eosel ditentukan dengan rumus
Eosel = Eo
reduksi – Eooksidasi
Apabila harga Eosel = positif, maka reaksinya berlangsung (spontan)
Apabila harga Eosel = negatif, maka reaksinya tidak berlangsung spontan
3. 2 Saran
Materi ini merupakan salah satu bagian yang cukup penting untuk dipahami
dengan baik, terutama dalam pembelajaran awal kimia fisik. Maka, disarankan agar
mempelajari serta memahaminya dengan baik.
15
DAFTAR PUSTAKA
Brid,Tony.1987. Kimia Fisik Untuk Universitas. Jakarta : Gramedia Pustaka
Brown, Lemay, Bursten, Murphy, “Chemistry The Central Science”, 11th eds,
Pearson Educational International, 2009, hal. 842 - 890 .
(http://staff.uny.ac.id/sites/default/files/KD/elektrokimia.pdf. ) Diktat Universitas
Negri Yogyakarta.
( http://staff.uny.ac.id/sites/default/files/pendidikan/PurwantiWidhyHastuti, S.Pd.,
M.Pd./redoks&elektokimia (3-4).pdf ) Diktat Universitas Negri Yogyakarta.
(https:// staff.uny.ac.id/sites/default/files/tmp/PPM_PPG%20 REDOKS .doc) Diktat
Universitas Negri Yogyakarta.
( http://syekhfanismd.lecture.ub.ac.id/files/2014/03/1.-Reaksi-Redoks.pdf ) Diktat
Institut Teknologi Bandung
( https://zettrykimiaunp.files.wordpress.com/2013/06/reaksi-redoks-dan
elektrokimia.pdf)
( https:// staff.ui.ac.id/system/files/users/setiadi.eng/.../kel-01- elektrokimia . ppt ) Diktat
Universitas Indonesia
(https:// repository.binus.ac.id/content/S0372/S037296562. ppt ) Diktat Bina Nusantara
16
17