Reaksi Redoks

1. Reaksi redoks adalah reaksi terjadinya penurunan dan kenaikan bilangan oksidasi (adanya perubahan biloks).
2. Reaksi redoks adalah reaksi penerimaan dan pelepasan elektron (adanya transfer elektron).
3. Cara penyetaraan persamaan reaksi redoks dapat dilakukan dengan dua cara, yaitu cara setengah reaksi dan cara  perubahan bilangan oksidasi.
4. Energi yang dilepaskan dari reaksi redoks dapat diubah menjadi energi listrik dan ini digambarkan dalam sel volta atau sel galvani.
5. Jika energi listrik dialirkan dalam larutan elektrolit, maka akan terjadi reaksi redoks dan ini digambarkan dalam sel elektrolisis.
6. Dalam sel volta ada dua elektrode, yaitu:
a. Katode : – Elektrode di mana terjadi reaksi reduksi, berarti logam Cu.
- Dalam sel volta disebut sebagai elektrode positif.
b. Anode : – Elektrode di mana terjadi reaksi oksidasi, berarti logam Zn.
- Dalam sel volta disebut sebagai elektrode negatif.
7. Fungsi jembatan garam dalam sel volta adalah menyetarakan kation dan anion dalam larutan.
8. Elektrode standar digunakan elektrode hidrogen. Elektrode ini terdiri atas gas hidrogen murni dengan tekanan 1 atm pada suhu 25 °C yang dialirkan melalui sepotong platina yang tercelup dalam suatu larutan yang mengandung ion H+ sebesar 1 mol/liter.
9. Potensial elektrode hidrogen standar diberi harga 0 volt (E° = 0 volt).
10. Besarnya potensial sel dari suatu reaksi redoks dalam sel volta merupakan total dari potensial elektrode unsur-unsur sesuai dengan reaksinya. Hasil perhitungan potensial sel bisa positif atau bisa negatif. Jika potensial sel bertanda positif berarti reaksi dapat berlangsung, sedangkan jika potensial sel bertanda negatif berarti reaksi tidak dapat berlangsung. Potensial sel dihitung dengan menggunakan persamaan:

E°se1= E°(+) – E°(–)
dengan:
E°(+) = potensial elektrode lebih positif (lebih besar)
E°(–) = potensial elektrode lebih negatif (lebih kecil)
11. Kegunaan sel volta, antara lain digunakan sebagai sel baterai dan sel aki.
12. Proses perkaratan termasuk proses elektrokimia, di mana logam Fe yang teroksidasi bertindak sebagai anode dan oksigen yang terlarut dalam air yang ada pada permukaan besi bertindak sebagai katode.
13. Besi dilindungi dari korosi dengan menempatkan besi sebagai katode bukan sebagai anode. Dengan demikian besi dihubungkan dengan logam lain yang mudah teroksidasi, yaitu logam di sebelah kiri besi dalam deret volta (logam dengan potensial reduksi lebih positif dari besi). Logam yang paling sesuai untuk proteksi katodik adalah logam magnesium (Mg). Logam Mg di sini bertindak sebagai anode dan akan terserang karat sampai habis, sedang besi bertindak sebagai katode tidak mengalami korosi.
14. Dalam setiap ketentuan reaksi elektrolisis terjadi persaingan antarspesi (ion atau molekul) untuk mengalami reaksi reduksi atau reaksi oksidasi. Setiap zat yang mempunyai kemampuan reduksi besar akan mengalami reaksi reduksi dan setiap zat yang mempunyai kemampuan oksidasi besar akan mengalami reaksi oksidasi.
15. Ada tiga macam reaksi elektrolisis, yaitu:
a. Sel elektrolisis bentuk lelehan/cairan/liquid.
b. Sel elektrolisis dengan elektrode tidak ikut bereaksi (inert), yaitu karbon/platina.
c. Sel elektrolisis dengan elektrode ikut bereaksi.
16. Hukum Faraday I: Banyaknya zat yang dihasilkan dari reaksi elektrolisis sebanding dengan banyaknya arus listrik yang dialirkan ke dalam larutan. dengan:

W = massa zat yang dihasilkan W
e = bobot ekivalen = Ar/n
i = arus dalam ampere
t = waktu dalam satuan detik
F = tetapan Faraday di mana 1 faraday = 96.500 coulomb
17. Hukum Faraday II: Arus listrik mengalir disusun secara seri dan ternyata banyaknya zat-zat yang dihasilkan setiap larutan dapat dinyatakan denganrumusan:W
18. Kegunaan sel elektrolisis adalah untuk penyepuhan/pelapisan logam dan pemurnian logam kotor.
Sumber: http://noviakimiapasca.wordpress.com/kelas-xii/reaksi-redokselektrokimia-dan-elektrolisis/materi-2/rangkuman/