BAB II
Reaksi Redoks dan Elektrokimia
2.1.
Penyetaraan reaksi redoks
Reaksi redoks
adalah reaksi serah terima elektron yang
disertai denganperubahan bilangan oksidasi atom-atom yang terlibat
reaksi.
|
no
|
reaksi reduksi
|
reaksi oksidasi
|
|
1
|
reaksi pelepasan oksigen
contoh : Zn + CuO àZnO + Cu
|
reaksi pengikatan oksigen
contoh: CH4 + 2O2
àCO2 +2H2O
|
|
2
|
reaksi dengan menangkap elektron
contoh: Na+ + e à Na
|
reaksi dengan melepas elektron
contoh: 2Br- àBr2 + 2e
|
|
3
|
reaksi yang mengalami penurunan biloks
contoh: Na+ + e à Na
+1 0
|
reaksi yang mengalami kenaikan biloks
contoh: 2Br- àBr2 + 2e
-1 0
|
|
4
|
bertindak sebagai oksidator
|
bertindak sebagai reduktor
|
|
5
|
reaksi yang mengikat hidrogen
contoh : H2 + Cl2 à 2 HCl
|
reaksi yang melepas hidrogen
contoh : H2S +
Cl2 à 2HCl + S
|
1. Penentuan
biloks
Ada beberapa ketentuan yang harus
diperhatikan dalam penentuan bilangan oksidasi.
a. biloks setiap atom dalam unsur bebas
adalah nol
b. biloks
atom logam pada suatu senyawa atau ion sesuai dengan letak golongan pada SPU
dan selalu bertanda positif
c. biloks ion suatu atom sama dengan
muatan ion tersebut
d. biloks H dalam senyawa yaitu +1,
kecuali pada senyawa hidrida (NaH. LiH)
e. biloks
atom O dalam senyawa yaitu -2, kecuali pada senyawa peroksida (H2O2),
superoksida KO2, RbO2
f. jumlah
total biloks dalam senyawa adalah nol. Jumlah total bilooks atom dalam suatu
ion poliatom sama dengan muatan ion tersebut
g. dst.
2. Penyetaraan
persamaan reaksi redoks
a. Metode
Perubahan Bilangan Oksidasi
Untuk menyetarakan rekasi redoks
dengan metode perubahan bilangan oksidasi, perlu ditempuh langkah-langkah
sebagai berikut.
a. Tentukan
bilangan oksidasi atom-atom yang mengalami perubahan bilangan oksidasi dan tuliskan perubahannya.
b. Samakan
jumlah elektron yang dilepas dan yang diterima dengan mengisikan koefisien.
c. Samakan jumlah muatan.
- Bila muatan ruas kiri lebih kecil, tambahkan H+ (suasana
asam) .
- Bila muatan ruas kiri lebih besar, tambahkan OH- (suasana
basa).
d. Samakan jumlah atom H, dengan menambahkan
H2O di ruas kanan
b. Metode Setengah Reaksi
Untuk menyetarakan
reaksi redoks dengan metode setengah reaksi, perlu ditempuh langkah-langkah
sebagai berikut.
a. Tulislah setengah reaksi oksidasi dan
reduksi.
b. Setarakan jumlah atom yang mengalami
oksidasi dan reduksi.
c. Setarakan jumlah atom O dengan
memperhitungkan lingkungannya.
- Lingkungan
asam : kurang O ditambah H2O, kurang H ditambah H+ .
- Lingkungan
basa : kurang dari O ditambah OH-, kurang H ditambah
H2O.
d. Setarakan muatannya dengan menambahkan
elektron pada ruas yang kelebihan muatan positif.
e. Samakan jumlah elektron yang dilepas dan
diterima dengan mengalikan.
f. Jumlahkan kedua reaksi tersebut.
Soal:
1. Setarakan reaksi berikut menggunakan
metode biloks
MnO4-(aq) + H2C2O4(aq)
à Mn2+(aq) + CO2(g) + H2O(l) suasana asam
2. setarakan reaksi berikut menggunakan
metode setengah reaksi
K2Cr2O7(aq)
+ HCl(aq) à KCl(aq) + CrCl3(aq) + Cl2(g) + H2O(l)
2.2.
Sel volta
Sel volta merupakan
bagian dari elektrokimia. Elektrokimia merupakan bagian dari ilmu kimia yang
memmpelajari hubungan antara perubahan zat dan arus listrik. Perubahan zat yang
berupa reaksi kimia tersebut berlangsung dalam sel elektrokimia. Reaksi kimia
yang terjadi merupakan reaksi redoks.
1. reaksi redoks
spontan
Reaksi redoka spontan merupakan
reaksi redoks yang berlangsung dengan sendirinya. Reaksi redoks spontan dapat
menghasilkan energi listrik. Selain itu, ada pula reaksi redoks tidak spontan.
Reaksi redoks tidak spontan memerlukan bantuan dari luar dan memerlukan energi
listrik.
2. sel volta atau
sel galvani
Sel volta /galvani mempunyai
elektrode logam yang dicelupkan ke dalam larutan garamnya. Ciri-ciri sel volta
sbb;
|
no
|
sel volta
|
sel elektrolisis
|
|
1
|
energi kimia diubah menjadi energi listrik
|
energi listrik diubah menjadi energi kimia
|
|
2
|
katode sebagai kutub positif
anoda sebagai kutub negatif
KaPAN
|
katode sebagai kutub negatif
anode sebagai kutub positif
KNAPe
|
|
3
|
reaksi redoks berlangsung spontan dengan
sendirinya
|
reaksi redoks berlangsung tidak spontan,
memerlukan energi listrik
|
Dalam rangkaian
tersebut, logam seng dicelupkan dalam larutan ZnSO4 (mengandung Zn2+)
dan logam tembaga dicelupkan dalam larutan CuSO4 (mengandung Cu2+).
Logam seng akan semakin keropos karena larut menjadi Zn2+ yang
disertai pelepasan elektron.
Reaksi : Zn(s)
à Zn2+ + 2e
Elektron yang
dilepaskan oleh logam seng mengalir melalui kawat penghantar menuju tembaga,
selanjutnya diterima oleh ion Cu2+ yang kemudian mengendap sebagai
logam tembaga.
Reaksi : Cu2+(aq)
+ 2 e à Cu (s)
Selama reaksi
dalam rangkaian tersebut berlangsung, aliran elektron (arus listrik) terus
terjadi. Agar pertambahan ion Zn2+ dan kelebihan ion SO42‑
karena berkurangnya Cu2+ maka ion tersebut dinetralkan dengan ion-ion
dari jembatan garam. Pada rangkaian tersebut logam seng dan tembaga menjadi
kutub-kutub listrik yang disebut elektroda. Pada logam yang mana terjadi reaksi
reduksi dan pada logam yang mana terjadi oksidasi? Elektroda tempat terjadinya
oksidasi disebut anoda sedangkan
elektroda tempat
terjadinya reaksi reduksi disebut katoda. Elektroda mana yang merupakan kutub positif
dan mana yang merupakan kutub negatif? Pada logam seng terjadi pelepasan
elektron (oksidasi) sehingga logam seng disebut sebagai anoda yang juga
merupakan elektroda negatif, sedangkan pada logam tembaga terjadi reduksi Cu2+,
sehingga logam tembaga disebut katoda yang juga merupakan elektroda positif.
Fungsi jembatan
garam : untuk menetralkan muatan listrik.
3. Notasi
Sel Volta
Rangkaian sel
volta dapat ditulis dalam bentuk notasi atau diagram sel. Dalam menuliskan
diagram sel, anoda dituliskan di sebelah kiri dan katoda di sebelah kanan yang
dipisahkan oleh jembatan garam. Jembatan garam dilambangkan dengan dua garis
sejajar ( ). Secara umum, notasi sel dituliskan sebagai berikut:
anoda ǁ katoda
sehingga pada sel
volta di atas dituliskan dalam bentuk notasi sel :
Zn | Zn2+
ǁCu2+ | Cu
(oks-red)
4.
Potensial elektrode dan potensial sel
Potensial
elektrode merupakan potensial listrik pada permukaan elektrode. Potensial
elektrode juga merupakan perbedaan potensial di antara kedua setengah sel dari
sel volta. Potensial elektrode tidak dapat diukur langsung. Oleh karena itu,
digunakan hidrogen (H2) sebagai elektrode pembanding standar dan
diberi harga pontensial elektrode nol.
Perbedaan
potensial dari kedua elektroda (katoda dan anoda) disebut beda potensial atau
potensial sel standar yang diberi lambar Eosel.
Eosel = E° katoda – E°anoda
Katoda merupakan
tempat terjadi reaksi reduksi sehingga mempunyai E° lebih besar, sedangkan
anoda merupakan tempat terjadi reaksi oksidasi sehingga mempunyai harga E° lebih
kecil.
|
reaksi reduksi logam
|
Eo(volt)
|
|
Li+ + e à Li
|
-3,04
|
|
K+ + e à K
|
-2,92
|
|
Ba2+ + 2e à Ba
|
-2,90
|
|
Ca2+ + 2e à Ca
|
-2,87
|
|
Na+ + e à Na
|
-2,71
|
|
Mg2+ + 2e à Mg
|
-2,37
|
|
Al3+ + 3e à Al
|
-1,66
|
|
Mn2+ + 2e à Mn
|
-1,05
|
|
2H2O + 2e à H2 + 2OH-
|
-0,83
|
|
Zn2+ + 2e à Zn
|
-0,76
|
|
Cr2+ + 2e à Cr
|
-0,71
|
|
Fe2+ + 2e à Fe
|
-0,44
|
|
Cd2+ + 2e à Cd
|
-0,40
|
|
Co2+ + 2e à Co
|
-0,28
|
|
Ni2+ + 2e à Ni
|
-0,25
|
|
Sn2+ + 2e à Sn
|
-0,14
|
|
Pb2+ + 2e à Pb
|
-0,13
|
|
2H+ + 2e à H2
|
0,00
|
|
Sb3+ + 3e à Sb
|
+0,10
|
|
Bi3+ + 3e à Bi
|
+0,30
|
|
Cu2+ + 2e à Cu
|
+0,34
|
|
Hg2+ + 2e à Hg
|
+0,62
|
|
Ag+ + e à Ag
|
+0,80
|
|
Pt2+ + 2e à Pt
|
+1,50
|
|
Au3+ + 3e à Au
|
+1,70
|
Suatu unsur logam
dapat disusun berdasar harga potensial (Eo) yang makin besar atau
urutan logam yang makin mudah mengalami reduksi. Urutan ini dinamakan deret
volta. Deret volta sbb:
Li – K – Ba – Sr –
Ca – Na – Mg – Al – Mn – Zn – Cr – Fe – Cd – Co – Ni – Sn – Pb – H – Sb – Bi –
Cu – Hg – Ag – Pt – Au
Boleh dihapal: Lihat
Kalau Baginda Sri Caesar Nanti Meninggal
Alam Mana Zaman Cari Feodalisme
Cadangan Co Nipon Senang Pembagian
Harta Sebab Bikin Crupuk Hangus
Agak Pahit Auw
Lima Kaki
Bapak Sari Cacat Nah, Mangga Ali
Maman Zainudin Curi Feni Codet
Congkok Nimbun Semen, Perbuatan Hana
Serba Bisu Cuma Hagi Agak Perhatian
tAu
Deret volta
tersebut dari kiri ke kanan bersifat :
·
semakin
mudah mengalami reduksi (oksidasi semakin kuat)
·
logam
semakin kurang reaktif
·
kation
merupakan oksidator yang semakin kuat.
Sementara itu,
dari kanan ke kiri
·
semakin
mudah mengalami oksidasi (reduksi semakin kuat)
·
logam
semakin reaktif
·
logam
merupakan reduktor yang semakin kuat
Persamaan Nernst
Digunakan jika
potensial sel tidak dalam keadaan standar (bukan 1 M)
Esel = Eosel -
log Qc
|
soal
|
|
|
ditentukan dua elektrode sbb
Ag+(aq) + e àAg(s) Eo =
+0,80 V
Mg2+(aq) + 2e à Mg(s) Eo = -2,37 V
tentukan Eosel ,
reaksi sel elektrode dan notasi selnya!
|
|
|
tentukan potensial sel volta jika diketahui
Eo AlǀAl3+ (0,36 M) = -1,66 V dan Sn4+(0,086M)
ǀ Sn2+(0,54 M) = +0,154 V
|
|
5. penerapan sel
volta dalam kehidupan
a. sel volta primer
sel baterai yang tidak bisa lagi
jika sumber energi telah habis
1. sel kering karbon seng
Katode : batang karbon /
grafit
Anode : pelat seng
Elektrolit : salmiak (NH4Cl)
2. baterai alkalin
Katode : MnO2
Anode : seng
Elektrolit : KOH
3. sel merkuri oksida
Katode : HgO
Anode : seng
Elektrolit : KOH
4. sel perak oksida
Katode :Ag2O
Anode : seng
Elektrolit : larutan
basa
b. sel volta sekunder
sel volta jika habis
berfungsi lagi jika dialiri arus listrik.
1. sel aki timbal asam
Katode : PbO2
Anode : Pb
Elektrolit : H2SO4
Pada proses pengisian aki
Katode : Pb
Anode : PbO2
Elektrolit : isi sel aki
2. sel nikel basa (nikad)
Katode : NiO
Anode : Cd
3. sel perak seng
Katode : Zn
Anode : Ag
Elektrolit : KOH
c. sel bahan bakar
Katode : gas O2
Anode : gas H2
Katalis serbuk platina
2.3.
Elektrolisis
Elektrolisis adalah
peristiwa penguraian elektrolit oleh arus listrik. Dalam sel elktrolisis,
listrik digunakan untuk melangsungkan reaksi tidak spontan. Jadi elektrolisis
merupakan kebalikan dari sel volta.
|
no
|
sel volta
|
sel elektrolisis
|
|
1
|
energi kimia diubah menjadi energi listrik
|
energi listrik diubah menjadi energi kimia
|
|
2
|
katode sebagai kutub positif
anoda sebagai kutub negatif
KaPAN
|
katode sebagai kutub negatif
anode sebagai kutub positif
KNAPe
|
|
3
|
reaksi redoks berlangsung spontan dengan
sendirinya
|
reaksi redoks berlangsung tidak spontan,
memerlukan energi listrik
|
Macam-macam
elektrolisis
a. Elektrolisis leburan (lelehan)
Dalam bentuk lelehan, ion-ion dalam suatu elektrolit dapat bergerak
menuju anoda, melepas elektron, dan mengalami reaksi oksidasi. Sedangkan ion
positif akan bergerak menuju katode, menerima elektron, dan mengalami reduksi.
Contoh leburan NaCl dielektrolisis dengan elektrode karbon. Reaksi yang terjadi
adalah
NaCl(l) à Na+(l) + Cl-(l)
Katode (-) : Na+(l) + e à Na(s) x
2
Anode
(+) : 2 Cl-(l) à Cl2(g) + 2e x 1
2
NaCl(l) à 2 Na(s) + Cl2(g)
Jadi hasil elektrolisis lelehan natrium klorida adalah logam Na pada
katode dan gas klor pada anoda.
Elektrolisis lelehan digunakan untuk menghasilkan logam golongan IA dan
IIA
b. Elektrolisis larutan
Pada elektrolisis larutan elektrolit, di katode terjadi kompetisi atau
persaingan antara kation elektrolit dengan molekul air (pelarut) dalam
menangkap elektron, sehingga ada beberapa ketentuan sbb:
Logam aktif (gol IA, IIA, Al dan
Mn) ; air yang tereduksi
2H2O(l)
+ 2e àH2(g) + 2OH-(aq)
Katode
Kation
lain : kation yang tereduksi
2
H+(aq) + 2e à H2(g)
Lx+(aq)
+ xe à L(s)
Sisa asam
oksi, air teroksidasi
2
H2O(l) à 4 H+(aq) + O2(g) + 4e
Inert: anion
(Pt, Au, C)
Sisa asam lain atau OH- ; anion teroksidasi
Contoh;
2Br-(aq) à Br2(aq) + 2e
anode 4OH-(aq) à 2H2O(l) + O2(g) + 4e
Anode tak inert; anode teroksidasi
L(s) à Lx+(aq) + xe
Boleh dihapal;
Katode = Reduksi = Basa = Hidrogen (konsonan)
Anoda = Oksidasi = Asam = Oksigen
(vokal)
Soal : tentukan reaksi elektrolisis dari lelehan KI dan larutan KI dengan
elektroda Pt!
Lelehan KI
Larutan KI
Hukum
– hukum faraday
a. Hukum faraday I
Massa zat yang dibebaskan pada elektrolisis (G) berbanding lurus dengan
jumlah listrik yang digunakan (Q)
G = Q
Q
= i x t (coulomb)
G = i x t
b. Hukum faraday II
Massa zat yang
dibebaskan pada elektrolisis (G) berbanding lurus dengan massa ekivalen zat itu
(ME)
G = ME
Penggabungan
faraday I dan II
G = k x i x t x ME
Dengan k = tetapan/
pembanding
k =
jadi
G =
x ME
G = massa zat yang
dibebaskan (gram)
i = arus (ampere)
t = waktu (detik)
ME = massa ekivalen
ME =
Jika listrrik yang
sama (arus dan waktu) dialirkan ke dalam dua atau lebih sel elektrolisis yang
berbeda, maka perbandingan massa zat yang dibebaskan sama dengan perbandingan
massa ekivalennya
GI : GII = MEI : MEII
1 F = 1 mol elektron
= 96500 coulomb
|
soal
|
|
|
Hitung massa tembaga yang dapat dibebaskan
oleh arus 10 ampere yang dialirkan selam 965 sekon ke dalam larutan CuSO4
|
|
|
sejumlah arus dapat mengendapkan 0,54 gram
alumunium dari lelehan Al2O3. Jika arus yang sama
dialirkan ke dalam larutan CuSO4, berapa gram tembaga dapat
diendapkan?Ar = 27 dan Cu = 63,5
|
|
|
berapa liter gas oksigen (STP) dapat
terbentuk jika arus 10 A dialirkan selama 965 detik ke dalam larutan asam
sulfat?
|
|
2.4.
Korosi
Korosi adalah reaksi
redoks antara suatu logam dengan berbagai zat di lingkungannya yang
menghasilkan senyawa-senyawa yang tak dikehendaki. Korosi bisa juga disebut
dengan pengkaratan.
Faktor yang
menyebabkan korosi yaitu
a. oksigen
b. air
c. kelembaban udara
d. zat terlarut pembentuk asam
e. lapisan pada permukaan logam
f. letak logam dalam deret volta
Cara-cara mencegah
korosi;
a. Pengecatan
b. Pelumuran oli
c. Pembalutan plastik
d. Tin plating(pelapisan timah)
e. Galvanisasi/perlindungan katode
f. Cromium plating
g. Sacrificial protection
No comments:
Post a Comment