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
Tidak ada komentar:
Posting Komentar