bab 2 reaksi redoks dan elektrokimia

Download Bab 2 reaksi redoks dan elektrokimia

Post on 18-Jul-2015

144 views

Category:

Internet

4 download

Embed Size (px)

TRANSCRIPT

  • BAB 2

    REAKSI REDOKS

    DAN

    ELEKTROKIMIA

    2.1 Penyetaraan Reaksi Redoks

    2.2 Sel Volta

    2.3 Elektrolisis

    2.4 Korosi

  • PENYETARAAN REAKSI REDOKS

    Langkah-langkahnya adalah sebagai berikut.

    1. Tuliskan kerangka dasar reaksi, yaitu reduktor dan

    hasil oksidasinya serta oksidator dan hasil reduksinya.

    2. Setarakan unsur yang mengalami perubahan bilangan

    oksidasi dengan memberi koefisien yang sesuai

    (biasanya ialah unsur selain hidrogen dan oksigen).

    Metode Bilangan Oksidasi

  • 3. Tentukan jumlah penurunan bilangan oksidasi dari

    oksidator dan jumlah pertambahan bilangan

    oksidasi dari reduktor. Dalam hal ini yang dimaksud

    dengan jumlah penurunan bilangan oksidasi ataujumlah pertambahan bilangan oksidasi adalahhasil kali antara jumlah atom yang terlibat dengan

    perubahan bilangan oksidasinya.

    4. Samakan jumlah perubahan bilangan oksidasi

    tersebut dengan memberi koefisien yang sesuai.

    5. Setarakan muatan dengan menambah ion H

    (dalam suasana asam) atau ion OH (dalam

    suasana basa).

    6. Setarakan atom H dengan menambahkan H2O.

    +

  • Metode Setengah Reaksi (Ion-Elektron)

    Suasana Larutan Asam

    Tulislah kerangka dasar dari setengah reaksi

    reduksi dan setengah reaksi oksidasi secara

    terpisah dalam bentuk reaksi ion.

    Langkah 1

  • Masing-masing setengah reaksi disetarakan dengan

    urutan sebagai berikut.

    a. Setarakan atom unsur yang mengalami perubahan

    bilangan oksidasi (biasanya ialah unsur selain

    oksigen dan hidrogen).

    b. Setarakan oksigen dengan menambahkan molekul

    air (H2O).

    c. Setarakan atom hidrogen dengan menambahkan ion

    H .

    d. Setarakan muatan dengan menambahkan elektron.

    Langkah 2

    +

  • Samakan jumlah elektron yang diserap pada

    setengah reaksi reduksi dengan jumlah elektron

    yang dibebaskan pada setengah reaksi oksidasi

    dengan cara memberi koefisien yang sesuai,

    kemudian jumlahkanlah kedua setengah reaksi

    tersebut.

    Langkah 3

  • Penyetaraan reaksi redoks dalam suasana basa dapatdilakukan dengan cara yang sama seperti dalamsuasana asam, tetapi ion H+ kemudian harusdihilangkan.

    Cara menghilangkan ion H+ tersebut denganmenambahkan ion OH pada kedua ruas, masing-masing sejumlah ion H+ yang ada.

    Suasana Larutan Basa

  • Reaksi Redoks Spontan

    Contohnya adalah reaksi antara logam zink dengan

    larutan tembaga(II) sulfat.

    Reaksi redoks spontan adalah reaksi redoks yang

    berlangsung serta-merta.

    Sementara itu, reaksi kebalikannya tidak terjadi.

    Oleh karena itu, dapat dikatakan bahwa kebalikan dari

    reaksi spontan adalah tidak spontan.

  • Susunan Sel Volta

    Logam zink dicelupkan dalam larutan yang mengandung ion Zn

    sementara sepotong logam tembaga dicelupkan dalam larutan ion Cu .

    Logam zink akan larut sambil melepas dua elektron.

    2+

    2+

    Elektron yang dibebaskan tidak

    memasuki larutan tetapi tertinggal

    pada logam zink itu.

    Elektron tersebut selanjutnya akan

    mengalir ke logam tembaga melalui

    kawat penghantar.

    2+Ion Cu akan mengambil elektron

    dari logam tembaga kemudian

    mengendap.

  • Sel Volta

    Anode

    terjadi oksidasi

    bermuatan ()

    Katode

    terjadi reduksi

    bermuatan (+)

  • Notasi Sel Volta

    Susunan suatu sel volta dinyatakan dengan suatu notasi

    singkat yang disebut diagram sel.

    a. Anode biasanya digambarkan di sebelah kiri, sedangkan

    katode di sebelah kananpada anode terjadi oksidasi Zn

    menjadi Zn .2+

    2+b. Di katode terjadi reduksi ion Cu menjadi Cu.

    c. Dua garis sejajar (||) yang memisahkan anode dan katode

    menyatakan jembatan garam, sedangkan garis tunggalmenyatakan batas antarfase

  • Potensial Elektrode Standar (E)

    Potensial sel yang dihasilkan oleh suatu elektrode

    (M) dengan elektrode hidrogen disebut potensial

    elektrode itu dan dinyatakan dengan lambang E.

    Apabila pengukuran dilakukan pada kondisi standar,

    yaitu pada suhu 25C dengan konsentrasi ion-ion 1 M dan tekanan gas 1 atm, disebut potensial

    elektrode standar dan diberi lambang E.

  • Elektrode yang lebih mudah mengalami reduksidibandingkan terhadap elektrode hidrogenmempunyai potensial elektrode bertanda positif(diberi tanda positif), sedangkan elektrode yang lebihsukar mengalami reduksi diberi tanda negatif.

    Potensial elektrode sama dengan potensialreduksi.

    Adapun potensial oksidasi sama nilainya denganpotensial reduksi, tetapi tandanya berlawanan.

  • Potensial Sel

    Katode adalah elektrode yang mempunyai

    harga E lebih besar (lebih positif), sedangkananode adalah yang mempunyai E lebih kecil(lebih negatif).

  • Contoh

    Tentukanlah Esel yang disusun dari kedua elektrodeitu.

    Jawab:

    Potensial sel adalah selisih potensial katode dengan

    anode.

    Katode merupakan elektrode yang potensial reduksinya

    lebih positif, dalam hal ini yaitu perak.

    Esel = E(katode) E(anode)Esel = +0,80 V (2,37 V)

    = +3,17 volt

  • Potensial Reaksi Redoks

  • Deret Keaktifan Logam (Deret Volta)

    Semakin kiri kedudukan suatu logam dalam deret volta,

    logam semakin reaktif (semakin mudah melepas elektron), logam merupakan reduktor yang semakin kuat.

    Susunan unsur-unsur logam berdasarkan potensial elektrode

    standarnya disebut deret elektrokimia atau deret volta.

    Sebaliknya, semakin kanan kedudukan logam dalam deret volta,

    logam semakin kurang reaktif (semakin sukar melepas elektron), kationnya merupakan oksidator yang semakin kuat.

  • Aki

    Sel aki terdiri atas anode Pb

    (timbel = timah hitam) dan

    katode PbO2 (timbel(IV) oksida).

    Keduanya merupakan zat padat,

    yang dicelupkan dalam larutan

    asam sulfat.

  • Baterai Kering (Sel Leclanche)

  • Baterai Alkalin

  • Susunan Sel Elektrolisis

    Sel elektrolisis terdiri dari

    sebuah wadah, elektrode,

    elektrolit, dan sumber arus

    searah dengan susunan

    seperti gambar berikut.

  • Reaksi-reaksi Elektrolisis

    Reaksi elektrolisis terdiri dari reaksi katode,

    yaitu reduksi, dan reaksi anode, yaitu oksidasi.

    a. Spesi yang mengalami reduksi di katode

    adalah spesi yang potensial reduksinya

    paling besar.

    b. Spesi yang mengalami oksidasi di anode

    adalah spesi yang potensial oksidasinya

    paling besar.

  • Reaksi di katode bergantung pada jenis kation dalamlarutan. Jika kation berasal dari logam-logam aktif(logam golongan IA, IIA, Al atau Mn), yaitu logam-logam yang potensial standar reduksinya lebih kecil(lebih negatif daripada air), maka air yang tereduksi. Sebaliknya, kation selain yang disebutkan di atas akantereduksi.

    Reaksi-reaksi di Katode(Reduksi)

  • Reaksi-reaksi di Anode (Oksidasi)

    Jika anode tidak terbuat dari Pt, Au atau grafit, maka anode

    itu akan teroksidasi.

    Elektrode Pt, Au, dan grafit (C) digolongkan sebagai elektrode inert

    (sukar bereaksi).

    Jika anode terbuat dari elektrode inert, maka reaksi anode

    bergantung pada jenis anion dalam larutan.

    Anion sisa asam oksi seperti SO4 , NO , PO4 , dan F , mempunyai

    potensial oksidasi lebih negatif daripada air. Anion-anion seperti itu sukar

    dioksidasi sehingga air yang teroksidasi.

    2 2 2

    Jika anion lebih mudah dioksidasi daripada air, seperti Br , dan I , maka

    anion itu yang teroksidasi.

  • Hukum-hukum Faraday

    Massa zat yang dibebaskan pada elektrolisis (G) berbanding lurus dengan jumlah listrik yang digunakan (Q).

    G Q

    Jumlah muatan listrik (Q) sama dengan hasil kali dari kuat arus (i) dengan waktu (t).

    Q = i t (coulomb)

    Jadi, G i t

    Hukum Faraday 1

  • "Massa zat yang dibebaskan pada elektrolisis (G)

    berbanding lurus dengan massa ekivalen zat itu (ME)".

    G ME

    Penggabungan hukum Faraday I dan II menghasilkan persamaansebagai berikut.

    G = k i t ME .......... (2.5)

    (k = tetapan/pembanding)

    Hukum Faraday 2

  • Faraday menemukan harga k = 1

    96.500

    dengan, G = massa zat yang dibebaskan (dalam gram)

    i = kuat arus (dalam ampere)

    t = waktu (dalam detik)

    ME = massa ekivalen

    Massa ekivalen dari unsur-unsur logam sama dengan massa

    atom relatif (Ar) dibagi dengan bilangan oksidasinya (biloks).

    Jadi, G = k i t ME dapat dinyatakan sebagai berikut.

  • Stoikiometri Reaksi Elektrolisis

    Stoikiometri reaksi elektrolisis didasarkan pada anggapan

    bahwa arus listrik adalah aliran elektron. Muatan listrik dari

    1 mol elektron adalah 96.500 coulomb. Jumlah muatan dari

    1 mol elektron ini sama dengan tetapan Faraday (1 F).

    1 F 1 mol elektron 96.500 coulomb

    Hubungan kuat arus dan waktu dengan jumlah mol

    elektron:

  • Penggunaan Elektrolisis dalam Industri

    Dapat disebutkan tiga bidang industri yang menggunakan

    elektrolisis, yaitu produksi zat, pemurnian logam, dan

    penyepuhan.

    a. Produksi Zat

    Banyak zat kimia dibuat melalui elektrolisis, misalnya logam-logam

    alkali, magnesium, aluminium, fluorin, klorin, natrium hidroksida,

    natrium hipoklorit, dan hidrogen peroksida.

    b. Pemurnian Logam

    Contoh terpenting dalam bidang ini adalah pemurnian tembaga.

    c. Penyepuhan

    Penyepuhan (electroplating) dimaksudkan untuk melindungi

    logam

Recommended

View more >