reaksi redoks dan elektrokimia

Download reaksi redoks dan elektrokimia

Post on 27-Jun-2015

6.413 views

Category:

Science

16 download

Embed Size (px)

TRANSCRIPT

  • 1. BAB 2 REAKSI REDOKS DAN ELEKTROKIMIA 2.1 Penyetaraan Reaksi Redoks 2.2 Sel Volta 2.3 Elektrolisis 2.4 Korosi

2. 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. 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 atau jumlah pertambahan bilangan oksidasi adalah hasil 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. + 4. 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 5. 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 + 6. 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 7. Penyetaraan reaksi redoks dalam suasana basa dapat dilakukan dengan cara yang sama seperti dalam suasana asam, tetapi ion H+ kemudian harus dihilangkan. Cara menghilangkan ion H+ tersebut dengan menambahkan ion OH pada kedua ruas, masing- masing sejumlah ion H+ yang ada. Suasana Larutan Basa 8. 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. 9. 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. 10. Sel Volta Anode terjadi oksidasi bermuatan () Katode terjadi reduksi bermuatan (+) 11. 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 tunggal menyatakan batas antarfase 12. 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. 13. Elektrode yang lebih mudah mengalami reduksi dibandingkan terhadap elektrode hidrogen mempunyai potensial elektrode bertanda positif (diberi tanda positif), sedangkan elektrode yang lebih sukar mengalami reduksi diberi tanda negatif. Potensial elektrode sama dengan potensial reduksi. Adapun potensial oksidasi sama nilainya dengan potensial reduksi, tetapi tandanya berlawanan. 14. Potensial Sel Katode adalah elektrode yang mempunyai harga E lebih besar (lebih positif), sedangkan anode adalah yang mempunyai E lebih kecil (lebih negatif). 15. Contoh Tentukanlah Esel yang disusun dari kedua elektrode itu. 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 16. Potensial Reaksi Redoks 17. 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. 18. 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. 19. Baterai Kering (Sel Leclanche) 20. Baterai Alkalin 21. Susunan Sel Elektrolisis Sel elektrolisis terdiri dari sebuah wadah, elektrode, elektrolit, dan sumber arus searah dengan susunan seperti gambar berikut. 22. 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. 23. Reaksi di katode bergantung pada jenis kation dalam larutan. 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 akan tereduksi. Reaksi-reaksi di Katode (Reduksi) 24. 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. 25. 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 26. "Massa zat yang dibebaskan pada elektrolisis (G) berbanding lurus dengan massa ekivalen zat itu (ME)". G ME Penggabungan hukum Faraday I dan II menghasilkan persamaan sebagai berikut. G = k i t ME .......... (2.5) (k = tetapan/pembanding) Hukum Faraday 2 27. 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. 28. 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: 29. 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 terhadap korosi atau untuk memperbaiki penampilan. 30. Korosi Korosi adalah reaksi redoks antara suatu logam dengan berbagai zat di lingkungannya yang menghasilkan senyawa-senyawa yang tak dikehendaki. a. Pada peristiwa korosi, logam mengalami oksidasi, sedangkan oksigen (udara) mengalami reduksi. b. Korosi merupakan proses elektrokimia. Pada korosi besi, bagian tertentu dari besi itu berlaku sebagai anode, di mana besi mengalami oksidasi. c. Elektron yang dibebaskan di anode mengalir ke bagian lain dari besi itu yang berlaku sebagai katode, di mana oksigen tereduksi. atau 31. Cara-cara Mencegah Korosi Besi 1) Mengecat Jembatan, pagar dan railing biasanya dicat. Cat menghindarkan kontak besi dengan udara dan air. 2) Melumuri dengan oli atau gemuk Cara ini diterapkan untuk berbagai perkakas dan mesin. Oli dan gemuk mencegah kontak besi dengan air. 3) Dibalut dengan plastik Berbagai macam barang, misalnya rak piring dan keranjang sepeda dibalut dengan plastik. Plastik mencegah kontak besi dengan udara dan air. 32. 4) Tin plating (pelapisan dengan timah) Kaleng-kaleng kemasan terbuat dari besi yang dilapisi dengan timah. Pelapisan dilakukan secara elektrolisis, yang disebut electroplating. 5) Galvanisasi (pelapisan dengan zink) Pipa besi, tiang telpon, badan mobil, dan berbagai barang lain dilapisi dengan zink. 6) Cromium plating (pelap

Recommended

View more >