Redoks danElektrokimia

Tim Kimia FTP

KONSEP ELEKTROKIMIA

• Dalam arti yang sempit elektrokimia adalah ilmu

pengetahuan yang mempelajari peristiwa-peristiwa yang

terjadi di dalam sel elektrokimia.

• Sel jenis ini merupakan sistem yang terdiri atas 2 buah elektrode dan larutan elektrolit, peristiwa yang terjadi didalamnya adalah proses perpindahan elektron (reaksi redoks).

REDOKS???

Pengertian lama reaksi kimiadimana terjadipengikatan danpelepasanoksigen

DefinisiRedoks

Pengertian lebihluasreaksi kimiadimana terjadiperubahanbilangan oksidasi

Bilangan Oksidasi???

• adalah muatan suatu atom / unsur dalamsuatu molekul / senyawa yang ditentukankarena perbedaan harga elektronegatifitas.

Penentuan Bilangan Oksidasi

1. Bilangan oksidasi setiap atom dlm unsur bebas adalah nol. Misalnya unsur Cl = 0, B = 0

2. Bilangan oksidasi ion suatu atom sama dengan muatan ion tersebut.

a. Na+ biloks Na adalah +1

b. Fe3+ biloks Fe adalah +3

3. Pada suatu senyawa atau ion, umumnya biloks atom untuk : a. Golongan IA adalah +1

b. Golongan VIIA adalah -1

4. Bilangan oksidasi H dalam senyawa adalah +1, kecuali padasenyawa hidrida ( NaH, LiH, CaH2 ) bilangan oksidasi H = -1.

5. Bilangan oksidasi O dlm senyawa adalah -2, kecuali padasenyawa peroksida seperti H2O2 bilangan oksidasi O adalah -1. Dan pd senyawa superoksida seperti KO2, RbO2 biloks O adalah -½. Sementara untuk senyawa OF2 biloks O adalah +2.

6. Jumlah total biloks atom dlm suatu senyawa adalah nol. Dan jumlah total biloks untuk senyawa bermuatan adalahbesarnya sama dengan muatannya. a. H2SO4 total biloks sama dengan nolb. CO3

2- total biloks sama dengan -2

• Reaksi oksidasi dpt mempunyai 3 pengertian :

a. Reaksi yg menyebabkan terjadinya kenaikan biloks.

Misalnya :

K K+ + e 0 +1

b. Reaksi pengikatan oksigen.

Misalnya :

C + O2 CO2

0 + +4

c. Reaksi pelepasan hidrogen.

Misalnya :

CH4 C + 2H2

-4 0

• Reaksi reduksi dpt mempunyai 3 pengertian :

a. Reaksi yg menyebabkan terjadinya penurunan biloks. Misalnya :

K+ K + e

+1 0

b. Reaksi pelepasan oksigen.

Misalnya :

CO2 C + O2

+4 0

c. Reaksi pengikatan hidrogen.

Misalnya :

C + 2H2 CH4

0 -4

Reaksi Autoredoks / ReaksiDisproporsionasi

0 -1

reduksi

Cl2 + 2OH- Cl- + ClO- + H2O

oksidasi

0 +1

Penyetaraan redoks

• Metode setengah reaksi redoks

• Metode bilangan oksidasi

Metode setengah reaksi redoks

• Tulis kerangka dasar ½ reaksi reduksi dankerangka ½ reaksi oksidasi

Contoh : K2Cr2O7 + HClKCl + CrCl3 + Cl2 + H2O

Reduksi : Cr2O72-Cr3+

Oksidasi : Cl- Cl2• Setarakan atom unsur yang mengalami

perubahan bilangan oksidasi

Reduksi : Cr2O72-2Cr3+

Oksidasi : 2Cl- Cl2

• Setarakan oksigen dan hidrogen– Dalam larutan asam atau netral :

Tambahkan 1 H2O untuk setiap kekurangan 1 atom O, lalu setarakan kekurangan atom H dengan menambahkan H+

– Dalam larutan basa :

Tambahkan 2 atom OH- pada setiap kekurangan 1 atom O, kemudian setarakan kekurangan H dengan H2O (pada ruas yang lainnya)

Reduksi : Cr2O72- + 14H+

2Cr3+ + 7H2O

Oksidasi : 2Cl- Cl2

• Jika ada spesi lain, selain unsur yang mengalamiperubahan bilangan oksidasi, maka setarakanspesi yang bersangkutan pada ruas lainnya

Contoh : Pb PbSO4 menjadi Pb + SO4 PbSO4

• Setarakan muatan dengan menambahkanelektron pada ruas yang kelebihan muatan

Reduksi : Cr2O72- + 14H+ + 6e-

2Cr3+ + 7H2O

Oksidasi : 2Cl- Cl2 + 2e-

• Samakan jumlah elektron pada ½ reaksi reduksi dan ½ reaksi oksidasi

Reduksi : Cr2O72- + 14H+ + 6e-

2Cr3+ + 7H2O (dikali 1)

Oksidasi : 2Cl- Cl2 + 2e- (dikali 3)

Redoks : Cr2O72- + 14H+ + 6Cl-2Cr3+ + 3Cl2 + 7H2O

• Dikembalikan pada reaksi awal, menjadi ;

K2Cr2O7 + 14HCl 2KCl + 2CrCl3 + 3Cl2 + 7H2O

• Jadi, persamaan redoks lengkapnya :

K2Cr2O7 + 14HCl 2KCl + 2CrCl3 + 3Cl2 + 7H2O

Metode bilangan oksidasi

• Tentukan unsur yang mengalami perubahanbiloks, dan tuliskan bilangan oksidasinya.

+7 +2 +3 +2

KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 K2SO4 + Fe2(SO4)3 + MnSO4 +H2O

• Menyetarakan unsur yang mengalami perubahanbiloks dengan memberi koefisien yang tepat.

KMnO4 + 2FeSO4 + H2SO4 K2SO4 + Fe2(SO4)3 + MnSO4 +H2O

• Menentukan jumlah pertambahan bilanganoksidasi dari unsur yang mengalami oksidasi danjumlah penurunan bilangan oksidasi unsur ygmengalami reduksi

• Samakan koefisien masing-masing senyawadengan menyetarakan sesuai perubahan biloks(dikalikan dengan faktor x)

2KMnO4 + 10FeSO4 + H2SO4 K2SO4 + 5Fe2(SO4)3+ 2MnSO4 +H2O

• Setarakan unsur lainnya dalam urutan kation, anion, hidrogen, oksigen.2KMnO4 + 10FeSO4 + 8H2SO4 K2SO4 + 5Fe2(SO4)3 + 2MnSO4 +8H2O

• Kation K sudah setara, Anion SO42- belum setara

yaitu di ruas kanan ada 18 SO42- sedangkan di

ruas kiri ada 10, jadi tambahkan koefisien 8 padaH2SO4. Lalu setarakan hidrogen dan oksigen.

• Jadi persamaan redoks lengkapnya :2KMnO4 + 10FeSO4 + 8H2SO4 K2SO4 + 5Fe2(SO4)3 + 2MnSO4 +8H2O

Latihan

Setarakan persamaan berikut :

1. aCu(s) + bHNO3(aq) cCu(NO3)2(aq) + dNO(g) +eH2O(l)

2. aAg + bHNO3 cAgNO3 + dNO2 + eH2O

Sel elektrokimia

Ada dua jenis sel elektrokimia, yaitu :

• Sel volta : reaksi redoks akan menghasilkanarus listrik (terjadi perubahan energi kimiamenjadi energi listrik).

Contoh : baterai, aki

• Sel elektrolisis : arus alam menimbulkan reaksiredoks (terjadi perubahan energi listrikmenjadi energi kimia).

Contoh : penyepuhan logam.

Macam sel elektrokimia

• reaksi redoks yang terjadi secara spontan ( reaksi kimia yang dapat menghasilkan arus listrik)

Sel Volta/sel elektrokimia

• Arus listrik yang dialirkan kedalamnya menimbulkan reaksi redoks /kimia

Sel Elektrolisis

Sel volta• Elektron mengalir dari logam Zn (anode) menuju Cu

melalui kawat penghubung, dan Zn mengalami oksidasimenjadi ion Zn2+.Zn(s) Zn2+(aq) + 2e-

• Elektron yang dilepaskan mengalir melalui rangkaiankawat menuju katode (logam Cu). Ion Cu2+ akanmengambil elektron dari logam tembaga, sehinggaterjadi reduksi ion Cu2+ menjadi endapan tembaga. Cu2+(aq) + 2e-

Cu(s) Akibatnya lama kelamaan logam Zn larut, sedangkankatode (logam Cu) semakin tebal karena terbentuknyaendapan tembaga, dan menghasilkan aliran elektron(listrik).

Sel Volta

• Sel Volta adalah sel elektrokimia yang menghasilkanarus listrik sebagai akibat terjadinya reaksi padakedua elektroda secara spontan.

• Misal : sebatang logam seng di masukkan kedalamlarutan seng sulfat dan logam tembaga kedalamlarutan tembaga sulfat

• Logam seng mempunyai kecenderungan untukmelarut membentuk ion seng, Zn 2+, tetapi seba-liknya ion seng dalam larutan mempunyai kecen-derungan untuk mengendap sebagai atom Zn.

Dalam waktu singkat tercapai kesetimbangan yang dapat dinyatakan sebagai ;

Zn ====== Zn 2+ + 2 e

• Kecenderungan Zn untuk melarut lebih besar daripada kecenderungan Zn 2+ untuk mengendap, makakesetimbangan agak ke kanan, sehingga pada logamZn akan kelebihan elektron, yang memberikanmuatan negatif pada logam. Ion-ion seng dalamlarutan akan terorientasi dengan muatan negatif

• Sedangkan untuk tembaga sedikit berbeda. Disini

kecenderungan Cu 2+ untuk mengendap(sebagai Cu)

lebih besar dari pada kecenderungan Cu untuk

melarut sehingga kedudukan kesetimbangan :

Cu 2+ + 2 e ======= Cu

Logam Cu kekurangan elektron dan logam ini lebih

positif terhadap larutan

Jika kedua elektroda digabungkan menjadi sel Volta ,

kelebihan elektron pada elektroda Zn akan mengalir

ke elektroda Cu dimana terdapat kekurangan

elektron.

• Karena kehilangan elektron maka Zn akan melarutmenghasilkan elektron, sedangkan ion-ion Cu2+ akan terus mengendap sebagai ion Cu

• Pada elektroda Zn terdapat kelebihan elektron jadibertidak sebagai elektroda negative(-) disebutanoda, karena disini terjadi setengah reaksi oksidasi.

Zn Zn 2+ + 2 e-

• Elektroda Cu yang kekurangan elektron bertindaksenagai elektroda positif (+) disebut katoda, setengah reaksi yang terjadi adalah :

Cu 2+ + 2 e- Cu

• Jumlah dari kedua setengah sel ini adalah rekasi sel :Anoda (oksidasi) Zn Zn 2+ + 2 eKatoda (reduksi) Cu 2+ + 2 e Cu

________________________________________ Zn + Cu 2+

Zn 2+ + Cu• Dari reaksi ini dihasilkan arus listrik.• Catatan : Jembatan garam yang digunakan pada

pembuatan sel ini adalah sebuah pipa U yang berisielektrolit ( KCl atau KNO3) dan agar-agar padat yang digunakan sebagai kontak listrik antara kedualarutan elektrolit dalam sel Volta.

• Diagram sel : Zn I Zn2+ II Cu2+ I CuAnode Katode

Logam

Mn Cr Zn Fe Co Ni Sn Pb H Cu Hg Ag Au

Eo (V) -1,18 -0,9 -0,76 -0,44 -0,27 -0,26 -0,14 -0,13 0,0 +0,34 +0,8 +0,8 +1,52

• Katoda (muatan positif ) reduksi

• Anoda (muatan negatif) oksidasi

• Dalam suatu sel galvani

Eokatode > Eo

anode

• Dengan menggunakan potensial elektrode standar dibawah ini:

Cr2O72-

(aq)+14H+(aq)+6e 2Cr3+

(aq)+ 7H2O Eo= +1,33 V

Zn2+(aq) + 2e-

Zn(s) Eo= - 0,76 V

Maka potensial selnya adalah ....

Eosel = Eo (katode) + Eo (anode)

Sel elektrolisis

• Reaksi elektrolisis tergolong reaksi tidak spontan, yaitu memerlukan pengaruh energi listrik.

• Elektron (listrik) memasuki larutan melalui kutubnegatif (katode). Spesi tertentu dalam larutanmenyerap elektron dari katode dan mengalamireduksi.

• Spesi lain melepas elektron di anode danmengalami oksidasi.

• Katoda (muatan negatif) reduksi• Anoda (muatan positif) oksidasi

Elektrolisis• Pada sel elektolisis arus listrik dari sumber diluar sel

dialirkan kedalam larutan di dalam sel. Ion-ion positif

(kation) bermigrasi ke elektroda negatif dan ion-ion

negatipf (anion) bermigrasi ke elektroda positif

• Elektrolit yang digunakan bisa sebagai leburan dan

sebagai larutan.

• Pada proses penggunaan elektrolit kemungkinan terjadi reduksi atau oksidasi dari molekul-molekul air harus pula diperhatikan. Misal ; pengendapan logam pada katoda , maka potensial elektron dan atau konsentrasi ion dalam larutan perlu diperhatikan.

Elektrolisis Leburan Elektrolit

• elektrolisis ini penting dalam pembuatan logam-logam aktif seperti natrium, magnesium dan alumunium.

Elektrolisis MgCl2 cair

Anoda (oksidasi) : 2 Cl Cl2 + 2e

Katoda (reduksi) : Mg 2+ + 2 e Mg

Reaksi sel : MgCl2 Mg + Cl2

Elektrolisis Larutan Elektrolit

• elektolisis ini lebih rumit dari elektrolisis leburan elektrolit , karena adanya molekul-molekul pelarut yang dapat pula dioksidasi (pada anoda) atau direduksi (pada katoda).Jadi pada elektroda ada beberapa kemungkinan reaksi,contoh elektrolisis dalam air.

Elektrolisis lar. NaCl dengan elektroda lamban : oksidasi : 2 Cl Cl2 + 2e

Reduksi : 2 H2O + 2 e H2 + 2 OH-

Penggunaan Elektrolisis

• Elektrolisis adalah proses yang penting dalam industri. Proses ini digunakan untuk pembuatan logam –logam natrium, magnesium, alumunium, pembuatan hidrogen peroksida , gas hidrogen dan zat-zat lain. Gas Hidrogen yang dihasilkan pada proses ini sangat murni untuk itu sangat baik digunakan pada proses hidrogenasi minyak dalam pembuatan margarin.

• Proses elektrolisis juga digunakan dalam Elektroplating dimana permukaan logam dilapisi logam lain yang lebih mulia . Misal tembaga dilapisi krom.

Reaksi elektrolisis

Elektrolisis larutan HCl dengan elektrode Pt, reaksinya:

2HCl (aq) 2H+ (aq) + 2Cl ¯ (aq)

• Anode: 2Cl ¯ (aq) Cl2 (g) + 2e¯ (Oksidasi)

• Katode: 2H+ (aq) + 2e¯ H2 (g) (Reduksi)

• Total: 2HCl (aq) H2 (g) + Cl2 (g) (Redoks)

Latihan

• Tulisan reaksi elektrolisis jika larutan AgNO3

dielektrolisis menggunakan elektroda (anode) inert Pt!

AgNO3 Ag+ + NO3-

• Katode : Ag+ + e- Ag (dikali 4)

• Anode : 2H2O 4H+ + O2 + 4e- (dikali 1)

• Redoks : 4Ag+ + 2H2O 4Ag + 4H+ + O2

SEL ELEKTROKIMIA/ SEL VOLTA/ SEL GALVANI

SEL ELEKTROLISIS

Persamaan :Anode : elektrode negatif (-)Katode : elektrode positif (+)

Persamaan :Anode : elektrode positif (+)Katode : elektrode negatif (-)

Anode : terjadi oksidasiKatode : terjadi reduksi

Anode : terjadi oksidasiKatode : terjadi reduksi

Cara kerja :Pada anode terjadi oksidasi danmelepas elektron serta terbentukion. Sementara di katode terjadireduksi, dimana ion menyerapelektron dari anode dan ion mengendap.

Cara kerja :Elektron (listrik) memasuki larutan melalui kutub negatif (katode), lalu elektron diserap oleh ion, kemudian ion mengalami reduksi. Sementara ion lain melepas elektron di anode dan mengalami oksidasi

Perbedaan :Sel galvani terjadi secara spontan

Perbedaan :Sel elektrolisis terjadi secara tidak spontan (terjadi jika ada listrik)

Contoh :Pada aki, baterai kering, baterai Ni-Cd, dll

Contoh :Pemurnian logam, penyepuhan logam

Hukum Faraday

• Hukum Faraday I : “massa zat yang dibebaskanpada elektolisis (m) berbanding lurus denganjumlah listrik yang digunakan (Q)”.

m = Qm = i. t

Hukum Faraday

• Hukum Faraday II : “ massa zat yang dibebaskan pada elektrolisis (m) berbandinglurus dengan massa ekuivalen zat itu (e)”.

m = e

Ar

ejumlah elektron

Hukum Faraday

• Penggabungan Hukum Faraday I dan II menghasilkan persaamaan :

• k : faktor pembanding =1

96500

CONTOH

Untuk mengendapkan sebanyak 13 g Cr (Ar Cr = 52) dari larutan CrCl3 dengan arus sebesar 3 A ( 1 F = 96.500 C) diperlukan waktu ....

• m = 13 g

• i = 3 A

• Valensi Cr pada CrCl3 adalah +3.

Latihan

• Sebanyak 1 L larutan CrCl3 1,0 M dielektrolisisdengan arus 6,0 A. Waktu yang diperlukanuntuk mengendapkan semua logam kromium(Ar Cr = 52, Ar Cl = 35,5; 1F = 96500) adalah…detik

Jawab

• Mol CrCl3 = 1 L x 1,0 mol/L = 1 mol

• Massa CrCl3 = mol x Mr = 1 mol x 158,5 g/mol = 158,5 gram

• CrCl3­(aq) Cr3+(aq) + 3Cl-

• Cr3+(aq) + 3e- Cr(s)

• t = 147069 detik

i x tm x e

96500

6 x t 52

158,5 x 96500 3

52 x 96500 x 3t

6 x 52

HOMEWORK

1. Setarakanlah reaksi redoks dibawah ini :

a. Fe3+ + Sn2+ Fe2+ + Sn4+

b. MnO4 + H2SO3 SO42- + Mn2+

c. HPO32- + OBr-

Br- + PO43- ( dalam suasana basa )

2. Elektrolisis lelehan magnesium dilakukan dengan elektrodegrafit yang dialiri arus 1000 ampere selama 386 detik, makavolume gas klorin yang terbentuk di anode yang diukur padakeadaan sama dengan 4 L gas N2 (P, T) mempunyai massa 2,8 g adalah …… L