Reaksi Redoks Dan Elektrokimia
-
Upload
erwin-nur-cahyanto -
Category
Documents
-
view
146 -
download
3
description
Transcript of Reaksi Redoks Dan Elektrokimia
REDOKS DAN ELEKTROKIMIA
A. REAKSI REDOKS
Reaksi redoks merupakan reaksi kimia yang disertai perubahan bilangan oksidasi. Reaksi
redoks ini terdiri dari setengah reaksi reduksi dan setengah reaksi oksidasi. Reaksi reduksi ialah
reaksi yang disertai penurunan bilangan oksidasi (BO), sedangakan reaksi oksidasi ialah reaksi
yang disertai kenaikan bilangan oksidasi(BO).
Contoh :
Reduksi : (BO Cl dari 0 menjadi -1)
Oksidasi : (BO Na dari 0 menjadi +1)
Reaksi autoredoks adalah reaksi redoks yang reduktor dan oksidatornya merupakan unsure
unsure yang sama. Jadi, sebagai zat yang mengalami reduksi dan sebagian lagi mengalami
oksidasi. Reaksi ini disebut reaksi dispropersionasi. Diman Oksidator (pengoksidasi) adalah zat
yang mengalami reaksi reduksi, Sedangkan reduktor (pereduksi) merupakan zat yang mengalami
reasi oksidasi
Suatu reaksi redoks dikatakan setara bilamana hal-hal di bawah ini :
Jumlah atom yang sejenis di ruas kiri sama dengan ruas kanan
Jumlah muatan di ruas kiri sama dengan ruas kanan
Ada 2 metode dalam penyetaraan reaksi redoks yaitu :
Metode Setengah Reaksi
Metoda ini didasarkan pada jumlah electron yang dilepaskan pada setengah reaksi oksidasi
dan reaksi reduksi. Sebagai contoh penyetaraan reaksi sulfit dan permanganate dalam
larutan asam.
Langkah 1. Identifikasi spesies yang terlibat dalam perubahan bilangan oksidasi dan
tulislah persamaan setengah reaksi. Kalau dibandingkan bilangan oksidasi S
dalam adalah +4, sedangkan bilangan oksidasi S pada adalah +6.
Oksidasi setengah reaksi melibatkan perubahan ion sulfit menjadi ion sulfat.
Reaksi reduksi dalam reaksi tersebut ialah Mn dimana bilangan oksidasi Mn
Syefli Ewimia Darza Page 1
menurun dari +7 menjadi +2. Perubahan menjadi terjadi pada
setengah reaksi reduksi.
Oksidasi :
Reduksi :
Langkah 2. Seimbangkan ‘jumlah atom” dari tiap persamaan setengah reaksi. Untuk
mendapatkan jumlah atom yang sama dari persamaan setengah reaksi maka
sering ditambahkan dan (untuk larutan bersifat asam) atau OH –(untuk
larutan bersifat basa). Untuk larutan bersuasana asam tambahkan satu molekul
untuk tiap atom O yang diperlukan pada sisiyang kekurangan aton O.
Pada sisi lainnya dari persamaan setengah reaksi tambahkan dua H+ untuk tiap
molekul yang digunakan.
Oksidasi :
Reduksi :
Langkah 3. Seimbangkan “muatan listrik” dari setiap persamaan setengah reaksi. Pada sisi
kanan persamaan reaksi oksidasi tambahkan sejumlah electron agar kedua sisi
persamaan setengah reaksi mempunyai muatan keseluruhan yang sama.
Lakukan hal yang sama pada persamaan reaksi reduksi dengan penambahan
electron pada sisi kiri.
Oksidasi : (muatan tiap sisi, -2)
Reduksi : (muatan tiap sisi, +2)
Langkah 4. Dapatkan persamaan oksidasi-reduksi keseluruhan dengan mengabungkan
kedua persamaan setengah reaksi.
x 5
x 2
Syefli Ewimia Darza Page 2
Langkah 5. Sederhanakan. Bila persamaan keseluruhan mengandung senyawa yang sama
pada kedua sisinya, maka hapuskan senyawa tersebut pada sisi jumlahnya lebih
sedikit.
Langkah 6. Cek kembali. Pastikan bahwa persamaan reaksi tersebut seimbang baik jumlah
atom atau muatan.dimana pada reaksi diatas mempunyai muatan pada tiap sisi
persamaan adalah -6.
Metode Bilangan Oksidasi
Jumlah pertambahan bilangan oksidasi reduktor sama dengan jumlah penurunan bilangan
oksidasi pada oksidasi.
Langkah 1. Menentukan unsure yang mengalami perubahan bilangan oksidasi.
Contoh :
Langkah 2. Menyetarakan koefisien unsure yang mengalami perubahan bilangan oksidasi
Langkah 3. Menentukan jumlah pertambahan BO dan penurunan BO
∆BO = 5+
∆BO = 2-
Syefli Ewimia Darza Page 3
+2 +7+4 +2
Oksidasi : ∆BO = 5+
Reduksi : ∆BO = 2-
Sudah setara
Langkah 4. Menyamakan pertambahan dan penurunan BO
x 2
x 5
Langkah 5. Menyetarakan unsure lain
B. ELEKTROKIMIA
Dalam sel eltrokimia, reaksi redoks spontan yang menghasilkan listrik. Pada reaksi redoks
terjadi perpindahan aliran electron. Reduktor melepaskan electron ke oksidator sehingga adanya
perpindahan electron yang mengakibatkan adanya arus listrik.
Macam sel elektrokimia
1. Sel Galvani Atau Sel Volt
Sel volta ditemukan oleh ahli kimia italia, Alessandro Giusepper Volta(1745 – 1827) dan
Luigi Galvani(1737 – 1798). Dimana pada
percobaannya memperlihatkan komponen penting
dari sel galvani tersebut. Sebatang seng dicelupkan ke
dalam larutan dan sebatang tembaga
dicelupkan ke dalam larutan . Sel berkerja
berdasarkan asas bahwa oksidasi Zn menjadi Zn2+ dan
reduksi Cu2+ menjadi Cu. Batang seng dan batang
tembaga dinamakan elektroda. Berdasarkan definiso,
Anoda dalam sel galvani ialah elktroda tempat terjadinya oksidasi sedangkan Katoda ialah
elektroda tempat terjadinya reduksi.
Syefli Ewimia Darza Page 4
Elektroda Zn(Anoda) :
Eletroda Cu (Katoda) :
Untuk melengkapi rangkaian listriknya, kedua larutan harus dihubungkan oleh jembatan
garam yang berisi larutan elektrolit inert seperti KCl atau agar kation dan anion
dapat bergerang dari anoda ke katoda.
Arus listrik mengalir dari anoda ke katoda karema ada selisih eneri potensial listrik di
antara kedua elektroda. Dalam pembacaan arus listrik menunjukkan ada perbedaan
potensial diantara sel, karena perbedaan potensial ini merupakan “daya dorong” electron
maka sering disebut daya elektromotif(electromotive force/ emf) atau potensia sel(cell
potential) satuan yang digunakan untuk mengukur potensial listrik adalah volt, jadi
potential sel disebut juga voltase sel(cell voltage). Notasi konvensional untuk menyatakan
sel galvani ialah diagram sel. Jika diasumsikan bahwa konsentrasi ion Zn2+ dan ion Cu2+
masing-masing 1 M, maka digram selnya ialah
Dimana gatis tunggal menyatakan batas fasa, garis tegak ganda menyatakan jembatan
garam. Berdasarkan konvensi, anoda di tulis terlebih dahulu di sebelah kiri garis ganda
dan di ikuti secara berurut seiring dengan pergerakkannya (anoda ke katoda).
Potensial elektroda Standar
Andaikan kita mempunyai cara untuk memberikan harga kombinasi atau pasangan ion
logam-logam maka ada kemungkinan kita dapat menghitung potensial sel. Cara untuk
melakukan hal ini adalah memilih satu pasang tertentu dan memberikan harganya nol.
Pasanagn lainnya kemudian dapat dibandingkan terhadap elektrode acuan ini. Elektron
acuan untuk mengukur potensial ini di pilih elektrode hidrogen standar/ S.H.E (gambar
3). S.H.E melibatkan ion H+ dalam larutan dengan
aktivitas satu (a=1); untuk lebih sederhana diambil
1M H+. molekul H2 dalam keadaan gas mempunyai
tekanan 1 atm. Bentuk hidrogen teroksidasi (H+) dan
Syefli Ewimia Darza Page 5
tereduksi (H2) membuat kontak dengan permukaan logam platina mulia (inert) dan
memberikan suatu potensial yang karakteristik pada permukaan tersebut. Suhu yang
digunakan tepat 250C. Bentuk persamaanya adalah
E0 = 0 V
Untuk menentukan harga E0 perlu mengukur perbedaan potensial antara kedua elektrode,
dimana salah satu elektrode adalah S.H.E, sedangkan elektrode lainnya dari pengukuran.
Perbedaan potensial yang diukur adalah 0,337 V, dimana elektron mengalir dari H2
menuju elektrode Cu. Karena hal ini merupakan emf sel yang tersusun dari dua elektrode
standar maka disebut potensial sel standar(standar cell potential), E0sel
Reaksi yang terjadi dalam sel volta adalah
Oksidasi :
Reduksi :
Keseluruhan : E0sel = 0,337 V
Berdasarkan reaksi diatas maka Cu2+ (1 M) harus lebih mudah untuk tereduksi
dibandingkan H+(1M). standar potensial elektrode reduksi Cu2+(aq) manjadi Cu(p) adalah
+0,337 V.
E0 = +0,337 V
Bila elektrode hidrogen digabungkan dengan elektrode seng ternyata arah elektron
mengalir berlawanan dengan arah yaitu dari elektrode seng ke elektrode hidrogen. S.H.E
betindak sebagai katode sedangkan elektrode seng sebagai anode dengan harga E0sel
terukur adalah 0,760 V.
Oksidasi :
Reduksi :
Keseluruhan : E0sel = 0,760V
Syefli Ewimia Darza Page 6
Reduksi lebih sulit terjadi dibandingkan dari H+ (1 M), karena oksidasi yang
terjadi pada elektrode seng. Bila mempertimbangkan kecenderungan reduksi merupakan
lawan dari kecenderungan oksidasi, maka dapat ditulis :
E0 = - 0,760 V
Tabel potensial reduksi standar
Syefli Ewimia Darza Page 7
Kespontanan Reaksi Redoks
Syarat untuk perubahan spontan dalam reaksi redoks ialah ∆G < 0. Tetapi berdasarkan
eneri bebas hal ini dapat dinyatakan sebagai Esel > 0, dimana Esel harus positif bila ∆G
besarnya negatif. Bila dihadapkan dengan pereaksi dan hasil dalam keadaan standar maka
untuk perubahan spontan, E0sel > 0. Untuk meramalkan arah perubahan spontan dalam
suatu reaksi redoks harus diperhatikan:
Bila E0sel positif,maka reaksi akan terjadi secara spontan ke depan. Bila E0
sel
negatif maka reaksi akan terjadi spontan dengan arh sebaliknya.
Bila suatu reaksi sel dibalik maka E0sel berubah tanda.
Langkah berikutnya ialah melihat bagaiman E0sel dihubungkan ∆G dan K. dalam sel
galvani, energi kimia diubah menjadi energi listrik. Dimana energi listrik ini merupakan
hasil aki dari emf dengan muatan listrik total (dalam coulomb) yang melewati sel. Emf
terukurnya ialah voltase yang dapat dicapai oleh sel. Nilai ini digunakan untuk
menghitung jumlah maksimum energi listrik yang dapat diperoleh dari reaksi kimia.
Energi ini digunakan untuk melakukan kerja listrik (Wele).
Tanda negatif pada sisi kanan menyatakan bahwa kerja listrik dilakukan oleh sisitem pada
lingkungan. Maka dapat didefenisikan energi bebas(∆G) sebagai energi yang tersedia
untuk melakukan kerja.
∆G = - nFEsel
∆G negatif jika proses spontan, maka Esel harus positif. Untuk reaksi yang reakstan dan
produk standar maka persamaannya adalah
∆G = - nFE0sel
Hubungannya dengan konstanta keseimbangan (K) ialah
Syefli Ewimia Darza Page 8
∆G = - RT ln K
- nFE0sel = - RT ln K
atau
Tabel hubungan antara ∆G, K dan E0sel
∆G K E0sel reaksi pada
keadaan standar
Negatif
0
Positif
>1
=1
<1
Positif
0
Negatif
Spontan
Kesetimbangan
nonspontan
Efek konsentrasi pada emf sel
Hubungan matematis antara emf sel dan konsentrasi dari reaktan dan produk dalam reaksi
redoks dalam keadaan tidak standar. Hubungan ini mula-mula dipelajari oleh Waltern
Nernst (1864 – 1941).
Persamaan Nernst
Reaksi redoks dengan jenis
∆G = ∆G0 + RT ln Q
-nFE= - nFE0 + RT ln Q
E = E0 -
Syefli Ewimia Darza Page 9
E = E0 -
E = E0 -
Pada kesetimbangan, tidak terdapat transfer bersih elektron, sehingga E=0 dan Q = K,
dimana K adalah konstanta kesetimbangan.
Persamaan nernst memungkinkan kita untuk menghitung E sebagai fungsi dari konsentrasi
reaktan produk dalam reaksi redoks.
Contoh :
Persamaan Nernst untuk sel ini pada suhu 250C dapat ditulis :
E = 1,10 V -
Baterai
Baterai adalah sel galvani atau beberapa sel galvani yang disatukan, yang dapat digunakan
sebagai sumber arus listrik searah pada voltase tetap. Cara kerja baterai pada dasarnya
sama dengan sel galvani tetepi baterai memiliki keunggulan karena sifatnya yang berdiri
sendiri dan tidak memerlukan komponen tambahan seperti jembatan garam. Akan dibahas
bebrapa jenis baterai yang sering digunakan
a. Baterai sel kering
Sel kering yaitu sel tanpa komponen cairan,
yang paling lazim ialah sel leclanche yang
digunakan di lampu senter dan radio transistor.
Anoda sel terbuat dari kaleng atau wadah seng
yang bersentuhan dengan mangan dioksida
(MnO2) dan sebuah elektrolit. Elektrolit ini
terdiri atas amonium klorida dan seng klorida
dalam air yang ditambahkan pati sebagai pengental agar larutan menyerupai pasta
Syefli Ewimia Darza Page 10
sehingga tidak mudah bocor. Sebatang karbon berfungsi sebagai katoda, yang
direndam didalam elektrolit ini pada bagian tengah dari sel. Reaksi selnya adalah
Anoda :
Katoda :
Keseluruhan :
b. Baterai Merkuri
Baterai merkuri banyak digunakan
dalam dunia pengobatan dan industri
elektronik. Ditempatkan di
dalamsebuah silinder baja antikarat,
baterai merkuri terdiri atas anoda
seng (diamalgamkan dengan
merkuri) yang bersentuhan dengan elektrolit alkali kuat yang mengandung seng
oksida dan merkuri (II) oksida. Reaksi selnya adalah
Anoda :
Katoda :
Keseluruhan :
Voltase yang dihasilkan baterai merkuri ini ialah 1,35 V, sehingga kapasitasnya
jauh lebih tinggi dan lebih awet.
c. Baterai bertimbal (Aki)
Aki terdiri atas enam sel
identik yang tersusun secara
seri. Setiap sel mempunyai
anoda timbal dan katoda yang
terbuat dari timbal
dioksida(PbO2) yang dikemas
Syefli Ewimia Darza Page 11
pada sebuah plat logam. Baik katoda maupun anoda dicelupkan dalam
larutan asam sulfat yang berfungsi sebagai elektrolit. Reaksi selnya
ialah :
Anoda :
Katoda :
Keseluruhan :
d. Sel bahan bakar
Sel bahan bakar (Fuel cell) yaitu sel galvani
yang memerlukan pasokan reaktan yang
kontinu agar tetap berfungsi. Dalam bentuk
yang paling sederhana digunakan sel bahan
bakar hidrogen-oksigen yang terdiri atas
larutan elektrolit. Gas hidrogen dan oksigen
dihembuskan lewat kompartemen anoda dan katoda, dimana reaksi-reaksi yang
terjadi :
Anoda :
Katoda :
Keseluruhan :
Korosi
Korosi adalah istilah yang biasa digunakan untuk ekrusakan logam akibat proses
elektrokimia. Contoh dalam kehidupan sehari-hari ialah karat pada besi, noda pada perak,
dan “patina” hijau yang berbentuk tembaga dan kuningan. Contoh yang paling lazim dari
korosi ialah pembentukan karat pada besi oleh gas oksigen dan air. Reaksinya ialah
Syefli Ewimia Darza Page 12
Oksidasi :
Reduksi :
Keseluruhan :
Diperoleh emf standar untuk proses ini :
E0sel = E0
katoda – E0anoda
E0sel = 1,23 V – ( - 0,04 V)
E0sel = 1,67 V
Reaksi ini terjadi padda medium asam; ion H+ dipasok sebagian oleh reaksi karbon
dioksida di atmosfer dengan air membentuk H2CO3
Ion Fe2+ yang terbentuk pada anoda dioksida lagi oleh oksigen:
Cara pencagahan atau perlambatan korosi
a. Melindungi permukaan logam dengan cat.
b. Perlindungan katodik yang merupakan peroses perlindungan logam
dari korosi dangan membuatnya sebagai katoda dalam sel galvani.
2. Elektrolisis
Elektrolisis ialah proses yang menggunakan energi listrik agar reaksi
kimia nonspontan dapat terjadi. Sel elektrolitik ialah alat untuk melaksanakan elektrolisis.
Elektrolisis Lelehan Natrium Klorida
Dalam keadaan meleleh natrium klorida merupakan senyawa ionik yang dapat dielktrolisis
agar membentuk logam natrium dan klorin.
Diagram sel Downs yang digunakan untuk
elektrolisis NaCl. Sel elektrolitik
mempunyai sepasang elektroda yang
dihubungkan ke baterai, dimana baterai
Syefli Ewimia Darza Page 13
Karat
berfungsi sebagai pompa elektron yang menggerakan elektron ke katoda(tempat terjadinya
reduksi) dan menarik elektron dari anoda (tempat terjadinya oksidasi). Reaksi pada katoda
ialah
Anoda (oksidasi) :
Katoda (reduksi) :
Keseluruhan :
Perkiraan teoritis menunjukkan bahwa nilai E0 untuk ekseluruhan proses adalah sekitar -4V,
yang berarti bahwa ini termasuk proses nonspontan.
Elektrolisis Air
Air dalam beker pada kondisi atmosfer (1 atm dan 250) tidak akan terurai secara spontan
membentuk gas hidrogen dan oksigen sebab perubahan energi-bebas standar untuk reaksi
positif dan besar.
∆G0 = 474,4 kJ
Namun reaksi ini dapat dibuat terjadi didalam sel seperti pada gambar. Sel elktrolitik ini
terdiri atas sepasang elektron yang
terbuat dari logam nonreaktif, seperti
platina yang direndam dalam air.
Ketika elektrode dihubungkan
dengan baterai, tidak terjadi sesuatu
karena tidak cukup ion dalam air
murni untuk membawa arus listrik. Tetapi reaksi akan mudah terjadi dalam larutan H2SO4
0,1M sebab terdapat cukup ion untuk menghantarkan listrik. Reaksi keseluruhanya ialah :
Anoda(oksidasi) :
Katoda(reduksi) :
Keseluruhan :
Syefli Ewimia Darza Page 14
Elektrolisis Larutan Berair Natrium Klorida
Reaksi oksidasi yang mungkin terjadi pada anoda ialah :
(1) E0 = 1,36 V
(2) E0 = 1,23 V
Reaksi reduksi yang mungkin terjadi pada katoda ialah :
(1) E0 = 0,00 V
(2) E0 = -0,83 V
(3) E0 = -2,71 V
Reaksi setengah-sel dalam elektrolisis natrium klorida berair adalah
Anoda (oksidasi) :
Katoda (reduksi) :
Keseluruhan :
Metoda elektrolisis berguna untuk memperoleh logam murni dari bijihnya atau pemurnian logam.
Secara keseluruhan proses ini disebut sebagai elektrometalurgi. Contohnya ialah :
Produksi Logam Alumunium
Alumunium biasanya dibuat dari bijih bauksit (Al2O3. H2O). pertama-tama bijihnya diolah untuk
menyingkirkan berbagai pengotor dan kemudian dipanaskan untuk memperoleh Al2O3 tanpa air.
Oksidasi ini di larutkan dalam lelehan kriolit (Na3AlF6) dalam suatu sel elektrolitik hall. Sel ini berisi
serangkaian anoda karbon; katodanya terbuat dari karbon dan menjadi pelapis di dalam sel. Larutan
elektrolisis untuk menghasilkan alumunium dan gas oksigen.
Anoda :
Syefli Ewimia Darza Page 15
Katoda :
Keseluruhan :
Pemurnian Logam Tembaga
Logam tembaga yang diperoleh dari bijihnya biasanya mengandung sejumlah pengotor seperti seng,
besi, perak, dan emas. Logam yang lain lebih elektropositif diambil dengan proses elektrolisis dimana
pada proses ini tembaga tak murni bertindak sebagai anoda dan tembaga murni bertindak sebagai
katoda dalam larutan asam sulfat yang berisi ion Cu2+. Reaksi setengah selnya ialah
Anoda:
Katoda :
Logam reaktif dalam anoda tembaga seperti besi dan seng, juga teroksidasi pada anoda dan memasuki
larutan sebagai ion Fe2+ dan Zn2+. Namun keduanya tidak tereduksi pada katoda. Kemurnian tembaga
yang dihasilkan dari proses elektrolisis ini ialah 99,5 persen.
Penyepuhan (elektroplating)
Penyepuhan adalah proses melapisi permukaan logam dengan logam lain. Misalnya tembaga disepuh
atau dilapisi dengan emas, dengan menggunakan elektrolit larutan emas(AuCl3)
Emas (anode) :
Tembaga (katode):
Sehingga Au atau endapan emas menempel pada tembaga.
Syefli Ewimia Darza Page 16