Modul Redoks Dan Elektrokimia [PDF]

Citation preview

MODUL KIMIA KELAS XII



Review Redoks kelas X Penyetaraan Reaksi Redoks Sel Volta Korosi dan Pencegahannya Sel Elektrolisis dan Hukum Faraday Kompetensi Dasar : 3.3 Menyetarakan persamaan reaksi redoks. 3.4 3.5 3.6 4.3 4.4 4.5 4.6



Menganalisis proses yang terjadi dalam sel Volta dan menjelaskan kegunaannya. Menganalisis faktor-faktor yang mempengaruhi terjadinya korosi dan cara mengatasinya. Menerapkan stoikiometri reaksi redoks dan hukum Faraday untuk menghitung besaran – besaran yang terkait sel elektrolisis. Menentukan urutan kekuatan pengoksidasi atau pereduksi berdasarkan data hasil percobaan. Merancang sel Volta dengan bahan di sekitar. Mengajukan gagasan untuk mencegah dan mengatasi terjadinya korosi. Menyajikan rancangan prosedur penyepuhan benda dari logam dengan ketebalan lapisan dan luas tertentu



SMA Kolese Loyola / Kimia / XII / Redoks dan Elektrokimia



1



REVIEW REDOKS KELAS X Reaksi reduksi dan oksidasi memegang peranan sangat penting dalam kehidupan. Reaksi reduksi selalu terjadi serentak dengan reaksi oksidasi sehingga disebut reaksi redoks. Reaksi redoks banyak ditemukan dalam kehidupan sehari – hari maupun dalam industri. Beberapa hal yang ditemukan dalam kehidupan sehari – hari yang berkaitan dengan reaksi redoks adalah :



SMA Kolese Loyola / Kimia / XII / Redoks dan Elektrokimia



2



PERKEMBANGAN KONSEP REAKSI REDUKSI – OKSIDASI Konsep reaksi redoks mengalami perkembangan dari konsep penggabungan dan pelepasan unsur oksigen, pelepasan dan penangkapan elektron, serta konsep peningkatan dan penurunan bilangan oksidasi. 1. Konsep Oksigen Kemampuan oksigen bereaksi dengan unsur – unsur lain memunculkan konsep oksidasi. Berdasarkan konsep ini : Oksidasi adalah reaksi penggabungan suatu unsur dengan oksigen Contoh reaksi oksidasi : a) Pembentukan karbondioksida : C (s) + O2 (g) → CO2 (g) b) Perkaratan logam, misalnya perkaratan besi : 4 Fe (s) + 3 O2 (g) + n H2O → 2 Fe2O3. n H2O (s) c) Pembakaran gas alam / Gas Rawa (CH4) : CH4 (g) + 2 O2 (g) → CO2 (g) + H2O (g) Proses kebalikan dari reaksi oksidasi adalah reaksi reduksi, dengan definisi : Reduksi adalah reaksi pelepasan oksigen dari suatu senyawa. Contoh reaksi reduksi : a) 2 KClO3 (s) → 2 KCl (s) + 3 O2 (g) b) 2 SO3 (g) → 2 SO2 (g) + O2 (g) Sekarang perhatikan reaksi yang terjadi pada proses Tanur Tinggi untuk memperoleh logam besi dari bijih besi / hematit / Fe2O3 : Fe2O3 (s) + 3 CO (g) → 2 Fe (s) + 3 CO2 (g) Pada reaksi ini, Fe2O3 melepaskan oksigen yang terikat hingga berubah menjadi unsur Fe dan dikatakan bahwa Fe2O3 mengalami reduksi. Sedangkan CO dalam reaksi ini mengikat oksigen dan berubah menjadi CO2 sehingga dikatakan bahwa CO mengalami oksidasi. 2. Konsep serah – terima elektron Tidak semua reaksi kimia melibatkan oksigen. Banyak reaksi kimia yang tidak dapat dijelaskan apakah termasuk reaksi redoks atau bukan dengan konsep pelepasan dan pengikatan oksigen. Keterbatasan konsep tersebut dapat diperjelas dengan memperluas konsep redoks, yaitu konsep pelepasan dan penangkapan elektron. Menurut konsep ini : Oksidasi adalah reaksi pelepasan elektron Reduksi adalah reaksi penangkapan elektron Ditinjau dari serah-terima elektron, reaksi oksidasi dan reduksi pun berlangsung secara bersama-sama. Artinya, ada zat yang melepas elektron atau mengalami oksidasi, dan ada zat yang menerima elektron atau mengalami reduksi. • Zat yang mengalami oksidasi disebut reduktor karena menyebabkan zat lain tereduksi. • Sedangkan zat yang mengalami reduksi disebut oksidator karena menyebabkan zat lain teroksidasi. SMA Kolese Loyola / Kimia / XII / Redoks dan Elektrokimia



3



3. Konsep Bilangan Oksidasi Pengertian Bilangan Oksidasi Bilangan oksidasi / tingkat oksidasi / biloks suatu unsur adalah bilangan yang menunjukkan kontribusi atau sumbangan muatan suatu atom unsur pada molekul atau ion yang dibentuknya.



a)



Aturan Penentuan Bilangan Oksidasi 1) Bilangan oksidasi unsur bebas, baik berupa atom maupun molekul unsur adalah 0 (nol) Contoh : biloks Na, K, Fe, C, O2, P4 = 0 2) Bilangan oksidasi logam dalam senyawa adalah + ( sesuai valensi) Contoh : biloks Na dalam NaCl = +1 biloks Ca dalam CaI2 = +2 biloks Fe dalam FeSO4 = +2 Pelajari kembali valensi logam bikoks Fe dalam FePO4 = +3 3) Bilangan oksidasi H dalam senyawa selalu +1, kecuali dalam senyawa hidrida (ikatan antara logam dengan hidrogen) bilangan oksidasi H = −1) Contoh : biloks H dalam H2O = +1 biloks H dalam H2SO4 = +1 biloks H dalam NH3 = +1 kecuali biloks H dalam NaH = −1 biloks H dalam CaH2 = −1 4) Bilangan oksidasi O dalam senyawa selalu −2, kecuali dalam senyawa peroksida bilangan oksidasi O = -1, dalam senyawa superoksida bilangan oksidasi O = - ½ dan dalam OF2 bilangan oksidasi O = +2. Contoh : biloks O dalam H2O = −2 biloks O dalam HNO3 = −2 biloks O dalam Na2O = −2 kecuali biloks O dalam Na2O2 = −1 (peroksida) biloks O dalam KO2 = − ½ (superoksida) biloks O dalam OF2 = +2 5) Jumlah bilangan oksidasi semua atom unsur dalam suatu senyawa adalah 0 (nol). Contoh : pada HNO3 maka biloks H + biloks N + 3 . biloks O = 0 6) Jumlah bilangan oksidasi semua atom unsur dalam ion adalah sama dengan muatan ion. Contoh : pada SO42− maka biloks S + 4 . biloks O = −2 pada NH4+ maka biloks N + 4 . biloks H = +1



Oksidasi adalah reaksi dimana terjadi peningkatan bilangan oksidasi Reduksi adalah reaksi dimana terjadi penurunan bilangan oksidasi



SMA Kolese Loyola / Kimia / XII / Redoks dan Elektrokimia



4



Valensi Logam : Valensi 1 Valensi 2 Valensi 3 Valensi 4 Valensi 1,2 Valensi 1,3 Valensi 2,3 Valensi 2,4



: Li , Na , K , Ag : Be , Mg , Ca , Sr , Ba , Zn , Cd , Ni : Bi , Al : Pt : Cu , Hg : Au : Fe , Co , Cr , Mn : Sn , Pb



Contoh Soal : Tentukan bilangan oksidasi (biloks) unsur yang bergaris bawah : • H2SO3 Maka 2 . biloks H + biloks S + 3 . biloks O = 0 2 . +1 + biloks S + 3 . -2 = 0 biloks S = +4 • KNO2 Maka biloks K + biloks N + 2 . biloks O = 0 (biloks K = +1 menggunakan aturan 2) +1 + biloks N + 2 . -2 = 0 biloks N = +3 •



•



•



•



FeSO4 Pertama-tama tentukan biloks Fe dengan kemungkinan harga biloks adalah +2 atau +3 (aturan 2). Harga biloks Fe ditentukan dari muatan anion yang diikat. Fe SO4 biloks Fe + (−2) = 0 (biloks SO4 = -2 berdasarkan muatan ion SO4) biloks Fe = +2 Setelah biloks Fe dketahui maka dengan cara biasa dapat ditentukan biloks S biloks Fe + biloks S + 4 . biloks O = 0 +2 + biloks S + 4 . -2 = 0 biloks S = +6 FePO4 Pertama tama tentukan biloks Fe dengan kemungkinan harga biloks adalah +2 atau +3 (aturan 2). Harga biloks Fe ditentukan dari muatan anion yang diikat. Fe PO4 biloks Fe + (−3) = 0 (biloks PO4 = -3 berdasarkan muatan ion PO4) biloks Fe = +3 Setelah biloks Fe diketahui maka dengan cara biasa dapat ditentukan biloks P biloks Fe + biloks P + 4 . bo O = 0 +3 + biloks P + 4 . -2 = 0 biloks P = +5 H2 Karena H2 merupakan unsur bebas maka biloks H = 0 (aturan 1) H+ Karena H+ merupakan ion maka biloks H = muatan ion = +1



SMA Kolese Loyola / Kimia / XII / Redoks dan Elektrokimia



(aturan 6)



5



•



•



Mg Karena Mg merupakan unsur bebas maka biloks Mg = 0



(aturan 1)



Mg2+ Karena Mg2+ merupakan ion maka biloks Mg = muatan ion = +2



(aturan 6)



•



Cl− Karena Cl− merupakan ion maka biloks Cl = muatan ion = −1 (aturan 6)



•



ClO4− Maka biloks Cl + 4 . biloks O = −1 (aturan 6) biloks Cl + 4 . (-2) = −1



biloks Cl = +7



CH3COOH Maka 2. biloks C + 4 . biloks H + 2 . biloks O = 0 2. biloks C + 4 . +1 + 2 . (-2) = 0



biloks C = 0



•



•



NH4NO2 Pada senyawa ini maka kedua atom N tidak boleh dijadikan satu. Hal yang sama juga terjadi pada senyawa NH4NO3. Mengapa ??? NH4+ Maka biloks N + 4 . biloks H = +1 biloks N + 4 . +1 = +1 biloks N = −3



•



•



•



K2O2 Maka 2 . biloks K + 2 . biloks O = 0 2 . +1 + 2 . biloks O = 0 maka senyawa ini bernama kalium peroksida KH Maka biloks K + biloks H = 0 +1 + biloks H = 0 maka senyawa ini bernama kalium hidrida OF2 Maka biloks O + 2 . biloks F = 0 biloks O + 2 . -1 = 0 maka senyawa ini bernama oksigen difluorida



SMA Kolese Loyola / Kimia / XII / Redoks dan Elektrokimia



NO2− Maka biloks N + 2 . biloks O = −1 biloks N + 2 . -2 = −1 biloks N = +3



biloks O = −1



biloks H = −1



biloks O = +2



6



Menentukan jenis reaksi redoks atau bukan redoks 1. Reaksi redoks adalah reaksi dimana terdapat unsur yang mengalami perubahan bilangan oksidasi. 2. Reaksi yang melibatkan unsur bebas adalah reaksi redoks. Contoh : • 2 Na (s) + 2 H2O (l) → 2 NaOH (l) + H2 (g) Reaksi ini melibatkan unsur bebas (Na dan H2) sehingga pasti merupakan reaksi redoks. 3. Koefisien reaksi tidak mempengaruhi penentuan bilangan oksidasi. 4. Unsur yang kemungkinan mengalami perubahan bilangan oksidasi adalah unsur – unsur yang memiliki lebih dari 1 macam bilangan oksidasi, yang mengalami perubahan tipe pada rumus senyawanya. Perhatikan contoh – contoh yang lain : • 2 KMnO4(aq) + 16 HCl(aq) → 2 MnCl2(aq) + 2 KCl(aq) + 5 Cl2(g) + 8 H2O9l) Reaksi ini melibatkan unsur bebas (Cl2) sehingga pasti merupakan reaksi redoks. •



CaCO3 (s) + 2 HCl (aq) → CaCl2 (aq) + H2O (l) + CO2 (g) Reaksi ini tidak melibatkan unsur bebas sehingga harus dibuktikan apakah merupakan reaksi redoks / bukan.



Pembuktian apakah suatu reaksi tergolong reaksi redoks/bukan :



1. 2 KMnO4(aq) + 16 HCl(aq) → 2 MnCl2(aq) + 2 KCl(aq) + 5 Cl2(g) + 8 H2O(l) +1 +7 -2 +1 -1 +2 -1 +1 -1 0 +1 -2 REDUKSI OKSIDASI Pada reaksi ini terjadi reaksi reduksi (penurunan bilangan oksidasi) dan terjadi pula reaksi oksidasi (peningkatan bilangan oksidasi), sehingga dikatakan reaksi ini adalah reaksi redoks.



2.



CaCO3(s) + 2 HCl(aq) → CaCl2(aq) + H2O(l) + CO2 (g) +2 +4 -2 +1 -1 +2 -1 +1 -2 +4 -2 Pada reaksi tidak ada unsur yang mengalami perubahan bilangan oksidasi, sehingga reaksi ini tergolong bukan reaksi redoks.



3.



K2Cr2O7 + 4 H2SO4 + 3 Na2SO3 → K2SO4 + Cr2(SO4)3 + 3 Na2SO4 + 4 H2O +1 +6 -2 +1 +6 -2 +1 +4 -2 +1 +6 -2 +3 +6 -2 +1 +6 -2 +1 -2 REDUKSI OKSIDASI Reaksi ini merupakan reaksi redoks karena terdapat unsur yang mengalami perubahan bilangan oksidasi.



SMA Kolese Loyola / Kimia / XII / Redoks dan Elektrokimia



7



Jika suatu reaksi merupakan reaksi redoks, maka dapat ditentukan oksidator/reduktor serta hasil oksidasi/hasil reduksi dari reaksi tersebut.



•



3 CuS (s) + 2 NO3− (aq) + 8 H+(aq) → 3 Cu2+ (aq) + 3 S (s) + 2 NO (g) + 4 H2O +2 -2 +5 -2 +1 +2 0 +2 -2 +1 -2 OKSIDASI REDUKSI −



Oksidator = zat yang mengalami reduksi : NO3 Hasil oksidasi : S



Reduktor = zat yang mengalami oksidasi : CuS Hasil reduksi : NO



LKS 1 REVIEW REDOKS KELAS X



PENYETARAAN REAKSI REDOKS Banyak reaksi redoks yang sukar disetarakan dengan cara langsung. Reaksi – reaksi ini dapat disetarakan dengan cara PBO (perubahan bilangan oksidasi) / cara biloks maupun cara setengah reaksi. a) Cara perubahan bilangan oksidasi (PBO) / cara biloks Penyetaraan dilakukan dengan langkah – langkah sebagai berikut : 1. Menyetarakan jumlah unsur yang mengalami perubahan bilangan oksidasi. 2. Menentukan bilangan oksidasi masing – masing unsur yang mengalami perubahan bilangan oksidasi. 3. Menentukan besarnya perubahan bilangan oksidasi. 4. Menyamakan kedua perubahan bilangan oksidasi dengan mengalikan terhadap suatu angka yang selanjutnya akan merupakan koefisien. 5. Untuk reaksi ion : menyetarakan muatan di ruas kiri dan kanan dengan menambahkan ion H+ (suasana asam) atau ion OH− (suasana basa) dan menambahkan H2O pada ruas yang lain. b) Cara setengah reaksi Penyetaraan dilakukan dengan langkah – langkah sebagai berikut : 1. Menuliskan masing – masing setengah reaksi. 2. Menyetarakan jumlah unsur yang mengalami perubahan bilangan oksidasi. 3. Menambahkan molekul H2O pada suasana berikut (untuk menyamakan jumlah atom O) : • Suasana asam : pada ruas yang kekurangan atom O • Suasana basa : pada ruas yang kelebihan atom O 4. Menyetarakan jumlah atom hidrogen (H) dengan cara berikut : • Suasana asam : menambahkan ion H+ • Suasana basa : menambahkan ion OH− 5. Menyetarakan muatan ruas kiri dan kanan dengan menambahkan elektron (e) 6. Menyamakan jumlah elektron yang diterima / dilepaskan, kemudian menjumlahkan ke dua setengah reaksi.



LKS 2 PENYETARAAN REAKSI REDOKS



SMA Kolese Loyola / Kimia / XII / Redoks dan Elektrokimia



8



SEL ELEKTROKIMIA Elektrokimia adalah bidang ilmu kimia yang mempelajari perubahan energi kimia menjadi energi listrik atau sebaliknya. Pada sel elektrokimia selalu terdapat dua buah elektroda, yang disebut katoda dan anoda, dalam larutan elektrolit. Pada elektroda katoda terjadi reaksi reduksi. Sedangkan reaksi oksidasi terjadi pada anoda.



AnOx



KaRed



Anoda



Sel elektrokimia dapat dibagi menjadi dua yaitu : 1. Sel Volta / Sel Galvani → mengubah energi kimia menjadi energi listrik Contoh : batere (sel kering), accu Ka P A N Katoda (+) Anoda (−) 2. Sel Elektrolisis → mengubah energi listrik menjadi energi kimia Contoh : penyepuhan, pemurnian logam KNAP



Katoda (−)



Anoda (+)



A. SEL VOLTA / SEL GALVANI Luigi Galvani (1780) dan Alessandro Volta (1800) telah menemukan terbentuknya arus listrik dari reaksi kimia. Reaksi kimia yang terjadi merupakan reaksi redoks. Perangkat sumber arus searah itu dikenal dengan nama sel Volta atau sel Galvani. Sel Volta terdiri dari elektrode Zn yang dicelupkan ke dalam larutan ZnSO4 dan elektrode Cu yang dicelupkan ke dalam larutan CuSO4. Kedua larutan ini dihubungkan dengan jembatan garam (salt bridge), yaitu pipa U yang berisi larutan K2SO4 / Na2SO4 dalam agar – agar. Arah aliran electron adalah dari elektrode Zn (anode) ke elektrode Cu (katode). Proses reaksinya adalah : Zn mengalami oksidasi sehingga melepaskan elektron, elektron yang dilepaskan tersebut ditangkap oleh ion Cu2+ yang selanjutnya akan mengalami reduksi menjadi Cu. Zn → Zn2+ + 2e Cu2+ + 2e → Cu Fungsi jembatan garam adalah untuk menetralkan kelebihan muatan yang terjadi pada masing – masing elektrode. Beda potensial (potensial sel) yang terjadi pada sel Volta tersebut adalah sebesar 1,10 volt apabila larutan yang digunakan mempunyai konsentrasi 1 M. Reaksi yang terjadi pada sel Volta tersebut adalah : Anode : Zn (s) → Zn2+ (aq) + 2e Katode : Cu2+ (aq) + 2e → Cu (s) + 2+ 2+ Reaksi sel : Zn (s) + Cu (aq) → Zn (aq) + Cu (s) E sel = + 1,10 volt Penulisan reaksi sel tersebut dapat dinyatakan dalam notasi sel / diagram sel sebagai berikut : Zn / Zn2+ // Cu2+ / Cu SMA Kolese Loyola / Kimia / XII / Redoks dan Elektrokimia



9



V Lab : http://www.kentchemistry.com/moviesfiles/Units/Redox/voltaiccelll20.htm 1. Potensial Elektrode a) Potensial elektrode = potensial reduksi Pengukuran potensial sel dapat digunakan untuk membandingkan kecenderungan logam – logam atau spesi lain untuk mengalami oksidasi atau reduksi. Untuk membandingkan kecenderungan oksidasi atau reduksi dari suatu elektrode, telah ditetapkan suatu elektrode pembanding, yaitu elektrode hidrogen. Potensial sel yang dihasilkan oleh suatu elektrode M dengan elektrode hidrogen disebut potensial reduksi dan dilambangkan dengan E. Apabila pengukuran dilakukan pada kondisi standar yaitu pada suhu 25 C, tekanan gas 1 atm dan konsentrasi larutan 1 M maka disebut potensial reduksi standar dan dilambangkan dengan E. Elektrode yang lebih mudah mengalami reaksi reduksi dibandingkan elektrode hidrogen mempunyai potensial reduksi standar E° bertanda (+), sedangkan elektrode yang lebih sukar mengalami reaksi reduksi mempunyai potensial elektrode bertanda (−).



SMA Kolese Loyola / Kimia / XII / Redoks dan Elektrokimia



10



Tabel Potensial Reduksi Standar Setengah reaksi reduksi



E(volt)



Li+ + e



Li



−3.04



K+ + e



K



−2.92



Ba2+ + 2e



Ba



−2.90



Ca2+ + 2e



Ca



−2.87



+



Na + e Mg + 2e



H2 (g) + 2 OH− Zn



−0.76



Cr2+ + 2e



Cr



−0.74



Fe2+ + 2e



Fe



−0.44



3+



Cr



−0.41



2+



Cd + 2e



Cd



−0.40



Co2+ + 2e



Co



−0.28



Ni2+ + 2e



Ni



−0.25



Sn2+ + 2e



Sn



−0.14



Pb2+ + 2e



Pb



−0.13



Fe3+ + 3e



Fe



−0.04



2H + 2e



H2 (g)



0.00



Sn4+ + 2e



Sn2+



+0.15



+



+0.16



+



2+



Cu + e



Cu



SO42− + 4 H+ + 2e Cu2+ + 2e



4 OH



Cu 2I-



Ag+ + e



+0.17



+0.40



Hg (l)



+0.78 +0.78



Ag 2Br



+0.68 +0.77



NO2 (g) + H2O



+0.80



NO3- + 4 H+ +3 e Br2 + 2e



H2O2



Fe2+



NO3- + 2 H+ + e Hg + 2e



+1.33



+0.54



O2 (g) + 2 H + 2e



2+



2 Cr3+ + 7 H2O



+0.52



+



Fe3+ + e



Cr2O72- + 14 H+ + 6e



+0.34 -



2 H2O + O2 + 4e I2 + 2e



SO2 (g) + 2 H2O



Cu



Cu+ + e



+1.28



−0.83



Zn2+ + 2e



Cr + 3e



Mn2+ + 2 H2O



−1.18



Mn



2 H2O + 2e



MnO2 + 4 H+ + 2e



−1.66



Al



Mn2+ + 2e



+1.23



−2.37



Mg



Al3+ + 3e



2 H2O



−2.71



Na



2+



O2 (g) + 4 H+ + 4e



-



NO (g) + 2 H2O



+0.96 +1.06



SMA Kolese Loyola / Kimia / XII / Redoks dan Elektrokimia



11



Deret Volta : 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 E bertanda (−) E semakin kecil Makin mudah oksidasi Makin reduktor Sebagai anoda b)



Potensial sel Pada rangkaian sel Volta yang terbentuk dari elektrode Zn dan elektrode Cu, elektron mengalir dari elektrode Zn ke elektrode Cu dan tidak terjadi sebaliknya. Ini menunjukkan bahwa Zn lebih mudah teroksidasi daripada Cu atau dapat dikatakan sebaliknya bahwa Cu lebih mudah tereduksi dibandingkan Zn. Aliran elektron yang disebabkan oleh selisih rapat muatan diantara kedua elektrode tersebut menimbulkan potensial sel dan dilambangkan E sel. Apabila larutan yang digunakan masing – masing konsentrasinya adalah 1 M dan diukur pada tekanan 1 atm pada suhu 25 C maka disebut potensial sel standar dan dilambangkan E sel. Potensial sel dapat diukur melalui percobaan dengan menggunakan voltmeter atau potensiometer. Potensial sel standar E° sel juga dapat dihitung berdasarkan data potensial reduksi standar E°.



E sel = E besar − E kecil = E reduksi − E oksidasi = E katoda − E anoda = E (+) − E (−)



LKS 4 PERHITUNGAN SEL VOLTA



2. Sel Volta dalam kehidupan sehari – hari a) Sel Kering atau Sel Leclanche • Sel ini sering dipakai untuk radio, tape, senter, mainan anak-anak. • Katodanya sebagai terminal positif terdiri atas karbon (dalam bentuk grafit) yang terlindungi oleh pasta karbon, MnO2 dan NH4Cl • Anodanya adalah lapisan luar yang terbuat dari seng dan muncul di bagian bawah baterai sebagai terminal negatif. • Elektrolit : campuran berupa pasta : MnO2 + NH4Cl + sedikit air • Reaksi anoda adalah oksidasi dari seng : Zn(s) → Zn2+ (aq) + 2e • Reaksi katodanya berlangsung lebih rumit dan suatu campuran hasil akan terbentuk. Salah satu reaksi yang paling penting adalah : 2 MnO2 (s) + 2 NH4+ (aq) + 2e → Mn2O3 (s) + 2 NH3 (aq) + H2O • Amonia yang terjadi pada katoda akan bereaksi dengan Zn2+ yang dihasilkan pada anoda dan membentuk ion Zn(NH3)42+. SMA Kolese Loyola / Kimia / XII / Redoks dan Elektrokimia



12



b)



Sel Aki • Katoda: PbO2 • Anoda : Pb • Elektrolit: Larutan H2SO4 • Reaksinya adalah : PbO2 (s) + 4 H+ (aq) + SO42− (aq) + 2 e → PbSO4 (s) + 2 H2O (katoda) 2− Pb (s) + SO4 (aq) → PbSO4 (s) + 2e (anoda) + 2− PbO2 (s) + Pb (s) + 4 H (aq) + 2 SO4 (aq) → 2 PbSO4 (s) + 2 H2O (total) • Pada saat selnya berfungsi, konsentrasi asam sulfat akan berkurang karena ia terlibat dalam reaksi tersebut. • Keuntungan dari baterai jenis ini adalah bahwa ia dapat diisi ulang (recharge) dengan memberinya tegangan dari sumber luar melalui proses elektrolisis, dengan reaksi : 2 PbSO4(s) + 2 H2O → PbO2 (s) + Pb (s) + 4 H+ (aq) + 2 SO42− (aq) (total) • Kerugian dari baterai jenis ini adalah, secara bentuk, aki terlalu berat dan mengandung asam sulfat yang dapat saja tercecer ketika dipindah-pindahkan.



SMA Kolese Loyola / Kimia / XII / Redoks dan Elektrokimia



13



KOROSI / PERKARATAN Proses teroksidasinya logam oleh oksigen di udara ( logam yang mudah korosi adalah logam yang E nya kecil ( negatif ) PENCEGAHAN KOROSI PERLINDUNGAN MEKANIS Perlindungan yang diberikan untuk mencegah logam bersentuhan langsung dengan udara. Misalnya : jangka pendek : diolesi minyak jangka panjang : diberi meni ( Pb3O4 ) , dicat , disepuh



Disepuh dengan logam yang E nya lebih besar Misal : Besi disepuh dengan Sn E Fe = − 0,44 volt E Sn = − 0,14 volt



Disepuh dengan logam yang E nya lebih kecil Misal : Besi disepuh dengan Zn E Fe = − 0,44 volt E Zn = − 0,76 volt



Keuntungan : Selama lapisan pelindung melekat kuat/tidak koyak, maka logam Fe selamanya aman dan tidak terjadi proses korosi.



Keuntungan : Selama lapisan pelindung melekat kuat / tidak koyak, maka logam Fe selamanya aman dan tidak terjadi proses korosi.



udara Kerugian



PERLINDUNGAN LEKTROKIMIA



Perlindungan untuk mencegah terjadinya proses elektrokimia dengan cara menghubungkan besi dengan logam pelindung yang E nya lebih kecil.



Disebut juga proteksi katodik Misal : Perlindungan pipa Perlindungan menara Perlindungan jembatan



terbuat dari besi dilindungi dengan logam Mg



udara



:



Fe Sn



Fe Zn



Bila pelapis koyak karena goresan, maka logam Fe bersentuhan dengan udara. Proses elektrokimia berlangsung dengan cepat.



udara tanah bak kontrol



logam Mg Proses perlindungan seperti ini banyak E Mg = − 2,37 volt dipakai di industri kemasan. E Fe = − 0,44 volt Misal : Kaleng untuk minuman Beberapa produk terbuat dari Kerugian : besi yang dilapis Sn, proses Permukaan logam penyepuh kusam (karena teroksidasi) elektrokimia sengaja dibiarkan terjadi agar kaleng cepat rusak ( mengurangi pencemaran limbah )



SMA Kolese Loyola / Kimia / XII / Redoks dan Elektrokimia



14



B. SEL ELEKTROLISIS



Pada sel Volta, reaksi redoks spontan digunakan sebagai sumber listrik, sedangkan pada sel elektrolisis listrik digunakan untuk melangsungkan reaksi redoks tak spontan.



Rangkaian sel elektrolisis hampir menyerupai sel volta. Yang membedakan sel elektrolisis dari sel volta adalah, pada sel elektrolisis, komponen voltmeter diganti dengan sumber arus (umumnya baterai). Larutan atau lelehan yang ingin dielektrolisis, ditempatkan dalam suatu wadah. Selanjutnya, elektroda dicelupkan ke dalam larutan maupun lelehan elektrolit yang ingin dielektrolisis. Elektroda yang digunakan umumnya merupakan elektroda inert, seperti grafit (C), platina (Pt), dan emas (Au). Elektroda berperan sebagai tempat berlangsungnya reaksi redoks. Reaksi reduksi berlangsung di katoda, sedangkan reaksi oksidasi berlangsung di anoda. Kutub negatif sumber arus mengarah pada katoda (sebab memerlukan elektron) dan kutub positif sumber arus mengarah pada anoda. Akibatnya, Katoda bermuatan Negatif dan menarik kation-kation yang akan tereduksi menjadi endapan logam. Sebaliknya, Anoda bermuatan Positif dan menarik anion-anion yang akan teroksidasi menjadi gas. Tujuan elektrolisis adalah untuk mendapatkan endapan logam di katoda dan gas di anoda.



An Ox



Ka Red



KNAP



https://chemdemos.uoregon.edu/demos/Electrolysis-Computer-Simulation-New-HTML5-Version http://www.chem1.com/acad/webtext/elchem/index2.html



SMA Kolese Loyola / Kimia / XII / Redoks dan Elektrokimia



15



Reaksi Elektrolisis katoda



anoda



(reaksi reduksi)



(reaksi oksidasi)



larutan (aq)



leburan (l) Lx+



anoda inert (Pt, C, Au)



+xe → L



kation gol IA, IIA, Al dan Mn : 2 H2O + 2e → 2 OH− + H2



Kation gol IA/IIA : Li Na K Mg Ca Sr Ba



kation lain : 2 H+ + 2e → H2 Lx+ + x e → L



anoda bukan inert



sisa asam lain : sisa asam oksi : 2 H2O → 4



H+



+ O2 + 4e



sisa asam oksi : NO3− , SO42−



2 X− → X2 + 2e 4 OH− → 2 H2O + O2 + 4e



X = F, Cl, Br, I , O



SKEMA REAKSI ELEKTROLISIS Jika anoda bukan inert : Cu → Cu2+ + 2e Zn → Zn2+ + 2e Ag → Ag+ + e



LKS 5 PERSAMAAN REAKSI ELEKTROLISIS



SMA Kolese Loyola / Kimia / XII / Redoks dan Elektrokimia



16



HUKUM FARADAY Hubungan kuantitatif antara massa zat hasil elektrolisis dengan jumlah listrik yang digunakan ditemukan oleh Michael Faraday. Hukum Faraday I : massa zat yang dihasilkan pada reaksi elektrolisis berbanding lurus dengan jumlah listrik yang digunakan. mol zat hasil elektrolisis =



𝐹



mol zat hasil elektrolisis =



𝑃𝐵𝑂



mol zat hasil elektrolisis =



𝐶 𝑃𝐵𝑂 . 96500



𝑖 .𝑡 𝑃𝐵𝑂 . 96500



Hukum Faraday II : massa zat yang dihasilkan pada reaksi elektrolisis berbanding lurus dengan massa ekivalen zat tersebut. mol 1 : mol 2 =



1 𝑃𝐵𝑂 1



Keterangan : F = arus dalam Faraday i = arus dalam ampere PBO logam = valensi



:



1 𝑃𝐵𝑂 2



C = arus dalam Coulomb t = waktu dalam detik PBO H2 , F2 , Cl2 , Br2 dan I2 = 2 PBO O2 = 4



Proses Penyepuhan (Electroplating) Salah satu aplikasi sel elektrolisis adalah pada proses yang disebut penyepuhan. Dalam proses penyepuhan, logam yang lebih mahal dilapiskan (diendapkan sebagai lapisan tipis) pada permukaan logam yang lebih murah dengan cara elektrolisis. Baterai umumnya digunakan sebagai sumber listrik selama proses penyepuhan berlangsung. • • •



Logam yang ingin disepuh berfungsi sebagai katoda Logam pelapis yang merupakan logam penyepuh berfungsi sebagai anoda. Larutan elektrolit yang digunakan harus mengandung spesi ion logam yang sama dengan logam penyepuh



Contoh : Sendok besi yang akan disepuh dengan perak. Pada proses ini sendok besi ditempatkan pada katode (elektrode negatif), lempeng perak di anoda (elektrode positif). Larutan elektrolit yang digunakan adalah larutan yang mengandung ion Ag+, yaitu larutan AgNO3. Perak pada anode akan teroksidasi dan larut menjadi ion perak. Ion perak tersebut kemudian akan diendapkan sebagai lapisan tipis pada permukaan katoda. Metode ini relatif mudah dan tanpa biaya yang mahal, sehingga banyak digunakan pada industri perabot rumah tangga dan peralatan dapur.



SMA Kolese Loyola / Kimia / XII / Redoks dan Elektrokimia



17



Contoh soal :



Sendok besi hendak disepuh dengan logam perak. Tentukan : i. Katode : ........................................... ii.



Anode



: ...........................................



iii.



Larutan elektrolit : ..........................................



iv.



Persamaan reaksi penyepuhan :



SMA Kolese Loyola / Kimia / XII / Redoks dan Elektrokimia



18