ELEKTROKIMIA
PENDAHULUAN Elektrokimia merupakan ilmu yang mempelajari hubungan antara perubahan (reaksi) kimia dengan kerja listrik, biasanya melibatkan sel elektrokimia yang menerapkan prinsip reaksi redoks dalam aplikasinya. Sel jenis ini merupakan sistem yang terdiri atas 2 buah elektrode dan larutan elektrolit, peristiwa yang terjadi didalamnya adalah proses perpindahan elektron (reaksi redoks), dengan catatan : proses pelepasan elektron (oksidasi) terjadi pada anoda dan proses penarikan elektron (reduksi) terjadi pada katoda.
REAKSI REDUKSI-OKSIDASI Reaksi Oksidasi adalah reaksi yang menaikkan bilangan oksidasi suatu unsur dalam zat yang mengalami oksidasi. Oksidasi dapat terjadi dengan pelepasan satu atau lebih elektron dari suatu atom, ion atau molekul Reduktor adalah Zat yang mengalami reaksi oksidasi Reduksi adalah reaksi yang menurunkan bilangan oksidasi suatu unsur dalam zat yang direduksi. Reduksi dapat terjadi dengan penangkapan satu atau lebih elektron oleh suatu atom, ion atau molekul Oksidator adalah Zat yang mengalami reaksi reduksi. Terjadi transfer elektron dari pasangan pereduksi ke pasangan pengoksidasi: terjadinya perubahan valensi Pelepasan elektron oleh suatu zat kimia selalu disertai dengan penangkapan elektron oleh bagian yang lain, dengan kata lain reaksi oksidasi selalu diikuti reaksi reduksi
Perkembangan Konsep Reaksi Reduksi-Oksidasi 1. Berdasarkan Pengikatan dan Pelepasan Oksigen Reduksi adalah reaksi pelepasan oksigen dari suatu senyawa. Oksidasi adalah reaksi pengikatan (penggabungan) oksigen oleh suatu zat.
Perkembangan Konsep Reaksi Reduksi-Oksidasi 2. Berdasarkan Pengikatan dan Pelepasan Elektron Reduksi adalah reaksi pengikatan elektron. Oksidasi adalah reaksi pelepasan elektron
Perkembangan Konsep Reaksi Reduksi-Oksidasi 3. Berdasarkan Pertambahan dan Penurunan Bilangan Oksidasi Reduksi adalah reaksi penurunan bilangan oksidasi 2SO 3 2SO 2 + O 2 Bilangan oksidasi S dalam SO 3 adalah +6 sedangkan pada SO 2 adalah +4. Karena unsur S mengalami penurunan bilangan oksidasi, yaitu dari +6 menjadi +4, maka SO 3 mengalami reaksi reduksi. Oksidatornya adalah SO 3 dan zat hasil reduksi adalah SO 2 Oksidasi adalah reaksi pertambahan bilangan oksidasi 4FeO + O 2 2 Fe 2 O 3 Bilangan oksidasi Fe dalam FeO adalah +2, sedangkan dalam Fe 2 O 3 adalah +3. Karena unsur Fe mengalami kenaikan bilangan oksidasi, yaitu dari +2 menjadi +3, maka FeO mengalami reaksi oksidasi. Reduktornya adalah FeO dan zat hasil oksidasi adalah Fe 2 O 3.
PENYETARAAN PERSAMAAN REAKSI REDOKS Persamaan Reaksi Redoks Metode Biloks Metode Setengah Reaksi (Metode Ion- Elektron)
BILANGAN OKSIDASI (BILOKS) Bilangan oksidasi (biloks) adalah suatu bilangan yang menunjukkan ukuran kemampuan suatu atom untuk melepas atau menangkap elektron dalam pembentukan suatu senyawa. Nilai biloks dapat positif maupun negatif, dapat berupa bilangan bulat maupun pecahan. Hal ini disebabkan karena biloks merupakan hasil perhitungan dan sebenarnya tidak mempunyai dasar riil.
Penentuan Biloks 1. Unsur bebas (misalnya H 2, O 2, N 2, Fe, dan Cu) mempunyai bilangan oksidasi = 0. 2. Nilai biloks dalam satu molekul senyawa adalah Nol 3. Unsur logam mempunyai bilangan oksidasi selalu bertanda positif. Golongan IA (logam alkali: Li, Na, K, Rb, dan Cs) bilangan oksidasinya = +1 Golongan IIA (alkali tanah: Be, Mg, Ca, Sr, dan Ba) bilangan oksidasinya = +2 4. Umumnya unsur H mempunyai bilangan oksidasi = +1, kecuali dalam senyawa hidrida, bilangan oksidasi H = 1. Bilangan oksidasi H dalam H 2 O, HCl, dan NH 3 adalah +1 Bilangan oksidasi H dalam LiH, NaH, dan CaH 2 adalah 1 5. Umumnya unsur O mempunyai bilangan oksidasi = 2, kecuali dalam senyawa peroksida, bilangan oksidasi O = 1 Bilangan oksidasi O dalam H 2 O, CaO, dan Na 2 O adalah 2 Bilangan oksidasi O dalam H 2 O 2, Na 2 O 2 adalah 1
Penentuan Biloks 6. Unsur F selalu mempunyai bilangan oksidasi = 1. 7. Dalam senyawa biner dengan logam, unsur-unsur golongan VII A, mempunyai biloks -1, golongan VI A = -2, dan golongan V A = -3 8. Bilangan oksidasi ion tunggal = muatannya. Contoh: Bilangan oksidasi Fe dalam ion Fe 2+ adalah +2
Contoh: Contoh reaksi redoks,penentuan oksidator-reduktor, dan biloksnya: MnO 2 + 4 HCl MnCl 2 + Cl 2 + 2 H 2 O +4 (-2x2) +1-1 +2 (-1x2) 0 reduksi oksidasi MnO 2 = oksidator; HCl = reduktor Pb + PbO 2 + 2 H 2 SO 4 2 PbSO 4 + 2 H 2 O 0 +4 (-2x2) +2 +6 (-2x4) oksidasi reduksi PbO 2 = oksidator; Pb = reduktor
0 0 +1-1 1. 2Ag + Cl 2 2AgCl (redoks) Oksidasi Reduksi +2(-1)2 0 +1-1 +4(-1)4 +1-1 2. SnCl 2 + I 2 +2HCl SnCl 4 + 2HI (redoks) Oksidasi Reduksi +2-2 +1-1 +2(-1)2 (+1)2-2 3. CuO + 2HCl CuCl 2 +H 2 O (bukan redoks) 0 0 +1-1 4. H 2 + Cl 2 2HCl (redoks) Oksidasi Reduksi
Tentukan zat reduktor, zat oksidator, hasil reduksi dan hasil oksidasi dari reaksi redoks berikut : +2(-1)2 0 +1-1 +4(-1)4 +1-1 SnCl 2 + I 2 +2HCl SnCl 4 + 2HI oksidasi reduksi Zat reduktor (pereduksi) = SnCl 2 Zat oksidator (pengoksidasi) = I 2 Hasil reduksi = HI Hasil oksidasi = SnCl 4
Metode ½ Reaksi Langkah-langkah: 1. Tuliskan ½ reaksi reduksi / ½ reaksi oksidasi 2. Samakan jumlah atom-atom yang berubah biloksnya. 3. Samakan Jumlah O dan H dengan cara: a. Suasana Asam * Samakan O dengan menambahkan H 2 O * Samakan jumlah H dengan Menambah H + b. Suasana Basa * Samakan O dengan menambah OH - * Samakan H dengan menambahkan H 2 O 4. Samakan muatnnya dengan menambahkan elektron ( e - )
Contoh:
Metode ½ Reaksi MnO 4 - + Fe 2+ Mn 2+ + Fe 3+ +7 +2 +2 +3 ½ Red, MnO - 4 + 8 H + + 5 e - Mn 2+ ½ Oks, Fe 2+ Fe +3 ½ Red, MnO - 4 + 8 H + + 5 e - Mn 2+ + 4 H 2 O ½ Oks, 5 Fe 2+ 5 Fe +3 + 5 e - + 4 H 2 O + e x1 x5 MnO - 4 + 5 Fe 2+ + 8 H + Mn 2+ + 5 Fe 3+ + 4 H 2 O
Metode ½ Reaksi MnO 4 - + Fe 2+ MnO 2 + Fe 3+ +7 +2 +4 +3 ½ Red, MnO - 4 + 2 H 2 O + 3 e - MnO 2 ½ Oks, Fe 2+ Fe +3 ½ Red, MnO - 4 + 2 H 2 O + 3 e - MnO + 2 + 4 OH - ½ Oks, 3 Fe 2+ 3 Fe +3 + 3 e - + 4 OH - + e x1 x3 MnO 4 - + 3 Fe 2+ + 2 H 2 O MnO 2 + 3 Fe 3+ + 4 OH -
Soal: 1. Tentukan bilangan oksidasi unsur penyusun suatu senyawa atau ion yang ditulis tebal berikut ini : a. CrO 2-4 c. NaH 2 PO 4 b. Ba(OH) 2 d. S 2 O 2-3 2. Tentukan oksidator, reduktor, hasil oksidasi, dan hasil reduksi pada reaksi redoks berikut. a. 2SnO + C 2 Sn + CO 2 b. ZnS + 2HNO 3 ZnSO 4 + N 2 O + H 2 O c. CaCO 3 + 2HCl CaCl 2 + CO 2 + H 2 O 3. Setarakan koefesien dari persamaan reaksi MnO + PbO 2 MnO - 4 + Pb 2+
SEL ELEKTROKIMIA Ada 2 macam sel elektrokimia : 1. Sel Elektrolisis Merupakan peristiwa penguraian elektrolit dalam sel elektrolisis oleh arus listrik. Reaksi tidak spontan karena membutuhkah sumber arus listrik Dalam sel ini energi listrik diubah menjadi energi kimia atau arus listrik menghasilkan reaksi redoks. Contoh : adalah pemurnian logam dan pelapisan logam. 2. Sel Volta (Sel Galvani) Dalam sel ini energi kimia diubah menjadi energi listrik atau reaksi redoks menghasilkan arus listrik. Contoh : baterai
SEL ELEKTROKIMIA SEL VOLTA / GALVANI SEL ELEKTROLISA MENGHASILKAN LISTRIK MEMERLUKAN LISTRIK
Elektrolisis Elektrolisis adalah peristiwa penguraian elektrolit oleh arus listrik searah dengan menggunakan dua macam elektroda. Elektroda tersebut adalah katoda (elektroda yang dihubungkan dengan kutub negatif) dan anoda (elektroda yang dihubungkan dengan kutub positif). Pada anoda terjadi reaksi oksidasi, yaitu anion (ion negatif) ditarik oleh anoda dan jumlah elektronnya berkurang sehingga bilangan oksidasinya bertambah Pada katoda terjadi reaksi reduksi, yaitu kation (ion positif) ditarik oleh katoda dan menerima tambahan elektron, sehingga bilangan oksidasinya berkurang. Anoda elektroda positif Oksidasi Katoda elektroda negatif Reduksi
Anion membawa muatan ke anoda, kation ke katoda Elektron bergerak dari anoda ke aktoda 2 Cl - (l) Cl 2 (g) + 2e Anoda Na + (l) + e Na (l) Katoda
Reaksi sel : 2 Na + ( l ) + 2e 2 Na ( l ) Katoda 2 Na 2 Cl + ( l ) + ( l ) 2 Cl ( l ) + 2e Cl 2( l ) 2 Na + ( l ) 2e + Cl 2( g) Anoda + 2e Atau : 2 Na + 2 Cl 2 Na + Cl + ( l ) ( l ) elektrolis is ( l ) 2 ( g)
REAKSI PADA ELEKTRODA Reaksi Pada Katoda ( - ) tergantung pada jenis kationnya (ion positif) ion logam aktif (Gol I A, II A, Al dan Mn ) tidak direduksi yang direduksi air. 2H 2 O + 2 e H 2 (g) + 2 OH - Kation lain akan direduksi. M x+ + x e M
REAKSI PADA ELEKTRODA Reaksi Pada Elektroda Dipengaruhi oleh jenis anoda yang digunakan dan jenis anionnya. Inert, C, Pt, Au Anion Sisa asam Oksi tidak dioksidasi yang dioksidasi air (SO 4 2- NO 3- ) 2H 2 O 4H + + 2 O 2 + 4e Sisa asam lain dan OH - dioksidasi Anoda 2 X - X 2 (g) +2e Anoda tidak inert akan teroksidasi M M x+ + x e
REAKSI PADA ELEKTRODA Tuliskan reaksi yang terjadi di katoda dan anoda pada lektrolisis: a. Larutan KCl elektroda grafit. b. Larutan K 2 SO 4 elektroda grafit. c. Larutan Cu(NO 3 ) 2 elektroda Cu d. Lelehan MgCl 2 eletroda platina
REAKSI PADA ELEKTRODA Larutan KCl elektroda grafit Katoda (-) Reduksi 2H 2 O + 2 e --------- H 2 + 2OH - Anoda (+) Anoda 2 Cl - -------- Cl 2 + 2 e Larutan K 2 SO 4 elektroda grafit Katoda (-) Reduksi 2H 2 O + 2 e --------- H 2 + 2OH- Anoda (+) Anoda 2 H 2 O -------- O 2 + 4 H + 4 e Larutan Cu(NO 3 ) 2 elektroda Cu Katoda (-) Reduksi Cu 2+ + 2 e ------- Cu Anoda (+) Anoda Cu ----------- Cu +2 + 2e Lelehan MgCl 2 eletroda platina Katoda (-) Reduksi Mg 2+ + 2 e ------- Mg Anoda (+) Anoda 2 Cl- -------- Cl 2 + 2 e
REAKSI PADA ELEKTRODA
Proses elektrolisis dalam industri Penyepuhan (melapisi logam dengan logam lebih mulia misal Ni, Cr, atau Au). Pemurnian logam (misal Ag, Cu, Au). Pembuatan senyawa (misal NaOH) atau gas (misal O 2, H 2, Cl 2 ).
Elektroplating
Pemurnian Logam
Produksi Natrium
Hukum Faraday Hukum Faraday I: Massa zat yang dibebaskan pada elektroda karena elektrolisis (w) berbanding lurus dengan jumlah listrik yang mengalir melalui larutan (Q). m = k. i. t. e = 1 F m =. i. t. e = i. t. Ar 96500. n i. t. e 96500 C m = massa zat yang diendapkan (g) w = massa zat yang diendapkan (g) e = bobot ekivalen (Ar/n) n = valensi ion i = kuat arus listrik (A) t = waktu
Contoh:
Contoh:
Hukum Faraday Hukum Faraday II: Massa dari bermacam-macam zat yang timbul pada elektrolisis dengan jumlah listrik sama, berbanding lurus dengan massa ekivalennya.
Contoh:
Sel Volta Bila logam seng dimasukkan ke dalam larutan tembaga (II) sulfat (CuSO4) terjadi reaksi sebagai berikut. Zn(s) + CuSO 4 (aq) ZnSO 4 (aq)+ Cu(s) Zn(s) Zn 2+ (aq)+ 2e- Cu2 + (aq) + 2 e- Cu(s)
Deret Volta Li K Ba Ca Na Mg Al Mn H 2 o Zn Cr Fe Ni Si Pb Cu Hg Ag Pt Au (H) Makin ke kanan, mudah direduksi sukar dioksidasi Makin ke kiri, mudah dioksidasi sukar direduksi
Ketika sel Daniell dihubungkan dengan golvanometer, terjadi arus elektron dari tembaga ke seng. Oleh karena itu logam seng bertindak sebagai kutub negatif dan logam tembaga sebagai kutub positif. Bersamaan dengan itu pada larutan dalam sel tersebut terjadi arus positif dari kiri ke kanan sebagai akibat dari mengalirnya sebagian ion Zn2+ (karena dalam larutan sebelah kiri terjadi kelebihan ion Zn 2+ dibandingkan dengan ion SO 4 2- yang ada). Reaksi total yang terjadi pada sel Daniell adalah : Zn(s) + Cu2+(aq) Zn2+(aq) + Cu(s) Reaksi tersebut merupakan reaksi redoks spontan
anoda oksidasi katoda reduksi reaksi redoks spontan KULIAH PENDAHULUAN 5/11/2018 Menarik anion 51 ELEKTROANALISIS Menarik kation 19.2
Notasi Sel Volta Sel Volta dinotasikan dengan cara yang telah disepakati (untuk sel Zn/Cu 2+ ) Zn(s) Zn 2+ (aq) Cu 2+ (aq) Cu(s) Bagian anoda (setengah sel oksidasi) dituliskan disebelah kiri bagian katoda Garis lurus menunjukkan batas fasa yaitu adanya fasa yang berbeda (aqueous vs solid) jika fasanya sama maka digunakan tanda koma