Redoks dan Elektrokimia BAB 2 Redoks dan Elektrokimia

KOMPETENSI INTI 1.1 Menyadari adanya keteraturan dalam reaksi redoks dan keragaman sifat unsur sebagai wujud kebesaran Tuhan YME dan pengetahuan tentang adanya keteraturan tersebut sebagai hasil pemikiran kreatif manusia yang kebenarannya bersifat tentatif. 2.1 Menunjukkan perilaku ilmiah (memiliki rasa ingin tahu, disiplin, jujur, objektif, terbuka, mampu membedakan fakta dan opini, ulet, teliti, bertanggung jawab, kritis, kreatif, inovatif, demokratis, komunikatif) dalam merancang dan melakukan percobaan serta berdiskusi yang diwujudkan dalam sikap sehari-hari. 2.2 Menunjukkan perilaku kerja sama, santun, toleran, cinta damai dan peduli lingkungan serta hemat dalam memanfaatkan sumber daya alam. 2.3 Menunjukkan perilaku responsif dan proaktif serta bijaksana sebagai wujud kemampuan memecahkan masalah dalam membuat keputusan.

KOMPETENSI DASAR 3.3 Mengevaluasi gejala atau proses yang terjadi dalam contoh sel elektrokimia (sel volta dan sel elektrolisis) yang digunakan dalam kehidupan. 3.4 Menganalisis faktor-faktor yang mempengaruhi terjadinya korosi dan mengajukan ide/gagasan untuk mengatasinya. 3.5 Menerapkan hukum/aturan dalam perhitungan terkait sel elektrokimia. 4.3 Menciptakan ide/gagasan produk sel elektrokimia. 4.4 Mengajukan ide/gagasan untuk mencegah dan mengatasi terjadinya korosi. 4.5 Memecahkan masalah terkait dengan perhitungan sel elektrokimia.

INDIKATOR Menjelaskan persamaan reaksi redoks Menyetarakan persamaan reaksi redoks Menjelaskan penyetaraan redoks dengan cara langsung Menjelaskan penyetaraan redoks dengan cara setengah reaksi (ion-elektron) Menjelaskan penyetaraan redoks dengan cara bilangan oksidasi Menjelaskan reaksi autoredoks/disproporsionasi Menyetarakan reaksi autoredoks/disproporsionasi Menjelaskan stoikiometri reaksi redoks Menghitung stoikiometri reaksi redoks Menjelaskan elektrokimia Menyebutkan sel elektrokimia Mendeskripsikan konsep sel volta/galvani

Menjelaskan sel volta/galvani Menjelaskan korosi Menjelaskan pencegahan korosi Mendeskripsikan konsep sel elektrolisis Menjelaskan sel elektrolisis Mendeskripsikan konsep hukum Faraday Menjelaskan hukum Faraday Menjelaskan aplikasi elektrokimia dalam kehidupan sehari-hari Menjelaskan aplikasi sel volta/galvani dalam kehidupan sehari-hari Menjelaskan aplikasi sel elektrolisis dalam kehidupan sehari-hari

PENGANTAR Korosi merupakan proses alamiah yang merugikan. Beberapa alternatif dapat ditempuh untuk mengatasinya. Salah satunya melalui pelapisan dengan krom (chrome plating), seperti yang sering dilakukan pada aksesoris kendaraan bermotor. Krom memberikan lapisan pelindung, sekaligus membuatnya tampak indah dan mengkilap. Korosi dan chrome plating berlangsung berdasarkan prinsip REDOKS & ELEKTROKIMIA .

PILIHAN MATERI A E B F C G D H Reaksi Redoks Elektrolisis Penyetaraan Persamaan dan Stoikiometri Reaksi Redoks B Hukum Faraday F Sel Elektrokimia C Aplikasi Sel Elektrokimia G Sel Volta/Galvani D Pentingnya Inovasi dan Teknologi H

Reaksi Redoks Dalam reaksi redoks, elektron yang dilepaskan dari pereaksi yang teroksidasi langsung diterima oleh pereaksi yang tereduksi. Jumlah elektron yang dilepaskan dalam reaksi oksidasi = Jumlah elektron yang diterima dalam reaksi reduksi. kenaikan bilangan oksidasi penurunan bilangan oksidasi Reaksi redoks ditandai oleh adanya perubahan bilangan oksidasi. Oksidasi Reduksi dialami oleh dialami oleh Reduktor Oksidator

Contoh Reaksi Redoks Zn + 2H+ Zn2+ + H2 reduktor oksidator +1 +2 +1 +2 BO naik = oksidasi BO turun= reduksi

Penyetaraan Persamaan dan Stoikiometri Reaksi Redoks Untuk memenuhi hukum Lavoisier, maka dalam reaksi redoks, antara pereaksi dengan produk reaksi harus ada kesetaraan jumlah atom dan kesetaraan jumlah muatan. Penyetaraan jumlah atom-atom Penyetaraan Reaksi Redoks Penyetaraan jumlah muatan

Penyetaraan Reaksi Redoks Cara Bilangan Oksidasi Cara Langsung Cara Bilangan Oksidasi Cara Setengah Reaksi Reaksi Ion Reaksi Molekul Suasana Asam Suasana Basa

Penyetaraan dengan Cara Langsung CO + O2 CO2 CO + O2 CO2 CO2 CO + O2 Penyetaraan dengan Cara Langsung Untuk reaksi-reaksi redoks yang sederhana, penyetaraan reaksi cukup dilakukan dengan menambahkan koefisien reaksi. Contoh 2 CO + O2 CO2 2 2 H2 + O2 H2O 2 3 H2 + N2 NH3 2

Penyetaraan Redoks dengan Cara Setengah Reaksi (Ion-Elektron) Penulisan ½ reaksi oksidasi dan ½ reaksi reduksi ion-ion Penyetaraan jumlah atom H dan O Dalam media asam: Tambahkan H2O pada sisi yang kekurangan O. Tambahkan H+ pada sisi yang kekurangan H. Dalam media basa: Tambahkan H2O pada sisi yang kelebihan O. Tambahkan OH pada sisi yang kekurangan H. Penyetaraan jumlah muatan melalui penambahan elektron Penyempurnaan redoks dan penulisan reaksi lengkap

Penyetaraan Setengah-Reaksi Reduksi dalam Media Asam Contoh Mn2+ MnO4 – Setarakan jumlah O MnO4 – Mn2+ + 4H2O Kekurangan 4O, tambahkan 4H2O Setarakan jumlah H 8H+ + MnO4 – Mn2+ + 4H2O Kekurangan 8H, tambahkan 8H+ Setarakan jumlah muatan 5e – + MnO4 – Mn2+ + 4H2O 8H+ 8(+1) + (–1) = +7 +2 + 4(0) = +2 Kekurangan 5e–, tambahkan 5e–

Penyetaraan Setengah-Reaksi Oksidasi dalam Media Asam Contoh FeO Fe Setarakan jumlah O H2O + Fe FeO Kekurangan O, tambahkan H2O Setarakan jumlah H Fe FeO + H2O + 2H+ Kekurangan 2H, tambahkan 2H+ Setarakan jumlah muatan Fe FeO + 2H+ H2O + 2e – 0 + 0 = 0 0 + 2(+1) = +2 Kekurangan 2e–, tambahkan 2e–

Penyetaraan Setengah-Reaksi Reduksi dalam Media Basa Contoh Cr2O3 Cr2O72– Setarakan jumlah O 4H2O + Cr2O72– Cr2O3 Kelebihan 4O, tambahkan 4H2O Setarakan jumlah H Cr2O72– Cr2O3 + 4H2O + 8OH – Kekurangan 8H, tambahkan 8OH – Setarakan jumlah muatan 6e – + Cr2O72– Cr2O3 + 8OH – 4H2O 4(0) + (–2) = –2 0 + 8(–1) = –8 Kekurangan 6e–, tambahkan 6e–

Penyetaraan Setengah-Reaksi Oksidasi dalam Media Basa Contoh BiO3– Bi2O3 Setarakan jumlah Bi Bi2O3 2BiO3– Setarakan jumlah O Bi2O3 2BiO3– + 3H2O Kelebihan 3O, tambahkan 3H2O Setarakan jumlah H 6OH – + Bi2O3 2BiO3 + 3H2O Kekurangan 6H, tambahkan 6OH – Setarakan jumlah muatan Bi2O3 2BiO3 + 3H2O 6OH – + 6e – 6(–1) + 0 = –6 2(0) + 3(0) = 0 Kekurangan 6e–, tambahkan 6e–

Penyetaraan Reaksi Redoks dalam Media Asam Contoh MnCl2 + FeCl3 + KCl + H2O KMnO4 + FeCl2 + HCl Ubah menjadi reaksi ion Mn2+2Cl– + Fe3+Cl3 + K+Cl– K+MnO4– + Fe2+Cl2 + H+Cl– reduksi oksidasi Tulis dalam bentuk setengah-reaksi Setengah-reaksi reduksi Mn2+ MnO4– Fe3+ Fe2+ Setengah-reaksi oksidasi

Setengah-reaksi reduksi Setarakan setengah-reaksi reduksi dan oksidasi Adanya HCl menandakan bahwa reaksi berlangsung dalam suasana asam. Setengah-reaksi reduksi Mn2+ MnO4– Setarakan jumlah O Mn2+ MnO4– + 4H2O Setarakan jumlah H 8H+ + Mn2+ + 4H2O MnO4– Setarakan jumlah muatan 5e– + Mn2+ + 4H2O 8H+ + MnO4– Setengah-reaksi oksidasi Fe3+ Fe2+ Setarakan jumlah muatan Fe3+ Fe2+ + e–

Hasil penyetaraan setengah-reaksi reduksi dan oksidasi Mn2+ + 4H2O 5e– + 8H+ + MnO4– Setengah-reaksi oksidasi Fe3+ + e– Fe2+ Setarakan jumlah elektron yang terlibat Mn2+ + 4H2O 5e– + 8H+ + MnO4– × 1 Fe3+ + e– Fe2+ × 5 Gabungkan menjadi persamaan redoks Mn2+ + 4H2O 5e– + 8H+ + MnO4– 5Fe3+ + 5e– 5Fe2+ Mn2+ + 4H2O + 5Fe3+ 8H+ + MnO4– + 5Fe2+ Tuliskan persamaan redoks sesuai dengan bentuk semula MnCl2 + 4H2O + 5FeCl3 + KCl 8HCl + KMnO4 + 5FeCl2

Penyetaraan Reaksi Redoks dalam Media Basa Contoh KCl + KBiO3 + H2O KClO4 + Bi2O3 + KOH Ubah menjadi reaksi ion K+Cl– + K+BiO3– + H2O K+ClO4– + Bi2O3 + K+OH– reduksi oksidasi Tulis dalam bentuk setengah-reaksi Setengah-reaksi reduksi Cl– ClO4– Setengah-reaksi oksidasi BiO3– Bi2O3 diubah menjadi 2BiO3– Bi2O3

Setengah-reaksi reduksi Setarakan setengah-reaksi reduksi dan oksidasi Adanya KOH menandakan bahwa reaksi berlangsung dalam suasana basa. Setengah-reaksi reduksi Cl– ClO4– Setarakan jumlah O 4H2O + Cl– ClO4– Setarakan jumlah H Cl– 4H2O + ClO4– + 8OH– Setarakan jumlah muatan 8e– + Cl– + 8OH– 4H2O + ClO4– Setengah-reaksi oksidasi 2BiO3– Bi2O3 Setarakan jumlah O 2BiO3– Bi2O3 + 3H2O Setarakan jumlah H 6OH – + 2BiO3– + 3H2O Bi2O3 Setarakan jumlah muatan 2BiO3 – + 3H2O– 6OH – + Bi2O3 + 4e–

Hasil penyetaraan setengah-reaksi reduksi dan oksidasi Cl– + 8OH– 8e– + 4H2O + ClO4– Setengah-reaksi oksidasi 2BiO3– + 3H2O + 4e– 6OH– + Bi2O3 Setarakan jumlah elektron yang terlibat Cl– + 8OH– 8e– + 4H2O + ClO4– × 1 2BiO3 – + 3H2O + 4e– 6OH – + Bi2O3 × 2 Gabungkan menjadi persamaan redoks Cl– + 8OH– 8e– + 4H2O + ClO4– 4BiO3 – + 6H2O + 8e– 12OH– + 2Bi2O3 Cl– + 8OH– + 4BiO3 – + 6H2O 4H2O + ClO4– + 12OH– + 2Bi2O3 4 2 atau Cl– + 4BiO3– + 2H2O ClO4– + 4OH– + 2Bi2O3 Tuliskan persamaan redoks sesuai dengan bentuk semula KCl + 4KBiO3 + 2H2O KClO4 + 4KOH + 2Bi2O3

Penyetaraan dengan cara Bilangan Oksidasi Persamaan Reaksi Molekul Penyetaraan Redoks dengan Cara Bilangan Oksidasi Syaratnya harus mengetahui atom-atom yang mengalami perubahan bilangan oksidasi. Tidak perlu diketahui suasana asam/basa. Penambahan ion H+ atau OH– diperlukan untuk menyetarakan muatan. Penyetaraan dengan cara Bilangan Oksidasi Persamaan Reaksi Ion Persamaan Reaksi Molekul

Penyempurnaan reaksi redoks Penyetaraan Cara Bilangan Oksidasi Menurut Reaksi Ion Penulisan persamaan reaksi redoks ion-ion Penyetaraan perubahan bilangan oksidasi dan penyetaraan elektron yang terlibat Jika jumlah muatan di kiri lebih rendah: Tambahkan H+ di kiri Tambahkan H2O di kanan Jika jumlah muatan di kiri lebih tinggi: Tambahkan OH– di kiri Tambahkan H2O di kanan Penyempurnaan reaksi redoks

Contoh 1 Mn2+ + CO2 MnO4– + C2O42 – MnO4– + C2O42 – Mn2+ + 2CO2 Setarakan jumlah C MnO4– + C2O42 – Mn2+ + 2CO2

MnO4– + C2O42 – Mn2+ + 2CO2 × 2 × 5 2MnO4– + 5C2O42 – 2Mn2+ + 10CO2 Perubahan bilangan oksidasi dan jumlah elektron yang terlibat MnO4– + C2O42 – Mn2+ + 2CO2 +7 +6 +2 +8 +5e– × 2 –2e– × 5 Persamaan reaksinya menjadi 2MnO4– + 5C2O42 – 2Mn2+ + 10CO2 Setarakan jumlah muatan 2MnO4– + 5C2O42 – 2Mn2+ + 10CO2 2(–1) + 5(–2) = –12 2(+2) + 10(0) = +4 Untuk menyetarakan jumlah muatan, tambahkan H+ di kiri laluH2O di kanan. 16H+ + 2MnO4– + 5C2O42 – 2Mn2+ + 10CO2 + 8H2O

Contoh 2 KCl + KBiO3 + H2O KClO4 + Bi2O3 + KOH Cl– + BiO3– Tuliskan dalam reaksi ion Cl– + BiO3– ClO4– + Bi2O3 Setarakan jumlah Bi Cl– + 2BiO3– ClO4– + Bi2O3 Perubahan bilangan oksidasi dan jumlah elektron yang terlibat ClO4– + Bi2O3 Cl – + 2BiO3 – +7 +6 –1 +10 × 1 +8e– –4e– × 2

ClO4– + 2Bi2O3 Cl– + 4BiO3– ClO4– + 2Bi2O3 Cl– + 4BiO3– 4OH– + Persamaan reaksinya menjadi ClO4– + 2Bi2O3 Cl– + 4BiO3– Setarakan jumlah muatan ClO4– + 2Bi2O3 Cl– + 4BiO3– –1 + 2(0) = –1 –1 + 4(–1) = –5 Untuk menyetarakan jumlah muatan, tambahkan OH – di kiri lalu H2O di kanan . 4OH– + ClO4– + 2Bi2O3 Cl– + 4BiO3– + 2H2O Penyempurnaan reaksi 4 KOH + KClO4– + 2Bi2O3 KCl + 4KBiO3 + 2H2O

Penyetaraan Cara Bilangan Oksidasi Menurut Reaksi Molekul Persamaan reaksi tidak perlu diubah menjadi ion-ionnya. Penyetaraan perubahan bilangan oksidasi Penyetaraan jumlah elektron yang terlibat Penyetaraan jumlah atom-atom yang sesuai

Contoh KMnO4 + FeCl2 + HCl MnCl2 + FeCl3 + KCl + H2O Perubahan bilangan oksidasi dan jumlah elektron yang terlibat MnCl2 + FeCl3 + KCl + H2O KMnO4 + FeCl2 + HCl +7 +2 +2 +3 +5e– × 1 –1e– × 5 Persamaan reaksinya menjadi MnCl2 + 5FeCl3 + KCl + H2O KMnO4 + 5FeCl2 + HCl Setarakan jumlah O dan H MnCl2 + 5FeCl3 + KCl + 4H2O KMnO4 + 5FeCl2 + 8HCl

Reaksi Autoredoks Reaksi autoredoks/disproporsionasi: pereaksi mengalami reaksi reduksi dan oksidasi sekaligus Cl2(g) + NaOH(aq) NaCl(aq) + NaClO3(aq) + H2(l) –1 +5 reduksi oksidasi Kebalikan dari reaksi disproporsionasi  konproporsionasi H2S(g) + SO2(g) 3S(s) + 2H2O(l) –2 +4 reduksi oksidasi

Contoh Setarakan persamaan reaksi autoredoks berikut dengan cara setengah-reaksi dan cara bilangan oksidasi. NaCl + NaClO3 + H2O Cl2 + NaOH Penyetaraan cara setengah-reaksi Adanya NaOH menandakan bahwa reaksi berlangsung dalam suasana basa. Setengah-reaksi reduksi Cl– Cl2 Setarakan jumlah Cl 2Cl– Cl2 Setarakan jumlah muatan 2e– + 2Cl– Cl2 Setengah-reaksi oksidasi ClO3– Cl2 Setarakan jumlah Cl 2ClO3– Cl2 Setarakan jumlah O 2ClO3– Cl2 + 6H2O Setarakan jumlah H 12OH – + 2ClO3 + 6H2O Cl2 Setarakan jumlah muatan 2ClO3– + 6H2O 12OH– + Cl2 + 10e–

Hasil penyetaraan setengah-reaksi reduksi dan oksidasi 2Cl– 2e– + Cl2 Setengah-reaksi oksidasi 2ClO3– + 6H2O + 10e– 12OH– + Cl2 Setarakan jumlah elektron yang terlibat 2Cl– 2e– + Cl2 × 5 2ClO3 – + 6H2O + 10e– 12OH – + Cl2 × 1 Gabungkan menjadi persamaan redoks 10Cl– 10e– + 5Cl2 2ClO3 – + 6H2O + 10e– 12OH– + Cl2 10Cl– + 2ClO3– + 6H2O 6Cl2 + 12OH– atau 5Cl– + ClO3– + 3H2O 3Cl2 + 6OH– Tuliskan persamaan redoks sesuai dengan bentuk semula 5NaCl + NaClO3 + 3H2O 3Cl2 + 6NaOH

NaCl + NaClO3 + H2O Cl2 + NaOH Cl2 + Cl2 2Cl – + 2ClO3 – Penyetaraan cara bilangan oksidasi menurut reaksi ion NaCl + NaClO3 + H2O Cl2 + NaOH Tuliskan dalam reaksi ion Cl– + ClO3– Cl2 Setarakan jumlah Cl 2Cl– + 2ClO3– Cl2 + Cl2 Perubahan bilangan oksidasi dan jumlah elektron yang terlibat Cl2 + Cl2 2Cl – + 2ClO3 – –2 +10 +2e– × 5 –10e– × 1

5Cl2 + Cl2 10Cl– + 2ClO3– 6Cl2 10Cl– + 2ClO3– 3Cl2 5Cl– + ClO3– 3Cl2 Persamaan reaksinya menjadi 5Cl2 + Cl2 10Cl– + 2ClO3– atau 6Cl2 10Cl– + 2ClO3– disederhanakan 3Cl2 5Cl– + ClO3– Setarakan jumlah muatan 3Cl2 5Cl– + ClO3– 3(0) = 0 5(–1) + (–1) = –6 Untuk menyetarakan jumlah muatan, tambahkan OH – di kiri lalu H2O di kanan . 6OH– + 3Cl2 5Cl– + ClO3– + 3H2O Penyempurnaan reaksi 6NaOH + 3Cl2 5NaCl + NaClO3 + 3H2O

NaCl + NaClO3 + H2O Cl2 + NaOH 2NaCl + 2NaClO3 + H2O Cl2 + Cl2 + NaOH Penyetaraan cara bilangan oksidasi menurut reaksi molekul NaCl + NaClO3 + H2O Cl2 + NaOH Perubahan bilangan oksidasi dan jumlah elektron yang terlibat 2NaCl + 2NaClO3 + H2O Cl2 + Cl2 + NaOH –2 +10 +2e– × 5 –10e– × 1 Persamaan reaksinya menjadi 10NaCl + 2NaClO3 + H2O 5Cl2 + Cl2 + NaOH atau 6Cl2 + NaOH 10NaCl + 2NaClO3 + H2O disederhanakan 3Cl2 + NaOH 5NaCl + NaClO3 + H2O Setarakan jumlah Na, O, dan H 5NaCl + NaClO3 + 3H2O 3Cl2 + 6NaOH

Stoikiometri Reaksi Redoks Hubungan kuantitatif antarkomponen reaksi redoks dapat dihitung melalui penerapan hukum-hukum dasar kimia dan konsep mol. Contoh Semua besi dalam 2,000 gram sampel bijih besi dilarutkan ke dalam suatu larutan asam dan diubah menjadi Fe2+. Selanjutnya, larutan Fe2+ dititrasi dengan larutan KMnO4 0,1000 M. Dalam titrasi ini, Fe2+ teroksidasi menjadi Fe3+. Titrasi ini memerlukan 27,45 mL larutan KMnO4 untuk mencapai titik akhir. (a) Berapa gram massa besi dalam sampel bijih? (b) Berapa persentase besi dalam sampel? (c) Jika besi dalam sampel terdapat sebagai senyawa Fe2O3, berapakah persentase massa Fe2O3 dalam sampel?

Semua Fe dalam sampel diubah menjadi Fe2+. Persamaan reaksi Fe3+ + Mn2+ Fe2+ + MnO4– Penyetaraan reaksi (cara bilangan oksidasi) Fe3+ + Mn2+ Fe2+ + MnO4– +2 +7 +3 +2 –1e– × 5 +5e– × 1 Persamaan reaksinya menjadi 5Fe3+ + Mn2+ 5Fe2+ + MnO4– Disetarakan 8H+ + 5Fe3+ + Mn2+ 5Fe2+ + MnO4– + 4H2O Persamaan reaksi setara Fe3+ + Mn2+ + 4H2O 5Fe2+ + MnO4– + 8H+ mol Fe2+ : mol KMnO4 = 5 : 1 mol KMnO4 = (27,45 mL)(0,1 mmol/mL) = 2,745 mmol mol Fe2+ = 5(mol KMnO4) = 5(2,745 mmol) = 13,725 mmol

Massa Fe dalam sampel = (13,725 mmol)(56 mg/mmol) = 768,6 mg = 0,7686 g (b) Persentase Fe dalam sampel (c) Massa Fe2O3 Persentase Fe2O3 dalam sampel

Sel Volta atau Sel Galvani Sel Elektrokimia Elektrokimia mempelajari kaitan antara respons listrik dengan reaksi redoks. Reaksi redoks terjadi dalam dua sel berbeda, yang bekerja dengan mekanisme yang berlawanan. Sel Elektrokimia Sel Elektrolisis Sel Volta atau Sel Galvani

Sel Volta/Galvani Sel Elektrolisis Menggunakan reaksi redoks spontan untuk menghasilkan energi listrik. Energi kimia (Eki) diubah menjadi energi listrik (Elis). Energi listrik yang dihasilkan digunakan untuk menyalakan mesin kendaraan bermotor, menyalakan lampu dan peralatan listrik. Sistem bekerja pada lingkungan. Menggunakan energi listrik untuk membangkitkan reaksi redoks yang tidak spontan. Energi listrik (Elis) diubah menjadi energi kimia (Eki). Digunakan untuk pelapisan logam dan pemisahan logam dari sampel bijih logam. Lingkungan bekerja pada sistem.

Sel Volta Sel Elektrolisis

Untuk diingat Elektroda menghantarkan aliran listrik antara sel dengan lingkungan, dicelupkan ke dalam elektrolit yang terlibat dalam reaksi. Elektroda ada 2 jenis Anoda  tempat terjadinya oksidasi Pada setengah-reaksi oksidasi di permukaan anoda, elektron dibebaskan oleh zat yang teroksidasi dan meninggalkan sel melewati anoda. Katoda  tempat terjadinya reduksi Pada setengah-reaksi reduksi di permukaan katoda, elektron bergerak ke dalam sel melalui katoda dan ditangkap oleh zat yang tereduksi di dalam sel. Untuk diingat Anoda - Oksidasi  A–O (vokal–vokal), AnOks Katoda - Reduksi  K–R (konsonan–konsonan), KaRed

Sel Volta atau Sel Galvani Contoh reaksi redoks spontan dalam sel volta: Zn Zn2+ Cu Cu2+ Zn(s) Zn2+(aq) + 2e– Oksidasi Cu2+(aq) + 2e– Cu(s) Reduksi Zn(s) + Cu2+(aq) Zn2+(aq) + Cu(s) Redoks

Desain & Cara Kerja Sel Volta Voltmeter Anoda Seng (Zn) Katoda Tembaga (Cu) Jembatan garam Kapas katun Larutan ZnSO4 Larutan CuSO4 Reaksi keseluruhan Zn(s) + Cu2+(aq)  Zn2+(aq) + Cu(s) Zn teroksidasi di anoda Cu2+ tereduksi di katoda Zn(s)  Zn2+(aq) + 2e– Cu2+(aq) + 2e–  Cu(s)

Setelah proses redoks berlangsung ….. Massa anoda (Zn) berkurang karena atom-atom Zn teroksidasi (larut) menjadi ion-ion Zn2+ dalam larutan Massa katoda (Cu) bertambah karena ion-ion Cu2+ dalam larutan tereduksi (mengendap) menjadi logam Cu yang terlapis pada katoda

Komponen Sel Volta Setengah sel oksidasi terdiri dari batang seng (anoda) yang dicelupkan ke dalam elektrolit Zn2+ (seng sulfat, ZnSO4). Seng  pereaksi yang teroksidasi, melepaskan elektron keluar dari setengah-sel. Setengah-sel reduksi terdiri atas batang tembaga (katoda) yang dicelupkan ke dalam larutan elektrolit Cu2+ (tembaga(II) sulfat, CuSO4). Tembaga  produk reaksi reduksi, menghantarkan elektron menuju setengah-sel. Muatan relatif elektroda Zn pada anoda teroksidasi menjadi ion Zn2+ dan elektron. Zn2+ masuk ke dalam larutan, elektron-elektron memasuki batang anoda dan terus mengalir melewati kawat penghantar menuju katoda. Cu2+ dalam larutan menerima elektron-elektron tersebut dan berubah menjadi logam Cu yang terlapis pada permukaan katoda. Anoda  sumber elektron, bermuatan negatif Katoda  tempat terjadinya penangkapan elektron, bermuatan positif

Jembatan garam Atom-atom Zn teroksidasi menjadi Zn2+  larutan mulai bermuatan positif  memperlambat laju reaksi oksidasi. Ion Cu2+ tereduksi menjadi logam Cu  larutan dalam setengah-sel reduksi mengandung SO42 dalam jumlah yang berlebih  menghambat laju reaksi reduksi. Kedua hambatan ini menyebabkan kerja sel terhenti. Untuk mengatasi hambatan tersebut  kedua setengah-sel dihubungkan dengan jembatan garam untuk menarik ion-ion yang berlebih dalam kedua setengah-sel. Sirkuit bekerja sempurna ketika: Elektron-elektron bergerak dari kiri ke kanan melewati kawat penghantar Anion-anion bergerak dari kanan ke kiri Kation-kation bergerak dari kiri ke kanan melewati jembatan garam.

Elektroda aktif Elektroda dalam sel volta Zn/Cu2+ bersifat aktif karena logamnya sendiri mengalami oksidasi. Ketika sel bekerja, massa Zn secara berangsur-angsur berkurang dan [Zn2+] dalam setengah-sel anoda bertambah. Pada saat yang sama, massa elektroda Cu bertambah dan [Cu2+] dalam setengah-sel katode berkurang. Ion-ion Cu2+ tereduksi membentuk Cu yang melapis katoda. Elektroda pasif Elektroda ini tidak ambil bagian dalam setengah-reaksi. Elektrode pasif yang digunakan adalah grafit atau platina.

Contoh 2I–(aq) I2(s) + 2e– MnO4–(aq) + 8H+(aq) + 5e– Mn2+(aq) + 4H2O(l) Dalam sel volta yang bekerja berdasarkan setengah-reaksi tersebut, zat-zat yang bereaksi tidak dapat berperan sebagai elektroda sehingga digunakan elektroda grafit (elektroda pasif). Anoda Katoda Dalam setengah-sel anoda, ion-ion I teroksidasi menjadi I2 padat. Elektron-elektron yang dilepaskan mengalir menuju anoda grafit dan (melalui kawat penghantar) menunju katoda grafit. Elektron-elektron diterima oleh ion MnO4 yang selanjutnya tereduksi menjadi ion Mn2+.

Setengah-sel oksidasi Notasi Sel Volta Untuk mempermudah pemahaman, rangkaian sel volta dinyatakan sebagai notasi sel. Notasi sel volta Zn/Cu2+: Batas fasa Jembatan garam Zn(s) | Zn2+(aq) || Cu2+(aq) | Cu(s) Setengah-sel oksidasi Setengah-sel reduksi

Tanda koma menunjukkan fasa yang sama Setengah-sel oksidasi Notasi sel volta untuk reaksi ion I– dan MnO4–: Batas fasa Tanda koma menunjukkan fasa yang sama grafit | I–(aq) | I2(s) ||H+(aq), MnO4–(aq), Mn2+(aq) | grafit Setengah-sel oksidasi Setengah-sel reduksi Jembatan garam Elektroda pasif Jika konsentrasi komponen sel volta disertakan, contoh penulisannya adalah Zn(s) | Zn2+(1 M) || Cu2+(1 M) | Cu(s)

Contoh Persamaan reaksi redoks Suatu sel volta yang terdiri dari elektroda Cr dalam larutan Cr(NO3)3, elektroda Ag dalam larutan AgNO3, dan jembatan garam KNO3. Hasil pengukuran menunjukkan bahwa Cr adalah elektroda negatif dan Ag adalah elektroda positif. Tuliskan persamaan reaksi redoks dan notasi sel volta, serta gambarkan diagram sel volta. Persamaan reaksi redoks Cr  elektroda negatif  anoda  oksidasi Cr (s) Cr3+(aq) + 3e– Setengah-sel reaksi oksidasi: Ag  elektroda positif  katoda  reduksi Ag+ (aq) + e– Ag(s) Setengah-sel reaksi reduksi: Reaksi redoks: Cr(s) + Ag+ (aq) + e– Cr3+(aq) + Ag(s)

Cr(s) | Cr3+(aq) || Ag+(aq) | Ag(s) Notasi sel volta Cr(s) | Cr3+(aq) || Ag+(aq) | Ag(s) Diagram sel volta Setengah-sel oksidasi di kiri, reduksi di kanan. Elektron mengalir dari kiri ke kanan. Anoda Katoda Elektron yang dilepaskan Cr mengalir melewati kawat penghantar menuju elekroda Ag. Ketika ion-ion Cr3+ masuk ke dalam larutan elektrolit dalam setengah-sel anoda, ion-ion NO3 dari jembatan garam juga masuk ke dalam larutan ini untuk mempertahankan netralitas larutan. Sebaliknya, ketika ion-ion Ag+ dalam setengah-sel katoda bergerak meninggalkan larutan dan terduksi di permukaan katoda, ion-ion K+ dari jembatan garam masuk ke dalam larutan dalam setengah-sel katoda untuk mempertahankan netralitas larutan.

Potensial Sel Sel volta  mengubah energi reaksi spontan menjadi energi listrik. Energi listrik ini berbanding lurus dengan perbedaan potensial antara dua elektroda atau potensial sel (Esel) Elektron mengalir secara spontan dari elektroda negatif ke elektroda positif (potensial listrik yang lebih positif). Makin positif nilai Esel, makin besar kecenderungan reaksi ke arah kanan. Proses spontan: Esel > 0 Proses tidak spontan: Esel < 0 Proses setimbang: Esel = 0 Satuan potensial sel = volt (V)

Potensial Sel Standar Potensial sel standar (E osel ) diukur pada suhu tertentu (298 K) dan semua komponen dalam keadaan standar. Keadaan standar 1 atm untuk gas 1 M untuk larutan Padatan murni untuk elektroda Contoh: H2(g), 1 atm |H+(aq) , 1 M|| Cu2+(aq) | Cu(s) gas larutan elektroda Sel seng-tembaga pada keadaan standar menghasilkan potensial 1,10 V. Zn(s) + Cu2+(aq, 1 M) Zn2+(aq, 1 M) + Cu(s) Esel = 1,10 V

Potensial Elektroda Standar Reaksi sel adalah gabungan dari reaksi oksidasi (di anoda) dan reduksi (di katoda) Reaksi oksidasi  menghasilkan potensial oksidasi standar (E oks) Reaksi reduksi  menghasilkan potensial reduksi standar (E red) Untuk sel volta Zn|Zn2+||Cu2+|Cu Zn(s) Zn2+(aq) + 2e– E An (oks) = E  Zn/Zn2+ oksidasi Cu2+(aq) + 2e– Cu(s) E Kat (red) = E  Cu2+/Cu reduksi Zn(s) + Cu2+(aq) Zn2+(aq) + Cu(s) E sel = E An (oks) + E Kat (red) Potensial elektroda standar harus selalu mengacu pada potensial reaksi reduksi. Zn2+(aq) + 2e– Zn(s) E An (red) = E  Zn2+/Zn reduksi Cu2+(aq) + 2e– Cu(s) E Kat(red) = E  Cu2+/Cu reduksi E An (oks) = –E An (red) Perhatikan,

E sel = E red (lebih positif) – E red (lebih negatif) E sel = E An (oks) + E Kat (red) = –E An (red) + E Kat (red) = E Kat (red) – E An (red) Reaksi redoks berlangsung spontan apabila elektron mengalir secara spontan menuju katoda dengan E osel > 0 E sel = E Kat – E An E Kat = potensial reduksi standar di katoda E An = potensial reduksi standar di anoda E sel = E red (lebih positif) – E red (lebih negatif) Dalam sel volta: Setengah-sel dengan E red lebih positif  mengalami reduksi di katoda  E Kat Setengah-sel dengan E red lebih negatif  mengalami oksidasi di anoda  E An

Contoh 1 Diberikan data reaksi setengah-reaksi berikut. Ag+(aq) + e Ag(s) E o = 0,80 V Sn2+(aq) + 2e Sn(s) E o = 0,14 V Lebih positif, reduksi Lebih negatif, oksidasi Reaksi di anoda  oksidasi Reaksi redoks Sn(s) Sn2+(aq) + 2e Sn(s) Sn2+(aq) + 2e ×1 Reaksi di katoda  reduksi Ag+(aq) + e Ag(s) ×2 Ag+(aq) + e Ag(s) Potensial sel E sel = E Kat – E An = E lebih positif – E lebih negatif = 0,80 V – (–0,14 V) = +0,94 V Sn(s) Sn2+(aq) + 2e 2Ag+(aq) + 2e 2Ag(s) Sn(s) + 2Ag+(aq) Sn2+(aq) + 2Ag(s)

Contoh 2 Apakah reaksi Al(s) + Fe2+(aq) Al3+(aq) + Fe(s) berlangsung spontan? Reaksi reduksi Fe2+(aq) + 2e Fe(s) Reaksi oksidasi Al(s) Al3+(aq) + 3e Dalam reaksi redoks spontan, setengah-reaksi reduksi harus memiliki E red yang lebih besar daripada E red setengah-reaksi oksidasi. Berdasarkan data potensial reduksi standar: E  Fe2+/Fe = –0,44 V  reduksi = E Kat E  Al3+/Al = –1,66 V  oksidasi = E An Karena E  Fe2+/Fe > E  Al3+/Al maka reaksi tersebut berlangsung spontan. Bukti: E sel = E Kat – E An = E  Fe2+/Fe – E  Al3+/Al = –0,44 V – (–1,66 V) = +1,22 V

(Potensial Elektroda Standar) Penentuan E  (Potensial Elektroda Standar) Potensial reduksi setengah-sel, seperti E o Zn2+/Zn dan E o Cu2+/Cu tidak bernilai mutlak, tetapi merupakan nilai potensial relatif terhadap nilai potensial pembanding. Berdasarkan perjanjian, setengah-sel pembanding (standar) memiliki potensial setengah-sel sebesar nol (E opembanding = 0,00 V). Yang menjadi setengah-sel pembanding standar adalah elektroda hidrogen standar (EHS). EHS terdiri dari gas hidrogen yang dialirkan dengan tekanan 1 atm pada permukaan elektroda platina yang dicelupkan ke dalam larutan asam kuat (H+(aq) atau H3O+(aq)) 1,0 M.

Pada elektroda pembanding terjadi setengah-reaksi sebagai berikut: 2H+(aq; 1,0 M) + 2e H2(g; 1 atm) E opembanding = 0,00 V Untuk sel volta yang terdiri dari katoda M dalam larutan Mn+ dan anoda EHS, maka reaksi sel yang terjadi: ½nH2(g) + Mn+(aq) nH+(aq) + M(s) Notasi selnya dinyatakan dengan: Pt|H2 (1 atm); H+ (1 M) ||Mn+ (1 M) |M(s) Potensial selnya: E sel = E Kat – E An = E  Mn+/M – E  H+/H2

Contoh 1 Sel volta yang terdiri dari logam Cu dalam larutan Cu2+ 1 M dan EHS dengan model percobaan berikut, memiliki E sel = 0,337 V. Berapakah E  Cu2+/Cu?

Ion Cu2+ bergerak ke katoda Cu dan mengendap (tereduksi menjadi Cu) Gas H2 larut dan teroksidasi menjadi ion H+. Reaksi yang terjadi: Di anoda H2(g) 2H+(aq) + 2e– E H2/H+ = 0,00 V Di katoda Cu2+(aq) + 2e– Cu(s) E Cu2+/Cu = ? Reaksi sel H2(g) + Cu2+(aq) 2H+(aq) + Cu(s) E sel = 0,337 V Notasi sel: H2(g, 1 atm)|H+ (aq, 1 M) ||Cu2+ (aq, 1 M) |Cu(s) Potensial sel: E sel = E Kat – E An = E  Cu2+/Cu – E  H+/H2 0,337 V = E  Cu2+/Cu – 0,00 V E  Cu2+/Cu = +0,337 V  +0,34 V

Untuk sel volta yang terdiri dari anoda M dalam larutan Mn+ dan katoda EHS, maka reaksi sel yang terjadi: nH+(aq) + M(s) ½nH2(g) + Mn+(aq) Notasi selnya dinyatakan dengan: Mn+ (1 M) |M(s) || H2 (1 atm); H+ (1 M)|Pt Potensial selnya: E sel = E Kat – E An = E  H+/H2 – E  Mn+/M

Contoh 2 Sel volta yang terdiri dari logam Zn dalam larutan Zn2+ 1 M dan EHS dengan model percobaan berikut memiliki E sel = 0,76 V. Berapakah E  Cu2+/Cu?

Logam Zn larut menjadi ion Zn2+  teroksidasi Di elektroda pembanding dihasilkan gas  H+ tereduksi menjadi H2 Reaksi yang terjadi: Di anoda Zn(g) Zn2+(aq) + 2e– E Zn2+/Zn = ? Di katoda 2H+(aq) + 2e– H2(g) E H+/H2 = 0,00 V Reaksi sel Zn(s) + 2H+(aq) Zn2+(aq) + H2(g) E sel = 0,76 V Notasi sel: Zn(s) |Zn2+ (aq, 1 M) || H+ (aq, 1 M) | H2(g, 1 atm) Potensial sel: E sel = E Kat – E An = E  H+/H2 – E  Zn2+/Zn 0,76 V = 0,00 V E  – Zn2+/Zn E  Zn2+/Zn = –0,76 V

Zn teroksidasi di anoda Cu2+ tereduksi di katoda Sekarang, perhatikan sel volta Zn(s)|Zn2+(aq)|| Cu2+(aq)|Cu(s) Anoda (Zn) Katoda (Cu) E sel = E Kat – E An = E  Cu2+/Cu – E  Zn2+/Zn = +0,34 V – (–0,76 V) = +1,10 V Zn teroksidasi di anoda Cu2+ tereduksi di katoda Zn(s)  Zn2+(aq) + 2e– Cu2+(aq) + 2e–  Cu(s)

Kekuatan Relatif Reduktor dan Oksidator Berdasarkan persamaan reaksi redoks spontan dalam sel volta, E Kat > E An Makin besar nilai E ored setengah-sel reduksi: Makin besar kecenderungan reaksi reduksi terjadi  sifat oksidator makin kuat  sifat reduktor makin lemah Untuk beberapa reaksi reduksi berikut: Cu2+(aq) + 2e– Cu(s) E Cu2+/Cu = +0,34 V 2H+(aq) + 2e– H2(g) E H+/H2 = 0,00 V Zn2+(aq) + 2e– Zn(s) E Zn2+/Zn = –0,76 V Urutan kekuatan oksidator: Cu2+ > H+ > Zn2+ Urutan kekuatan reduktor: Zn > H2 > Cu

(paling mudah direduksi) (paling mudah dioksidasi) Oksidator terkuat (paling mudah direduksi) Data potensial elektroda standar Reduktor terkuat (paling mudah dioksidasi)

Deret Volta Li+ K+ Ba2+ Ca2+ Na+ Mg2+ Al3+ Zn2+ Cr3+ Fe2+ Cd2+ Co2+ Urutan ion-ion berdasarkan peningkatan nilai potensial elektroda standar disebut Deret Volta. Li+ K+ Ba2+ Ca2+ Na+ Mg2+ Al3+ Zn2+ Cr3+ Fe2+ Cd2+ Co2+ Ni2+ Sn2+ Pb2+ H+ Cu2+ Hg+ Ag+ Pt+ Au3+

Contoh Mengacu pada deret volta, manakah dari reaksi-reaksi berikut yang dapat berlangsung secara spontan? (1) Al(s) + Cu2+(aq) Al3+(aq) + Cu(s) (2) Ag(s) + Zn2+(aq) Ag+(aq) + Zn(s) Dalam deret volta Makin ke kanan  ion logam makin mudah tereduksi Makin ke kiri  logam makin makin mudah teroksidasi Reaksi redoks terjadi secara spontan jika ion logam kanan direaksikan dengan logam kiri. Jadi, Reaksi (1) berlangsung secara spontan Reaksi (2) berlangsung secara tidak spontan

Penulisan Reaksi Redoks Spontan Data E  dapat digunakan untuk meramalkan arah reaksi Dalam reaksi sel seng-tembaga berikut: Zn(s) + Cu2+(aq) Zn2+(aq) + Cu(s) Ke arah manakah reaksi berlangsung spontan? Dalam reaksi tersebut dapat dilihat bahwa: Zn dan Cu  zat pereduksi  berperan sebagai reduktor Zn2+ dan Cu2+  zat pengoksidasi  berperan sebagai oksidator

Zn(s) + Cu2+(aq) Zn2+(aq) + Cu(s) Reduktor dan oksidator yang lebih kuat bereaksi secara spontan menghasilkan oksidator dan reduktor yang lebih lemah. Berdasarkan data potensial standar: Reduktor kuat  E  lebih negatif Oksidator kuat  E  lebih positif Zn  reduktor yang lebih kuat dibandingkan Cu Cu2+  oksidator yang lebih kuat dibandingkan Zn2+ Jadi, reaksi spontan berlangsung ke arah kanan Zn(s) + Cu2+(aq) Zn2+(aq) + Cu(s) Reduktor lebih kuat Oksidator lebih kuat Oksidator lebih lemah Reduktor lebih lemah

Contoh Reaksi manakah yang berlangsung spontan? (1) Li(s) + Cu2+(aq) Li+(aq) + Cu(s) (2) Ag(s) + Fe2+(aq) Ag+(aq) + Fe(s) Li  reduktor yang lebih kuat dibandingkan Cu Cu2+  oksidator yang lebih kuat dibandingkan Li+ Jadi, reaksi (1) berlangsung spontan Ag  reduktor yang lebih lemah dibandingkan Fe Fe2+  oksidator yang lebih lemah dibandingkan Ag+ Jadi, reaksi (2) tidak spontan

Kereaktifan Relatif Logam Logam yang dapat bereaksi dengan asam menghasilkan gas H2 Untuk mengetahui logam yang dapat mereduksi H+ dari asam: Tuliskan reaksi oksidasi logam tersebut Gabungkan dengan reaksi reduksi H+ 2H+(aq) + 2e– H2(g) E  = 0,00 V Hitunglah E sel nya Jika E sel bernilai positif, berarti logam tersebut dapat bereaksi dengan asam menghasilkan gas H2

Contoh Apakah besi dapat bereaksi dengan asam menghasilkan gas hidrogen? Reaksi oksidasi besi: Fe(s) Fe2+(aq) + 2e– E  Fe2+/Fe= –0,44 V Reaksi reduksi H+: 2H+(aq) + 2e– H2(g) E  H+/H2 = 0,00 V Reaksi redoks: Fe(s) + 2H+(aq) Fe2+(aq) + H2(g) Potensial sel: E sel = E sel lebih positif – E sel lebih negatif = 0,00 V – (–0,44 V) = +0,44 V Karena E sel bernilai positif, maka reaksi berlangsung spontan. Jadi, besi dapat bereaksi dengan asam menghasilkan gas H2.

Logam yang dapat menggantikan logam lain pada garamnya Logam yang lebih mudah teroksidasi dapat menggantikan ion logam dari garamnya Dalam reaksi redoks: Logam pengganti  sebagai reduktor Ion logam yang digantikan  sebagai oksidator Contoh: Zn(s) + CuCl2(aq) ZnCl2(aq) + Cu(s) Fe(s) + 2AgNO3(aq) Fe(NO3) 2(aq) + 2Ag(s) Zn dan Fe  reduktor Cu2+ dan Fe2+  oksidator Zn menggantikan ion Cu2+ dalam CuCl2 menjadi ZnCl2 Fe menggantikan ion Ag+ dalam AgNO3 menjadi Fe(NO3)2

Contoh Logam Al dapat menggantikan ion logam Zn2+ dan ion Fe2+ dari larutannya. Logam Zn dapat menggantikan ion logam Fe2+ dari larutannya. Urutkan nilai potensial elektroda standar dari ketiga setengah-reaksi reduksi jika reaksi redoks terjadi dalam sel volta! Apa yang berperan sebagai reduktor terkuat dan yang berperan sebagai oksidator terkuat? Logam Al mengalami reaksi oksidasi dengan ion Zn2+ dan ion Fe2+ sehingga Al sebagai reduktor. 2Al(s) + 3Zn2+(aq) 2Al3+(aq) + 3Zn(s) 2Al(s) + 3Fe2+(aq) 2Al3+(aq) + 3Fe(s) Jadi, E  Al3+/Al < E  Zn2+/Zn dan E  Al3+/Al < E  Fe2+/Fe Logam Zn dapat menggantikan ion Fe2+  Zn dioksidasi oleh ion Fe2+. Zn(s) + Fe2+(aq) Zn2+(aq) + Fe(s) E  Zn2+/Zn < E  Fe2+/Fe Urutan potensial standar: E  Al3+/Al < E  Zn2+/Zn < E  Fe2+/Fe Kekuatan reduktor: Al < Zn < Fe Kekuatan oksidator: Fe2+ < Zn2+ < Al3+

Korosi Korosi merupakan…. Proses galvani alami yang mengakibatkan kerusakan pada besi. Proses oksidasi besi oleh oksigen atau belerang membentuk karat besi yang rapuh. Fakta seputar korosi besi Besi tidak berkarat dalam udara kering. Perkaratan terjadi dalam kondisi lembab. Korosi besi tidak terjadi dalam air tanpa udara, tetapi terjadi dalam air yang mengandung oksigen. Hilangnya besi dan terbentuknya karat terjadi pada tempat yang berbeda dalam benda yang sama. Korosi besi berlangsung lebih cepat pada pH rendah, dalam larutan elektrolit, dan karena kontak dengan logam yang kurang aktif, misalnya Cu. Korosi besi berlangsung lambat ketika besi kontak dengan logam yang lebih aktif, misalnya Zn.

Proses Korosi Fe bergerak menuju tetesan air dan bereaksi dengan O2 dan H2O membentuk karat besi: 2Fe2+(aq) + ½ O2(g) + (2+n)H2O(l)  Fe2O3.nH2O(s) + 4H+(aq) Elektron di permukaan Fe mereduksi O2 menjadi H2O: 2Fe(s) + O2(g) + 4H+(aq)  2Fe2+(aq) + 2H2O(l) Batang besi Tetesan air Karat besi Fe2O3.nH2O 2Fe 2Fe2+ 4e– O2 Daerah anodik Daerah katodik Permukaan besi Di daerah katodik terjadi reaksi: O2(g) + 4H+(aq) + 4e–  2H2O(l) Kontak besi dengan air mempercepat perkaratan Di daerah anodik terjadi reaksi oksidasi besi: Fe(s)  Fe2+(aq) + 2e– Elektron pindah menuju daerah yang banyak oksigen (daerah katodik) Ketika atom besi kehilangan elektron, kerusakan pada besi mulai terjadi (besi berlubang)

Karat Besi Karat besi merupakan senyawa besi(III) oksida terhidrat. Reaksi perkaratan besi secara keseluruhan menjadi: 2Fe (s) + 3/2 O2(g) + nH2O(l) + 4H+(aq) Fe2O3.nH2O(s) + 4H+(aq) atau 2Fe (s) + 3/2 O2(g) + nH2O(l) Fe2O3.nH2O(s) Penghilangan ion H+ ini menunjukkan bahwa ion H+ berperan sebagai katalis dalam reaksi perkaratan besi. Jadi, perkaratan besi akan berlangsung lebih cepat dalam kondisi pH rendah.

Pencegahan Korosi Besi Korosi besi dapat dicegah dengan membatasi kontak langsung antara besi dengan faktor-faktor lingkungan yang berpengaruh. Elektroplating Dilumuri oli Besi dilapis dengan logam lain yang lebih aktif, misalnya seng. Permukaan besi dilumuri oli untuk menghindari kontak langsung dengan air

Perlindungan katodik atau pengorbanan anodik Logam yang digunakan adalah logam yang lebih aktif dari besi, misalnya magnesium dan aluminium. Mg/Al sebagai anoda, besi sebagai katoda Untuk melindungi struktur besi dan baja (pipa, tangki, dll) di dalam laut dan di dalam tanah yang lembab.

Elektrolisis Perhatikan reaksi redoks dalam sel volta berikut. Sn(s) Sn2+(aq) + 2e– (anoda, oksidasi) Cu2+(aq) + 2e– Cu(s) (katoda, reduksi) Reaksi sel: Cu2+(aq) + Sn(s) Cu(s) + Sn2+(aq) E sel =+0,48 V Reaksi ini berlangsung spontan dan menghasilkan listrik. Kebalikan reaksi tersebut tidak berlangsung spontan. Cu(s) + Sn2+(aq) Cu2+(aq) + Sn(s) E sel = –0,48 V Reaksi tidak spontan ini dapat diubah menjadi spontan dengan memberikan energi listrik luar melalui Sel Elektrolisis.

Sel Volta Sel Elektrolisis Elektron mengalir ke katoda sehingga katoda bermuatan positif Sumber listrik menyuplai elektron ke katoda sehingga katoda bermuatan negatif Elektron dihasilkan di anoda sehingga anoda bermuatan negatif

Elektrolisis Leburan Garam Elektrolisis dapat digunakan untuk memperoleh logam dan nonlogam dari leburan/lelehan garam. Produk yang diperoleh di anoda dan katoda mudah diramalkan jika yang dielektrolisis adalah garam murni. Selama elektrolisis berlangsung, ion-ion tertarik ke setiap elektroda dengan muatan yang berlawanan. Contoh: Elektrolisis leburan kalsium klorida murni, CaCl2(l) Ca2+  menuju katoda (–), terjadi reduksi Cl  menuju anoda (+), terjadi oksidasi Anoda (oksidasi): 2Cl–(l) Cl2(g) + 2e– Katoda (reduksi): Ca2+(l) + 2e– Ca(s) Reaksi sel: Ca2+(l) + 2Cl–(l) Ca(s) + Cl2(g) logam nonlogam

Elektrolisis Larutan Garam Larutan garam mengandung ion-ion dan molekul-molekul air. Kation dengan E  > E  air  tereduksi Anion atau logam anoda dengan E  < E  air  teroksidasi Contoh: Larutan KI dielektrolisis dengan elektroda inert (Pt, C, atau Au) Reaksi reduksi yang mungkin: K+(aq) + e– K(s) E  = –2,92 V 2H2O(l) + 2e– H2(g) + 2OH–(aq) E  = –0,83 V Nilai E  lebih positif, jadi reaksi reduksi ini yang terjadi di katoda

Reaksi oksidasi yang mungkin: 2I–(aq) I2(s) + 2e– E  I2/I– = +0,54 V 2H2O(l) O2(g) + 4H+(aq) + 4e– E  O2, H+/H2O= +0,69 V Nilai E  lebih negatif, jadi reaksi oksidasi ini yang terjadi di anoda Reaksi elektrolisis: Katoda: 2H2O(l) + 2e– H2(g) + 2OH–(aq) Anoda: 2I–(aq) I2(s) + 2e– Reaksi sel: 2H2O(l) + 2I– H2(g) + 2OH–(aq) + I2(s) Hasil elektrolisis: Di katoda  dihasilkan gas H2 dan di sekitarnya bersifat basa karena terbentuk OH– Di anoda  terbentuk padatan I2

Catatan Prioritas reaksi reduksi di katoda 1. Kation 2. Air Jika kation lebih mudah tereduksi daripada air  kation yang tereduksi Jika sebaliknya  air yang tereduksi Prioritas reaksi oksidasi di katoda 1. Anoda 2. Anion 3. Air Jika anoda tidak inert  anoda yang teroksidasi Jika anoda inert (Pt, C, Au)  perhatikan anionnya Jika anionnya mudah teroksidasi  anion yang teroksidasi Jika sebaliknya  air yang teroksidasi

Ion-ion Gol IA, IIA, Al3+, Mn2+ 2H2O(l) +2e–  2OH–(aq) + H2(g) Prediksi Reaksi Reduksi di Katoda Leburan/ lelehan (l) Larutan (aq) berupa Jenis Kation berupa Kation tereduksi Ln+(l) +n e– L(s) Ion-ion Gol IA, IIA, Al3+, Mn2+ Kation lainnya H2O tereduksi 2H2O(l) +2e–  2OH–(aq) + H2(g) Kation tereduksi Ln+(l) +n e– L(s)

Prediksi Reaksi Oksidasi di Anoda Elektroda tidak inert Elektroda inert (Pt, C, Au) Jenis Anion Anoda teroksidasi Ion-ion SO42– ,NO3–, CO32–, MnO4–, ClO4– Ion-ion halida (F–, Cl–, Br–, I–) H2O teroksidasi 2H2O(l)  4H+(aq) + O2(g) + 4e– Ion halida teroksidasi 2X–  X2 + 2e–

Hukum Faraday Jumlah zat-zat yang mengalami oksidasi atau reduksi pada setiap elektroda selama elektrolisis berbanding lurus dengan jumlah listrik yang digunakan dalam sel. Michael Faraday (1791 – 1867) Jumlah listrik = jumlah listrik yang terlibat dalam penangkapan/pelepasan 1 mol elektron Satuannya faraday (F) Muatan listrik = Q  satuannya coulomb (C) Q = i . t i = arus listrik (ampere, A) t = waktu arus mengalir (detik)

1 mol elektron = 6,02 × 1023 elektron = 1 faraday = 96.500 coulomb Dengan mengetahui jumlah mol elektron yang terlibat, maka banyaknya zat yang dihasilkan selama proses elektrolisis dapat ditentukan. Contoh: Untuk elektrolisis yang menghasilkan reaksi reduksi: Fe2+(aq) + 2e Fe(s) 2 mol elektron menghasilkan 1 mol Fe 1 mol elektron menghasilkan ½ mol Fe 6,02  1023 elektron menghasilkan ½ mol Fe 1 F menghasilkan ½ mol Fe 96.500 C menghasilkan ½ mol Fe

Contoh Elektrolisis suatu larutan tembaga(II) sulfat dengan arus 2,50 ampere selama 50,0 menit. Berapa massa maksimum tembaga (Ar = 63,5) yang dihasilkan? arus (A) × waktu (detik)  coulomb  mol e– mol Cu massa Cu Reaksi di katoda: Cu2+(aq) + 2e– Cu(s) Massa =? Q = i . t = (2,5 A) × (50 menit × 60 detik/menit) = (2,5 A) (3.000 detik) = 7.500 C  mol e– = mol Cu = ½ mol e– = ½ × 0,078 mol = 0,039 mol massa Cu = (0,039 mol) (63,5 g/mol) = 2,476 gram Jadi, massa maksimum tembaga yang dihasilkan sebanyak 2,476 gram

Berapa volume gas ((STP) yang dihasilkan? Pada elektrolisis tersebut, H2O teroksidasi di anoda menghasilkan gas O2. Reaksi di anoda: 2H2O(l) 4H+(aq) + O2(g) + 4e– Volume = ? arus (A) × waktu (detik)  coulomb  mol e– mol O2 volume O2 (STP) mol O2 = ¼ mol e– = ¼ × 0,078 mol = 0,0195 mol volume O2 (STP) = (0,0195 mol) (22,4 L/mol) = 0,437 L Jadi, volume gas oksigen yang dihasilkan sebanyak 0,437 liter

Aplikasi Sel Elektrokimia Sel Volta Baterai Primer Baterai Sekunder Sel Bahan Bakar Baterai  sel volta yang tersusun atas elektroda dan elektrolit sederhana.

Baterai Merkuri dan Perak Sel Kering (Leclanche) Baterai Primer Baterai primer adalah baterai yang tidak dapat diisi ulang. Jika kerja elektrokimia sel ini sudah habis, baterai ini tidak dapat digunakan lagi. Baterai Primer Baterai Merkuri dan Perak Sel Kering (Leclanche) Baterai Alkalin

Sel Kering (Leclanche) Komponen sel kering: Kaleng seng sebagai anoda. Batang grafit sebagai katoda. Pasta campuran MnO2, NH4Cl, ZnCl2, H2O, dan serbuk grafit untuk meningkatkan konduktivitas. Reaksi sel: 2MnO2(s) + 2NH4Cl(aq) + Zn(s)  Zn(NH3)2Cl2(s) + Mn2O3(s) + H2O(l) E sel = 1,5 V Kegunaan: sumber listrik untuk radio, mainan anak, dan lampu senter Kelebihan: murah, aman, tersedia dalam berbagai ukuran Kelemahan: pada arus yang tinggi, produksi NH3 dapat menurunkan tegangan, masa pakai tidak lama karena anoda seng bereaksi dengan NH4+

Baterai Alkalin Komponen baterai alkalin: Wadah seng sebagai anoda. Batang grafit sebagai katoda. MnO2, pasta KOH alkalin, dan air

Reaksi sel: Zn(s) + MnO2(s) + H2O(l)  ZnO(s) + Mn(OH)2(s) E sel = 1,5 V Kegunaan: Sumber listrik untuk radio, mainan anak, dan lampu senter Kelebihan: Tidak terjadi penurunan tegangan Masa pakai yang lebih lama daripada sel kering karena adanya elektrolit alkalin Tersedia dalam berbagai ukuran Kelemahan: Lebih mahal daripada baterai sel kering.

Baterai Perak Komponen baterai perak: Wadah seng sebagai anoda Ag2O sebagai katoda Reaksi sel: Zn(s) + Ag2O(s)  ZnO(s) + 2Ag(s) E sel = 1,6 V Kegunaan: Baterai dalam jam dan alat bantu dengar Kelebihan: Ukuran kecil, potensial besar, tidak beracun. Kelemahan: Harganya mahal

Baterai Merkuri Komponen baterai merkuri: Wadah seng sebagai anoda HgO sebagai katoda Reaksi sel: Zn(s) + HgO(s)  ZnO(s) + Hg(s) E sel = 1,3 V Kegunaan: Baterai dalam kalkulator Kelebihan: Ukuran kecil dan potensial besar Kelemahan: Beracun

Baterai Asam Timbal (Aki) Baterai Hidrida Logam-Nikel Baterai Sekunder Baterai sekunder adalah baterai yang dapat diisi ulang jika energinya habis. Pengisian baterai dilakukan dengan mengisi energi listrik melalui pembalikan reaksi. Baterai Sekunder Baterai Ion-Litium Baterai Asam Timbal (Aki) Baterai Hidrida Logam-Nikel

Baterai Asam Timbal (Aki) Komponen aki/akumulator: Terdiri atas 6 sel yang terhubung seri dengan kapasitas total 12 V. Pb sebagai anoda. PbO2 sebagai katoda. Larutan elektrolit H2SO4 4,5 M Serat kaca di antara kedua elektroda untuk mencegah kerusakan Reaksi sel: Pb(s) + PbO2(s) + 2H2SO4(aq)  2PbSO4(s) + 2H2O(l) Reaksi ketika isi ulang: 2PbSO4(s) + 2H2O(l)  Pb(s) + PbO2(s) + 2H2SO4(aq)

Baterai Hidrida Logam-Nikel (Ni-MH) Komponen baterai Ni-MH: Reaksi sel: MH(s) + NiO(OH)(s)  M(s) + Ni(OH)2(s) Esel = 1,4 V Reaksi ketika isi ulang: M(s) + Ni(OH)2(s)  MH(s) + NiO(OH)(s) Kegunaan: Digunakan dalam unit kamera, pisau cukur tanpa kabel, dan alat pengebor Kelebihan: Memiliki tenaga yang kuat, ringan, dan tidak beracun Kelemahan: Harus dimatikan selama penyimpanan dalam jangka waktu yang lama

Baterai Ion-Litium Komponen baterai ion-litium: Atom-atom litium di antara lembaran grafit (LixC6) sebagai anoda Litium oksida logam (LiMn2O4 atau LiCoO2) sebagai katoda Elektrolit LiPF6 1 M dalam pelarut organik Reaksi sel: Li1xMn2O4(s) + LixC6  LiMn2O4(s) + C6(s) E sel = 3,7 V Reaksi ketika isi ulang: LiMn2O4(s) + C6(s)  Li1xMn2O4(s) + LixC6 Kegunaan: Digunakan dalam laptop dan handphone

Elektroda Selektif Ion (ESI) Kelebihan: Digunakan untuk pengukuran ion-ion dalam sampel dengan batas deteksi yang rendah hingga 10–12 M Selektivitasnya tinggi Pengukuran dapat langsung diterapkan dalam larutan sampel, tanpa perlu pemisahan Tidak memerlukan sampel dengan jumlah banyak (hanya 2 – 10 mL) Biaya analisis murah tetapi akurat Kegunaan: Digunakan dalam bidang medis dan kedokteran untuk penentuan kadar gula darah.

Sel Bahan Bakar Sel bahan bakar menggunakan pembakaran untuk menghasilkan energi listrik. Sel bahan bakar bahan bakar yang umum digunakan untuk mobil: sel membran penukar proton (MPP) dengan bahan bakar hidrogen Reaksi sel: 2H2(g) + O2(g)  2H2O(g) E sel = 1,2 V Komponen sel: Elektroda berupa nanoparticles dari katalis Pt yang dilapiskan pada grafit Membran elektrolit primer perfluoroetilena dengan gugus RSO3– untuk mengalirkan proton dari anoda ke katoda Kegunaan: Sumber energi listrik dan memproduksi air selama penerbangan di ruang angkasa

Aplikasi Sel Elektrolisis Pemurnian Tembaga Pemisahan Aluminium Pelapisan Logam Elektrolisis Air

Pemurnian Tembaga Tembaga diperoleh dari bijih kalkopirit (CuFeS2) yang hanya mengandung 0,5% massa Cu. Pemisahan tembaga yang jumlahnya sedikit ini memerlukan beberapa tahap hingga diperoleh tembaga murni. Setelah pemisahan besi(II) sulfida dan mereduksi tembaga(II) sulfida, tembaga yang diperoleh harus dimurnikan untuk menghilangkan pengotor-pengotor yang tidak diinginkan seperti Fe, Ni, Ag, Au, dan Pt melalui elektrorefining.

Tembaga tak murni ditempa menjadi pelat (sebagai anoda) Tembaga tak murni ditempa menjadi pelat (sebagai anoda). Tembaga lain yang masih murni ditempatkan sebagai katoda. Kedua elektroda ini direndam ke dalam larutan CuSO4 asam dan diberi potensial terkontrol untuk proses elektrolisis. Proses elektrolisis Oksidasi Cu dan pengotor yang lebih aktif (Fe dan Ni). Pengotor-pengotor yang kurang aktif (Ag, Au, dan Pt) tidak teroksidasi. Ketika lempeng anoda bereaksi, logam yang tidak teroksidasi rontok sebagai “lempung anoda” dan dimurnikan secara tersendiri. Karena Cu kurang aktif daripada Fe dan Ni (pengotor), maka ion-ion Cu2+ direduksi di katoda, tetapi ion-ion Fe2+ dan Ni2+ tetap tinggal dalam larutan. Kemurnian tembaga yang dihasilkan: 99%

Pemisahan Aluminium Aluminium ditemukan dalam mineral aluminosilikat. Beberapa mineral ini berubah menjadi bauksit. Pemisahan aluminium dilakukan melalui proses dua tahap. Pemisahan mineral aluminium oksida, Al2O3, dari bauksit. Pengubahan aluminium oksida menjadi logam aluminium. Oksida aluminium merupakan reduktor kuat sehingga harus dielektrolisis. Karena titik leleh Al2O3 sangat tinggi (2030 oC), oksida ini terlebih dahulu harus dilarutkan dalam kriolit (Na3AlF6) agar diperoleh campuran yang dapat dielektrolisis pada suhu  1000 oC. Tahap elektrolisis ini disebut proses Hall-Heroult. Proses Hall-Heroult dilakukan dalam tungku berlapis-dalam grafit. Lapisan grafit ini sekaligus berfungsi sebagai katoda. Anoda grafit direndam ke dalam campuran lelehan Al2O3-Na3AlF6.

Reaksi redoks: 2Al2O3(dalam Na3AlF6) + 3C(grafit)  4Al(s) + 3CO2(g) Tahapan reaksi yang terjadi: Al2O3 dicampur dengan kriolit (Na3AlF6) 2Al2O3(s) + 2AlF63(l)  3Al2O2F42(l) Reduksi pada pelapis tungku grafit (katoda) menghasilkan lelehan Al. AlF63(l) + 3e  Al(l) + 6F(l) Oksidasi pada batang grafit (anoda) secara perlahan mengubah campuran menjadi CO2 Al2O2F42(l) + 8F(l) + C(grafit)  2AlF63(l) + CO2(g) + 4e

Pelapisan Logam (Electroplating) Tujuan pelapisan logam: Untuk memperoleh logam yang lebih aman, memiliki nilai estetika yang tinggi, lebih kuat, dan awet. Contoh: Sendok dari bahan besi dilapis dengan perak melalui cara elektrolisis. Sendok yang akan dilapis (sebagai katoda) Logam perak sebagai anoda. Kedua elektroda dicelupkan ke dalam sel elektrolisis yang berisi larutan NaCN.

Proses elektrolisis: Anoda Ag teroksidasi dan larut menjadi Ag+ Ag(s)  Ag+(aq) + e Ion-ion Ag+ tereduksi di katoda menjadi logam Ag yang terlapis di katoda besi Ag+(aq) + e  Ag(s) (melapis katoda Fe) Reaksi redoks: Ag(s) + Ag+(aq)  Ag+(aq) + Ag(s) Reaksi oksidasi Ag dipercepat oleh pembentukan senyawa kompleks Ag(CN)2 melalui reaksi: Ag+(aq) + 2CN(aq)  Ag(CN)2(aq)

Elektrolisis Air Gas hidrogen dan oksigen dapat diperoleh melalui proses elektrolisis asam kuat encer seperti H2SO4 encer menggunakan elektroda inert, misalnya platina. Proses elektrolisis: Di anoda, ion SO4 tidak teroksidasi, tetapi molekul air yang teroksidasi. 2H2O(l)  4H+(aq) + O2(g) + 4e Di katoda, ion H+ tereduksi menjadi gas H2 2H+(aq) + 2e  H2(g) Reaksi redoks: 2H2O(l)  2H2(g) + O2(g)

Pentingnya Inovasi Teknologi Kebutuhan akan energi listrik makin hari makin mendesak, sehingga dibutuhkan rekayasa energi melalui pengembangan sumber energi listrik alternatif yang lebih hemat dan mudah digunakan, misalnya teknologi baterai rechargeable. Kreativitas pengembangan teknologi sumber listrik berbasis elektrokimia akan mengangkat kemandirian kita dan mengurangi ketergantungan pada teknologi-teknologi sejenis dari negara lain. Teknologi elektrokimia dapat dikembangkan untuk proses pemisahan dan pemurnian logam-logam potensial dari bijih logam yang melimpah di Indonesia, sehingga meningkatkan nilai tambah dan nilai ekonomi logam-logam tersebut. Teknologi elektrokimia juga lebih efisien diterapkan dalam pengolahan logam-logam mulia yang bernilai tinggi. Dengan penguasaan teknologi berbasis elektrokimia, kita dapat mengekstrak, mengolah, dan memberdayakan semua logam potensial yang melimpah di negara kita.

Teknologi elektrokimia dapat dikembangkan untuk proses produksi gas-gas murni seperti gas oksigen dan hidrogen. Gas oksigen murni banyak dibutuhkan untuk penangan kesehatan di dunia medis dan kedokteran serta untuk memenuhi kebutuhan beberapa industri. Gas nitrogen dan unsur-unsur halogen juga dapat diproduksi secara elektrokimia melalui proses elektrolisis. Teknologi penyepuhan logam (electroplating) merupakan teknologi penting lain yang dikembangkan berdasarkan proses elektrolisis. Melalui penyepuhan, logam-logam yang kurang menarik dan mudah rusak dapat dilapis dengan logam lain yang lebih kuat dan bernilai estetika yang tinggi sehingga lebih aman, nyaman, awet, dan menarik untuk dipakai sesuai keperluan. Industri otomotif dan rumah tangga banyak menerapkan teknologi electroplating untuk memproduksi peralatan-peralatan logam yang lebih baik dan lebih berkualitas dibandingkan dengan logam asalnya.

Silahkan klik tautan di bawah ini Evaluasi Silahkan klik tautan di bawah ini

Tugas Portofolio Lihat Halaman 92