TIM DOSEN KIMIA DASAR FTP UB 2012 Elektrokimia TIM DOSEN KIMIA DASAR FTP UB 2012

KONSEP ELEKTROKIMIA Dalam arti yang sempit elektrokimia adalah ilmu pengetahuan yang mempelajari peristiwa-peristiwa yang terjadi di dalam sel elektrokimia. Sel jenis ini merupakan sistem yang terdiri atas 2 buah elektrode dan larutan elektrolit, peristiwa yang terjadi didalamnya adalah proses perpindahan elektron (reaksi redoks).

REDOKS???

Definisi Redoks Pengertian lama reaksi kimia dimana terjadi pengikatan dan pelepasan oksigen Pengertian lebih luas reaksi kimia dimana terjadi perubahan bilangan oksidasi

Bilangan Oksidasi??? adalah muatan suatu atom / unsur dalam suatu molekul / senyawa yang ditentukan karena perbedaan harga elektronegatifitas.

Penentuan Bilangan Oksidasi Bilangan oksidasi setiap atom dlm unsur bebas adalah nol. Misalnya unsur Cl = 0, B = 0 Bilangan oksidasi ion suatu atom sama dengan muatan ion tersebut. a. Na+  biloks Na adalah +1 b. Fe3+  biloks Fe adalah +3 Pada suatu senyawa atau ion, umumnya biloks atom untuk : a. Golongan IA adalah +1 b. Golongan VIIA adalah -1 Bilangan oksidasi H dalam senyawa adalah +1, kecuali pada senyawa hidrida ( NaH, LiH, CaH2 ) bilangan oksidasi H = -1.

Bilangan oksidasi O dlm senyawa adalah -2, kecuali pada senyawa peroksida seperti H2O2 bilangan oksidasi O adalah -1. Dan pd senyawa superoksida seperti KO2, RbO2 biloks O adalah -½. Sementara untuk senyawa OF2 biloks O adalah +2. Jumlah total biloks atom dlm suatu senyawa adalah nol. Dan jumlah total biloks untuk senyawa bermuatan adalah besarnya sama dengan muatannya. a. H2SO4  total biloks sama dengan nol b. CO32-  total biloks sama dengan -2

Tentukan bilangan oksidasi dari unsur – unsur berikut : S dalam senyawa HSO4- Mn dalam senyawa KMnO4 Cr dalam senyawa Cr2O72-

Reaksi oksidasi dpt mempunyai 3 pengertian : a. Reaksi yg menyebabkan terjadinya kenaikan biloks. Misalnya : K + e  K+ 0 +1 b. Reaksi pengikatan oksigen. Misalnya : C + O2  CO2 0 +4 c. Reaksi pelepasan hidrogen. Misalnya : CH4  C + 2H2 -4 0

Reaksi reduksi dpt mempunyai 3 pengertian : Reaksi yg menyebabkan terjadinya penurunan biloks. Misalnya : K+  K + e +1 0 Reaksi pelepasan oksigen. Misalnya : CO2  C + O2 +4 0 Reaksi pengikatan hidrogen. Misalnya : C + 2H2  CH4 0 -4

Reaksi Autoredoks / Reaksi Disproporsionasi 0 -1 reduksi Cl2 + 2OH-  Cl- + ClO- + H2O oksidasi 0 +1

Penyetaraan Reaksi Redoks PEDOMAN Dalam Asam Pihak yg kurang O ditambah H2O sebanyak kekurangannya, kemudian pihak yg lain ditambah H+ sehingga jumlah atom – atom sebelah kiri dan kanan tanda reaksi adalah sama Dalam Basa Pihak yg kelebihan O ditambah H2O sebanyak kelebihannyannya, kemudian pihak yg lain ditambah OH- sehingga jumlah atom – atom sebelah kiri dan kanan tanda reaksi adalah sama

Metode Penyetaraan Reaksi Redoks Metode setengah reaksi Metode bilangan oksidasi

Metode ½ reaksi atau metode ion elektron Reaksi akan lebih mudah jika kita tulis dlm bentuk ion yg mengalami perubahan bilangan oksidasi saja. Setarakan O maupun H menggunakan prinsip diatas, baik dlm suasana asam maupun basa Samakan muatan dg menambahkan elektron masing – masing setengah reaksi redoks Samakan jumlah elektron di sebelah kiri dan kanan tanda reaksi ( jml elektron merupakan kelipatan terkecil dari elektron di kiri dan kanan tanda reaksi Example : Setarakan persamaan reaksi dibawah ini dgn menggunakan metode ½ reaksi Sn + HNO3  SnO2 + NO2 + H2O

Pisahkan reaksi paro oksidasi dan reduksi Oksidasi : Sn  SnO2 ( kiri kurang 2 O ) Reduksi : NO3-  NO2 ( kanan kurang 1 O ) Setarakan jumlah O dan H Oksidasi : Sn + 2H2O  SnO2 + 4 H+ Reduksi : NO3- + 2 H+  NO2 + H2O Setarakan muatan dgn menambahkan elektron Oksidasi : Sn + 2H2O + 4e  SnO2 + 4 H+ Reduksi : NO3- + 2 H+  NO2 + H2O + 1e Samakan jumlah elektron di kiri dan kanan Oksidasi : Sn + 2H2O + 4e  SnO2 + 4 H+ ( kali 1 ) Reduksi : NO3- + 2 H+  NO2 + H2O + 1e ( kali 4 )

Hasil yg diperoleh : Oksidasi : Sn + 2H2O + 4e  SnO2 + 4 H+ Reduksi : 4NO3- + 8 H+  4 NO2 + 4H2O + 4e Redoks : Sn + 4 NO3- + 4 H+  SnO2 + 4 NO2 + 2H2O Atau : Sn + 4 HNO3  SnO2 + 4 NO2 + 2H2O Setarakan persamaan reaksi berikut : Fe2+ + MnO4-  Fe3+ + Mn2+ ( suasana asam ) Al + NO3-  AlO2- + NH3 ( suasana basa ) HNO3 + H2S  NO + S + H2O

Metode bilangan oksidasi Dalam metode bilangan oksidasi ini didasari atas jumlah elektron yang terlibat. Oleh sebab itu untuk menyetarakan reaksi ini jumlah elektron yang berada di kiri maupun dikanan tanda reaksi harus sama, maka untuk penyelesaiannya dilakukan dengan cara menyilangkan. Dimana perubahan bilangan oksidasi pada reaksi oksidasi digunakan sebagai koefisien pada reaktan yang mengalami reaksi reduksi dan sebaliknya. Contoh : Sn + HNO3  SnO2 + NO2 + H2O

Sn + HNO3  SnO2 + NO2 + H2O 0 +5 +4 +4 1 Sn + 4HNO3  1 SnO2 + 4NO2 Karena dlm suasana asam maka yang kekurangan O harus ditambah dengan H2O Sehingga hasil akhir reaksi redoksnya adalah : Sn + 4HNO3  SnO2 + 4NO2 + 2H2O

Setarakanlah reaksi redoks dibawah ini : Fe3+ + Sn2+  Fe2+ + Sn4+ Ag + HNO3  AgNO3 + NO2 + H2O MnO4 + H2SO3  SO42- + Mn2+ HPO32- + OBr-  Br- + PO43- ( dalam suasana basa ) C3H3O + CrO3 + H2SO4  Cr2(SO4)3 + C3H6O + H2O

Macam sel elektrokimia Sel Volta/sel elektrokimia reaksi redoks yang terjadi secara spontan ( reaksi kimia yang dapat menghasilkan arus listrik) Sel Elektrolisis Arus listrik yang dialirkan kedalamnya menimbulkan reaksi redoks /kimia

Elektrolisis Pada sel elektolisis arus listrik dari sumber diluar sel dialirkan kedalam larutan di dalam sel. Ion-ion positip (kation) bermigrasi ke elektroda negatip dan ion-ion negatip (anion) bermigrasi ke elektroda positip Elektrolit yang digunakan bisa sebagai leburan dan sebagai larutan. Pada proses penggunaan elektrolit kemungkinan terjadi reduksi atau oksidasi dari molekul-molekul air harus pula diperhatikan. Misal ; pengendapan logam pada katoda , maka potensial elektron dan atau konsentrasi ion dalam larutan perlu diperhatikan. Elektroda yang digunakan dapat bersifat elektroaktif/ lamban. Contoh elektroda yang elektroaktif (Cu dan Ag) mudah teroksidasi dan sering ambil bagian dalam proses anoda, sedangkan elektrode lamban (grafit dan platina) praktis tidak bereaksi kecuali pada proses-proses tertentu.

Elektrolisis Leburan Elektrolit elektrolisis ini penting dalam pembuatan logam-logam aktif seperti natrium, magnesium dan alumunium. Elektrolisis MgCl2 cair Anoda (oksidasi) : 2 Cl ------ Cl2 + 2e Katoda (reduksi) : Mg 2+ + 2 e ----- Mg Reaksi sel : MgCl2 ----- Mg + Cl2

Elektrolisis Larutan Elektrolit elektolisis ini lebih rumit dari elektrolisis leburan elektrolit , karena adanya molekul-molekul pelarut yang dapat pula dioksidasi (pada anoda) atau direduksi (pada katoda). Jadi pada elektroda ada beberapa kemungkinan reaksi, contoh elektrolisis dalam air. Elektrolisis lar. NaCl dengan elektroda lamban : oksidasi : 2 Cl  ----- Cl2 + 2e Reduksi : 2 H2O + 2 e ----- H2 + 2 OH-

Jadi reaksi-reaksi yang terjadi tergantung pada : - keadaan dan jenis elektrolit - jenis elektroda - beda potensial antara kedua elektroda - suhu Kation logam dibawah Hidrogen dalam deret Volta (Cu, Ag) mudah direduksi dalam katoda.

Penggunaan Elektrolisis Elektrolisis adalah proses yang penting dalam industri. Proses ini digunakan untuk pembuatan logam –logam natrium, magnesium, alumunium, pembuatan hidrogen peroksida , gas hidrogen dan zat-zat lain. Gas Hidrogen yang dihasilkan pada proses ini sangat murni untuk itu sangat baik digunakan pada proses hidrogenasi minyak dalam pembuatan margarin. Proses elektrolisis juga digunakan dalam Elektroplating dimana permukaan logam dilapisi logam lain yang lebih mulia . Misal tembaga dilapisi krom.

Sel Volta Sel Volta adalah sel elektrokimia yang menghasilkan arus listrik sebagai akibat terjadinya reaksi pada kedua elektroda secara spontan. Misal : sebatang logam seng di masukkan ke dalam larutan seng sulfat dan logam tembaga ke dalam larutan tembaga sulfat Logam seng mempunyai kecenderungan untuk melarut membentuk ion seng, Zn 2+, tetapi sebaliknya ion seng dalam larutan mempunyai kecenderungan untuk mengendap sebagai atom Zn. Dalam waktu singkat tercapai kesetimbangan yang dapat dinyatakan sebagai ; Zn ====== Zn 2+ + 2 e

Kecenderungan Zn untuk melarut lebih besar dari pada kecenderungan Zn 2+ untuk mengendap, maka kesetimbangan agak ke kanan, sehingga pada logam Zn akan kelebihan electron, yang memberikan muatan negative pada logam. Ion-ion seng dalam larutan akan terorientasi dengan muatan negative pada logam dan terbentuk lapisan rangkap listrik.

Sedangkan untuk tembaga sedikit berbeda Sedangkan untuk tembaga sedikit berbeda. Disini kecenderungan Cu 2+ untuk mengendap (sebagai Cu) lebih besar dari pada kecenderunganCu untuk melarut sehingga kedudukan kesetimbangan : Cu ======= Cu 2+ + 2 e Logam Cu kekurangan elektron dan logam ini lebih positif terhadap larutan (gambar b). Jika kedua elektroda digabungkan menjadi sel Volta, kelebihan electron pada elektroda Zn akan mengalir ke elektroda Cu dimana terdapat kekurangan electron.

Karena kehilangan electron maka Zn akan melarut menghasilkan electron, sedangkan ion-ion Cu2+ akan terus mengendap sebagai ion Cu

Pada elektroda Zn terdapat kelebihan electron jadi bertindak sebagai elektroda negative (-) disebut anoda, karena disini terjadi setengah reaksi oksidasi. Zn ------- Zn 2+ + 2 e Elektroda Cu yang kekurangan electron bertindak sebagai elektroda positif (+) disebut katoda, setengah reaksi yang terjadi adalah : Cu 2+ + 2 e -------- Cu Jumlah dari kedua setengah sel ini adalah rekasi sel : Anoda (oksidasi) Zn ------- Zn 2+ + 2 e Katoda (reduksi) Cu 2+ + 2 e ------- Cu ________________________________________ Zn + Cu 2+ ------- Zn 2+ + Cu Dari reaksi ini dihasilkan arus listrik. Catatan : Jembatan garam yang digunakan pada pembuatan sel ini adalah sebuah pipa U yang berisi elektrolit (KCl atau KNO3) dan agar-agar padat yang digunakan sebagai kontak listrik antara kedua larutan elektrolit dalam sel Volta.

Thank You !