1 REAKSI REDOKS & ELEKTROKIMIA. 3 PENGERTIAN Reaksi kimia dimana terjadi perubahan bilangan oksidasi (Pengertian lebih luas) Reaksi kimia dimana terjadi.

Presentasi berjudul: "1 REAKSI REDOKS & ELEKTROKIMIA. 3 PENGERTIAN Reaksi kimia dimana terjadi perubahan bilangan oksidasi (Pengertian lebih luas) Reaksi kimia dimana terjadi."— Transcript presentasi:

1 1 REAKSI REDOKS & ELEKTROKIMIA

2

3 3 PENGERTIAN Reaksi kimia dimana terjadi perubahan bilangan oksidasi (Pengertian lebih luas) Reaksi kimia dimana terjadi transfer elektron Reaksi kimia dimana terjadi pengikatan dan pelepasan oksigen (pengertian lama) REAKSI REDOKS

4 4 Oksidasi Reduksi Bilangan oksidasi

5 5 adalah muatan suatu atom / unsur dalam suatu molekul / senyawa yang ditentukan karena perbedaan harga elektronegatifitas. Bilangan oksidasi

6 6 Penentuan Bilangan Oksidasi 1.Bilangan oksidasi setiap atom dlm unsur bebas adalah nol. Misalnya unsur Cl = 0, B = 0 2.Bilangan oksidasi ion suatu atom sama dengan muatan ion tersebut. a. Na +  biloks Na adalah +1 b. Fe 3+  biloks Fe adalah +3 3.Pada suatu senyawa atau ion, umumnya biloks atom untuk : a. Golongan IA adalah +1 b. Golongan VIIA adalah -1 4.Bilangan oksidasi H dalam senyawa adalah +1, kecuali pada senyawa hidrida ( NaH, LiH, CaH 2 ) bilangan oksidasi H = -1.

7 7 5.Bilangan oksidasi O dlm senyawa adalah -2, kecuali pada senyawa peroksida seperti H 2 O 2 bilangan oksidasi O adalah -1. Dan pd senyawa superoksida seperti KO 2, RbO 2 biloks O adalah -½. Sementara untuk senyawa OF 2 biloks O adalah +2. 6.Jumlah total biloks atom dlm suatu senyawa adalah nol. Dan jumlah total biloks untuk senyawa bermuatan adalah besarnya sama dengan muatannya. a. H 2 SO 4  total biloks sama dengan nol b. CO 3 2-  total biloks sama dengan -2

8 8 LATIHAN SOAL Tentukan bilangan oksidasi dari unsur – unsur berikut : 1. S dalam senyawa HSO 4 - 2. Mn dalam senyawa KMnO 4 3. Cr dalam senyawa Cr 2 O 7 2-

9 9 PEMBAHASAN 1. S dalam senyawa HSO 4 - BO H + BO S + 4. BO O = -1 1 + BO S + 4. ( -2 ) = -1 BO S – 7 = -1 BO S = +6 2. Mn dalam senyawa KMnO 4 BO K + BO Mn + 4. BO O = 0 1 + BO Mn + 4. ( -2 ) = 0 BO Mn – 7 = 0 BO Mn = +7

10 10 3. Cr dalam senyawa Cr 2 O 7 2- 2. BO Cr + 7. BO O = -2 2. BO Cr + 7. ( -2 ) = -2 2. BO Cr – 14 = -2 2. BO Cr = +12 Cr = +6 PEMBAHASAN

11 11 REAKSI PARO Reaksi redoks dpt dikatakan sbg reaksi gabungan antara 2 reaksi paro yaitu reaksi reduksi dan oksidasi Reaksi oksidasi dpt mempunyai 3 pengertian : a.Reaksi yg menyebabkan terjadinya kenaikan biloks. Misalnya : K  K + + e 0 +1 b.Reaksi pengikatan oksigen. Misalnya : C + O 2  CO 2 0 + +4

12 12 c.Reaksi pelepasan hidrogen. Misalnya : CH 4  C + 2H 2 -4 0 REAKSI PARO

13 13 Reaksi reduksi dpt mempunyai 3 pengertian : a.Reaksi yg menyebabkan terjadinya penurunan biloks. Misalnya : K +  K + e +1 0 b.Reaksi pelepasan oksigen. Misalnya : CO 2  C + O 2 +4 0 c.Reaksi pengikatan hidrogen. Misalnya : C + 2H 2  CH 4 0 -4

14 14 Reaksi autoredoks / reaksi disproporsionasi 0 -1 reduksi Cl 2 + 2OH -  Cl - + ClO - + H 2 O oksidasi 0 +1

15 15 Penyetaraan Reaksi redoks Ada 2 metode yg lebih eksak untuk menyetarakan suatu reaksi redoks, metode bilangan oksidasi dan metode setengah reaksi Adapun pedoman penyetaraan reaksi redoks sebagai berikut : a.Dlm suasana asam => b.Dlm suasana basa => Pihak yg kurang O ditambah H 2 O sebanyak kekurangannya, kemudian pihak yg lain ditambah H + sehingga jumlah atom – atom sebelah kiri dan kanan tanda reaksi adalah sama Pihak yg kelebihan O ditambah H 2 O sebanyak kelebihannyannya, kemudian pihak yg lain ditambah OH - sehingga jumlah atom – atom sebelah kiri dan kanan tanda reaksi adalah sama

16 16 1. Metode bilangan oksidasi Metode bilangan oksidasi berdasarkan prinsip bahwa jumlah pertambahan bilangan oksidasi dari reduktor sama dengan jumlah penurunan bilangan oksidasi dari oksidator. Langkah- langkah menyetarakan reaksi dengan metode bilangan oksidasi sebagai berikut. 1)Menentukan bilangan oksidasi pada setiap unsur dalam persamaan reaksi. 2)Menentukan unsur yang mengalami perubahan bilangan oksidasi. 3)Menentukan jumlah penurunan bilangan oksidasi unsur yang mengalami reduksi (oksidator) dan jumlah pertambahan bilangan oksidasi unsur yang mengalami oksidasi (reduktor). 4)Menyetarakan unsur yang mengalami perubahan bilangan oksidasi dengan meletakkan koefisien yang sesuai. 5)Menyetarakan unsur-unsur lainnya mulai dari kation, anion, hidrogen, dan oksigen (KAHO singkatan dari kation, anion, hidrogen, dan oksigen). Contoh : Sn + HNO 3  SnO 2 + NO 2 + H 2 O

17 17 Pembahasan Langkah 1 & 2: Tentukan bilangan oksidasi pada setiap unsur dan perubahnnya dalam persamaan reaksi. Sn + HNO 3  SnO 2 + NO 2 + H 2 O 0 +5 +4 +4 Langkah 3: Tentukan jumlah pertambahan bilangan oksidasi dari unsur yang mengalami oksidasi (4 – 0 = 4) dan jumlah penurunan bilangan oksidasi dari unsur yang mengalami reduksi (5 – 4 = 1). Langkah 4: Setarakan unsur yang mengalami oksidasi dan reduksi. Zat yang tereduksi dikalikan 4 (nilai dari unsur yang mengalami oksidasi), sedangkan zat yang teroksidasi dikalikan 1 (nilai dari unsur yang mengalami reduksi). 1 Sn + 4HNO 3  1 SnO 2 + 4NO 2 Langkah 5: Setarakan unsur lainnya dalam urutan KAHO. Karena dlm suasana asam maka yang kekurangan O harus ditambah dengan H 2 O Sehingga hasil akhir reaksi redoksnya adalah : Sn + 4HNO 3  SnO 2 + 4NO 2 + 2H 2 O oksidasi reduksi

18 18 LATIHAN SOAL Setarakanlah reaksi redoks dibawah ini : 1.Fe 3+ + Sn 2+  Fe 2+ + Sn 4+ 2.Ag + HNO 3  AgNO 3 + NO 2 + H 2 O

19 19 2. Metode ½ reaksi atau metode ion elektron Langkah – langkah penyetaraan reaksi model ½ reaksi a.Cara reaksi paro oksidasi dan reaksi paro reduksi. Reaksi akan lebih mudah jika kita tulis dlm bentuk ion yg mengalami perubahan bilangan oksidasi saja. b.Setarakan O maupun H menggunakan prinsip diatas, baik dlm suasana asam maupun basa c.Samakan muatan dg menambahkan elektron masing – masing setengah reaksi redoks d.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 + HNO 3  SnO 2 + NO 2 + H 2 O

20 20 Pisahkan reaksi paro oksidasi dan reduksi Oksidasi : Sn  SnO 2 ( kiri kurang 2 O ) Reduksi : NO 3 -  NO 2 ( kanan kurang 1 O ) a.Setarakan jumlah O dan H Oksidasi : Sn + 2H 2 O  SnO 2 + 4 H + Reduksi : NO 3 - + 2 H +  NO 2 + H 2 O b.Setarakan muatan dgn menambahkan elektron Oksidasi : Sn + 2H 2 O + 4e  SnO 2 + 4 H + Reduksi : NO 3 - + 2 H +  NO 2 + H 2 O + 1e c.Samakan jumlah elektron di kiri dan kanan Oksidasi : Sn + 2H 2 O + 4e  SnO 2 + 4 H + ( kali 1 ) Reduksi : NO 3 - + 2 H +  NO 2 + H 2 O + 1e ( kali 4 ) Hasil yg diperoleh : Oksidasi : Sn + 2H 2 O + 4e  SnO 2 + 4 H + Reduksi : 4NO 3 - + 8 H +  4 NO 2 + 4H 2 O + 4e Redoks : Sn + 4 NO 3 - + 4 H +  SnO 2 + 4 NO 2 + 2H 2 O Atau : Sn + 4 HNO 3  SnO 2 + 4 NO 2 + 2H 2 O Penyelesaian Sn + HNO 3  SnO 2 + NO 2 + H 2 O

21 21 LATIHAN SOAL Setarakan persamaan reaksi berikut : 1.Fe 2+ + MnO 4 -  Fe 3+ + Mn 2+ ( suasana asam ) 2.Al + NO 3 -  AlO 2 - + NH 3 ( suasana basa ) 3.HNO 3 + H 2 S  NO + S + H 2 O

22 22 PEMBAHASAN 1. Oksidasi : Fe 2+  Fe 3+ Reduksi : MnO 4 -  Mn 2+ Penyetaraan jumlah atom dan jumlah muatan MnO 4 - + 8H + + 5e  Mn 2+ + H 2 O X 1 Fe 2+  Fe 3+ + e X 5 5 Fe 2+ + MnO 4 - + 8H +  5 Fe 3+ + Mn 2+ + 4H 2 O

23 23 2. Oksidasi : Al  AlO 2 - Reduksi : NO 3 -  NH 3 Penyetaraan jumlah atom dan jumlah muatan Al + 2H 2 O  AlO 2 - + 4H + + 3e Al + 2H 2 O + 4OH -  AlO 2 - + 4H 2 O + 3e Al + 4OH -  AlO 2 - + 2H 2 O + 3e NO 3 - + 9H + + 8e  NH 3 + 3H 2 O NO 3 - + 9H 2 O + 8e  NH 3 + 3H 2 O + 9OH - NO 3 - + 6H 2 O + 8e  NH 3 + 9OH - Al + 4OH -  AlO 2 - + 2H 2 O + 3e X 8 NO 3 - + 6H 2 O + 8e  NH 3 + 9OH - X 3 8Al + 3NO 3 - + 5OH - + 2H 2 O  8Al 2 + 3NH 3

24 24 3. Oksidasi : H 2 S  S Reduksi : HNO 3  NO Penyetaraan jumlah atom dan jumlah muatan HNO 3 + 3H + + 3e  NO + 2H 2 O X 2 H 2 S  S + 2H + + 2e X 3 2HNO 3 + 3H 2 S  2NO + 3S + 4H 2 O

25 ELEKTROKIMIA Overview Elektrokimia adalah ilmu yang mempelajari hubungan antara perubahan (reaksi) kimia dengan kerja listrik, biasanya melibatkan sel elektrokimia yang menerapkan prinsip reaksi redoks dalam aplikasinya. Ada 2 jenis sel elektrokimia: (1) Sel yang melakukan kerja dengan melepaskan energi dari reaksi spontan dan (2) sel yang melakukan kerja dengan menyerap energi dari sumber listrik untuk menggerakkan reaksi non spontan Dalam konteks kehidupan sehari-hari aplikasinya sangat luas mulai dari pemanfaatan baterai untuk menjalankan hampir semua alat elektronik hingga pelapisan logam pada permukaan logam lain Konsep/ materi yang digunakan dalam mempelajari elektrokimia?

26

27 27

28

29 29 Desain & Cara Kerja Sel Volta

30 Komponen Sel Volta

31 31

32 32

33 33

34 Notasi Sel Volta 34

35 35

36 36 LATIHAN SOAL

37 37 PENYELESAIAN

38 38

39 39

40 40 POTENSIAL STANDAR

41 41 POTENSIAL ELEKTRODA STANDAR

42 42

43 43 LATIHAN SOAL Suatu sel volta memiliki reaksi antara larutan bromine dan logam Zn Br 2 (aq) + Zn(s)  Zn 2+ (aq) + 2Br - (aq) E o sel = 1,83 V Hitung E o untuk reduksi Br - (aq) jika E o Zn = -0,76 V Buktikan bahwa reaksi antara larutan bromin dan logam Zn adalah reaksi spontan Suatu sel volta memiliki E o sel = 1,39 V berdasarkan reaksi: Br 2 (aq) + 2V 3+ (aq) + 2H 2 O(l)  2VO 2+ (aq) + 4H + (aq) + 2Br - (aq) Berapa potensial elektroda standar reduksi VO 2+ menjadi V 3+ ?

44 44

45 45

46 46 LATIHAN SOAL

47 47

48 48

49 49

50 50

51 51

52 52

53 53

54 54

55 Potensial Sel Standar dan Konstanta Kesetimbangan

56 56

57 Soal Latihan Timbal dapat menggantikan perak dari larutannya: Pb(s) + 2Ag + (aq)  Pb 2+ (aq) + 2Ag(s) Hitung K dan ∆G o pada 25 o C untuk reaksi ini! Saat logam kadmium mereduksi Cu 2+ dalam larutan, terbentuk ion Cd 2+ dan logam Cu, jika ∆G o = -143 kJ, hitung K pada 25 o C dan berapa potensial sel sel volta yang menggunakan reaksi ini?

58 Pengaruh Konsentrasi terhadap Potensial Sel Sejauh ini potensial sel standar diukur dari potensial setengah sel juga pada keadaan standar sementara kebanyakan sel volta tidak beroperasi pada keadaan standarnya Berdasarkan persamaan yang telah diketahui: ∆G = ∆G o + RT ln Q sedangkan ∆G = -nFE sel juga ∆G o = -nFE o sel sehingga -nFE sel = -nFE o sel + RT ln Q E sel = E o sel – (RT/nF) ln Q

59 Aplikasi Persamaan Nernst Saat Q [produk] maka E sel > E o sel Saat Q = 1 sehingga [reaktan] = [produk] maka E sel = E o sel Saat Q > 1 sehingga [reaktan] < [produk] maka E sel < E o sel Jika kita memasukkan nilai R dan T pada 298 E sel = E o sel – (0,0592 V/n) log Q (pada 25 o C)

60 60