Redoks dan Elektrokimia

Presentasi berjudul: "Redoks dan Elektrokimia"— Transcript presentasi:

1 Redoks dan Elektrokimia
Tim Kimia FTP

2 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).

3 REDOKS???

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

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

6 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 b. Fe3+  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, CaH2 ) bilangan oksidasi H = -1.

7 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

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

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

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

11 Penyetaraan redoks Metode setengah reaksi redoks
Metode bilangan oksidasi

12 Metode setengah reaksi redoks
Tulis kerangka dasar ½ reaksi reduksi dan kerangka ½ reaksi oksidasi Contoh : K2Cr2O7 + HCl KCl + CrCl3 + Cl2 + H2O Reduksi : Cr2O72- Cr3+ Oksidasi : Cl-  Cl2 Setarakan atom unsur yang mengalami perubahan bilangan oksidasi Reduksi : Cr2O72- 2Cr3+ Oksidasi : 2Cl-  Cl2

13 Setarakan oksigen dan hidrogen
Dalam larutan asam atau netral : Tambahkan 1 H2O untuk setiap kekurangan 1 atom O, lalu setarakan kekurangan atom H dengan menambahkan H+ Dalam larutan basa : Tambahkan 2 atom OH- pada setiap kekurangan 1 atom O, kemudian setarakan kekurangan H dengan H2O (pada ruas yang lainnya) Reduksi : Cr2O H+ 2Cr3+ + 7H2O Oksidasi : 2Cl-  Cl2

14 Jika ada spesi lain, selain unsur yang mengalami perubahan bilangan oksidasi, maka setarakan spesi yang bersangkutan pada ruas lainnya Contoh : Pb  PbSO4 menjadi Pb + SO4  PbSO4 Setarakan muatan dengan menambahkan elektron pada ruas yang kelebihan muatan Reduksi : Cr2O H+ + 6e- 2Cr3+ + 7H2O Oksidasi : 2Cl-  Cl2 + 2e-

15 Samakan jumlah elektron pada ½ reaksi reduksi dan ½ reaksi oksidasi
Reduksi : Cr2O H+ + 6e- 2Cr3+ + 7H2O (dikali 1) Oksidasi : 2Cl-  Cl2 + 2e (dikali 3)   Redoks : Cr2O H+ + 6Cl- 2Cr3+ + 3Cl2 + 7H2O Dikembalikan pada reaksi awal, menjadi ; K2Cr2O7 + 14HCl 2KCl + 2CrCl3 + 3Cl2 + 7H2O Jadi, persamaan redoks lengkapnya :

16 Metode bilangan oksidasi
Tentukan unsur yang mengalami perubahan biloks, dan tuliskan bilangan oksidasinya. KMnO4 + FeSO4 + H2SO4  K2SO4 + Fe2(SO4)3 + MnSO4 +H2O Menyetarakan unsur yang mengalami perubahan biloks dengan memberi koefisien yang tepat. KMnO4 + 2FeSO4 + H2SO4  K2SO4 + Fe2(SO4)3 + MnSO4 +H2O

17 Menentukan jumlah pertambahan bilangan oksidasi dari unsur yang mengalami oksidasi dan jumlah penurunan bilangan oksidasi unsur yg mengalami reduksi Samakan koefisien masing-masing senyawa dengan menyetarakan sesuai perubahan biloks (dikalikan dengan faktor x) 2KMnO4 + 10FeSO4 + H2SO4  K2SO4 + 5Fe2(SO4)3 + 2MnSO4 +H2O

18 Setarakan unsur lainnya dalam urutan kation, anion, hidrogen, oksigen.
2KMnO4 + 10FeSO4 + 8H2SO4  K2SO4 + 5Fe2(SO4)3 + 2MnSO4 +8H2O Kation K sudah setara, Anion SO42- belum setara yaitu di ruas kanan ada 18 SO42- sedangkan di ruas kiri ada 10, jadi tambahkan koefisien 8 pada H2SO4. Lalu setarakan hidrogen dan oksigen. Jadi persamaan redoks lengkapnya :

19 Latihan Setarakan persamaan berikut :
aCu(s) + bHNO3(aq)  cCu(NO3)2(aq) + dNO(g) +eH2O(l) aAg + bHNO3  cAgNO3 + dNO2 + eH2O

20 Sel elektrokimia Ada dua jenis sel elektrokimia, yaitu :
Sel volta : reaksi redoks akan menghasilkan arus listrik (terjadi perubahan energi kimia menjadi energi listrik). Contoh : baterai, aki Sel elektrolisis : arus alam menimbulkan reaksi redoks (terjadi perubahan energi listrik menjadi energi kimia). Contoh : penyepuhan logam.

21 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

22 Sel volta Elektron mengalir dari logam Zn (anode) menuju Cu melalui kawat penghubung, dan Zn mengalami oksidasi menjadi ion Zn2+. Zn(s)  Zn2+(aq) + 2e- Elektron yang dilepaskan mengalir melalui rangkaian kawat menuju katode (logam Cu). Ion Cu2+ akan mengambil elektron dari logam tembaga, sehingga terjadi reduksi ion Cu2+ menjadi endapan tembaga. Cu2+(aq) + 2e-  Cu(s) Akibatnya lama kelamaan logam Zn larut, sedangkan katode (logam Cu) semakin tebal karena terbentuknya endapan tembaga, dan menghasilkan aliran elektron (listrik).

23 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 kedalam larutan seng sulfat dan logam tembaga kedalam larutan tembaga sulfat Logam seng mempunyai kecenderungan untuk melarut membentuk ion seng, Zn 2+, tetapi seba-liknya ion seng dalam larutan mempunyai kecen-derungan untuk mengendap sebagai atom Zn.

24 Dalam waktu singkat tercapai kesetimbangan yang dapat dinyatakan sebagai ;
Zn ====== Zn 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 elektron, yang memberikan muatan negatif pada logam. Ion-ion seng dalam larutan akan terorientasi dengan muatan negatif

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

26 Karena kehilangan elektron maka Zn akan melarut menghasilkan elektron, sedangkan ion-ion Cu2+ akan terus mengendap sebagai ion Cu Pada elektroda Zn terdapat kelebihan elektron jadi bertidak sebagai elektroda negative(-) disebut anoda, karena disini terjadi setengah reaksi oksidasi. Zn  Zn e- Elektroda Cu yang kekurangan elektron bertindak senagai elektroda positif (+) disebut katoda, setengah reaksi yang terjadi adalah : Cu e-  Cu

27 Jumlah dari kedua setengah sel ini adalah rekasi sel :
Anoda (oksidasi) Zn  Zn e Katoda (reduksi) Cu e  Cu ________________________________________ Zn + Cu 2+  Zn 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. Diagram sel : Zn I Zn2+ II Cu2+ I Cu Anode Katode

28 Logam Mn Cr Zn Fe Co Ni Sn Pb H Cu Hg Ag Au Eo (V) -1,18 -0,9 -0,76 -0,44 -0,27 -0,26 -0,14 -0,13 0,0 +0,34 +0,8 +1,52

29 Katoda (muatan positif )  reduksi
Anoda (muatan negatif)  oksidasi Dalam suatu sel galvani Eokatode > Eoanode

30 Eosel = Eo (katode) + Eo (anode)
Dengan menggunakan potensial elektrode standar di bawah ini: Cr2O72-(aq)+14H+(aq)+6e  2Cr3+(aq)+ 7H2O Eo= +1,33 V Zn2+(aq) + 2e- Zn(s) Eo= - 0,76 V Maka potensial selnya adalah .... Eosel = Eo (katode) + Eo (anode)

31 Sel elektrolisis Reaksi elektrolisis tergolong reaksi tidak spontan, yaitu memerlukan pengaruh energi listrik. Elektron (listrik) memasuki larutan melalui kutub negatif (katode). Spesi tertentu dalam larutan menyerap elektron dari katode dan mengalami reduksi. Spesi lain melepas elektron di anode dan mengalami oksidasi. Katoda (muatan negatif)  reduksi Anoda (muatan positif)  oksidasi

32 Elektrolisis Pada sel elektolisis arus listrik dari sumber diluar sel dialirkan kedalam larutan di dalam sel. Ion-ion positif (kation) bermigrasi ke elektroda negatif dan ion-ion negatipf (anion) bermigrasi ke elektroda positif 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.

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

34 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 : Cl   Cl e Reduksi : H2O e  H OH-

35 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.

36 Reaksi elektrolisis

37

38 Elektrolisis larutan HCl dengan elektrode Pt, reaksinya:
2HCl (aq)  2H+ (aq) + 2Cl ¯ (aq) Anode: 2Cl ¯ (aq)  Cl2 (g) + 2e¯ (Oksidasi) Katode: 2H+ (aq) + 2e¯  H2 (g) (Reduksi) Total: 2HCl (aq)  H2 (g) + Cl2 (g) (Redoks)

39 Latihan Tulisan reaksi elektrolisis jika larutan AgNO3 dielektrolisis menggunakan elektroda (anode) inert Pt!

40 AgNO3  Ag+ + NO3- Katode : Ag+ + e  Ag (dikali 4) Anode : 2H2O  4H+ + O2 + 4e- (dikali 1) Redoks : 4Ag+ + 2H2O  4Ag + 4H+ + O2

41 SEL ELEKTROKIMIA/ SEL VOLTA/ SEL GALVANI
SEL ELEKTROLISIS Persamaan : Anode : elektrode negatif (-) Katode : elektrode positif (+) Anode : elektrode positif (+) Katode : elektrode negatif (-) Anode : terjadi oksidasi Katode : terjadi reduksi Cara kerja : Pada anode terjadi oksidasi dan melepas elektron serta terbentuk ion. Sementara di katode terjadi reduksi, dimana ion menyerap elektron dari anode dan ion mengendap. Elektron (listrik) memasuki larutan melalui kutub negatif (katode), lalu elektron diserap oleh ion, kemudian ion mengalami reduksi. Sementara ion lain melepas elektron di anode dan mengalami oksidasi Perbedaan : Sel galvani terjadi secara spontan Sel elektrolisis terjadi secara tidak spontan (terjadi jika ada listrik) Contoh : Pada aki, baterai kering, baterai Ni-Cd, dll Pemurnian logam, penyepuhan logam

42 Hukum Faraday Hukum Faraday I : “massa zat yang dibebaskan pada elektolisis (m) berbanding lurus dengan jumlah listrik yang digunakan (Q)”. m = Q m = i. t

43 Hukum Faraday Hukum Faraday II : “ massa zat yang dibebaskan pada elektrolisis (m) berbanding lurus dengan massa ekuivalen zat itu (e)”. m = e

44 Hukum Faraday Penggabungan Hukum Faraday I dan II menghasilkan persaamaan : k : faktor pembanding =

45 CONTOH Untuk mengendapkan sebanyak 13 g Cr (Ar Cr = 52) dari larutan CrCl3 dengan arus sebesar 3 A ( 1 F = C) diperlukan waktu .... m = 13 g i = 3 A Valensi Cr pada CrCl3 adalah +3.

46

47 Latihan Sebanyak 1 L larutan CrCl3 1,0 M dielektrolisis dengan arus 6,0 A. Waktu yang diperlukan untuk mengendapkan semua logam kromium (Ar Cr = 52, Ar Cl = 35,5; 1F = 96500) adalah …detik

48 Jawab Mol CrCl3 = 1 L x 1,0 mol/L = 1 mol
Massa CrCl3 = mol x Mr = 1 mol x 158,5 g/mol = 158,5 gram CrCl3­(aq)  Cr3+(aq) + 3Cl- Cr3+(aq) + 3e-  Cr(s) t = detik

49 HOMEWORK 1. Setarakanlah reaksi redoks dibawah ini : a. Fe3+ + Sn2+  Fe2+ + Sn4+ b. MnO4 + H2SO3  SO42- + Mn2+ c. HPO32- + OBr-  Br- + PO43- ( dalam suasana basa ) 2. Elektrolisis lelehan magnesium dilakukan dengan elektrode grafit yang dialiri arus 1000 ampere selama 386 detik, maka volume gas klorin yang terbentuk di anode yang diukur pada keadaan sama dengan 4 L gas N2 (P, T) mempunyai massa 2,8 g adalah …… L