ELEKTROKIMIA

KONSEP REDOKSElektrokimia: cabang ilmu yang mempelajari hubungan antara energi listrik & reaksi kimiaReaksi redoks (reduksi-oksidasi): ditandai dengan serah terima elektron dari satu partikel ke partikel yang lainPengoksidasi:Partikel yang dapat mengoksidasi partikel lainUnsur elektronegatifTereduksiContoh: oksigen (spt KMnO4), halogen dan H+Pereduksi:Partikel yang dapat mereduksi partikel lainTeroksidasiUnsur elektropositif/logamContoh: H2, SO2, Fe2+

Beberapa istilah dalam reaksi redoks

IstilahBilangan OksidasiPerubahan ElektronOksidasiBertambahMelepaskan elektronReduksiBerkurangMenerima elektronPengoksidasiBerkurangPenarik elektronPereduksiBertambahPemberi elektronZat yang dioksidasiBertambahKehilangan elektronZat yang direduksiBerkurangMenerima elektron

Contoh

PENYETARAAN REAKSI REDOKSCara Setengah reaksi:Tulis setengah-reaksi oksidasi dan setengah-reaksi reduksi secara terpisahSamakan jumlah atom-atom selain oksigen di kedua sisi: setarakan koefisiennyaSamakan jumlah atom-atom oksigen:H+ di satu sisi, H2O disisi lain: asamOH- di satu sisi, H2O di sisi lain: basaSamakan jumlah muatan: tambahkan sejumlah elektron pada kedua sisiSamakan jumlah elektron: mengalikan koefisiennya dengan bilangan bulat sekecil mungkinJumlahkan kedua reaksi secara aljabar

PENYETARAAN REAKSI REDOKS Cara Bilangan Oksidasi:Tulis pereaksi dan hasil reaksi menurut perubahannya dalam satu persamaanCari atom yang tereduksi dan teroksidasiHitung bilangan oksidasi (BO) unsur yang teroksidasi dan unsur yang tereduksi sesuai dengan aturan. Tulis jumlah elektron yang diterima dan dilepaskan.Samakan jumlah elektron: mengalikan kedua jumlah elektron yang dileas dan diterimaTulis reaksi redoks sementaraSamakan jumlah atom-atom oksigen:H+ di satu sisi, H2O disisi lain: asamOH- di satu sisi, H2O di sisi lain: basaTentukan reaksi lengkap

KESPONTANAN REAKSI REDOKSKespontanan: kecenderungan yang melekat pada suatu proses untuk terjadi Kespontanan reaksi redoks: berjalan karena kontak kedua pereaksi tanpa pengaruh dari luarReaksi redoks spontan jika G = negative: menuju keadaan setimbangG = negative: reaksi irreversible dan cepatG = 0: reversible (seolah tidak terlihat)Reaksi redoks dalam sel galvanic:Tidak berjalan secara kontak langsung kedua pereaksi melainkan melalui perpindahan lelektron melalui kawat penghubungBerlangsung secara reversibel

SEL GALVANIKAlat yang dapat mengubah energi kimia menjadi energi listrikBerupa dua buah bejana berisi larutan ion logam dengan masing-masing elektroda logam tersebut.Kedua elektroda dihubungkan dengan kawatmasing-masing larutan dihubungkan dengan jembatan garam.Berlangsung reaksi redoks Elektroda:Katoda: tempat terjadinya reduksiAnoda: tempat terjadinya oksidasi

SEL GALVANIK Contoh: larutan Cu2+ dengan elektroda logam Cu dengan larutan Zn2+ dengan elektroda logam Zn. Dihubungkan dengan jembatan garamHubungan kawat memungkinkan larutan Cu2+ menarik elektron logam Zn. Demikian juga sebaliknya.Daya tarik Cu2+ lebih kuat sehingga aliran elektron: Zn CuReaksi:Katoda: Cu2+(aq) + 2e Cu(s) (reduksi)Anoda : Zn(s) Zn2+(aq) + 2e (oksidasi)___ Cu2+(aq) + Zn(s) Cu(s) + Zn2+(aq) (redoks)

Potensial SelSel galvanik menghasilkan listrik: perbedaan potensial antara kedua elektrodaPotensial sel (Esel): perbedaan/selisih potensial antara kedua elektroda (katoda & anoda)

Esel = Ekat Eanod Cara menentukan:Tulis kedua reaksi reduksi & nilai potensialnyaKatoda: elektroda yang potensial reduksinya besar (Ered)Anoda: tulis reaksi oksidasi serta EoksSamakan elektron: kalikan dengan bilangan bulat, sedangkan nilai potensial elektroda tetap (tdk dikalikan)Tulis reaksi redoks dan EselE0sel = E0red E0oksMenghitung potensial sel

SoalHitung potensial sel yang terdiri dari elektroda Zn dan Cu dalam keadaan standar !Hitung potensial sel yang terdiri dari elektroda Zn dan Cr dalam keadaan standar !

Contoh :

Zn(s)Zn2+(aq) Cu2+(aq) Cu(s) Cara menulis sel Galvani

PERSAMAAN NERNSTDitemukan oleh Walter Nernst (1889)Misalkan untuk reaksi aA + bB cC + dD maka untuk kesetimbangan larutan ideal maka berlaku persamaan Nernst:Di mana: R = tetapan gas ideal, T = suhu dalam K, n = jumlah elektron yang diserah terimakan dalam sel. F = besar muatan 1 mol elektron (1 F = 96.500 Coulomb)Pada suhu 25 0C:Di mana Esel = potensial sel dan E0sel = potensial sel standarMaka

Persamaan Nernst:Potensial sel dipengaruhi oleh: jenis elektroda, konsentrasi larutan, suhu.Berlaku pada keadaan standar atau tidakSemakin besar suhu, semakin kecil potensial sel (Esel)dapat dipakai untuk menghitung potensial sel pada berbagai konsentrasi dan suhu

Contoh:hitunglah potensial sel bila:2Au3+ (0,02 M) + 3 Ni(s) 2Au + 3Ni2+ (0,01 M) pada suhu 25oC. diketahui: E0 = 1,68 VJawab:2 mol Au3+ menerima 6 mol e- dan 3 mol Ni melepaskan 6 mol e- maka: n = 6E = E0 0,0592 log [Ni2+] 6 [Au3+] = 1,68 0,0099 log (0,01)3 (0,02)2 = 1,67 VPERSAMAAN NERNST

Manfaat dan Kerugian Sel GalvaniManfaat : Dalam bidang ilmu (untuk menentukan arah kespontanan reaksi redoks, konstanta kesetimbangan, hasil kali kelarutan dan pH larutan) Sumber energi listrikKerugiaan : dapat menimbulkan korosi

1. Kespontanan reaksiSOAL :Tentukan arah kespontanan reaksi :2 Ag + Mg2+ 2 Ag+ + MgDik : Ered Ag = 0,80 V dan Ered Mg = - 2,38 V

GEselReaksi ke kanan-0++0-SpontanSetimbangTidak spontan

2. Menentukan konstanta kesetimbangan

Pada keadaan setimbang Esel = 0SOAL : Hitunglah Kc kesetimbangan :2 Tl + Sn2+ 2Tl+ +Sn, jika E0sel = 0,196 volt pd T = 250C

3. Menentukan hasil kali kelarutanUntuk menentukan KSP suatu garam yang sukar larut seperti PbSO4. Sn(s) + Pb2+(1M) Sn2+(1M) + Pb(s) E0sel = 0,01 Vdi + SO42- sampai konsentrasi 1M, kemudian potensial sel diukur pada T = 250C sebesar -0,22 V. Berarti arah reaksi : Sn2+(aq) + Pb(s) Sn(s) + Pb2+(aq)

Ksp PbSO4 = [Pb2+ ] [SO42- ] = (2,0 x 10-8) (1) = 2,0 x 10-8

[Pb2+ ] = 2,0 x 10-8

4. Menentukan pH larutanContoh : Cu2+(aq) + H2(g) Cu(s) + 2H+(aq) E0sel = 0,34 V

Dengan membuat konsentrasi Cu2+ = 1 M dan tekanan gas H2 = 1 atm, maka :Esel = 0,34 0,0592 log [H+] atau :Esel = 0,34 0,0592 pH

TUGAS 1Berdasarkan reaksinya sel Galvani dapat dibagi 2, yaitu sel primer dan sel sekunder.Jelaskan perbedaannya !Berikan contoh masing-masing serta beri penjelasan + reaksi katoda dan anodanya !

Korosi Pengertian korosi !Proses terjadinya korosi + reaksinya ?Pencegahan korosi ?TUGAS 2

ELEKTROLISISPenguraian senyawa oleh arus listrikAlatnya: sel elektrolisisMerupakan reaksi redoks yang tidak spontan: terjadi karena diberi energi listrik dari luar untuk memompa elektronProsesnya merupakan kebalikan sel GalvaniElektroda:Yang dihubungkan ke kutub negatif: katodaYang bermuatan positif : anodaFaktor yang mempengaruhi reaksi pada elektroda:Jenis kation & anionKeadaan ion: cair (lelehan) atau larutanElektroda: inert atau ikut bereaksi dalam larutanPotensial listrik harus cukup

1. Elektrolisis Lelehan (cairan) Senyawa IonSenyawa ion padat: tidak mengandung ion bebasSenyawa ion dilelehkan, akan terurai menjadi ion-ionnya.Ion positif (kation) : ke katodaIon negatif (anion) : ke anodaKation: umumnya ion logam (golongan utama & transisi)Anion: monoatom (F-, Cl-, Br-, dll) atau poliatom (SO42-, S2O32-, NO3-, dll)Contoh: Tuliskan reaksi elektrolisis CuCl2CuCl2 Cu2+ + Cl-

Katoda : Cu2+ + 2e- CuAnoda : (Cl- Cl2 + e-) x 2____ Cu2+ + 2Cl- Cu + Cl2

2. Elektrolisis Larutan ElektrolitReaksi elektrolisis larutan senyawa ion lelehannya.Dalam larutan terdapat pelarut (air) yg menggangguAir dapat tereduksi pada katoda atau teroksidasi pada anoda dengan reaksi masing-masing :

Katoda : 2 H2O + 2e- 2OH- + H2E0 = -0,83 VAnoda : 2H2O 4H+ + O2 + 4e-E0 = -1,23 V

Jenis kation & anion: bergantung pada senyawa elektrolitnya (asam, basa atau garam)Penentuan reaksi elektrolisis larutan elektrolit pada anoda dan katoda:Uraikan senyawa menjadi ionnyaTentukan: partikel tereduksi (katoda), teroksidasi (anoda)Tentukan partikel yang menang berdasarkan potensial elektrodanyaTuliskan reaksi pada katoda & anoda

Contoh:Tuliskan reaksi elektrolisis larutan HClHCl H+ + Cl-Yang menang adalah H+ pada katoda karena potensial reduksinya lebih besar daripada H2O. Dan Cl- pada anodaKatoda : 2H+ + 2e- H2 (g)Anoda : 2Cl- Cl2(g) + 2e-____ 2H+ + 2Cl- H2(g) + Cl2(g)Hasilnya: gas H2 pada katoda dan Cl2 pada anoda.

HUKUM FARADAYHukum Faraday : Jumlah zat (atom, senyawa, ion) yang tereduksi & teroksidasi pada elektroda berbanding lurus dengan jumlah arus yang mengalir dalam sel Misal: larutan AgNO3 dengan elektroda Pt dalam dua sel elektrolisis yang sama. Reaksi pada katoda : Ag+ + e- Ag(s)Jika sel 1 diberi arus I1 & sel 2 diberi arus I2 maka: massa Ag sel 1 : massa Ag sel 2 = I1 : I2

Jumlah arus terpakai = jumlah muatan elektron.1 mol elektron bermuatan 1 faraday (1 F = 96.500 Coulomb)Jumlah muatan yang mengalir dlm waktu tertentu:q = I tKarena I = E/R, maka: q = Et/RKet:q = muatan (C) t = waktu (s)I = kuat arus (ampere) E = potensial listrik (V)R = Tahanan (ohm)

ContohSel elektrolisis yang mengandung larutan CuSO4 dengan elektroda Pt dialiri listrik 5 ampere selama 2 jam. Berapa:a. Berat tembaga yang terbentuk pada katodab. Berat gas O2 yang terbentuk pada anodaJawab:muatan q = I t = 5 A x (3600 x 2) s = 36.000 C = 36.000/96.500 = 0,373 Fa. Reaksi pada katodaCu2+(aq) + 2e- Cu(s) 0,373 F---------> 0,373/2 = 0,1865 mol berat Cu = 0,1865 mol x 63,5 = 11,849 gb. Reaksi pada anoda2H2O O2(g) + 4H+ + 4e- 0,373/4 = 0,093 mol 0,373 Fberat O2 = 0,093 mol x 32 = 2,989 g

TUGAS 3Sebutkan dan jelaskan kegunaan sel elektrolisis bagi kehidupan manusia (minimal 4) !

*