web viewmenjelaskan konsep reaksi oksidasi-reduksi dalam sistem elektrokimia yang melibatkan energi...
TRANSCRIPT
REAKSI REDOKS DAN ELEKTROKIMIA
(Tugas Telaah Kurikulum Kimia Sekolah 2)
Oleh
Kelompok 5
D. Paulus Manik 0713023009
Heru Agung Saputra 1013023046
Agustina Simanjuntak 1013023065
Annisa Sholeha 1013023030
Frida Octavia P. 1013023040
Sinta Mutiara Akmal 1013023058
PROGRAM STUDI PENDIDIKAN KIMIA
FAKULTAS KEGURUAN DAN ILMU PENDIDIKAN
UNIVERSITAS LAMPUNG
BANDARLAMPUNG
2012
Standar Kompetensi
2. Menerapkan konsep reaksi oksidasi-reduksi dan elektrokimia dalam teknologi
dan kehidupan sehari-hari
Kompetensi Dasar
2.1 Menjelaskan konsep reaksi oksidasi-reduksi dalam sistem elektrokimia yang
melibatkan energi listrik dan kegunaannya dalam mencegah korosi dan dalam
industri
Indikator
1. Menyetarakan reaksi redoks dengan metode setengah reaksi (ion-elektron)
dalam suasana asam
2. Menyetarakan reaksi redoks dengan metode setengah reaksi (ion-elektron)
dalam suasana basa
3. Menyetarakan reaksi redoks dengan metode bilangan oksidasi dalam suasana
asam
4. Menyetarakan reaksi redoks dengan metode bilangan oksidasi dalam suasana
basa
5. Menjelaskan pengertian sel elektrokimia
6. Menjelaskan sel volta (sel Galvani)
7. Menuliskan notasi sel/diagram sel berdasarkan persamaan reaksi redoks
8. Menghitung E selo suatu reaksi redoks berdasarkan potensial elektrode standar
9. Menjelaskan deret volta dan potensial reduksi
10. Menetukan apakah suatu reaksi dapat berlangsung spontan atau tidak
berdasarkan deret volta
11. Menjelaskan contoh aplikasi sel volta dalam kehidupan sehari-hari
12. Menyebutkan faktor-faktor penyebab terjadinya korosi
13. Menjelaskan peristiwa terjadinya korosi
14. Menjelaskan cara-cara yang dapat dilakukan dalam memperlambat korosi
1
Kegiatan Pendahuluan
GURU MEMBUKA PEMBELAJARAN DENGAN MENGUCAPKAN SALAM
KEMUDIAN MEMERIKSA KEHADIRAN SISWA
Guru : “Baiklah anak-anak pada pertemuan kali ini kita akan mempelajari reaksi
oksidasi-reduksi dan elektrokimia. Sebelumnya Bapak ingin bertanya, siapa yang
masih ingat konsep perkembangan reaksi redoks?”
Siswa : “Ada tiga Pak, pertama berdasarkan penglepasan dan penangkapan
oksigen, kedua berdasarkan penglepasan dan penangkapan elektron, dan yang
ketiga berdasarkan peningkatan dan penurunan bilangan oksidasi”
Guru : “Ya, pintar. Berdasarkan penglepasan dan penangkapan elektron
contohnya bagaimana?”
Siswa : “(Menuliskan di papan tulis)
Reaksi oksidasi: Na → Na+ + e-
Reaksi reduksi: Cl2 + 2e- → 2Cl-
Guru : “Bagaimana reaksi keseluruhanya?”
Siswa : “(Menuliskan di papan tulis)
2Na(s) + Cl2(g) → 2NaCl(aq)
Guru : “Kenapa Na-nya jumlahnya tiba-tiba jadi dua?”
Siswa : “Karena disetarakan, Pak”
Guru : “Ya, bagaimana cara menyetarakannya?”
Siswa : “(Menuliskan di papan tulis)
Reaksi oksidasi: Na → Na+ + e │×2│
Reaksi reduksi: Cl2 + 2e → 2Cl- │×1│
2
Reaksi oksidasi: 2Na → 2Na+ + 2e
Reaksi reduksi: Cl2 + 2e → 2Cl -
Reaksi keseluruhan: 2Na + Cl2 → 2Na+ + 2Cl-
Guru : “Berarti kalian masih ingat cara menyetarakan reaksi. Kalau Bapak minta
kalian untuk menyetarakan reaksi berikut ini:
NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + H2O
Pasti kalian dapat melakukannya dengan mudah. Kita hanya perlu menyetarakan
jumlah atom pada ruas kiri apakah sama dengan ruas kanan. Kalau sudah setara
maka pekerjaan kita selesai
2NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + 2H2O
Sekarang coba kalian setarakan reaksi berikut:
Cr2O72- + SO2 → 2Cr3+ + HSO4
-
SEMUA SISWA MULAI MENGERJAKAN, NAMUN TAMPAKNYA
MEREKA MENGALAMI KESULITAN
Guru : “Bagaimana?”
Siswa : “Tidak bisa Pak, Bingung”
Guru : “Ya, kita tidak bisa melakukan hal yang sama pada reaksi di atas tadi.
Selain kita menyetarakan jumlah atom-atom, kita juga harus menyetarakan
muatannya.
Untuk itu kita memerlukan metode lain dalam menyetarakan reaksi-reaksi
semacam ini. Disini terdapat dua metode untuk menyelesaikannya. Metode
pertama adalah metode setengah reaksi (ion-elektron) dan metode yang kedua
adalah metode bilangan oksidasi. Baiklah kita akan mempelajari satu persatu
metode tersebut. Untuk yang pertama adalah metode setengah reaksi (ion-
elektron).
3
Berikut ini langkah-langkah dalam menyetarakan reaksi dengan metode setengah
reaksi (ion-elektron):
1). Reaksi dipecah menjadi dua persamaan setengah reaksi, lalu masing-masing
disetarakan melalui urutan sebagai berikut
a). Setarakan jumlah atom selain O dan H, dengan menambahkan
koefisien
b). Setarakan jumlah atom O, dengan menambahkan H2O secukupnya
diruas yang kekurangan O
c). Setarakan jumlah atom H, dengan menambahkan H+ secukupnya
diruas yang berlawanan
d). Setarakan jumlah muatan, dengan menambahkan elektron seruas
dengan H+
2). Jika suasana asam, penyetaraan selesai. Jika suasana basa, H+ harus diganti
dengan OH- dengan cara sebagai berikut
a). Tambahkan OH- pada kedua ruas sebanyak H+
b). Gabungkan H+ dan OH- menjadi H2O
c). Kurangilah kelebihan H2O
3). Setarakan jumlah elektron pada dua buah setengah reaksi, dengan
menambahkan koefisien
4). Akhirnya, jumlahkan kedua buah setengah reaksi tersebut
Dari reaksi tadi dan berdasarkan langkah-langkah di atas mari kita setarakan
sama-sama:
Cr2O72- + SO2 → Cr3+ + HSO4
- (suasana asam)
Siswa : “Oke, Pak”
Guru : “Pertama kalian tentukan mana yang mengalami oksidasi dan mana yang
mengalami reduksi”
Siswa : “Yang mengalami reduksi Cr2O72-, dan yang mengalami oksidasi SO2”
Guru : “Sekarang tuliskan masing-masing setengah reaksinya!”
4
Siswa : “Maksud setengah reaksinya apa, Pak?”
Guru : “Tadi yang mengalami reduksi dari apa terus menjadi apa, dan begitu
juga yang oksidasi”
Siswa : “Ooo…
Reduksi: Cr2O72- → Cr3+
Oksidasi: SO2 → HSO4-
Guru : “Ayo sekarang setarakan masing-masing setengah reaksi tersebut. Coba
kalian baca langkah pertama, untuk yang reduksi setarakan jumlah atom selain O”
Siswa :
Reduksi: Cr2O72- → 2Cr3+
Guru : “Selanjutnya langkah kedua, mana ruas yang kekurangan O?”
Siswa : “Ruas kanan, Pak”
Guru : “Berarti kita harus menambahkan H2O diruas kanan sebanyak atom O
diruas kiri”
Siswa : “Berarti 7H2O ya, Pak”
Guru : “Ya”
Siswa : “(Menambahkan 7H2O pada ruas kanan)
Cr2O72- → 2Cr3+ + 7H2O
Guru : “Baik, setengah reaksi tersebut tetap belum setara karena pada ruas kanan
terdapat atom H sementara pada ruas kiri belum terdapat atom H. Oleh karena itu,
kita perlu menyetarakannya. Karena reaksi ini dalam suasana asam maka kita
menambahkan H+ pada ruas yang kekurangan atom H. Kalau begitu berapa H+
yang harus kita tambahkan?”
Siswa : “14H+, Pak
5
Cr2O72- + 14H+ → Cr3+ + 7H2O
Guru : “Nah, sekarang kalian setarakan muatannya dengan menambahkan
elektron pada ruas yang kelebihan muatan positif!”
Siswa : “(DENGAN BIMBINGAN GURU)
Cr2O72- + 14H+ + 6e → 2Cr3+ + 7H2O … (1)
Guru : “Dengan cara yang sama, kalian setarakan setengah reaksi oksidasi!”
Siswa :
SO2 + 2H2O → HSO4- + 3H+ + 2e … (2)
Guru : “Baiklah, kalian sudah dapatkan masing-masing setengah reaksi reduksi
dan setengah reaksi oksidasi. Sekarang kalian setarakan jumlah elektron pada dua
buah setengah reaksi, dengan menambahkan koefisien. Pada persamaan (1) ada 6
buah elektron sedangkan pada persamaan (2) hanya dua elektron. Agar jumlah
elektron sama, maka persamaan (2) harus dikalikan berapa?”
Siswa : “Dikali 3
SO2 + H2O → HSO4- + 3H+ + 2e … (2) │×3│
3SO2 + 3H2O → 3HSO4- + 9H+ + 6e … (2)
Guru : “Sekarang kalian jumlahkan, kedua setengah reaksi tadi (persamaan (1)
dan (2))!”
Siswa :
Reduksi: Cr2O72- + 14H+ + 6e → Cr3+ + 7H2O … (1)
Oksidasi: 3SO2 + 3H2O → 3HSO4- + 9H+ + 6e … (2)
Oksidasi-reduksi (redoks): Cr2O72- + 3SO2 + 5H+ → 2Cr3+ + 3HSO4
- + H2O
Guru : “Beri tepuk tangan buat kita semua yang berhasil menyetarakan reaksi
dengan menggunakan metode setengah reaksi!”
6
Siswa : “YEEE…”
Guru : “Ada, yang ingin ditanyakan sampai di sini, atau ada yang masih kurang
jelas?”
Siswa : “Tidak, Pak”
Guru : “Tadi kan untuk suasana asam, coba sekarang yang suasana basa
MnO4-(aq) + C2O4
2-(aq) → MnO2(s) + CO2(g) (suasana basa)
Ingat, ruas yang kekurangan O ditambah OH- dan ruas yang berlawanan ditambah
H2O”
Siswa : “(DENGAN BIMBINGAN GURU)
Reduksi: MnO4-(aq) + 2H2O + 3e → MnO2(s) + 4OH- │×2│
Oksidasi: C2O42-(aq) → 2CO2(g) + 2e │×3│
Redoks: 2MnO4-(aq) + 3C2O4
2-(aq) + 4H2O → 2MnO2(s) + 6CO2(g) + 8OH-
Guru : “Ya, bagus. Untuk latihan, kalian setarakan dengan menggunakan
metode setengah reaksi (ion-elektron) reaksi berikut:
Al + NO3- → AlO2
- + NH3 (suasana basa)
Siswa : “Oke, Pak”
GURU MEMBIMBING SISWA DALAM MENGERJAKAN LATIHAN-
LATIHAN SOAL TENTANG PENYETARAAN REAKSI REDOKS DENGAN
METODE SETENGAH REAKSI (ION-ELEKTRON)
Al + NO3- → AlO2
- + NH3 (suasana basa)
Reduksi: NO3- + 6H2O + 8e → NH3 + 9OH- … (1) │×3│
Oksidasi: Al + 4OH- → AlO2- + 2H2O + 3e … (2) │×8│
Redoks: 8Al + 3NO3- + 2H2O + 5OH- → 8AlO2
- + 3NH3
7
Guru : “Baik, berarti kalian sudah mengerti metode setengah reaksi ini.
Selanjutnya kita akan mempelajari metode yang kedua yaitu metode bilangan
oksidasi.
Berikut ini langkah-langkah dalam menyetarakan reaksi dengan metode bilangan
oksidasi:
1). Setarakan jumlah atom yang terlibat redoks (atom yang bilangan oksidasinya
berubah), dengan menambahkan koefisien
2). Setarakan jumlah elektron (selisih total bilangan oksidasi), dengan
menambahkan koefisien
3). Setarakan jumlah muatan, dengan menambahkan H+ (suasana asam) atau OH-
(suasana basa) secukupnya
4). Akhirnya, setarakan jumlah atom H, dengan menambahkan H2O secukupnya
Dari reaksi tadi,
Cr2O72- + SO2 → Cr3+ + HSO4
- (suasana asam)
Coba kalian tentukan bilangan oksidasi masing-masing atom dalam reaksi
tersebut!”
Siswa : “BO Cr pada Cr2O72- +6, dan menjadi +3 pada Cr3+. BO S pada SO2 +4,
dan menjadi +6 pada HSO4-”
Guru : “Dari pekerjaan kalian, atom yang terlibat redoks adalah Cr dan S. Atom
Cr perlu disetarakan dengan menambahkan koefisien di depan Cr3+, sedangkan
atom S sudah setara
Cr2O72- + SO2 → 2Cr3+ + HSO4
-
Kita tulis biloks (total) dibawahnya untuk atom-atom yang terlibat redoks, seperti
berikut:
8
Agar selisih bilangan oksidasi setara, SO2 dan HSO4- harus dikalikan 3
Cr2O72- + 3SO2 → 2Cr3+ + 3HSO4
-
Coba kalian hitung muatan diruas kiri dan juga muatan diruas kanan!”
Siswa : “Muatan di ruas kiri = -2, di ruas kanan = 2(+3) + 3(-1) = +3”
Guru : “Ya, tepat sekali. Agar muatan setara, diruas mana dan berapa kita harus
menambahkan H+?
Siswa : “5H+ diruas kiri
Cr2O72- + 3SO2 + 5H+ → 2Cr3+ + 3HSO4
-
Guru : “Bagus anak-anak, sekarang coba kalian hitung jumlah atom H diruas
kiri dan diruas kanan!”
Siswa : “Jumlah atom H diruas kiri = 5, sedangkan diruas kanan = 3”
Guru : “Agar atom H setara, berapa H2O yang harus ditambahkan diruas
kanan?”
Siswa : “Satu, Pak
Cr2O72- + 3SO2 + 5H+ → 2Cr3+ + 3HSO4
- + H2O
Guru : “Ya, bagus sekali. Akhirnya kita bisa menyetarakan reaksi tersebut. Nah
ini ada tips: untuk memeriksa apakah pekerjaan kita benar, lihatlah jumlah atom
O. Jika jumlah atom O sama berarti pengerjaan sudah betul. Jika tidak sama,
ulangi pekerjaan dari awal”
Siswa : “Oke, Pak”
Guru : “Sampai disini, ada yang kurang jelas mengenai penyetaraan reaksi
redoks dengan menggunakan metode bilangan oksidasi?”
Siswa : “Pak, gak mudeng”
Guru : “Kalian akan mudeng kalau kalian banyak latihan mengerjakan soal,
untuk itu kerjakan soal berikut:
9
MnO4-(aq) + SO3
2-(aq) → Mn2+(aq) + SO42-(aq) (suasana asam)
DENGAN BIMBINGAN GURU AKHIRNYA SISWA DAPAT
MENYETARAKAN REAKSI TERSEBUT
2MnO4-(aq) + 5SO3
2-(aq) + 6H+ → 2Mn2+(aq) + 5SO42-(aq) + 3H2O
Guru : “Anak-anak, tadi kita menyetarakan reaksi redoks dalam suasana asam,
lalu gimana sih kalau dalam suasana basa? Langkahnya hampir sama, untuk lebih
jelasnya kita setarakan reaksi berikut:
MnO4-(aq) + C2O4
2-(aq) → MnO2(s) + CO2(g) (suasana basa)
Coba kalian kerjakan sesuai langkah-langkah yang sudah Bapak beri!”
Siswa :
MnO4-(aq) + C2O4
2-(aq) → MnO2(s) + 2CO2(g)
2MnO4-(aq) + 3C2O4
2-(aq) → 2MnO2(s) + 6CO2(g)
Setelah ini Pak?”
Guru : “Nah, setelah itu tambahkan OH- pada ruas yang kekurangan O dan
diruas yang berlawanan tambah H2O”
Siswa :
2MnO4-(aq) + 3C2O4
2-(aq) + 4H2O → 2MnO2(s) + 6CO2(g) + 8OH-
Guru : “Wah, murid Bapak memang pintar-pintar. Kalau begitu kita lanjutkan
pembelajaran kita. Anak-anak, salah satu aplikasi dari prinsip-prinsip reaksi
10
redoks adalah sel-sel elektrokimia, yaitu sel-sel tempat energi kimia diubah
menjadi energi listrik atau sebaliknya.
Coba perhatikan semuanya!
Pembelajaran kali ini kita hanya akan mempelajari sel volta/sel galvani sedangkan
sel elektrolisis akan kita pelajari pembelajaran berikutnya. Mungkin dari kalian
ada yang sudah membaca sel volta (sel galvani)?”
Siswa : “Sedikit, Pak”
Guru : “Bagus, Nak. Nah, dalam sel elektrokimia ini dikenal istilah elektroda.
Ada yang tahu apa itu elektroda?”
Siswa : “Elektroda itu tempat terjadinya reaksi redoks”
Guru : “Ya, benar sekali. dalam sel volta elektroda tempat terjadinya reaksi
oksidasi disebut anoda, dan elektroda tempat terjadinya reaksi reduksi disebut
katoda
Perhatikan reaksi berikut:
Zn(s) + CuSO4(aq) → Cu(s) + ZnSO4(aq)
11
SEL ELEKTROKIMIASEL VOLTA/GALVANIMenghasilkan energi listrik sebagai hasil reaksi kimia (redoks) yang berlangsung spontan.Contoh:1. sel volta komersial2. aki3. baterai
Reaksi Zn dalam larutan CuSO4 merupakan reaksi redoks spontan. Spontan disini
maksudnya reaksi terjadi secara serta merta tanpa bantuan energi listrik, tetapi
reaksi ini justru menghasilkan arus listrik
Zn(s) + Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu(s)
Dalam reaksi tersebut, tidak ada arus listrik yang dapat diukur karena elektron
berpindah secara langsung dari atom Zn ke ion Cu2+. Kira-kira apa yang harus
dilakukan agar listrik yang dihasilkan dapat diukur?”
SEMUA SISWA DIAM
Guru : “Agar listrik yang dihasilkan dapat diukur, maka logam Zn dan ion Cu2+
dipisahkan sehingga menjadi rangkaian sebagai berikut:
Coba kalian tuliskan reaksi yang terjadi pada anoda dan katoda!”
Siswa : “(Tadi kata Bapaknya anoda tempat terjadinya reaksi oksidasi sedangkan
katoda tempat terjadinya reaksi reduksi)
Anoda: Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e
Katoda : Cu2+(aq) + 2e → Cu(s)
Guru : “Terimakasih. Nah, untuk menyusun seperti tadi batang Zn dicelupkan
pada larutan ZnSO4 dan Cu dalam larutan CuSO4, batang Cu dan Zn dinamakan
elektroda. Susunan elketroda (Zn dan Cu) dan larutan (ZnSO4 dan CuSO4) ini
disebut sel Daniel (John Daniel)
Pada sel Volta tersebut:
12
Elektroda Zn teroksidasi dan larut menjadi Zn2+
Elektron yang dibebaskan mengalir melalui kawat penghantar menuju
elektroda Cu
Pada elektroda Cu, elektron-elektron diikat oleh ion Cu2+ dari larutan dan
mengendap sebagai Cu(s) dan melekat pada batang Cu
Akibatnya apa pada anoda?”
SISWA HANYA DIAM
Guru : “Ion Zn2+ > ion SO42-, kalau begitu artinya apa?
Siswa : “Muatan positifnya lebih besar”
Guru : “Kalau pada katoda bagaimana?”
Siswa : “Pada katoda ion SO42- > ion Cu2+ (bermuatan negatif)”
Guru : “Ya, benar. Karena bermuatan positif pada ruang anoda, maka akan
menghambat pelarutan logam Zn selanjutnya, sebaliknya di ruang katoda
bermuatan negatif akan menahan pengendapan ion Cu2+ atau aliran elektron akan
berhenti. Lalu bagaimana mengatasinya?”
SEMUA SISWA DIAM
Guru : Oleh karena itu, diperlukan jembatan garam (umumnya berupa pipa U
terbalik berisi larutan garam inert (KCl, KNO3) sebagai medium penghantar agar
kation (K+, Zn2+) mengalir ke katoda dan anion (SO42-, Cl-) bergerak ke anoda.
Nah, pada akhir kerja sel Volta elektroda Zn akan berkurang massanya karena
teroksidasi menjadi Zn2+ yang larut. Bagaimana dengan elektroda Cu?”
Siswa : “Elektroda Cu akan bertambah massanya, karena Cu2+ tereduksi menjadi
endapan Cu”
Guru : “Bagaimana dengan larutan CuSO4?”
Siswa : “Semakin encer”
Guru : “Kalau larutan ZnSO4?”
13
Siswa : “Semakin pekat”
Guru : “Ya, bagus. Sekarang Bapak ingin bertanya, menurut kalian yang mana
kutub negatif dan positif antara anoda dan katoda?”
SEMUA SISWA SISWA SALING MENDISKUSIKAN
Siswa : “Pak, kalau menurut saya anoda itu kutub negatif dan katoda kutub
positif”
Guru : “Bagaimana penjelasannya?”
SISWA HANYA DIAM
Guru : “Ya, benar jawabanya demikian. Anoda kutub negatif karena elektron
mengalir dari batang Zn (anoda) menuju batang Cu (katoda). Kita kan tahu kalau
muatan negatif senang dengan muatan positif begitu sebaliknya. Katoda didatangi
elektron berarti katoda kutub positif bukan?”
Siswa : “Ooo… Iya Pak kami mengerti”
Guru : “Kalau anoda bagaimana?”
Siswa : “Negatif kan tidak suka negatif Pak makanya elektron pergi dari anoda
menuju katoda”
Guru : “Nah dari sel di atas tadi dapat dituliskan notasi sel atau diagram sel:
Zn(s)│Zn2+(aq)││Cu2+(aq)│Cu(s)
Berdasarkan konvensi:
Anoda digambarkan sebelah kiri dan katoda di sebelah kanan. Dua garis sejajar:
jembatan garam yang memisahkan anoda dan katoda. Garis tunggal: batas antar
fase.
Zn(s)│Zn2+(aq): pasangan oksidasi
Cu2+(aq)│Cu(s): pasangan reduksi
Sampai disini ada yang ingin ditanyakan?”
14
Siswa : “Belum, Pak”
Guru : “Pada gambar Sel Volta: Aliran elektron dari elektroda Zn ke elektroda
Cu dan tidak sebaliknya, artinya apa?”
Siswa : “Artinya ya Zn lebih mudah teroksidasi daripada Cu, sebaliknya ion Cu2+
lebih mudah tereduksi”
Guru : “OK, SMART SEKALI. Perbedaan kecenderungan teroksidasi
menghasilkan perbedaan rapatan muatan antara elektroda Zn dan Cu, yang pada
akhirnya menyebabkan beda potensial listrik antara Zn dan Cu. Selisih potensial =
potensial sel atau Esel (ggl=emf).
Bila konsentrasi ion Zn2+ = 1M, Cu2+ = 1M, Esel = 1,10 V. Potensial sel yang
diukur pada 25°C dengan konsentrasi ion-ion 1M dan tekanan gas 1 atm disebut
potensial sel standar, E selo .
Pengukuran potensial sel dapat digunakan untuk membandingkan kecenderungan
logam/spesi lain untuk mengalami oksidasi atau reduksi. Untuk membandingkan
kecenderungan oksidasi atau reduksi suatu elektroda, diperlukan elektroda
pembanding/standar yaitu elektroda hodrogen (SHE = Standar Hydrogen
Elektrode)
Menurut perjanjian, unsur yang ditetapkan sebagai standar adalah hidrogen, dan
bagi reaksi ion H+ menjadi H2 diberikan harga potensial reduksi (E°) = 0,00 V
2H+ + 2e → H2 E° = 0,00 V
Dengan demikian, dapat ditentukan harga E° dari logam-logam, yaitu harga E
relatif yang dibandingkan terhadap hidrogen.
Perhatikan semuanya!
15
Anoda: Zn(s) → Zn2+(aq) (1M) + e
Katoda: 2H+(aq) (1M) + 2e → H2(g) (1atm)
Keseluruhan:
Zn(s) + 2H+(aq) (1M) → Zn2+(aq) (1M) + H2(g) (1atm)
Notasi sel:
Zn(s)│Zn2+(aq) (1M)││2H+(aq) (1M)│H2(g) (1atm)│Pt(s)
Berdasarkan konvensi:
E selo =Ekatoda−Eanoda=EH 2
o −EZno
0,76V=0−EZno
EZno =−0,76V
16
Anoda: H2(g) (1atm) → 2H+(aq) (1M) + 2e
Katoda: Cu2+(aq) (1M) + 2e → Cu(s)
Keseluruhan:
Cu2+(aq) (1M) + H2(g) (1atm) → Cu(s) + 2H+(aq) (1M)
Notasi sel:
Pt(s)│H2(g) (1atm)│2H+(aq) (1M)││Cu2+(aq) (1M)│Cu(s)
Berdasarkan konvensi:
E selo =Ekatoda−Eanoda=ECu
o −EH 2
o
0,34V=ECuo −0
ECuo =+0,34V
Atau:
Zn(s) → Zn2+(aq) (1M) + 2e E° = -0,76 V
Cu2+(aq) (1M) + 2e → Cu(s) E° = +0,34 V
2H+(aq) (1M) + 2e → H2(g) (1atm) E° = 0,00 V
Pada sel Volta antara Cu dan Zn:
17
Anoda: Zn(s) → Zn2+(aq) (1M) + 2e
Katoda: Cu2+(aq) (1M) + 2e → Cu(s)
Keseluruhan:
Zn(s) + Cu2+(aq) (1M) → Zn2+(aq) (1M) + Cu(s)
E selo =Ekatoda−Eanoda=ECu
o −EZno =0,34V−(−0,76V )=+1,10V
Nah, E°sel yang bertanda positif menunjukkan reaksi berlangsung spontan, dan
yang bertanda negatif berarti nonspontan. Sampai disini ada yang ingin
ditanyakan?”
Siswa : “Belum, Pak”
Guru : “Baik, kespontanan reaksi ini dapat kita ketahui dari deret volta, yaitu
deret yang disusun berdasarkan potensial elektrode standar dari unsur-unsur
logam. Berikut ini deret volta:
K-Ba-Ca-Na-Mg-Al-Mn-(H2O)-Zn-Cr-Cd-Co-Ni-Sn-Pb-(H)-Cu-Hg-Ag-Pt-Au
Siswa : “Pak, apa maksudnya penyusunan deret ini?”
Guru : “Setiap logam mempunyai sifat reduktor, sebab cenderung melepaskan
elektron atau mengalami oksidasi. Ada yang bersifat reduktor kuat (mudah
teroksidasi) seperti logam-logam alkali, namun adapula yang bersifat reduktor
lemah (sukar teroksidasi) seperti logam-logam mulia. Nah, dulu ilmuan Volta itu
menyusun urutan logam-logam dari reduktor terkuat sampai reduktor terlemah
dan lebih dikenal sebagai deret Volta tadi.
Namun, kini kita mengetahui bahwa logam-logam penghuni sistem periodik
sangat banyak yang sebagian besar belum dikenal pada massa Alsessandro Volta.
Oleh karena itu, tidaklah praktis jika logam sebanyak ini kita susun dalam deret
Volta untuk dihafalkan. Sekarang bapak ingin bertanya, makin ke kiri bagaimana
sifat reduktornya?”
Siswa : “Gak tau, Pak”
18
Guru : “Masa tidak ada yang tahu? Dari penjelasan Bapak tadi, logam itu ada
yang bersifat reduktor kuat (mudah teroksidasi) seperti logam-logam alkali,
namun adapula yang bersifat reduktor lemah (sukar teroksidasi) seperti logam-
logam mulia. Jadi gimana sifat reduktornya makin ke kiri?”
Siswa : “Makin kuat”
Guru : “Kalau semakin ke kanan bagaimana?”
Siswa : “Ya semakin lemah”
Guru : “Ok, pintar sekali. Nah, dalam deret volta ini logam-logam yang di
sebelah kiri mampu mereduksi ion-ion disebelah kanannya, namun tidak mampu
mereduksi ion-ion disebelah kirinya. Ada yang tahu mengapa?”
Siswa : “Pak, karena logam yang disebelah kiri itu merupakan reduktor yang
lebih kuat dibanding logam disebelah kanan maka itu mereka mampu mereduksi”
Guru : “Ya, tepat sekali. Sebenarnya sudah bapak jelaskan tadi bahwa reduktor
yang lebih kuat itu mampu mereduksi reduktor yang lebih lemah namun tidak
sebaliknya. Nah dari konsep ini kita dapat memprediksi apakah suatu reaksi dapat
berlangsung spontan atau tidak. Coba kalian prediksi reaksi berikut apakah dapat
berlangsung spontan atau tidak, serta jelaskan alasan kalian!
1). Zn + 2HCl →
2). Ag + 2HCl →
Siswa : “Reaksi 1 dapat berlangsung spontan karena Zn terletak di kiri H”
Guru : “Ya, benar sekali. Logam Zn terletak di sebelah kiri H, sehingga Zn
dapat bereaksi dengan asam (mereduksi ion H+) untuk menghasilkan gas H2. Jadi
untuk reaksi 1 dapat berlangsung spontan. Kalau untuk reaksi 2 bagaimana?”
Siswa : “Reaksi 2 tidak dapat berlangsung spontan karena Ag terletak di kanan
H”
Guru : “Ya, logam Ag terletak di sebelah kanan H, sehingga Ag tidak bereaksi
dengan asam (tidak dapat mereduksi ion H+). Jadi reaksi 2 tidak dapat berlangsung
19
spontan. Wah, murid Bapak ini memang pintar-pintar semua. Ok, sampai di sini
ada yang ingin ditanyakan, atau ada yang masih kurang jelas?”
Siswa : “Tidak, Pak”
Guru : “Anak-anak kita harus berterima kasih kepada Pak Volta dan Pak
Galvani karena atas jasanya kita sekarang ini dapat menikmati HP, jam tangan,
dll. tanpa harus tersambung dengan sumber listrik”
Siswa : “Ooo… Iya juga ya”
Guru : “Ditempat-tempat yang jauh dari jangkauan listrik mungkin mereka
menggunakan aki untuk sumber listrik. Ada yang masih menggunakan aki di
rumah untuk sumber listrik?”
SEMUA SISWA MENGGELENG DAN BERKATA “TIDAK”
Guru : “Ada yang membawa kendaraan bermotor berangkat sekolahnya?”
Siswa : “Ada, Pak”
Guru : “Tentunya ada akinya pada motor kalian kan?”
Siswa : “Iya lah, Pak”
Guru : “Tahu tidak mengapa aki itu bisa menyediakan listrik?”
Siswa : “Gak tahu, Pak”
Guru : “Jadi begini anak-anak, di dalam aki itu terdapat anoda: padatan Pb
(timbal), katoda: padatan PbO2, dan elektrolit: larutan H2SO4. Ketika aki dipakai
maka terjadi reaksi pengosongan aki:
Anoda: Pb(s) + SO42-(aq) → PbSO4(s) + 2e
Katoda : PbO2(s) + 4H+(aq) + SO42-(aq) → PbSO4(s) + 2H2O(l)
Keseluruhan:
Pb(s) + 2SO42-(aq) + PbO2(s) + 4H+(aq) → 2PbSO4(s) + 2H2O(l)
20
Aki, umumnya terdapat 6 sel identik. Esel setiap sel = ± 2 V, total = 12 V
Nah suatu saat pasti aki itu habis dan tidak dapat dipakai lagi, lalu kalian pasti
akan pergi untuk mengecasnya bukan? Nah dalam proses pengisian aki berikut
reaksi yang terjadi:
Katoda (Pb): PbSO4(s) + 2e → Pb(s) + SO42-(aq)
Anoda (PbO2): PbSO4(s) + 2H2O(l) → PbO2(s) + 4H+(aq) + SO42-(aq)
Keseluruhan:
2PbSO4(s) + 2H2O(l) → Pb(s) + 2SO42-(aq) + PbO2(s) + 4H+(aq)
Pengisian aki, dilakukan dengan membalik arah aliran elektron pada kedua
elektroda”
Siswa : “Wah, ternyata”
Guru : “Ya, sebagai orang yang pernah belajar tentang kimia (khususnya
elektrokimia) kita harus bisa menjelaskan mengapa demikian. Selain aki, ada lagi
yang kerjanya menggunakan prinsip sel volta yaitu Baterei Kering (sel Leclanche)
Reaksi yang terjadi:
Anoda : Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e
Katoda : 2NH4+(aq) + 2MnO2(s) + 2e → Mn2O3(s) + 2NH3(aq)+ H2O(l)
Keseluruhan:
Zn(s) + 2NH4+(aq) +2MnO2(s) → Mn2O3(s) + 2NH3(aq) +H2O(l) + Zn2+(aq)
Voltase yang dihasilkan: 1,5 V
Pada reaksi: Zn2+(aq) + 4NH3(aq) → Zn(NH3)42+(aq)
Sel Leclanche: tidak dapat diisi ulang = sel primer karena hasil reaksi segera
membentuk kompleks Zn(NH3)42+(aq) sehingga reaksi tidak dapat dibalikkan
seperti pada sel aki (sel sekunder)
21
Sampai disini ada yang ingin ditanyakan?”
Siswa : “Tidak, Pak”
Guru : “Kelemahan batu baterei adalah ia seolah-olah cepat habis jika dipakai
terus-menerus. Kalau dibiarkan beberapa lama, kemudian dipakai lagi maka ia
seolah-olah baru lagi. Ada yang tahu mengapa demikian?”
SEMUA SISWA BERKATA “KIRA-KIRA MENGAPA YA?”
Guru : “Oke kalau begitu ini buat PR kalian. Pertemuan yang akan dating nanti
akan Bapak tanyakan”
Siswa : “Yah… Pak, kok PR sih”
Guru : “Biar kalian rajin belajar. Bapak ingin bertanya, kalian pernah melihat
besi berkarat?”
Siswa : “Pernah lah, Pak”
Guru : “Kalian sudah tahu bahwa peristiwa perkaratan besi adalah salah satu
contoh peristiwa redoks. Perkaratan besi adalah peristiwa reaksi antara besi
dengan udara:
4Fe(s) + 3O2(g) → 2Fe2O3(s)
Bapak dulu menjelaskan bahwa prosesnya tidak sesederhana itu namun ada
faktor-faktor lain yang menyebabkan besi itu berkarat. Siapa yang masih ingat?”
Siswa : “Wah, Pak udah lupa soalnya udah lama banget”
Guru : “Ya, namanya manusia wajar kalau lupa. Baiklah akan Bapak jelaskan
lagi
Logam yang dibuat untuk tujuan komersial biasanya tidaklah murni. Besi atau
baja, misalnya, banyak bercampur karbon. Zat-zat pengotor (impurities) ini tidak
tesebar merata dalam logam, melainkan bertumpuk pada bagian-bagian tertentu.
Akibatnya, timbul perbedaan potensial listrik antara bagian tersebut dengan
bagian permukaan yang normal (tidak mengandiung zat-zat campuran).
22
Bagian permukaan yang mengandung zat pengotor lebih mudah menangkap
elektron atau melepaskan elektron sehingga dapat berfungsi sebagai katode atau
anode. Ketika logam bertemu dengan uap air di udara, pada permukaan logam
terbentuk lapisan air. Oksida-oksida asam di udara dapat larut dalam lapisan air
tersebut, dan terbentuklah larutan asam pada permukaan logam. Dengan
demikian, tersedia “sel volta”: katode, anode, dan larutan elektrolit. Maka secara
spontan reaksi redoks berlangsung.
Pada perkaratan besi, suatu bagian pada permukaan besi itu bertindak sebagai
anoda atau mengalami oksidasi.
Fe(s) → Fe2+(aq) + 2e
Elektron mengalir ke bagian permukaan besi yang bertindak sebagai katode.
Disini O2 mengalami reduksi.
O2(g) + 4H+(aq) + 4e → 2H2O
O2(g) + 2H2O + 4e → 4OH-
Fe2+ yang terbentuk di anoda teroksidasi lebih lanjut menjadi Fe3+. Kemudian Fe3+
membentuk besi (III) oksida yang mengikat air, Fe2O3.xH2O. Inilah yang disebut
karat besi”
Siswa : “Ooo…”
Guru : “Dari penjelasan Bapak tadi mengenai proses perkaratan besi, coba
sebutkan faktor-faktor yang mempengaruhi perkaratan besi”
Siswa : “Air, oksigen”
Guru : “Ya, faktor lain yang mempengaruhi perkaratan adalah pH larutan,
garam-garam, serta kontak logam tersebut dengan logam lain. Untuk air (uap) air
dan oksigen merupakan syarat mutlak pada proses perkaratan. Di udara tanpa ada
uap air besi tidak akan berkarat begitu juga pada air yang tidak mengandung
oksigen”
Siswa : “Ooo… Iya”
23
Guru : “Nak, korosi/perkaratan besi itu menguntungkan gak?”
Siswa : “Ya tidak lah Pak, soalnya kan nanti besi itu jadi keropos”
Guru : “Oke, kira-kira untuk melindungi pagar rumah kalian yang terbuat dari
besi terhadap perkaratan, bagaimana?”
Siswa : “Di cat, Pak”
Guru : “Mengapa kok di cat?”
Siswa : “Berdasarkan penjelasan Bapak tadi, supaya besi itu terlindungi terhadap
kontak langsung dengan oksigen dan air”
Guru : “Wah… Hebat sekali murid Bapak satu ini. Sekarang Bapak ingin
bertanya lagi, kapal laut itu terbuat dari logam bukan?”
Siswa : “Iya Pak, terus kenapa?”
Guru : “Kenapa kapal itu tidak dikhawatirkan berkarat?”
Siswa : “Wah, iya juga ya”
Guru : “Ada yang tahu mengapa demikian?”
Siswa : “Gak tahu, Pak”
Guru : “Nah, ditambah yang tadi, ini buat PR kalian. Jadi PR-nya apa saja?”
Siswa : “Ada dua, Pak
1). Mengapa batu baterei seolah-olah cepat habis jika dipakai terus-menerus.
Kalau dibiarkan beberapa lama, kemudian dipakai lagi maka ia seolah-olah baru
lagi
2). Cari tahu bagaimana melindungi kapal laut dari perkaratan
Guru : “Bapak tambah lagi, cari tahu mengenai cara-cara lain yang dapat
dilakukan dalam memperlambat korosi. Kerjakan masing-masing dan minggu
depan dikumpul”
24
Siswa : “Oke, Pak”
Guru : “Berhubung waktu pembelajaran sudah habis Bapak rasa pembelajaran
pada hari ini cukup”
Kegiatan Penutup
GURU MEMOTIVASI SISWA AGAR LEBIH GIAT BELAJAR
GURU MEMBERIKAN EVALUASI BELAJAR SESUAI DENGAN MATERI
GURU MENGUCAPKAN SALAM LALU MENINGGALKAN KELAS
25