Elektrokimia

Tim Kimia FTP

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???

Pengertian lama reaksi kimiadimana terjadipengikatan danpelepasanoksigen

DefinisiRedoks

Pengertian lebihluasreaksi kimiadimana terjadiperubahanbilangan oksidasi

Bilangan Oksidasi???

• adalah muatan suatu atom / unsur dalamsuatu molekul / senyawa yang ditentukankarena perbedaan harga elektronegatifitas.

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. 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 padasenyawa hidrida ( NaH, LiH, CaH2 ) bilangan oksidasi H = -1.

5. Bilangan oksidasi O dlm senyawa adalah -2, kecuali padasenyawa 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.

6. Jumlah total biloks atom dlm suatu senyawa adalah nol. Dan jumlah total biloks untuk senyawa bermuatan adalahbesarnya sama dengan muatannya. a. H2SO4 total biloks sama dengan nolb. CO3

2- total biloks sama dengan -2

• 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 + O2 CO2 0 + +4

c. Reaksi pelepasan hidrogen. Misalnya : CH4 C + 2H2 -4 0

• Reaksi reduksi dpt mempunyai 3 pengertian :

a. Reaksi yg menyebabkan terjadinya penurunan biloks. Misalnya : K+

K + e +1 0

b. Reaksi pelepasan oksigen. Misalnya : CO2 C + O2 +4 0

c. Reaksi pengikatan hidrogen. Misalnya : C + 2H2 CH4 0 -4

Reaksi Autoredoks / ReaksiDisproporsionasi

0 -1

reduksi

Cl2 + 2OH- Cl- + ClO- + H2O

oksidasi

0 +1

Penyetaraan redoks

• Metode setengah reaksi redoks

• Metode bilangan oksidasi

Metode setengah reaksi redoks

• Tulis kerangka dasar ½ reaksi reduksi dankerangka ½ reaksi oksidasi

Contoh : K2Cr2O7 + HClKCl + CrCl3 + Cl2 + H2O

Reduksi : Cr2O72-Cr3+

Oksidasi : Cl- Cl2• Setarakan atom unsur yang mengalami

perubahan bilangan oksidasi

Reduksi : Cr2O72-2Cr3+

Oksidasi : 2Cl- Cl2

• Setarakan oksigen dan hidrogen– Dalam larutan asam atau netral :

Tambahkan 1 H2O untuk setiap kekurangan 1 atom O, lalu setarakan kekurangan atom H denganmenambahkan 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 : Cr2O7

2- + 14H+2Cr3+ + 7H2O

Oksidasi : 2Cl- Cl2

• Jika ada spesi lain, selain unsur yang mengalamiperubahan bilangan oksidasi, maka setarakanspesi yang bersangkutan pada ruas lainnya

Contoh : Pb PbSO4 menjadi Pb + SO4 PbSO4

• Setarakan muatan dengan menambahkanelektron pada ruas yang kelebihan muatan

Reduksi : Cr2O72- + 14H+ + 6e-

2Cr3+ + 7H2O

Oksidasi : 2Cl- Cl2 + 2e-

• Samakan jumlah elektron pada ½ reaksi reduksi dan ½ reaksi oksidasi

Reduksi : Cr2O72- + 14H+ + 6e-

2Cr3+ + 7H2O (dikali 1)

Oksidasi : 2Cl- Cl2 + 2e- (dikali 3)

Redoks : Cr2O72- + 14H+ + 6Cl-2Cr3+ + 3Cl2 + 7H2O

• Dikembalikan pada reaksi awal, menjadi ;

K2Cr2O7 + 14HCl 2KCl + 2CrCl3 + 3Cl2 + 7H2O

• Jadi, persamaan redoks lengkapnya :

K2Cr2O7 + 14HCl 2KCl + 2CrCl3 + 3Cl2 + 7H2O

Metode bilangan oksidasi

• Tentukan unsur yang mengalami perubahanbiloks, dan tuliskan bilangan oksidasinya.

+7 +2 +3 +2

KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 K2SO4 + Fe2(SO4)3 + MnSO4 +H2O

• Menyetarakan unsur yang mengalami perubahanbiloks dengan memberi koefisien yang tepat.

KMnO4 + 2FeSO4 + H2SO4 K2SO4 + Fe2(SO4)3 + MnSO4 +H2O

• Menentukan jumlah pertambahan bilanganoksidasi dari unsur yang mengalami oksidasi danjumlah penurunan bilangan oksidasi unsur ygmengalami reduksi

• Samakan koefisien masing-masing senyawadengan menyetarakan sesuai perubahan biloks(dikalikan dengan faktor x)

2KMnO4 + 10FeSO4 + H2SO4 K2SO4 + 5Fe2(SO4)3+ 2MnSO4 +H2O

• 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 padaH2SO4. Lalu setarakan hidrogen dan oksigen.

• Jadi persamaan redoks lengkapnya :2KMnO4 + 10FeSO4 + 8H2SO4 K2SO4 + 5Fe2(SO4)3 + 2MnSO4 +8H2O

Ada dua jenis sel elektrokimia, yaitu :

• Sel volta : reaksi redoks akan menghasilkanarus listrik (terjadi perubahan energi kimiamenjadi energi listrik).

Contoh : baterai, aki

• Sel elektrolisis : arus alam menimbulkan reaksiredoks (terjadi perubahan energi listrikmenjadi energi kimia).

Contoh : penyepuhan logam.

Macam sel elektrokimia

• reaksi redoks yang terjadi secara spontan ( reaksi kimia yang dapat menghasilkan arus listrik)

Sel Volta/sel elektrokimia

• Arus listrik yang dialirkan kedalamnya menimbulkan reaksi redoks /kimia

Sel Elektrolisis

Sel volta

• Elektron mengalir dari logam Zn (anode) menuju Cu melaluikawat penghubung, dan Zn mengalami oksidasi menjadi ion Zn2+.Zn(s) Zn2+(aq) + 2e-

• Elektron yang dilepaskan mengalir melalui rangkaian kawatmenuju katode (logam Cu). Ion Cu2+ akan mengambilelektron dari logam tembaga, sehingga terjadi reduksi ion Cu2+ menjadi endapan tembaga. Cu2+(aq) + 2e-

Cu(s) Akibatnya lama kelamaan logam Zn larut, sedangkankatode (logam Cu) semakin tebal karena terbentuknyaendapan tembaga, dan menghasilkan aliran elektron(listrik).

Sel Volta

• Sel Volta adalah sel elektrokimia yang menghasilkan aruslistrik sebagai akibat terjadinya reaksi pada kedua elektrodasecara spontan.

• Misal : sebatang logam seng di masukkan kedalam larutanseng sulfat dan logam tembaga kedalam larutan tembagasukfat

• Logam seng mempunyai kecenderungan untuk melarutmembentuk ion seng, Zn 2+, tetapi seba-liknya ion seng dalamlarutan mempunyai kecen-derungan untuk mengendapsebagai atom Zn.

Dalam waktu singkat tercapai kesetimbangan yang dapatdinyatakan sebagai ;

Zn ====== Zn 2+ + 2 e

• Kecenderungan Zn untuk melarut lebih besar dari padakecenderungan Zn 2+ untuk mengendap, maka kesetimbanganagak ke kanan, sehingga pada logam Zn akan kelebihanelectron, yang memberikan muatan negative pada logam. Ion-ion seng dalam larutan akan terorientasi dengan muatannegative pada logam dan terbentuk lapisan rangkap listrik

• Sedangkan untuk tembaga sedikit berbeda. Disinikecenderungan Cu 2+ untuk mengendap(sebagai Cu) lebihbesar dari pada kecenderunganCu untuk melarut sehinggakedudukan kesetimbangan :

Cu ======= Cu 2+ + 2 e

Logam Cu kekurangan elektron dan logam ini lebih positifterhadap larutan

Jika kedua elektroda digabungkan menjadi sel Volta , kelebihanelectron pada elektroda Zn akan mengalir ke elektroda Cu dimana terdapat kekurangan electron.

• Karena kehilangan electron maka Zn akan melarutmenghasilkan electron, sedangkan ion-ion Cu2+ akan terusmengendap sebagai ion Cu

• Pada elektroda Zn terdapat kelebihan electron jadi bertidak sebagaielektroda negative(-) disebut anoda, karena disini terjadi setengah reaksioksidasi.

Zn ------- Zn 2+ + 2 e• Elektroda Cu yang kekurangan electron bertindak senagai 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 eKatoda (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 padatYang digunakan sebagai kontak listrik antara kedua larutan elektrolit dalamsel Volta.

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 +0,8 +1,52

• Katoda (muatan positif ) reduksi

• Anoda (muatan negatif) oksidasi

• Dalam suatu sel galvani

Eokatode > Eo

anode

• Dengan menggunakan potensial elektrodestandar di bawah ini:Cr2O7

2-(aq)+14H+

(aq)+6e 2Cr3+(aq)+ 7H2O Eo= +1,33 V

Zn2+(aq) + 2e-

Zn(s) Eo= - 0,76 V

Maka diagram sel galvaninya adalah ....

Sel elektrolisis

• Reaksi elektrolisis tergolong reaksi tidak spontan, yaitu memerlukan pengaruh energi listrik.

• Elektron (listrik) memasuki larutan melalui kutubnegatif (katode). Spesi tertentu dalam larutanmenyerap elektron dari katode dan mengalamireduksi.

• Spesi lain melepas elektron di anode danmengalami oksidasi.

• Katoda (muatan negatif) reduksi• Anoda (muatan positif) oksidasi

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.

Reaksi elektrolisis

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)

• Hukum Faraday I : “massa zat yang dibebeaskan pada elektolisis (m) berbandinglurus dengan jumlah listrik yang digunakan(Q)”.

m = Qm = i. t

• Hukum Faraday II : “ massa zat yang dibebaskan pada elektrolisis (m) berbandinglurus dengan massa ekuivalen zat itu (e)”.

m = e

Ar

ejumlah elektron

• Penggabungan Hukum Faraday I dan II menghasilkan persaamaan :

Untuk mengendapkan sebanyak 13 g Cr (Ar Cr = 52) dari larutan CrCl3 dengan arus sebesar 3 A ( 1 F = 96.500 C) diperlukan waktu ....

• m = 13 g

• i = 3 A

• Valensi Cr pada CrCl3 adalah +3.

• Setarakanlah reaksi redoks dibawah ini :

1. Fe3+ + Sn2+ Fe2+ + Sn4+

2. Ag + HNO3 AgNO3 + NO2 + H2O

3. MnO4 + H2SO3 SO42- + Mn2+

4. HPO32- + OBr-

Br- + PO43- ( dalam suasana basa )

5. C3H3O + CrO3 + H2SO4 Cr2(SO4)3 + C3H6O + H2O