ELEKTROKIMIA

PENDAHULUAN

• Elektrokimia merupakan ilmu yang mempelajari hubungan antaraperubahan (reaksi) kimia dengan kerja listrik, biasanya melibatkan selelektrokimia yang menerapkan prinsip reaksi redoks dalamaplikasinya.

• Sel jenis ini merupakan sistem yang terdiri atas 2 buah elektrodedan larutan elektrolit, peristiwa yang terjadi didalamnya adalahproses perpindahan elektron (reaksi redoks) , dengan catatan :proses pelepasan elektron (oksidasi) terjadi pada anoda dan prosespenarikan elektron (reduksi) terjadi pada katoda.

REAKSI REDUKSI-OKSIDASI

• Reaksi Oksidasi adalah reaksi yang menaikkan bilangan oksidasi suatuunsur dalam zat yang mengalami oksidasi. Oksidasi dapat terjadi denganpelepasan satu atau lebih elektron dari suatu atom, ion atau molekul

• Reduktor adalah Zat yang mengalami reaksi oksidasi• Reduksi adalah reaksi yang menurunkan bilangan oksidasi suatu unsur

dalam zat yang direduksi. Reduksi dapat terjadi dengan penangkapan satuatau lebih elektron oleh suatu atom, ion atau molekul

• Oksidator adalah Zat yang mengalami reaksi reduksi.• Terjadi transfer elektron dari pasangan pereduksi ke pasangan

pengoksidasi: terjadinya perubahan valensi• Pelepasan elektron oleh suatu zat kimia selalu disertai dengan

penangkapan elektron oleh bagian yang lain, dengan kata lain reaksioksidasi selalu diikuti reaksi reduksi

Perkembangan Konsep Reaksi Reduksi-Oksidasi

1. Berdasarkan Pengikatan dan Pelepasan Oksigen• Reduksi adalah reaksi pelepasan oksigen dari suatu senyawa.

• Oksidasi adalah reaksi pengikatan (penggabungan) oksigen oleh suatu zat.

Perkembangan Konsep Reaksi Reduksi-Oksidasi

2. Berdasarkan Pengikatan dan Pelepasan Elektron• Reduksi adalah reaksi pengikatan elektron.

• Oksidasi adalah reaksi pelepasan elektron

3. Berdasarkan Pertambahan dan Penurunan Bilangan Oksidasi• Reduksi adalah reaksi penurunan bilangan oksidasi

2SO3 → 2SO2 + O2

Bilangan oksidasi S dalam SO3 adalah +6 sedangkan pada SO2 adalah +4. Karena unsur Smengalami penurunan bilangan oksidasi, yaitu dari +6 menjadi +4, maka SO3 mengalamireaksi reduksi. Oksidatornya adalah SO3 dan zat hasil reduksi adalah SO2

• Oksidasi adalah reaksi pertambahan bilangan oksidasi

4FeO + O2 → 2 Fe2O3

Bilangan oksidasi Fe dalam FeO adalah +2, sedangkan dalam Fe2O3 adalah +3. Karena unsur Femengalami kenaikan bilangan oksidasi, yaitu dari +2 menjadi +3, maka FeO mengalami reaksioksidasi. Reduktornya adalah FeO dan zat hasil oksidasi adalah Fe2O3.

Perkembangan Konsep Reaksi Reduksi-Oksidasi

PENYETARAAN PERSAMAAN REAKSI REDOKS

PersamaanReaksi Redoks

Metode Biloks

MetodeSetengah Reaksi

(Metode Ion-Elektron)

BILANGAN OKSIDASI (BILOKS)

• Bilangan oksidasi (biloks) adalah suatu bilangan yang menunjukkanukuran kemampuan suatu atom untuk melepas atau menangkapelektron dalam pembentukan suatu senyawa.

• Nilai biloks dapat positif maupun negatif, dapat berupa bilangan bulatmaupun pecahan. Hal ini disebabkan karena biloks merupakan hasilperhitungan dan sebenarnya tidak mempunyai dasar riil.

Penentuan Biloks

1. Unsur bebas (misalnya H2, O2, N2, Fe, dan Cu) mempunyai bilanganoksidasi = 0.

2. Nilai biloks dalam satu molekul senyawa adalah Nol3. Unsur logam mempunyai bilangan oksidasi selalu bertanda positif.

• Golongan IA (logam alkali: Li, Na, K, Rb, dan Cs) bilangan oksidasinya = +1• Golongan IIA (alkali tanah: Be, Mg, Ca, Sr, dan Ba) bilangan oksidasinya = +2

4. Umumnya unsur H mempunyai bilangan oksidasi = +1, kecuali dalamsenyawa hidrida, bilangan oksidasi H = –1.• Bilangan oksidasi H dalam H2O, HCl, dan NH3 adalah +1• Bilangan oksidasi H dalam LiH, NaH, dan CaH2 adalah –1

5. Umumnya unsur O mempunyai bilangan oksidasi = –2, kecuali dalamsenyawa peroksida, bilangan oksidasi O = –1• Bilangan oksidasi O dalam H2O, CaO, dan Na2O adalah –2• Bilangan oksidasi O dalam H2O2, Na2O2adalah –1

Penentuan Biloks

6. Unsur F selalu mempunyai bilangan oksidasi = –1.

7. Dalam senyawa biner dengan logam, unsur-unsur golongan VII A,mempunyai biloks -1, golongan VI A = -2, dan golongan V A = -3

8. Bilangan oksidasi ion tunggal = muatannya. Contoh: Bilanganoksidasi Fe dalam ion Fe2+ adalah +2

Contoh:Contoh reaksi redoks ,penentuan oksidator-reduktor, dan biloksnya:

MnO2 + 4 HCl MnCl2 + Cl2 + 2 H2O+4 (-2x2) +1 -1 +2 (-1x2) 0

reduksi oksidasi

MnO2 = oksidator; HCl = reduktor

Pb + PbO2 + 2 H2SO4 2 PbSO4 + 2 H2O0 +4 (-2x2) +2 +6 (-2x4)

oksidasireduksi

PbO2 = oksidator; Pb = reduktor

0 0 +1 -1

1. 2Ag + Cl2 2AgCl (redoks)Oksidasi

Reduksi

+2(-1)2 0 +1 -1 +4(-1)4 +1-1

2. SnCl2 + I2 +2HCl SnCl4 + 2HI (redoks) Oksidasi

Reduksi

+2-2 +1-1 +2(-1)2 (+1)2-2

3. CuO + 2HCl CuCl2 +H2O (bukan redoks)0 0 +1-1

4. H2 + Cl2 2HCl (redoks)Oksidasi

Reduksi

+2(-1)2 0 +1 -1 +4(-1)4 +1-1

SnCl2 + I2 +2HCl SnCl4 + 2HI

Tentukan zat reduktor, zat oksidator, hasil reduksi dan hasil oksidasi dari reaksi redoks berikut :

Zat reduktor (pereduksi) = SnCl2Zat oksidator (pengoksidasi) = I2

Hasil reduksi = HIHasil oksidasi = SnCl4

oksidasi

reduksi

Metode ½ Reaksi

Langkah-langkah:

1. Tuliskan ½ reaksi reduksi / ½ reaksi oksidasi

2. Samakan jumlah atom-atom yang berubah biloksnya.

3. Samakan Jumlah O dan H dengan cara:

a. Suasana Asam

* Samakan O dengan menambahkan H2O

* Samakan jumlah H dengan Menambah H+

b. Suasana Basa

* Samakan O dengan menambah OH-

* Samakan H dengan menambahkan H2O

4. Samakan muatnnya dengan menambahkan elektron ( e- )

Contoh:

MnO4- + Fe2+ Mn2+ + Fe3+

+7 +2 +3+2

½ Red, MnO4- Mn2+

½ Oks, Fe2+ Fe+3

MnO4- + 5 Fe2+ Mn2+ + 5 Fe3+

½ Red, MnO4- + 8 H+ + 5 e - Mn2+ + 4 H2O

½ Oks, 5 Fe2+ 5 Fe+3 + 5 e -

x1

x5

+ 4 H2O+ 8 H+ + 5 e -

+ e

+ 8 H+ + 4 H2O

Metode ½ Reaksi

MnO4- + Fe2+ MnO2 + Fe3+

+7 +4 +3+2

½ Red, MnO4- MnO2

½ Oks, Fe2+ Fe+3

MnO4- + 3 Fe2+ + 2 H2O MnO2 + 3 Fe3+ + 4 OH-

½ Red, MnO4- + 2 H2O + 3 e - MnO2

+ + 4 OH-

½ Oks, 3 Fe2+ 3 Fe+3 + 3 e -

x1

x3

+ 4 OH-+ 2 H2O + 3 e -

+ e

Metode ½ Reaksi

Soal:

1. Tentukan bilangan oksidasi unsur penyusun suatu senyawa atau ion yangditulis tebal berikut ini :a. CrO4

2- c. NaH2PO4

b. Ba(OH) 2 d. S2O32-

2. Tentukan oksidator, reduktor, hasil oksidasi, dan hasil reduksi pada reaksiredoks berikut.a. 2SnO + C → 2 Sn + CO2

b. ZnS + 2HNO3→ ZnSO4 + N2O + H2Oc. CaCO3 + 2HCl → CaCl2+ CO2+ H2O

3. Setarakan koefesien dari persamaan reaksiMnO + PbO2 → MnO4

- + Pb2+

SEL ELEKTROKIMIA

Ada 2 macam sel elektrokimia :

1. Sel Elektrolisis• Merupakan peristiwa penguraian elektrolit dalam sel elektrolisis oleh arus listrik.

• Reaksi tidak spontan karena membutuhkah sumber arus listrik

• Dalam sel ini energi listrik diubah menjadi energi kimia atau arus listrik menghasilkanreaksi redoks.

• Contoh : adalah pemurnian logam dan pelapisan logam.

2. Sel Volta (Sel Galvani)• Dalam sel ini energi kimia diubah menjadi energi listrik

• atau reaksi redoks menghasilkan arus listrik.

• Contoh : baterai

SEL ELEKTROKIMIA

SEL VOLTA / GALVANI SEL ELEKTROLISA

MENGHASILKAN LISTRIK MEMERLUKAN LISTRIK

Elektrolisis

• Elektrolisis adalah peristiwa penguraian elektrolit oleh arus listrik searah dengan menggunakan dua macamelektroda.

• Elektroda tersebut adalah katoda (elektroda yang dihubungkan dengan kutub negatif) dan anoda(elektroda yang dihubungkan dengan kutub positif).

• Pada anoda terjadi reaksi oksidasi, yaitu anion (ion negatif) ditarik oleh anoda dan jumlah elektronnyaberkurang sehingga bilangan oksidasinya bertambah

• Pada katoda terjadi reaksi reduksi, yaitu kation (ion positif) ditarik oleh katoda dan menerima tambahanelektron, sehingga bilangan oksidasinya berkurang.

Anoda → elektroda positif → Oksidasi

Katoda → elektroda negatif → Reduksi

Anion membawa muatan ke anoda, kation ke katoda

Elektron bergerak dari anoda ke aktoda

Katoda Na Na

Anoda 2Cl Cl 2

(l)(l)

(g) 2

-

(l)

→+

+→

−+

−

e

e

Reaksi sel :

ee

e

e

glll

ll

ll

2)()()()(

)()(

)()(

++→++

+→

→+

−−+

−−

−+

2

2

ClNa 2 2 Cl 2 Na 2

Anoda2 Cl Cl 2

Katoda Na 2 2 Na 2

)()()()( glll 2

iselektrolis Cl Na 2 Cl 2Na 2 +⎯⎯⎯ →⎯+ −+Atau :

REAKSI PADA ELEKTRODA

Reaksi Pada Katoda ( - ) tergantung pada jenis kationnya (ion positif)

• ion logam aktif (Gol I A, II A, Al dan Mn ) tidak direduksi yang direduksi air.

2H2O + 2 e H2 (g) + 2 OH-

• Kation lain akan direduksi.

Mx+ + x e M

REAKSI PADA ELEKTRODA

• Reaksi Pada Elektroda Dipengaruhi oleh jenis anoda yang digunakandan jenis anionnya.

Anoda

Inert, C, Pt, Au Anion

Sisa asam Oksi tidak dioksidasi yang dioksidasi air (SO4

2- NO3- )

2H2O 4H+ + 2 O2 + 4e

Sisa asam lain dan OH- dioksidasi

2 X- X2 (g) +2e

Anoda tidak inert akan teroksidasi

M Mx+ + x e

REAKSI PADA ELEKTRODA

• Tuliskan reaksi yang terjadi di katoda dan anoda pada lektrolisis:

a. Larutan KCl elektroda grafit.

b. Larutan K2SO4 elektroda grafit.

c. Larutan Cu(NO3)2 elektroda Cu

d. Lelehan MgCl2 eletroda platina

REAKSI PADA ELEKTRODA

• Katoda (-) Reduksi 2H2O + 2 e ---------→ H2 + 2OH-

Anoda (+) Anoda 2 Cl- --------→ Cl2 + 2 e

• Katoda (-) Reduksi 2H2O + 2 e ---------→ H2 + 2OH-

Anoda (+) Anoda 2 H2O --------→ O2 + 4 H+ 4 e

• Katoda (-) Reduksi Cu2+ + 2 e -------→ Cu

Anoda (+) Anoda Cu -----------→ Cu+2 + 2e

• Katoda (-) Reduksi Mg2+ + 2 e -------→ Mg

Anoda (+) Anoda 2 Cl- --------→ Cl2 + 2 e

Larutan KCl elektroda grafit

Larutan K2SO4 elektroda grafit

Larutan Cu(NO3)2 elektroda Cu

Lelehan MgCl2 eletroda platina

REAKSI PADA ELEKTRODA

Proses elektrolisis dalam industri

• Penyepuhan (melapisi logam dengan logam lebih mulia misal Ni, Cr, atau Au).

• Pemurnian logam (misal Ag, Cu, Au).

• Pembuatan senyawa (misal NaOH) atau gas (misal O2, H2, Cl2).

Elektroplating

Pemurnian Logam

Produksi Natrium

Hukum Faraday

• Hukum Faraday I: Massa zat yang dibebaskan pada elektroda karena elektrolisis (w) berbandinglurus dengan jumlah listrik yang mengalir melalui larutan (Q).

𝑚 = 𝑘. 𝑖. 𝑡. 𝑒 =1

𝐹. 𝑖. 𝑡. 𝑒 =

𝑖. 𝑡. 𝑒

96500 𝐶

𝑚 =𝑖. 𝑡. 𝐴𝑟

96500. 𝑛

m = massa zat yang diendapkan (g)

w = massa zat yang diendapkan (g)

e = bobot ekivalen (Ar/n)

n = valensi ion

i = kuat arus listrik (A)

t = waktu

Contoh:

Contoh:

Hukum Faraday

• Hukum Faraday II: Massa dari bermacam-macam zat yang timbulpada elektrolisis dengan jumlah listrik sama, berbanding lurus denganmassa ekivalennya.

Contoh:

Sel Volta

• Bila logam seng dimasukkan ke dalam larutan tembaga (II) sulfat (CuSO4) terjadi reaksi sebagai berikut.

Zn(s) + CuSO4(aq) → ZnSO4(aq)+ Cu(s)

• Zn(s) → Zn2+(aq)+ 2e-

• Cu2 + (aq) + 2 e- → Cu(s)

Deret Volta

• Makin ke kanan, mudah direduksi sukar dioksidasi

• Makin ke kiri, mudah dioksidasi sukar direduksi

(H)Li K Ba Ca Na Al Zn Cr Cu HgMg AgFe Ni Si Pb Pt AuMn H2o

• Ketika sel Daniell dihubungkan dengangolvanometer, terjadi arus elektron dari tembagake seng. Oleh karena itu logam seng bertindaksebagai kutub negatif dan logam tembaga sebagaikutub positif. Bersamaan dengan itu pada larutandalam sel tersebut terjadi arus positif dari kiri kekanan sebagai akibat dari mengalirnya sebagian ionZn2+ (karena dalam larutan sebelah kiri terjadikelebihan ion Zn2+ dibandingkan dengan ion SO4

2-

yang ada).

• Reaksi total yang terjadi pada sel Daniell adalah :

Zn(s) + Cu2+(aq)→ Zn2+(aq) + Cu(s)

• Reaksi tersebut merupakan reaksi redoks spontan

5/11/2018 51KULIAH PENDAHULUAN

ELEKTROANALISIS 19.2

reaksi redoks

spontan

anoda

oksidasi

katoda

reduksi

Menarik anion Menarik kation

Notasi Sel Volta

• Sel Volta dinotasikan dengan cara yang telah disepakati (untuk selZn/Cu2+)

Zn(s)|Zn2+(aq)║Cu2+(aq)|Cu(s)

• Bagian anoda (setengah sel oksidasi) dituliskan disebelah kiri bagiankatoda

• Garis lurus menunjukkan batas fasa yaitu adanya fasa yang berbeda(aqueous vs solid) jika fasanya sama maka digunakan tanda koma