KEGIATAN 6

REAKSI REDOKSA. Tujuan Setelah mempelajari modul ini diharapkan dapat; 1. Menjelaskan perkembangan konsep reaksi oksidasi-reduksi. 2. Menyetarakan persamaan reaksi redoks dengan cara bilangan oksidasi 3. Menyetarakan persamaan reaksi redoks dengan cara setengah reaksi (ion elektron). B. Uraian Pendahuluan Disekitar kita terdapat berbagai proses kimia yang berlandaskan reaksi reduksioksidasi atau reaksi redoks, contoh reaksi redoks dalam kehidupan kita sehari-hari diantaranya ;

Respirasi Fotosintesis

: C6H12O6 (s) + 6 O2 (g) CO2 (g) + 6 H2O (l) : 6CO2 (g) + 6 H2O (l) C6H12O6 (s) + O2 (g)

Pembuatan asam sulfat dengan proses kontak; S (s) + O2 (g) SO2 (g) 2 SO2 (g) + O2 (g) 2 SO3 (g) SO3 (g) + H2O (l) H2SO4 (l)

Pembuatan asam nitrat; 4 NH3 (g) + 5 O2 (g) 4 NO (g) + 6 H2O (g) 2 NO (g) + O2 (g) 2 NO2 (g) 2 NO2 (g) + H2O (l) HNO2 (aq) + HNO3 (aq)

Pembuatan asam klorida, amonia dan pembuatan gas-gas di laboratorium Fotografi: C6H4(OH)2 (aq) + 2 Ag+ (aq) C6H4O2 (aq) + 2 Ag (s) + 2H+ (aq) Pemangangan biji logam; 2 Cu2S (s) + 3 O2 (g) 2 Cu2O (s) + 2 SO2 (g) 2 ZnS (S) + 3 O2 (g) 2 ZnO (s) + 2 SO2 (g)

Reaksi Redoks

126

Reaksi pada sel Volta dan sel Galvani), Elektrolisis dan penyepuhan serta proses korosi

1. Perkembangan Konsep reaksi redoks Selama abad kesembilan belas istilah oksidasi digunakan untuk menjelaskan reaksi suatu zat dengan oksigen sedangkan reaksi-reaksi yang menyangkut penguraian zat dengan melepaskan oksigen disebut reduksi. Sejalan dengan perkembangan ilmu kimia, konsep oksidasi reduksi yang semula hanya menyangkut perpindahan oksigen kini telah diperluas, menyangkut reaksi tanpa keterlibatan oksigen. Untuk jelasnya dapat dilihat pada tabel 1 Tabel 1 Perkembangan Konsep reaksi redoks Oksidasi Reaksi suatu zat dengan oksigen Contoh: 2 Mg + O2 2 MgO Reaksi pelepasan elektron Contoh: Na Na+ + e Reaksi kenaikan biloks Contoh: Na Na+ + e 0 +1 Yang terjadi di anoda suatu sel elektrokimia Reduksi Reaksi pelepasan oksigen Contoh: 2 MgO 2 Mg + O2 Reaksi penangkapan elektron Contoh: Cl2 + 2 e 2 ClReaksi penurunan biloks Contoh: Cl2 + 2 e 2 Cl0 -1 Yang terjadi di katoda suatu sel elektrokimia

2. Konsep Oksidator Dan Reduktor Pada reaksi redoks zat yang mengoksidasi zat lain disebut oksidator atau zat pengoksidasi sedangkan zatnya sendiri mengalami pengurangan biloks Zat yang mereduksi zat lain disebut reduktor atau zat pereduksi sedangkan zatnya sendiri mengalami penambahan biloks. Hubungan antara oksidator, reduktor dan perubahan bilangan oksidasi serta perubahan elektron dapat diringkas dalam tabel 2 Reaksi oksidasi dan reduksi yang terjadi secara simultan (bersamaan) oleh suatu spesi disebut reaksi disproporsionasi atau autooksidasi/auto redoks. Spesi ini mengandung unsur yang mempunyai biloks diantara biloks tertinggi, dan terendah saling berinteraksi;Reaksi Redoks 127

Contoh 1. Reaksi auto redoks: a. H+ (aq) + Cu2O (s) Cu (s) + Cu 2+ (aq) + H2O (l) ( +1) (0) (+2) b. Cu+ (aq) Cu 2+ (aq) + Cu (s) ( +1) (+2) (0) c. 2 H + (aq) + 3 NO2- (aq) NO3- (aq) + 2 NO (g) + H2O (l) ( +3) (+5) (+2) d. Cl2 (g) + 2 OH- (aq) ClO- (aq) + Cl- (aq) + H2O (l) (0) (+1) (-1) Tabel 2. Pengertian oksidator reduktor serta perubahannya Pengertian Oksidasi Reduksi Oksidator Reduktor Zat yang dioksidasi Zat yang direduksi Bilangan Oksidasi Bertambah Berkuruang Berkurang Bertambah Bertambah Berkurang Perubahan Elektron Melepaskan elektron Menangkap elektron Menerima elektron Memberikan elektron Kehilangan elektron Menerima elektron

Dalam penyelesaian reaksi redoks sangat diperlukan pemahaman tentang konsep oksidator, reduktor serta perubahannya. Dalam reaksi, oksidator akan mengalami reduksi sedangkan reduktor akan mengalami oksidasi untuk jelasnya dapat dilihat pada tabel 3 dan tabel 4 berikut; Oksidator dan reduktor yang umum; 1. Oksigen adalah oksidator umum a. Pada proses perkaratan besi 4 Fe (s) + 3 O2 (g) + 2 H2O (l) 2 Fe2O3.H2O (s) b. Pada pembentukan oksida dari logam yang reaktif 4 Al (s) + 3 O2 (g) 2 Al2O3 (s) c. Pembakaran bahan bakarReaksi Redoks 128

CH4 (g) + 2O2 (g) CO2 (g) + 2 H2O (g) 2. Klor Klor banyak digunakan sebagai zat disinfektan untuk air minum dan sebagai pemutih dalam industri kertas 3. Kalium dikromat Digunakan untuk mendeteksi kadar alkohol dalam udara diparu-paru (napas) peminum alkohol dengan prinsip mereduksi Cr2O72- yang berwarna jingga Cr3+ yang berwarna hijau. Tabel 3. Beberapa Oksidator dan Hasil Reduksi OKSIDATOR Cl2 J2 H2O2 Na2O2 HNO2 HNO3 encer HNO3 pekat H2SO4 pekat KClO3 KBrO3 KJO3 NaOCl MnO2 PbO2/PbO3 KMnO4 asam KMnO4 Basa K2Cr2O7 asam HASIL REDUKSI ClJH2O Na+ NO NO/N2O/N2/NH4+ NO2 SO2 ClBrJClMn2+ Pb2+ Mn2+ MnO2 Cr3+

Tabel 4. Beberapa Reduktor Dan Hasil Oksidasi REDUKTOR H2 Zn H2 SO2 C2O42SnCl2 Fe3+ Na3AsO3 HJReaksi Redoks

HASIL OKSIDASI H+ Zn2+ H2O SO42CO2 Sn4+ FeSO4 AsO43J2129

Fe2

Fe3+

Contoh 2. Tentukan Zat yang dioksidasi, reduksi, Oksidator dan reduktor dari reaksi berikut, buat dalam tabel. a. 2 HNO3 + 3 H3AsO3 2 NO + 3 H3AsO4 + H2O b. NaI + 3 HOCl NaIO3 + 3 HCl c. 2 KMnO4 + 4 H2C2O4 + 3 H2SO4 10 CO2 + K2SO4 + MnSO4 + 8H2O Jawaban contoh 2 Zat yang dioksidasi H3AsO3 NaI H2C2O4 Zat yang direduksi HNO3 HOCl KMnO4 Oksidator HNO3 HOCl KMnO4 Reduktor H3AsO3 NaI H2C2O4

3. Biloks unsur dalam molekul dan ion Unsur-unsur dan molekul dari atom murni biloks = 0 H dalam senyawa biloks = +1 kecuali, H dalam hidrida biloks = -1 O dalam senyawa biloks = -2 Kecuali, O dalam OF2 = +2 dan peroksida = -1 Unsur gol IA dalam senyawa biloks = +1 Unsur gol IIA dalam senyawa biloks = +2 Jumlah aljabar biloks dalam senyawa = 0 Jumlah aljabar biloks dalam ion = muatannya

Contoh biloks a. Biloks Na = 0; K = 0; Fe = 0 H dalam H2 = 0; Cl dalam Cl2 = 0

Reaksi Redoks

130

b. Biloks H dalam H2O biloks = +1 c. H dalam CaH2 biloks = -1 d. Biloks O dalam H2O = -2, O dalam OF2 = +2 dan H2O2 = -1 e. Biloks Li; Na; K dalam senyawa. = +1 f. Biloks Hg; Ca; Ba dalam senyawa = +2 g. Biloks molekul HNO3 = 0 h. Biloks molekul H2SO4 = 0 Biloks NO3- = -1 i. Biloks ion SO42- = -2 j. Biloks Fe[CN]63- = -3 3. Penyetaraan reaksi redoks Ada dua cara menyetarakan reaksi redoks yaitu cara setengah reaksi dan cara perubahan bilangan oksidasi atau biloks 3.1 Penyetarakan reaksi redoks cara setengah reaksi 1. Setiap persamaan reaksi redoks merupakan penjumlahan dua setengah reaksi 2. Dalam persamaan reaksi yang sudah setara, jumlah elektron yg dilepaskan pada oksidasi sama banyak dengan jumlah elektron yang diterima pada reaksi reduksi 3. Ada tiga tahap penyetaraan reaksi redok cara setengah reaksi: a. Menuliskan kerangka setengah reaksi b. Mengimbangkan setiap setengah reaksi c. menjumlah kedua setengah reaksiReaksi Redoks 131

Contoh 1. Setarakan reaksi redoks berikut dalam suasana asam H2SO3 + HNO2 NO + SO42Tahap 1. Menuliskan kedua kerangka setengah reaksi H2SO3 SO42HNO2 NO Tahap 2. Mengimbangkan setiap setengah reaksi a. Menambah H2O untuk mengimbangkan O H2SO3 + H2O SO42HNO2 NO + H2O

b. Menambahkan H+ untuk mengimbangkan H H2SO3 + H2O SO42- + 4 H+ HNO2 + H+ NO + H2O

c. Menambahkan elektron untuk mengimbangkan muatan H2SO3 + H2O SO42- + 4 H+ + 2e HNO2 + H+ + e NO + H2O Tahap 3. Menjumlahkan kedua setengah reaksi H2SO3 + H2O SO42- + 4 H+ + 2e . x 1 HNO2 + H+ + e NO + H2O... x 2 H2SO3 + 2HNO2 SO42- + 2NO+ 2H+ +2H2O

Reaksi Redoks

132

Contoh 2. Setarakan reaksi redoks berikut dalam suasana basa HPO3 2- + OBr Tahap 1 Menuliskan kerangka kedua setengah reaksi HPO3 2OBr Tahap 2 Mengimbangkan setiap setengah reaksi a. Menambahkan H2O untuk mengimbangkan O HPO3 2- + H2O PO4 3OBr Br - + H2O PO4 3 Br Br- + PO4 3-

b. Pada tahap ini seperti pada suasana asam, kemudian untuk menghilangkan H+ dengan menambahkan jumlah ion OH - sama banyak di kedua ruas HPO32- + H2O PO4 3- + 3 H+ 3OH 3OH-

HPO32- + 3OH- PO43- + 2 H2O OBr- + 2H+ Br - + H2O

2OH- 2OHObr - + H2O Br - + 2OH Menambah elektron untuk mengimbangi muatan HPO3 2- + 3OHOBr - +H2O + 2e Tahap 3 Menjumlahkan kedua setengah reaksi PO43- + 2 H2O + 2e Br - + 2OH-

c.

Reaksi Redoks

133

HPO32- + 3OH- PO43- + 2 H2O + 2e OBr - + H2O + 2e Br - + 2OHHPO3 2- + OBr - + OH- PO43- + Br - + H2O 3.2 Penyetarakan reaksi redoks cara bilangan oksidasi Cara ini dapat dilakukan dengan beberapa tahap; 1. Tulis pereaksi dan hasil reaksi 2. Tandai unsur-unsur yang mengalami perubahan bilangan oksidasi 3. Setarakan jumlah unsur yang mengalami perubahan bilangan oksidasi ruas kiri dan ruas kanan persamaan reaksi 4. Hitung jumlah berkurangnya dan bertambahnya bilangan oksidasi 5. Samakan jumlah berkurangnya dan bertambahnya bilangan oksidasi 6. Samakan jumlah muatan di ruas kiri dan di ruas kanan dengan menambahkan H+ bila larutan bersifat asam atau OH- bila larutan bersifat basa 7. Tambahkan H2O untuk menyamakan jumlah atom H di ruas kiri dan di ruas kanan

Contoh : 1. Setarakan reaksi (berlangsung dalam suasana asam) Fe2+ + MnO4- Fe3+ + Mn2+ Tahap 1 : Fe2+ + MnO4- Fe3+ + Mn2+ Tahap 2,3 : Fe2+ + MnO4 - Fe3+ + Mn2+ +2 +7 +3 -5 Tahap 4: Fe2+ + MnO4 - Fe3+ + Mn2+ +2 +7 +3 +1 +2

+2

Reaksi Redoks

134

Tahap 5 : 5Fe2+ + MnO4- 5Fe3+ + Mn2+ Tahap 6 : 5Fe2+ + MnO4- + 8H+ 5Fe3+ + Mn2+ Tahap 7 : 5Fe2+ + MnO4- + 8H+ 5Fe3+ + Mn2+ + 4H2O

Contoh 2. : Setarakan reaksi Al + NO3- AlO2- + NH3 (berlangsung dalam suasana basa) Tahap 1 : Al + NO3- AlO2- + NH3 Tahap 2,3 Al + NO3- AlO2 - + NH3 0 +5 +3 -8 Tahap 4 : Al + NO30 +5 +3 AlO2+3 + NH3 -3 -3

Tahap 5 : 8Al + 3NO3- 8AlO2- + 3NH3 Tahap 6 : 8Al + 3NO3- + 5OH- 8AlO2- + 3NH3 Tahap 7 : 8Al + 3NO3- + 5OH- + 2H2O 8AlO2- + 3NH3 Jika lebih dari satu unsur dioksidasi dan/atau direduksi pertambahan total bilangan oksidasi adalah jumlah pertambahan bilangan oksidasi masing-masing unsur.

Contoh 3.Reaksi Redoks 135

Setarakan reaksi berlangsung dalam suasana asam) FeS Tahap 1, 2, 3 : FeS + NO3 NO + SO4 2- + Fe3+ +2 -2 +5 +2 +6 Tahap 4 : FeS +2 -2 + NO3+5 -3 +8 +1 Tahap 5 : FeS + 3NO3- + 4H+ 3NO + SO42- + Fe3+ -9 +9 Tahap 6 : FeS + 3NO3- + 4H+ 3NO + SO42- + Fe3+ Tahap 7 : FeS + 3NO3- + 4H+ 3NO + SO42- + Fe3+ + 2H2O Jika lebih dari satu mol unsur yang dioksidasi dan/atau direduksi dalam satu mol pereaksi, maka pada tahap 3 ditulis jumlah mol minimum hasil reaksi yang terbentuk untuk setiap mol pereaksi NO + +2 +6 SO42- + Fe3+ +3 +3 + NO3 NO + SO42+ Fe3+

Contoh 4. Reaksi antara As2S3 dan ClO3- Dalam suasana asam Tahap 1: As2S3 + ClO3- Cl- + H2AsO4- + SReaksi Redoks 136

Tahap 2 : As2S3 + ClO3- Cl- + H2AsO4- + S Tahap 3 : As2S3 + ClO3- Cl- + 2H2AsO4- + 3S Tahap 4 -6 As2S3 + ClO3- Cl- + 2H2AsO4- + 3S +6 -6 +5 -1 +10 0 +16 -6 Tahap 5 : 3As2S3 + 5ClO3- 5Cl- + 6H2AsO4- + 9S Tahap 6 : 3As2S3 + 5ClO3- 5Cl- + 6H2AsO4- + 9S + 6H+ Tahap 7 : 9H2O + 3As2S3 + 5ClO3- 5Cl- + 6H2AsO4- + 9S + 6H+

Reaksi Redoks

137

KEGIATAN 7

ELEKTROKIMIA dan ELEKTROLISISA. Tujuan Setelah mempelajari modul ini diharapkan dapat; 1. Menggambarkan susunan sel volta atau sel galvani dan menjelaskan fungsi tiap bagiannya. 2. Menuliskan lambang sel dari reaksi-reaksi yang terjadi pada sel volta. 3. Menghitung potensial sel berdasarkan data potensial standar4.

Menghitung potensial sel berdasarkan data potensial non standar

5. Menjelaskan prinsip sel-sel volta 6. Menyimpulkan ciri reaksi redoks yang berlangsung spontan. 7. Mengamati reaksi redoks dalam sel elektrolisis dan menerapkan hukum Faraday B. Uraian Pendahuluan 1. Sel Elektrokimia Dalam sel elektrokimia terjadi reaksi kimia disertai perpindahan elektron dan perubahan energi kimia menjadi energi listrik atau sebaliknya pada sel elektrolisis, seperti tertera pada bagan berikut. Sel Elektrokimia Sel Volta/Sel Galvani Energi kimia Energi listrik Katoda:Kutub +(terjadi reaksi reduksi)Reaksi Redoks

Sel Elektrolisis Energi listrik Energi Kimia katoda: kutub - (terjadi reaksi reduksi)138

Anoda: Kutub (terjadi reaksi oksidasi) Aliran elektron dari anoda ke katoda

Anoda: Kutub+(terjadi reaksi Oksidasi) Elektron memasuki larutan melalui Kutup negatif.

1.1 Sel Volta/Sel Galvani Sel Galvani terdiri atas dua elektroda dan elektrolit. Sel Galvani dapat menghasilkan energi listrik sebagai hasil reaksi kimia yang berlangsung spontan. Cara kerja sel galvanik sebagai berikut,

Pada anoda terjadi oksidasi dan electron bergerak menuju elektroda Elektron mengalir melalui sisrkuit luar menuju kekatoda. Elektron berpindah dari katoda ke zat dalam elektrolit, zat yang menerima elektron mengalai reduksi. Dalam sirkuit dalam, muatan diangkut oleh kation ke katoda dan oleh anion ke anoda.

Gambar 1. Sel Volta Potensial yang dihasilkan oleh reaksi reduksi sel volta pada suhu 250C disebut potensial standar (Eo). Dalam sel volta terjadi perubahan energi kimia menjadi energi listrik disebut electro motive force (EMF) atau gaya gerak listrik (GGL). Untuk konsentrasi larutan 1 M berlaku rumus:

Reaksi Redoks

139

Eo sel = Eored - Eooks

(1)

Contoh1: Jika diketahui: Eo Cu2+/Cu = +0,34 Volt Eo Zn2+/Zn = -0,76 Volt Bagaimana susunan sel volta supaya reaksi spontan, dan hitung harga Eo sel. Pembahasan: Karena Eo Cu > Eo Zn, maka Cu lebih mudah mengalami reaksi reduksi dan Zn lebih mudah mengalami reaksi oksidasi. Sehingga Cu sebagai katoda dan Zn sebagai anoda. Eosel = Eo Cu Eo Zn = 1,10 Volt atau Eo sel = Eo(+) Eo(-)

= 0,34 (-0,76)

Unsur-unsur mulai dari harga Eo kecil sampai besar dikenal sebagai Deret Volta Li-K-Ba-Ca-Na-Mg-Al-Mn-Zn-Cr-Fe-Cd-Ni-Sn-Pb-(H)-Sb-Bi-Cu-Hg-Ag-Pt-Au Dari kiri ke kanan - Harga Eo semakin besar - Sifat oksidator semakin kuat - Semakin mudah mengalami reaksi reduksi Jadi unsur-unsur sebelah kiri mampu mereduksi unsur-unsur sebelah kanannya dan sebaliknya unsur-unsur sebelah kanan mampu mengoksidasi unsur-unsur sebelah kirinya. Apabila konsentrasi larutan dalam sel elektrokimia bukan 1 M, maka potensial sel dapat dihitung dengan persamaan yang dikemukakan oleh Walhter Nernst pada tahun 1889 dan dinyatakan dalam persamaan Nernst dengan rumus berikut ini.Reaksi Redoks 140

Eo Esel = nF 2,303 RT

[ Oksidasi] log [ Re duksi ]

Pada temperature 25 C0 atau 298 K 2,303 x 4,314 x 298 96500

2,303 RT nF

=

=

0,0591 V

Maka persamaan Nerst sederhananya

[ Oksidasi] 0,0591 E sel = E0 sel - n log [ Re duksi ]

(2)

Contoh 2 Dengan menggunakan persamaan Nernst, potensial sel dengan reaksi Co Jika diketahui Co 2+ + 2 e Co Ni 2+ + 2e Ni Eo = -2,777 V Eo = -0,250 V + Ni 2+ Co 2+ + Ni

Dengan Reaksi sel, Co + Ni 2+ Co 2+ + Ni

Eo = Eo Ni 2+/Ni Eo Co 2+/Co Dalam hal ini, Ni menjadi katoda(positif) dan Co sebagai anoda(negatif) Eo sel = Eo Katoda Eo Anoda = (-0,250 V) -(- 2,77 V)Reaksi Redoks 141

= -0,250 V + 2, 77 V = +0,03 V Jika (Co 2+) = 0,01M dan (Ni 2+) = 1,0 M

[ 0,059] Maka E sel = Eosel- [ n]= 0,03 E sel

[Co ] 0,059 . log [ Ni ]2+ 2+

[ 0,059] [1]

log

( 0,01) (1)

= 0,03 + 0,059 = 0,089 V

2. Daya Gerak Listrik(DGL) dan Energi Bebas Energi listrik yang dihasilkan oleh sel galvanik/sel Volta adalah sama dengan pengurangan energi bebas - G0 = n F Eo G0 = - n F Eo Contoh 1. Zn/Zn2+ (1 M) // Cu 2+ (1 M) / Cu G0 = - n F Eo -2 (96500).(1,10 ) Joule = - 212300 J = - 212,3 Kj Harga G0 negatif menunjukkan reaksi sel diatas berlangsung spontan. Catatan Dapat disimpulkan bahwa suatu reaksi redoks yang mempunyai DGL sel positif dan G negative akan berlangsung spontan.Reaksi Redoks 142

= Eo = 1,10 Volt

Contoh 2. Jika diketahui DGL sel Zn/ZnCl2 (0,05)//AgCl(s),Ag adalah 1,015 Volt pada suhu 298 K a. Tuliskan reaksi selb.

Hitung energi bebas

c. Ramalkan apakah reaksi berlangsung spontan Jawab: a. Reaksi anoda : Zn Zn 2+ + 2 e Reaksi katoda : 2 AgCl (s) + 2 e 2 Ag + 2 ClReaksi sel : Zn + 2 AgCl (s) 2 Ag + Zn 2+ + 2 Cl

b. G0 = - n F Eo = -2 x 1,015 x 96500 = -195900 J Mol-1 = - 195,9 Kj Mol-1. c. Karena DGL sel positif dan G0 negatif akan berlangsung spontan.

3. Beberapa Sel Volta Komersial Ada dua macam sel volta yang bekerja berdasarkan prinsip Galvani dan prinsip Volta. (Pada 1797 Luigi Galvani menemukan bahwa listrik dapat dihasilkan olek reaksi kimia). Pada 1800 Allesandro Volta membuat sel praktis pertama menghasilkan listrik berdasarkan reaksi kimia. 1. Sel Primer Setelah salah satu komponen habis terpakai tidak dapat mengubah kembali hasil reaksi menjadi pereaksi. 2. Sel Sekunder Sel ini disebut sel penyimpan Reaksi sel adalah reaksi reversibelReaksi Redoks 143

Contoh Sel Primer 1. Sel Daniell, Zn 2+(x M) 2+(yM) Zn Cu Cu Reaksi anoda: (-) Zn Zn2+ + 2e Cu Zn2+ + 2e

Reaksi katoda: (+) Cu2+ + 2e Reaksi sel : Zn + Cu2+

2. Sel Konsentrasi Ag + (0,050 M) + (0,50 M) Ag Ag Ag Reaksi anoda : Ag Ag+ (0,050 M) + e

Reaksi katoda : Ag+ (0,50 M) + e Ag 3. Sel Ion dengan Bilangan oksidasi yang berubah-ubah (a) Pt 2+ (x M), Fe3+ (y M) 4+ (w M), Ce3+ (z M) Fe Ce Pt Reaksi anoda (-) Fe2+ Fe3+ + e Reaksi katoda (+) Ce4+ + e Ce3+ Reaksi sel Fe2+ + Ce4+ Fe3+ + Ce3+ (b) Pt 2+ (x M), Fe3+ Fe MnO4- (y M), Mn2+ Pt Reaksi anoda (-) Fe2+ Fe3+ + e Reaksi katoda (+) MnO4- + 8 H+ + 5e Mn2+ + 4H2O Reaksi sel 5Fe2+ + MnO4- + 8H+ + 5e Mn2+ + 4H2O 4. Sel Kering (Sel Leclanche) Zn: MnO2, NH4Cl, ZnCl2 (pasta) : C (grafit) Reaksi anoda (-) Zn Zn2+ + 2e Reaksi katoda (a) 2NH4+ + 2e 2NH3 + H2(g) (b) H2(g) + 2MnO2(s) Mn2O3(g) + H2O Reaksi sel Zn(s) + 2NH4+ + 2MnO2(s) Zn2+ + 2NH3 + Mn2O3 + H2O

(Zn + 2NH4+ + 2NH3 + 2MnO2 Zn(NH3)42+ + Mn2O3 + H2O) 5. Sel Kering AlkaliReaksi Redoks 144

: Zn (s) + 2OH- (aq) ZnO (s) + H2O + 2e Katoda : 2MnO2(s) + H2O + 2e Mn2O3 (s) + 2OH- (aq) Potensial sel 1,54 V. 6. Sel Bervoltase-tetap Cd 2+ (jenuh), CdSO4 (s) 2+ (jenuh), HgSO4 Cd Hg Hg Reaksi anoda (-) Cd Cd2+ + 2e Reaksi katoda (+) Hg22+ + 2e 2Hg Reaksi sel 7. Baterai Perak Oksida Anoda : Zn(s) + 2OH- (aq) Zn(OH)2 (s) + 2e Katoda : Ag2O(s) + H2O + 2e 2Ag(s) + 2OH- (aq) Reaksi sel Zn (s) + Ag2O (s) + H2O Zn(OH)2 (s) + 2Ag (s) Baterai ini lebih mahal karena mengandung perak. Potensial baterai 1,5 V. 8. Sel Merkuri Reaksi Anoda (-) Zn + 2OH- ZnO + H2O + 2e Reaksi katoda (+) HgO + H2O + 2e Hg + 2OHReaksi sel Zn + HgO ZnO + Hg Cd + Hg22+ Cd 2+ + 2Hg

2.1 Sel Penyimpan (sel sekunder) 1. Sel penyimpan tembal (Aki) Pb 2SO4 (Bj 1,30) 2 H PbO Reaksi anoda (-) Pb(s) + HSO4- PbSO4 (s) + H+ + 2e Reaksi katoda (+) PbO2 (s) + HSO4- + 3H+ + 2e PbSO4 (s) + 2H2O Reaksi sel Pb (s) Pb + PbO2 (s) + 2HSO4- + 2H+ 2PbSO4 (s) + 2H2O Pada pengisian aki, 2PbSO4 (s) + 2H2 + energi listrik Pb (s) + PbO2 (s) + 2HSO4- + 2H+ 2. Sel Edison Fe KOH (20%; sedikit LiOH) 2O3.xH2O (s) NiReaksi Redoks 145

Reaksi anoda (-) Fe (s) + 2OH- Fe(OH)2 (s) + 2e Reaksi katoda (+) Ni2O3 (s) + 3H2O +2e Ni(OH)2 (s) + 2OHReaksi sel Fe (s) + Ni2O3 (s) + 3H2O Fe(OH)2 (s) + Ni(OH)2 (s)

3. Sel Nicad (nickel cadmium) Cd KOH (20%) 2O3.xH2O Ni Reaksi anoda (-) Cd + 2OH- Cd(OH)2 + 2e Reaksi katoda (+) Ni2O3 + 3H2O + 2e 2Ni(OH)2 + 2OHReaksi sel 3. Sel Bahan Bakar Sel bahan bakar adalah satu sel galvani dimana selalu tersedia pereaksi yang dialirkan keelektroda sehingga sel selalu bekerja secara kontinu. Sel Bacon terdiri dari anoda nikel dan katoda nikel, nikel oksida dengan elektrolit larutan KOH. Elektroda tersebut berpori dan gas-gas berdifusi sehingga bersentuhan dengan elektroda. Reaksi anoda (-) 2H2 + 4OH- 4H2O + 4e Reaksi katoda (+) O2 + 2H2O + 4e 4OHReaksi sel 2H2 + O2 2H2O Cd + Ni2O3 + 3H2O Cd(OH)2 + 2Ni(OH)2

Potensial sel adalah 1 volt. 4. Sel Elektrolisis Istilah elektrolisis berasal dari bahasa Yunani electro artinya peristiwa listrik dan lysis artinya terurai. Pada elektrolisis oleh energi listrik zat-zat yang dapat terurai, alat tempat berlangsungnya elektrolisis disebut sel elektrolisis. Dalam sel ini, Elektroda adalah penghantar tempat listrik masuk kedalam dan keluar dari zat-zat yang bereaksi. Perpindahan elektron antara elektroda dan zat-zat dalam sel menghasilkan terjadi pada permukaan elektroda.Reaksi Redoks 146

Zat-zat yang dapat dielektrolisis adalah leburan ion dan larutan yang mengandung ion terlarut

5. Proses elektrolisis Ada beberapa hal dari elektrolisis yang mirip dengan sel elektrolisis.

Elektrolit adalah zat dalam sel yang menghantarkan arus listrik, dalam elektrolit muatan listrik diangkut oleh ion-ion diangkut oleh ion-ion yang bergerak. Elektroda yang terjadi oksidasi disebut anoda dan bermuatan positif Elektroda yang terjadi reduksi disebut katoda dan bermuatan negatif Ion negatif membawa muatan ke anoda dan ion positif sebaliknya Dalam sirkuit luar elektron bergerak melalui kawat dari anoda ke katoda. Sel elektrolisis tidak memerlukan jembatan garam, komponen utamanya adalah sebuah wadah, elektroda, elektrolit, dan sumber arus searah.

6. Faktor yang Menentukan Kimia Elektrolisis Faktor yang Menentukan Kimia Elektrolisis ada dua yaitu; 1. Konsentrasi (keaktifan) elektrolit yang berbeda Contoh : Cl2 (g) + 2 e a. Larutan NaCl pekat Reaksi anoda (+) 2 Cl-

Reaksi katoda(-) 2 H2O + 2 e H2 (g) + 2 OHElektrolisis Reaksi sel 2 Cl- + 2 H2O Cl2 (g) + H2 (g) + 2 OHb. Larutan NaCl yang sangat encer Reaksi anoda(+) 2 H2O O2 (g) + 4H+ + 4e Reaksi katoda(-) 2 H2O + 2 e H2 (g) + 2 OHReaksi Redoks 147

Elektrolisis Reaksi sel 6 H2O 2 H2 (g) + O2(g) + 4 H + + 4 OH2. Komposisi Kimia Elektroda yang Berbeda a. Elektroda inert Contoh: Elektrolisis larutan Na2SO4 Reaksi anoda(+) 2 H2O O2 (g) + 4H+ + 4e Reaksi katoda(-) 2 H2O + 2 e H2 (g) + 2 OHElektrolisis Reaksi sel 6 H2O 2 H2 (g) + O2(g) + 4 H + + 4 OHb. Elektroda tidak inert Contoh: Elektrolisis larutan CuSO4 dengan Cu sebagai anoda Reaksi anoda(+) Cu Cu2+ + 2e Reaksi katoda(-)Cu2+ + 2e Cu Dari contoh-contoh elektrolisis diatas dapat disimpulkan bahwa; 1. Reaksi pada katoda jika yang menuju katoda adalaha.

Ion-ion dari Na+, K+ , Ca2+, Mg 2+ ion- ion ini tidak mengalami reduksi tetapi reaksi yang terjadi adalah 2 H2O + 2 e H2 (g) + 2 OHTetapi jika ion tersebut berasal dari leburan/leburan garamnya, akan terduksi Ion H+ dari asam dapat tereduksi 2 H+ + 2 e H2(g)

b.

c. Ion-ion logam selain 1 dan 2 dapat tereduksi dan mengendap di katoda Cu2+ + 2 e Cu Ag+ + e 2. Reaksi Pada Anoda 1. Anoda inert (Pt, Au, C) yang menuju anoda adalah ion negatif dari;a.

Ag

Ion OH- mengalami reduksi 4 OH- 2 H2O + O2(g) + 4 e

Reaksi Redoks

148

b. Ion Cl- , Br-, I- akan tereduksi 2 Cl- 2 Br- 2 l Cl2(g) + 2 e Br2(g) + 2 e l2(g) + 2 e

c. Ion SO42- , NO3- tidak tereduksi tetapi 2 H2O O2 (g) + 4H+ + 4e 2. Jika anodanya tidak inert (aktif) seperti Cu, maka anodanya akan teroksidasi Cu Cu 2+ + 2 e. 7. Kegunaan Elektrolisisa. b. c. d.

Untuk memurnikan logam( Cu) Melapisi/penyepuhan (Au, Ag) Pembuatan gas-gas( H2, O2, Cl2 ) Pembuatan logam(Na dengan sel Down) Pengisian aki . Latihan

e. Ekstraksi logam dan senyawa (Al, Na, K, Mg, Zn, Ca)f.

C.

1. Oksidator dan reduktor Dari reaksi redoks berikut tentukan zat yg dioksidasi, zat yg direduksi, oksidator dan reduktor1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8.

H2 + Cl2 2 HCl Na2S2O3 + I2 2NaI + Na2S4O6 3O2 + C2H4 2CO2 + 2H2O K2Cr2O7 + 14 HCl 3Cl2 + 2KCl + 2CrCl3 + 7H2O CdS + I2 Cd2+ + 2I- + S 8H+ + 2MnO + 5PbO2 2 MnO4- + 5 Pb2+ + 4H2O Cl2 + IO3- + 2 OH- IO4- + 2Cl- + H2O 8 Al + 3 NO3_ + 5 OH- + 2 H2O 8 AlO2- + 3 NH3

2. Latihan Penyetaraan Reaksi Redoks Setarakan reaksi redoks berikut cara setengah reaksi(ion elektron)Reaksi Redoks 149

1.

K2Cr2O7(ag) + HCl(ag) KCl(ag) + CrCl3(ag) +Cl2(ag) + H2O(l)(s asam)2. 3. 4. 5. 6.

MnO4-(ag) + H+(ag) + H2C2O4(ag) Mn2+(ag) + CO2(g) + H2O(l)(s asam) CuS(s) +NO3-(ag) Cu2+(ag) + S(s) + NO(g) (s.asam) MnO(s) + PbO2(s) MnO4-(ag) + Pb2+(ag) (s. Asam)

Bi2O3(s) + NaOH(ag) + NaClO(ag) NaBiO3(ag) + NaCl(ag) + H2O(l) (S. Basa) Zn(s) + NO3-(ag) + OH-(ag) ZnO22-(ag) + NH3(g) + H2O(l) (s. Basa)

3. Latihan Elektrokimia a.b.

Jika diketahui harga PRS dalam table lampiran; Tentukan Eo sel Tuliskan reaksi sel Ramalkan apakah reaksi berlangsung spontan 1. Mg/Mg2+//Ag+/Ag = 2. Mg/Mg2+//Cu2+/Cu = 3. Zn/Zn2+//Cu2+/Cu = 4. Li/Li+//Zn2+/Zn = 5. Mg/Mg2+//Zn2+/Zn = 6. Fe/Fe2+//Cu2+/Cu = 7. Mg/Mg2+ (0,01M//Ag+ (1 M) /Ag = 8. Mg/Mg2+(0,1 M)//Cu2+ (0,01M) /Cu =

c. d.

Reaksi Redoks

150

Reaksi Redoks

151