Kimia Dasar II Redoks dan Elektrokimia

Dr. Edi Pramono

Prodi Kimia FMIPA UNS

REDOKS

• Ingat kembali materi redoks SMA • Reaksi kimia melibatkan perubahan bilangan

oksidasi • Bilangan Oksidasi (+ / -)

– Ditambahkan pada penulisan atom sebagai muatan – Atom bebas bilangan oksidasi (biloks) = 0 – Golongan logam cenderung memiliki biloks (+) – H (+1) & F (-1) – Oksigen (-2) – Golongan halogen (-1)

Reaksi Redoks

• Oksidasi mengalami peningkatan biloks

• Reduksi mengalami punurunan biloks

• Reduktor

• Oksidator

2Na + Cl2 2NaCl

2Mg + O2 2MgO

Menyetarakan reaksi Redoks

• Reaksi biasanya terjadi pada kondisi asam/basa • Metode setengah reaksi untuk suasana asam

1. Bagi reaksi dalam masing-masing setengah reaksinya 2. Setarakan atom selain H dan O 3. Setarakan Oksigen pada sisi yang kekurangan

oksigen dengan penambahan H2O 4. Setarakan Hidrogen dengan penambahan H+ pada

sisi yang kekurangan H 5. Setarakan muatan dengan penambahan elektron 6. Setarakan jumlah elektron pada oksidasi dan reduksi

dan jumlahkan reaksi

Contoh

Setarakan reaksi berikut jika terjadi pada kondisi asam MnO4

- + H2SO3 SO42- + Mn2+

1. Setengah reaksi MnO4

- Mn2+

H2SO3 SO42-

2. Setarakan atom selain H & O 3. Setarakan O dengan penambahan H2O

MnO4- Mn2+ + 4H2O

H2O + H2SO3 SO42-

4. Setarakan H 8H+ + MnO4

- Mn2+ + 4H2O H2O + H2SO3 SO4

2- + 4H+

5. Setarakan muatan dengan penambahan e-

5e- + 8H+ + MnO4- Mn2+ + 4H2O

H2O + H2SO3 SO42- + 4H+ + 2e-

6. Setarakan jumlah elektron dan jumlahkan reaksi

2 (5e- + 8H+ + MnO4- Mn2+ + 4H2O)

(H2O + H2SO3 SO42- + 4H+ + 2e-) x5

----------------------------------------------------

10e- + 16H+ + 2MnO4- 2Mn2+ + 8H2O

5H2O + 5H2SO3 5SO42- + 20H+ + 10e-

-----------------------------------------------------------------------------------

2MnO4- + 5H2SO3 2Mn2+ + 3H2O + 5SO4

2- + 4H+

Redoks pada suasana Basa

• Tambahkan 3 tahapan:

7. Tambahkan kedua sisi dengan OH- sejumlah H+

8. Kombinasikan H+ dan OH- menjadi H2O

9. Koreksi jumlah H2O sisi kanan dan kiri

Contoh

• Reaksi pada contoh sebelumnya namun terjadi pada suasana basa:

• Tambahkan OH- 4OH- + 2MnO4

- + 5H2SO3 2Mn2+ + 3H2O + 5SO42- + 4H+ + 4OH-

• Kombinasi H+ dan OH- menjadi H2O

4OH- + 2MnO4- + 5H2SO3 2Mn2+ + 3H2O + 5SO4

2- + 4H2O

• Koreksi total H2O

4OH- + 2MnO4- + 5H2SO3 2Mn2+ + 7H2O + 5SO4

2-

Asam dan O2 sebagai oksidator

• Pada berbagai reaksi ionosiasi logam seringkali digunakan asam kuat untuk mengoksidasi logam tersebut

• Asam yang dapat digunakan – HNO3

– H2SO4

• O2 seringkali berperan sebagai oksidator pada oksidasi senyawa organik – Kita lebih mengenal pada reaksi pembakaran

Beberapa Bilangan Oksidasi logam

• Logam “dapat” memiliki bilangan oksidasi lebih dari satu • Kestabilan spesies mengikuti kestabilan pegisian elektron

pada orbitalnya • Pada logam alkali cenderung berbiloks +1; alkali tanah +2 • Logam transisi

– Beberapa stabil dengan biloks lebih dari satu • Cu = +1 & +2 • Fe = + 2 & +3 • Mn = +2; +4; +7 • Au = +1 & +3

– Tahapan perubahan biloks pada beberapa logam transisi dapat dipelajari dengan diagram Latimer dan Frost

Diagram latimer untuk Fe

Reaksi antar ion logam

• Mengikuti sistem pada deret Volta

• Bisa ditentukan dengan perhitungan potensial kimia (E) reaksi

Elektrokimia • Sel Galvani

*Reaksi kimia menghasilkan energi listri

Elektrokimia

• Elektroda – Katoda terjadi reaksi reduksi

– Anoda terjadi reaksi oksidasi

• Notasi sel – Contoh pada reaksi Ag+ dan Cu2+

Cu(s) I Cu2+(aq) II Ag+(aq) I Ag(s) – Anoda (kiri) II Katoda (kanan)

– Adakalanya digunakan elektroda innert jika terdapat spesimen berupa cairan/larut; contoh

– Zn(s) I Zn2+(aq) II Fe2+(aq), Fe3+(aq) I Pt(s)

Elektrokimia

• Elektrolisis energi listrik untuk menggerakkan reaksi kimia

• Beberapan satuan Internasional – Potensial (Volt, V) energi yang dihasilkan per

Coulomb.

1 V = 1 J/C

1 C = 1 Ampere x 1 Sec = 1 As

1 mol e- = 96500 C

1 F = 96500 C/mol e-

Contoh

• Elektrolisis pada logam X bermuatan +2 dilakukan dengan mengalirkan arus 3A selama 2 jam. Jika diakhir percobaan dihasilkan logam X sebanyak 7,11 g; maka Ar dari logam tersebut adalah… – Petunjuk : X2+ X melibatkan 2e- ( 2 mol elektron)

– Dari data arus dan waktu diperoleh berapa C (coulomb)

– Dari C dikonversi ke mol e-

– Untuk reaksi per 2 mol e- :

Massa= (mol e-/2) x Ar

Sehingga Ar = (2 x massa produk) / mol e-

Potensial Sel Esel

• E0 potensial standar ([X] 1M, 1 atm, T 298K)

• E potensial diukur pada suhu tertentu

E0sel = E0

reduksi - E0

oksidasi

• Pada elektroda hidrogen E0H+ = 0 V

• Potensial standar reduksi beberapa spesi ditunjukkan pada slide berikutnya

E0sel = E0

reduksi - E0

oksidasi

*) dalam perhitungan jangan merubah + / - E0

Contoh

• Reaksi Ag-Cu pada sel galvani (E0Ag+ = +0,8V;

E0Cu2+=+0,34V)

E0sel = E0

red – E0oks = E0

Ag+ – E0Cu2+

= 0,8 – 0,34 = + 0,46 V

Potensial reduksi standar Ag lebih positif dibandingkan Cu

sehingga Ag akan mengalami reduksi

Kesepontanan Reaksi

• Parameter sponan ΔS atau ΔG

• Korelasi E0sel dan ΔG0

– Ingat materi termokimia sester sebelumnya

– ΔG memberikan informasi kalor yg digunakan untuk melakukan kerja / kerja maksimum sistem

– Secara matematis diperoleh

- ΔG = n F Esel

– n jumlah elektron; F konstanta Faraday (96500 C)

• Reaksi spontan jika ΔG < 0; sehingga jika kita dapatkan E > 0 reaksi akan spontan.

sel

0 0

sel

ΔG=-nFE

atau

ΔG =-nFE

E0sel dan kesetimbangan

• Ingat kembali korelasi ΔG0 dengan konstanta kesetimbangan

• Sehingga

0

0 0

sel

ΔG =RT lnKc

dan

ΔG =-nFE

0

sel-nFE = RT ln Kc

E0sel dan kesetimbangan

• Kita rubah natural logaritmic ke logaritma berbasis 10 yaitu ln x = 2,303 log x

• Dan pada kondisi standar T 298K; F 96500 C; R 8,314 J.mol-1.K-1.

0

sel

0

sel

-nFE = RT ln Kc

RTE = ln Kc

nF

0

sel

0,0592VE = log Kc

n*) dari data E sel atau konstanta kesetimbangan bisa ditentukan

Esel Vs Konsentrasi

• Persamaan Nernst

• Pada reaksi secara umum berlaku

ΔG = ΔG0 + RT ln Q

Dari penurunan sebelumnya

-n F Esel = - n F E0sel + RT ln Q

Esel = E0sel – RT ln Q

0

sel

RTE = ln Q

nFselE 0

sel

0,0592E = logQ

nselE

Esel Vs Konsentrasi

• Jumlah n adalah total elektron yang terlibat; misal dari setangah reaksi masing2 melibatkan 3e pada oksidasi dan 2e pada reduksi; maka n=6

• Jika dalam sel terdapat fasa gas, cair (aq), padat; maka yang dilibatkan dalam perhitungan adalah fasa gas & cair

• Fasa gas dimasukan nilai tekanan gas tesebut; misal penggunaan ellektroda H, maka akan menghasilkan gas H2 dan bisa diinput tekanan gas H2

contoh

0

sel

Oksidasi0,0592E = log

n ReduksiselE

Prediksi dan Aplikasi

• Dalam suatu reaksu – ΔG < 0 sel galvani

– ΔG > 0 sel elektrolisis

• Beberapa Aplikasi : – Pengorbanan elektroda dalam penanggulangan

korosi

– Teknologi Batere

– Fuel cell (sel bahan bakar)

– Electroplating atau penyepuhan

Pengumuman UTS

• UTS Kimia dasar II akan dilaksanakan 13 April 2020 pkl. 07:15-09:15

• Remidi (jika diperlukan) akan dilaksanakan pada minggu yang sama

• Soal dalam bentuk Pilihan ganda atau gabungan pilihan ganda dan essay

• Sifat ujian open book • Pertanyaan akan dibuat dengan platform dari google

form; oleh karena itu pastikan Anda mendapatkan sinyal yang terbaik sehingga tidak bermasalah dalam submit jawaban.

• Tidak menutup kemungkinan pertanyaan yang diberikan dalam latihan akan keluar di ujian