reduksi oksidasi dan elektrokimia

52
REDOKS (REDUKSI- OKSIDASI) DAN SEL ELEKTROKIMIA DHARUL HANDRI P. FEBRIANA SUKAMTO P. TRIANA AGUSTINA OKTAVIANI HARLITA

Upload: arul-gdg

Post on 21-May-2015

1.298 views

Category:

Documents


14 download

TRANSCRIPT

  • 1. REDOKS (REDUKSIOKSIDASI) DAN SEL ELEKTROKIMIA DHARUL HANDRI P. FEBRIANA SUKAMTO P. TRIANA AGUSTINA OKTAVIANI HARLITA

2. PENGERTIAN REDOKS FEBRIANA 3. A. PENGERTIAN REDOKS Redok stransfer elektron.Reduksi Oksidasi 4. 1. Reduksimenerima elektron2. Oksidasimelepaskan elektron Terdapat aturan batasan bilangan oksidasi sebagai berikut: a. Bilangan oksidasi untuk setiap atom unsur adalah nol b. Bilangan oksidasi ion monoatomik adalah sama dengan muatan ion yang bersangkutan c. Jumlah aljabar bilangan oksidasi suatu spesies poliatomik netral adalah nol, dan suatu speies ion poliatomik sama dengan muatan ion yang bersangkutan d. Dalam suatu senyawa unsur yang lebih elektronegatif mempunyai bilangan oksidasi negatif dan unsur yang lebih elektropositif mempunyai bilangan oksidasi positif. 5. EXAMPLE : 2 K(S) + CL2(G) 2 KCL(S)K K+ + e-Cl + e- ClOksidasiReduksi REDOKS 6. PENYETARAAN REAKSI REDOKS FEBRIANA 7. PENYETARAAN PERSAMAAN REAKSI REDOKSMetode BiloksMetode ionelektron 8. Metode Bilangan Oksidasi Tuliskan persamaan reaksi ion yang terjadi antara Al dan NO3- dalam suasana basa dengan cara perubahan biloks jika diketahui perubahan yang terjadi Al/ AlO2- dan NO3- / NH3 Suasana Basa 9. PenyelesaianReaksi dalam suasana basa (OH-) Langkah ke- 1 : Al + NO3- AlO2Langkah ke-2 :Al+NO3-AlO2-(-2).30Langkah ke-3 :Al 0NO3-NH3+NH3(-2) .2+5+++3AlO2--3++3+5 biloks = +5 (-3) = 8 biloks = +3 0 = 3(+1).3NH3 -3 10. AlO2-+NH38 AlO2-+3 NH3Langkah ke -4 :8 Al+ 3NO3-Langkah ke -5 :8 Al+Langkah ke -6 :8 Al+ 3 NO3- + 5 OH- 3 NO3-8 AlO2-+Langkah ke -7 : 8 Al+ 3 NO3- + 5 OH- + 2 H2O 8 AlO2-+3 NH33 NH3 11. Metode Bilangan Oksidasi Tuliskan persamaan reaksi ion yang terjadi antara Fe2+ dan Cr2O7 2- dalam suasana asam dengan cara perubahan biloks jika diketahui perubahan yang terjadi Fe2+ / Fe3+ dan Cr2O7 2/Cr3+Suasana Asam 12. Penyelesaian Reaksi dalam suasana asam (H+) Langkah ke- 1 : Fe2+ + Cr2O7 2- Langkah ke-2 :Fe2++Cr2O7 2- Fe3++Cr3+Fe3++Cr3+(-2).7+2Langkah ke-3 :Fe2+ +2+12/2 = +6+ Cr2O7 2- +6+3Fe3+ +3+3+Cr3+ +3 biloks 1 Cr = +6 3= 3 biloks 2 Cr = 2 x 3= 6 biloks = +3 2 = 1 13. Langkah ke -4 :6 Fe2+Langkah ke -5 :6 Fe2+Langkah ke -6 :6 Fe2++ Cr2O7 2- ++Cr2O7 2-Cr2O7+2-Fe3++Cr3+6 Fe3++2 Cr3+14 H+6 Fe3+2 Cr3++ 7 H2OLangkah ke -7 : 6 Fe2++Cr2O7 2-+14 H+6 Fe3+++2 Cr3+ 14. Metode Ion- Elektron Tuliskan persamaan reaksi ion yang terjadi antara KMn04 dengan HCl jika yang diketahui perubahan yang terjadi MnO4/ Mn2+ dan Cl- / Cl2Reaksi dalam suasana asam (HCl) 15. Penyelesaian Reaksi dalam suasana asam (HCl) Langkah ke- 1 Cl2 Oksidasi : ClReduksi : MnO4- Mn2+ Langkah ke- 2 Oksidasi : 2 Cl- Cl2 Reduksi : MnO4- Mn2+ Langkah ke -3 Cl2 Oksidasi : 2 Cl8 Reduksi : MnO4- + H+ Mn2+ +4 H2O 16. Langkah ke- 4 2e 2 ClCl2 + Oksidasi : MnO 8 5e + + Mn2+ + 4 H2O + Reduksi : 4 H Langkah ke- 5 2e Oksidasi : ( 2 Cl- Cl2 + - ) x 5 MnO 8 5e Reduksi : ( 4- + H+ + - Mn2+ + 4 H2O ) x 2 Langkah ke -6 Oksidasi : 10- 5 Cl2 + 10e Cl 2 2 Reduksi : MnO - + 16 + 10e Mn2+ + 8 H2O + H 4 2 2 Redoks : 10- + MnO - + 16 5 Cl2 + Mn2+ + + Cl H 48 H2O 17. Metode Ion- Elektron Tuliskan persamaan reaksi ion yang terjadi antara KI + KOH+ KMn04 jika yang diketahui perubahan yang terjadi I- / l2 dan MnO4- /MnO2Reaksi dalam suasana basa (KOH) 18. Penyelesaian Reaksi dalam suasana basa (KOH) Langkah ke- 1 I2 Oksidasi : IMnO2 Reduksi : MnO4- Langkah ke- 2 I2 Oksidasi : 2 I- Reduksi : MnO4- MnO2 Langkah ke -3 I2 Oksidasi : 2 I- Reduksi : MnO4- + 2 H2O MnO2 +4 OH- 19. Langkah ke- 4 2e 2 II2 + Oksidasi : MnO 3e + 2 H2O + MnO2 + 4 OHReduksi : 4 Langkah ke- 5 2e Oksidasi : ( 2 I- I2 + - ) x 3 MnO 3e MnO 4 Reduksi : ( 4- + 2 H2O + - 2 + OH- ) x 2 Langkah ke -6 Oksidasi : 6 I- 3 I2 + 6e2 Reduksi : MnO - + 4 H2O + 6e- 2 MnO2 + 8 OH4 2 Redoks : 6 I- + 2 MnO4- + 4 H2O 3 I2 + MnO 28 OH-+ 20. SEL VOLTA TRIANA 21. Sel volta atau sel galvani adalah sel elektrokimia yang dirancang untuk menjadikan suatu redoks Terjadinya spontan menghasilkan energi listrik. arus listrik dari reaksi kimia ini ditemukan oleh Alessandro Guissep Volta pada tahun 1780 dan disempurnakan oleh Luigi Galvani pada tahun 1800. 22. K Ba Ca Na Mg Al Mn Zn Fe Ni Sn Pb (H) Mudah mengalami Cu Hg AgMudah mengalami Pt Au oksidasi (reduktor)Reaksi berlangsung jika X terletak disebelah kiri logam Y Untuk reaksi : Contoh : Ni(s) + Pb2+ +(aq) + Ni2+ X(s) + Y+(aq) X(aq) Y(s)(aq) + Pb(s)reduksi (oksidator)Reaksi tidak berlangsung jika X terletak disebelah kanan logam Y Contoh : Ni(s) + Zn2+(aq) 23. Bagian-bagian sel volta 24. eReaksi di anode: Zn(s) Zn2+ + 2eeeReaksi di katode: Cu2+ + 2e Cu(s)e (-) ZnNO 3-Zn2 + NO 3-NO 3-NO 3-Zn2 +Zn2Cu (+) K+K+ K++NO Zn2 +CuC uCu3-K+CuK+ 25. E0sel = E0katoda E0anoda E0sel positif = reaksi spontan (berlangsung) E0sel negatif = reaksi tidak spontan (tidak berlangsung)Cara penulisannya adalah sebagai berikut:Reaksi anoda berada disebelah kiriReaksi katoda berada disebelah kananAntar muka logam dan larutan ditunjukkan | dan jembatan garam dengan || 26. Contoh: Suatu sel volta mempunyai reaksi : Zn 2+ (aq) + Fe (s) Zn(s) + Fe 3+(aq) Jika diketahui E0 Fe2+ |Fe = -0,44 V dan E0 Zn2+|Zn = -0,76 V a. Hitung E0 dari reaksi redoks tersebut b. Tuliskan notasi selnya Jawab : a)Esel = Ekatoda Eanoda Esel = E0 Fe2+ |Fe - E0Zn2+|Zn = -0,44 V- (-0,76 V) = +0, 32 Vb)Notasi sel = anoda | larutan || larutan | katoda = Zn2+|Zn || Fe2+ |Fe 27. Aplikasi sel voltaSel primerBaterai biasaSel sekunderBaterai alkalinSel aki 28. Anode: logam zink (Zn) yang dipakai sebagai wadah Zn(s) Zn2+(aq) + 2e Katode : batang karbon (grafit) tidak aktif (inert) 2MnO2(s) + 2NH4+(aq) + 2e Mn2O3(s) + 2NH3(aq) + H2O(l) Elektrolit : campuran berupa pasta yang terdiri dari MnO2, NH4Cl dan sedikit air Reaksi total : Zn(s) + 2MnO2(s) + 2NH4+(aq) Zn(s) + Mn2O3(s) + 2NH3(aq) + H2O(l) 29. Anoda : logam zink (Zn) yang sama seperti baterai biasa digunakan sebagai wadah Zn(s) Zn2+(aq) + 2e Katoda : oksida mangan (MnO2) 2MnO2(s) + H2O(l) + 2e Mn2O3(s) + 2OH-(aq) Elektrolit : kalium hidroksida (KOH) Reaksi total : Zn(s) + 2MnO2(s) + 2H2O(l) Zn(OH)2(s) + Mn2O3(s) 30. SEL AKIReaksi penggunaan aki : Anode: Pb + SO4 2- PbSO4 + 2eKatode: PbO2 + SO42-+ 4H++ 2e PbSO4 + 2H2OReaksi sel : Pb + 2SO4 2- + PbO2 + 4H+ 2PbSO4 + 2H2OReaksi Pengisian aki : 2PbSO4 + 2H2O Pb + 2SO4 2- + PbO2 + 4H+ 31. KOROSI Korosi adalah teroksidasinya suatu logam. Dalam kehidupan sehari-hari, besi yang teroksidasi disebut dengan karat dengan rumus Fe2O3.xH2O. Reaksi perkaratan besi : Anode : Fe(s) Fe2+(aq) + 2eKatode : O2(g) + 2H2O(aq) +4e 4OH-(aq) 32. KERUGIAN KOROSI 33. PENCEGAHAN KOROSI1. Proses Pelapisan Logam dilapisi dengan suatu zat yang sukar ditembus oksigen. Seperti cat, minyak, plastik dan lain-lain 34. 2. Perlindungan katodik Logam dilindungi dari korosi dengan menempatkan logam yang dilindungi sebagai katode, bukan sebagai anode. Dengan demikian logam dihubungkan dengan logam lain yang mudah teroksidasi, yaitu logam logam disebelah kiri logam yang dilindungi dalam deret volta (logam dengan potensial reduksi lebih positif dari besi). 35. 3. Melakukan galvanisasi (penyalutan) Yaitu cara mencegah korosi dengan cara melindungi permukaan logam dengan dilapisi logam yang sukar teroksidasi. Logam yang digunakan adalah logam yang terletak di sebelah kanan besi dalam deret volta (potensial reduksi lebih negatif dari besi). Contohnya: perak (Ag) yang dilapisi oleh emas (Au) 36. ELEKTROLISIS ARUL 37. ELEKTROLISIS 4 Sel Elektrolisis Story BoardGambar InstrumenDiberikan gambar susunan lengkap sel elektrolisis beserta reaksi-reaksi yang menyertainyaTeksDiberikan deskripsi dari sel elektrolisis dan kegunaan dari sel elektrolisis 38. PERBEDAANSel Volta 1. Energi kimia diubah menjadi reaksi listrik 2. Reaksi redoks spontan 3. Katoda + Anoda -Elektrolisis 1. Energi listrik diubah menjadi reaksi kimia 2. Reaksi redoks tak spontan 3. Katoda Anoda + 39. SEL ELEKTROLISISDitemukan oleh Sir Humphy Davy pada awal abad ke-19 dan dikembangkan oleh Michael FaradayElektrolisis adalah peristiwa penguraian suatu elektrolit menjadi unsur-unsurnya oleh energy listrik arus searah dalam bentuk leburan atau larutannyaDalam elektrolisis tidak terlepas dari istilah elektroda seperti halnya dalam sel volta. Elektrode ada yang tergolong inert dan electrode reaktif. Elektrode inert artinya electrode yang tidak terlibat dalam reaksi. Elektrode inert dapat terbuat dari platina (Pt), emas (Au), atau karbon (C). Elektrode reaktif adalah electrode yang ikut bereaksi dan hanya terjadi pada anoda (reaksi oksidasi). Contoh elektroda ini adalah Cu, Ni, Zn, Aq, Fe, Pb, dan lain lain 40. Pengertian Sel elektrolisis adalah sel elektrokimia di mana energi listrik digunakan untuk menghasilkan reaksi redoks tidak spontan. Sel elektrolisis terdiri dari : -Sumber listrik yang menyuplai arus listrik searah (DC). Contoh: Baterai-Katode, yaitu elektrode dimana reaksi reduksi terjadi. Karena elektron didorong oleh kutub negatif dari sumber listrik, maka katode menjadi bermuatan negatif (-).-Anode, yakni elektrode dimana reaksi oksidasi terjadi. Karena elektron dari anode ditarik oleh kutub positif dari sumber listrik, maka anode bermuatan positif (+)-Elektrolit, yakni zat yang dapat menghantar listrik yang akan diurai dalam sel elektrolisis. 41. ELEKTROKIMIASusunan sel elektrolisisterdiri dari sebuah wadah, electrode, elektrolit dan sumber arus searah. Elektron memasuki sel elektrolisis melalui kutub negative (katode). Spesi tertentu dalam larutan menyerap electron dari katode dan mengalami reduksi. Sementara itu, spesi lain melepas electron di anode dan mengalami oksidasi. Jadi, sama seperti pada sel volta, reaksi di katode adalah reduksi, sedangkan di anode adalah oksidasi. Akan tetapi muatan elektrodenya berbeda. 42. ELEKTROKIMIAReaksi reaksi elektrolisis Terdiri dari reaksi katode, yaitu reduksi, dan reaksi anode yaitu oksidasi. Spesi apa yang terlibat dalam reaksi katode dan anode tergantung pada potensial electrode dari spesi tersebut, dengan ketentuan sebagai berikut : Spesi yang mengalami reduksi dikatode adalah spesi yang potesial reduksinya paling besar Spesi yang mengalami reduksi dikatode adalah spesi yang potesial oksidasinya paling besar Berdasarkan ketentuan tersebut, kita dapat meramalkan reaksi elektrolisis. Namun demikian, perlu juga dipahami bahwa potensial electrode juga dipengaruhi konsentrasi dan jenis elektrodenya 43. ELEKTROKIMIA a. reaksi-reaksi di katode (reduksi) Reaksi di katode bergantung pada jeniskation dalam larutan. Jika kation berasal dari logam-logam aktif (logam IA, IIA, Al atau Mn) yaitu logam logam yang potensial standar reduksinya lebih kecil daripada air, maka air yang terduksi. Sebaliknya, kation selain yang disebutkan diatas akan terduksi. Beberapa reaksi yang terjadi di katoda. 44. ELEKTROKIMIA a. reaksi-reaksi di anode (oksidasi) Elektrode negative (katode tidak mungkin ikut bereaksi selama elektrolisis karena logam pada katode tidak memiliki kecenderungan menyerap electron membentuk ion negative. Akan tetapi, electrode positif (anode) mungkin saja ikut bereaksi, melepas electron dan mengalami oksidasi. Kecuali Pt dan Au, pada umumnya logam mempunyai potensial oksidasi lebih besar dari pada air atau anion sisa asam. Oleh karena itu, jika anode tidak terbuat dari Pt, Au, atau grafit, maka anode itu akan teroksidasi. . 45. ELEKTROKIMIA 46. ELEKTROKIMIA 47. ELEKTROKIMIA 48. ELEKTROKIMIA 49. KEGUNAAN 50. KEGUNAAN 51. REFERENSI Purba, Michael, 2002, Kimia 1B SMU ,Jakarta , erlangga. Sutresna Nana, 1994, Kimia1 untuk SMU kelas 1, cetakan I, Ganesa Exact. Sutresna Nana, 2004, Kimia untuk SMA kelas 1, cetakan II, grafindo. Sri Wahyuni,2004, Master Kimia SMA, Erlangga. 52. Sekian... ^_^ YATIDAK