BAB 2 REAKSI REDOKS.pdf

2 REAKSI REDOKS DAN ELEKTROKIMIA A. PE PENY NYET ETAR ARAA AAN N REAK REAKSI SI REDO REDOKS KS B. REAK REAKSI SI RE REDO DOKS KS DA DALA LAM M SEL SEL EL ELEK EKTR TROK OKIM IMIA IA C. PO POTE TENS NSIA IAL L EL ELEK EKTR TROD ODA A PO POTE TENS NSIA IAL L SE SEL L DA DAN N SE SEL L VO VOL LTA DALAM KEHIDUPAN D. REAKS REAKSII RED REDOK OKS S DIT DITIN INJA JAU U DA DARI RI HA HARG RGA A PO POTE TENS NSIA IAL L SEL E. KOROSI F.

ELEKTROLISIS

G. MENE MENENT NTUK UKAN AN MAS MASSA SA ZA ZAT T YAN YANG G MENG MENGEN ENDA DAP P DI ELEK ELEK-TRODA H. PERANAN PERANAN ELEK ELEKTRO TROLISI LISIS S DALAM DALAM KEH KEHIDU IDUP PAN SEHA SEHARIRIHARI Reaksi oksidasi dan reduksi selalu terjadi perubahan bilangan oksidasi pada atom-atom yang bereaksi. Diharapkan dengan mempelajari reaksi redoks Anda diharapkan dapat menerapkan konsep redoks dan elektrokimia dalam teknologi dan kehidupan sehari-hari.

KIMIA XII

SMA

Hubungan antara konsep yang satu dengan yang lain dapat Anda perhatikan pada peta konsep berikut.

REAKSI REDOKS

setengah reaksi perubahan  biloks

reaksi redoks dalam sel elektrokimia

reaksi redoks dan harga potensial sel

harga potensial sel

korosi

penyetaraan reaksi redoks

elektrolisis

 baterei alkaline

hukum Faraday I

dengan cara

sel primer

hukum Faraday II menentukan jumlah zat

manfaat sel volta

sel lechlance

meliputi

aki sel sekunder

 baterei peraksida

 baterei NiCd  baterei Li.Ion

Peta konsep reaksi redoks

A. PENYET PENYETARAAN ARAAN REAKSI REDOKS Persaman reaksi redoks telah setara jika jumlah atom dan jumlah muatan di ruas kiri sama dengan ruas kanan. Reaksi redoks biasanya  berlangsung di dalam pelarut air maka penyetaraan persamaan reaksi redoks selalu melibatkan ion H + dan ion OH-. Persamaan reaksi redoks yang sederhana dapat disetarakan secara mudah (secara langsung) tetapi untuk reaksi redoks yang rumit (kompleks), dapat disetarakan dengan metode setengah reaksi (metode ion elektron) dan metode perubahan  bilangan oksidasi.

KIMIA XII

SMA

Hubungan antara konsep yang satu dengan yang lain dapat Anda perhatikan pada peta konsep berikut.

REAKSI REDOKS

setengah reaksi perubahan  biloks

reaksi redoks dalam sel elektrokimia

reaksi redoks dan harga potensial sel

harga potensial sel

korosi

penyetaraan reaksi redoks

elektrolisis

 baterei alkaline

hukum Faraday I

dengan cara

sel primer

hukum Faraday II menentukan jumlah zat

manfaat sel volta

sel lechlance

meliputi

aki sel sekunder

 baterei peraksida

 baterei NiCd  baterei Li.Ion

Peta konsep reaksi redoks

A. PENYET PENYETARAAN ARAAN REAKSI REDOKS Persaman reaksi redoks telah setara jika jumlah atom dan jumlah muatan di ruas kiri sama dengan ruas kanan. Reaksi redoks biasanya  berlangsung di dalam pelarut air maka penyetaraan persamaan reaksi redoks selalu melibatkan ion H + dan ion OH-. Persamaan reaksi redoks yang sederhana dapat disetarakan secara mudah (secara langsung) tetapi untuk reaksi redoks yang rumit (kompleks), dapat disetarakan dengan metode setengah reaksi (metode ion elektron) dan metode perubahan  bilangan oksidasi.

KIMIA XII

SMA

1. Penyetaraan Penyetaraan Reaksi Redoks Denga Dengan n Metode Metode Setengah Setengah Reaksi (Metoda Ion Elektron) a. Reaksi Reaksi red redoks oks dal dalam am laru larutan tan asa asam m Contoh:

Setarakan reaksi berikut: MnO 4- + C2O42- → CO2 + Mn2+ Langah-langkahnya sebagai berikut. 1) Tulisk uliskan an semua bilangan bilangan oksidasi oksidasi atom-at atom-atom om unsur yang yang terlibat terlibat reaksi MnO4-(aq) + C2O42-(aq) → CO2(g) + Mn2+(aq) +7 –2 +3 –2 +4 –2 +2 2) Tulisk uliskan an setengah setengah reaksi reaksi oksidasi oksidasi dan setengah setengah reaksi reaksi rreduks eduksii secara terpisah oksidasi : C2O42-(aq) → CO2(g) → (atom C teroksidasi) reduksi : MnO4-(aq) → Mn2+(aq)

→ (atom Mn tereduksi)

3) Setaraka Setarakan n jumlah jumlah atom yang yang teroksid teroksidasi asi dan tered tereduksi uksi (atom (atom C dan Mn) oksidasi : C2O42-(aq) → 2CO2(g) reduksi : MnO4-(aq) → Mn2+(aq) 4) Setaraka Setarakan n jumlah jumlah atom oksigen, oksigen, dengan dengan cara cara menambahk menambahkan an molekul H2O pada ruas yang kekurangan atom oksigen. oksidasi : C2O42-(aq) → 2CO2(g)→ (atom O ruas kanan dan kiri sudah sama maka tidak perlu ditambah H2O) reduksi : MnO4-(aq) → Mn2+(aq) + 4H2O(l) 5) Setarakan Setarakan juml jumlah ah hidro hidrogen gen dengan dengan menam menambahka bahkan n H+ pada ruas yang kekurangan atom H. oksidasi : C2O42-(aq) → 2CO2(g) reduksi : MnO4-(aq) + 8H+(aq) → Mn2+(aq) + 4H2O(l) 6) Setarakan Setarakan jumlah jumlah muatan muatan ruas ruas kiri kiri dan kanan kanan dengan dengan menambahmenambahkan elektron di ruas yang jumlah muatannya lebih besar oksidasi : C2O42-(aq) → CO2(g) + 2e → ruas kanan = 0, ruas kiri = -2 maka ruas kanan ditambah 2e reduksi : 5e + MnO4-(aq) + 8H+(aq) → Mn2+(aq) + 4H2O(l) → ruas kiri = +7, ruas kanan = +2 maka ruas kiri ditambah 5e

KIMIA XII

SMA

Pada setengah reaksi oksidasi harus dikalikan 5 dan pada setengah reaksi reduksi harus dikalikan 2 agar elektron yang dilepas sama dengan elektron yang diterima Reaksi tersebut menjadi oksidasi : 5C2O42-(aq) → 10CO2(g) + 10e reduksi : 10e + 2MnO4-(aq) + 16H+(aq) → 2Mn2+(aq) + 8H2O(l) 7) Jumlahkan setengah reaksi oksidasi dengan setengah reaksi reduksi oksidasi : 5C2O42-(aq) → 10CO2(g) + 10e reduksi : 2MnO4-(aq) + 16H+(aq) + 10e → 2Mn2+(aq) + 8H2O(l)

+

5C2O42-(aq)+2MnO4-(aq)+16H+(aq) → 10CO2(g)+2Mn2+(aq)+8H2O(l) Apabila reaksinya dalam bentuk molekul, maka persamaan reaksi kita kembalikan ke bentuk reaksi molekuler (seperti soalnya), dengan cara menambahkan sejumlah ion-ion yang belum ada dalam persamaan reaksi ion. Contoh: KMnO4(aq+H2C2O4(aq)+H2SO4(aq)→MnSO4(aq)+K2SO4(aq)+CO2(g)+ H2O(l) 2MnO4-(aq + 5C2O42-(aq) + 16H+(aq) → 10CO2(g) + Mn2+(aq) + 8H2O(l) 2K+

+3SO42-

2K+

3SO42-

+

2KMnO4-(aq + 5H2C2O4(aq) + 3H2SO4(aq) → 10CO2(g) + 2MnSO4(aq) + K2SO4(aq) + 8H2O(l) b. Reaksi redoks dalam larutan basa atau netral Contoh:

Setarakan reaksi berikut: HPO 32-(aq) + OBr- → Br-(aq) + PO43-(aq) Langah-langkahnya sebagai berikut. 1) Tuliskan semua bilangan oksidasi atom-atom unsur yang terlibat reaksi HPO32-(aq) + OBr-(aq) → Br-(g) + PO43-(aq) +1 +3 –2 -2 +1 –1 +5 –2 2) Tuliskan setengah reaksi oksidasi dan setengah reaksi reduksi secara terpisah oksidasi : HPO32-(aq) → PO43-(aq) reduksi : OBr-(aq) → Br-(aq)

KIMIA XII

SMA

3) Setarakan jumlah atom yang teroksidasi dan tereduksi pada setengah reaksi tersebut. (Jumlah atom yang teroksidasi dan tereduksi sudah sama) 4) Tambahkan OH- pada ruas yang kekurangan atom oksigen. (agar  jumlah atom O setara) oksidasi : HPO32-(aq) + OH-(aq) → PO43-(aq) reduksi : OBr-(aq) → Br-(aq) + OH-(aq) 5) Tambahkan H2O pada ruas yang kekurangan hidrogen. (agar  jumlah atom H setara) oksidasi : HPO32-(aq) + 3OH-(aq) → PO43-(aq) + 2H2O(l) reduksi : OBr-(aq) + H2O(l) → Br-(aq) + 2OH-(aq) 6) Setarakan jumlah muatan ruas kiri dan ruas kanan dengan cara menambahkan elektron di ruas yang jumlah muatannya lebih besar. oksidasi : HPO32-(aq) + 3OH-(aq) → PO43-(aq) + 2H2O(l) + 2e reduksi : OBr-(aq) + H2O(l) + 2e → Br-(aq) + 2OH-(aq) Karena jumlah elektron yang dilepaskan sudah sama dengan yang diterima maka tidak perlu dikalikan silang. 7) Jumlahkan setengah reaksi oksidasi dengan setengah reaksi reduksi oksidasi : HPO32-(aq) + 3OH-(aq) → PO43-(aq) + 2H2O(l) + 2e reduksi : OBr-(aq) + H2O(l) + 2e → Br-(aq) + 2OH-(aq)

+

HPO32-(aq)+OH-(aq)+OBr-(aq) → PO43-(aq)+H2O(l)+Br-(aq)

2. Penyetaraan Reaksi Redoks Dengan Cara Bilangan Oksidasi Contoh

Setarakan reaksi berikut. K2Cr2O7(aq)+H2C2O4(aq)+H2SO4(aq)→K2SO4(aq)+Cr2(SO4)3(aq)+CO2(g)+ H2O(l) Langah-langkahnya sebagai berikut: a. Carilah unsur yang mengalami perubahan bilangan oksidasi. oksidasi

K2Cr2O7(aq) + H2C2O4(aq) + H2SO4(aq) → K2SO4(aq) + Cr2(SO4)3(aq) + CO2(g) + H2O(l) +1 +6 -2

+1 +3 -2

+1 +6 -2

reduksi

+1 +6 -2

+3 +6 -2

+4 -2

+1 -2

KIMIA XII

SMA

 b. Setarakan jumlah unsur yang mengalami perubahan bilangan oksidasi tersebut oksidasi

K2Cr2O7(aq) + H2C2O4(aq) + H2SO4(aq) → K2SO4(aq) + Cr2(SO4)3(aq) + 2CO2(g) + H2O(l) reduksi

c. Tentukan jumlah perubahan bilangan oksidasi tersebut. Jika jumlah unsur lebih dari satu, kalikan perubahan bilangan oksidasi itu dengan  jumlah unsur 1x2=2

K2Cr2O7(aq) + H2C2O4(aq) + H2SO4(aq) → K2SO4(aq) + Cr2(SO4)3(aq) + 2CO2(g) + H2O(l) +6

+3

+3

+4

3x2=6

d. Setarakan jumlah perubahan bilangan oksidasinya 2x3

K2Cr2O7 + H2C2O4 + H2SO4 → K2SO4 + Cr2(SO4)3 + 2CO2 + H2O 6x1

Angka pengalinya digunakan untuk mengalikan koefisien zat (3 untuk mengalikan koefisien zat yang ada unsur C-nya, 1 untuk  mengalikan koefisien zat yang ada unsur Cr-nya) K2Cr2O7(aq) + 3H2C2O4(aq) + H2SO4(aq) → K2SO4(aq) + Cr2(SO4)3(aq) + 6CO2(g)+ H 2O(l) e. Setarakan atom unsur lainnya dengan urutan selain H dan O, hidrogen dan oksigen. Jumlah K di ruas kiri = jumlah di ruas kanan.  Jumlah atom S pada ruas kiri = 1, pada ruas kanan = 4; maka pada ruas kiri diberi koefisien 4. K2Cr2O7(aq) + 3H2C2O4(aq) + 4H2SO4(aq) → K2SO4(aq) + Cr2(SO4)3(aq) + 6CO2(g)+ H2O(l)  Jumlah atom H pada ruas kiri = 14, pada ruas kanan = 2; maka H 2O pada ruas kanan diberi koefisien 7. Jumlah atom O di ruas kiri sudah sama dengan ruas kanan. K2Cr2O7(aq) + 2H2C2O4(aq) + 4H2SO4(aq) → K2SO4(aq) + Cr2(SO4)3(aq) + 6CO2(g) + 7H2O(l)

KIMIA XII

SMA

Latihan 1 1. Setarakan reaksi redoks berikut dengan cara setengah reaksi: a. SO2 + Cr2O72- → HSO4- + Cr3+ (suasana asam)  b. Al + NO3- → NH4+ + AlO2- (suasana basa) c. Fe2+ + MnO4- + C2O42- → Fe3+ + Mn2+ + CO2 d. Cl- + SO42- → S2O32- + Cl2 2. Setarakan reaksi redoks berikut dengan cara bilangan oksidasi a. HNO3 + H2S → NO + S + 4H2O  b. Al + OH- → Al(OH)4- + H2 c. CrO2- + H2O2 → CrO42- + H2O d. Cu + NO3- → Cu2+ + NO2

B. REAKSI REDOKS DALAM SEL ELEKTROKIMIA Sel elektrokimia ada 2 macam, yakni sel volta dan sel elektrolisis. Sel elektrokimia merupakan suatu sistem yang terdiri atas dua elektroda, dan larutan atau leburan elektrolit sebagai penghantar elektron. Pada sel volta maupun sel elektrolisis, reaksi redoks berlangsung dalam suatu elektroda. Contoh: logam Zn

logam Cu

larutan Zn (NO3)2

larutan CuSO4

Gambar 2.1

Elektroda dibedakan menjadi 2, yaitu anoda dan katoda •) Katoda adalah elektroda tempat berlangsungnya reaksi reduksi (Ka-red) •) Anoda adalah elektroda tempat berlangsungnya reaksi oksidasi (Anoks) Salah satu perbedaan sel volta dengan sel elektrolisis adalah: - pada sel volta, reaksi redoks menghasilkan energi listrik  - dan sebaliknya pada sel elektrolisis, energi listrik diperlukan untuk   berlangsungnya suatu reaksi redoks

KIMIA XII

SMA

1. Sel Volta (Sel Galvani) Bila dua buah elektroda yang berbeda jenisnya (misal elektroda Zn dan elektroda Cu) dihubungkan dengan kawat yang dilengkapi voltmeter,  juga dihubungkan dengan jembatan garam, maka logam Zn akan teroksidasi menjadi Zn 2+ Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e Elektron yang dihasilkan oleh Zn mengalir melalui voltmeter menuju ke arah elektroda Cu. Selanjutnya elektron tersebut ditangkap oleh ion Cu 2+ dalam larutan Cu(NO3)2. Cu2+(aq) + 2e → Cu(s) Cu yang dihasilkan mengendap pada batang logam Cu, sehingga batang logam Cu makin tebal (massanya bertambah). V

eAnoda Zn

eNO3-

-

 Na+

Katoda Cu

NO3-

NO3-

NO3-

NO3-  Zn2+ Zn(s)

+

 Jembatan garam

 + 2e-

Zn2+(ag)

Cu2+

Aliran kation Aliran anion

Cu2+(ag) + 2e- 

Cu(s)

Gambar 2.2 Sel volta

Logam Zn megalami oksdasi, maka elektroda ini disebut ANODA, dan menjadi kutub negatif (karena menghasilan elektron). Ion Cu 2+ mengalami reduksi menjadi Cu dan menempel pada katoda sebagai kutub positif. Ingat:

KapAn : Katoda Positif, Anoda Negatif 

Perpindahan elektron dari anoda ke katoda menyebabkan larutan di anoda kelebihan muatan positif karena bertambahnya ion Zn 2+. Larutan di katoda kelebihan muatan negatif karena berkurangnya ion Cu 2+. Untuk  menetralisis muatan listrik, dipasang jembatan garam, yaitu larutan NaNO3 atau KCl dalam agar-agar yang dimasukkan dalam pipa U. Adanya jembatan garam menyebabkan terjadinya aliran elektron. Contoh sel volta di atas, notasinya dapat ditulis Zn|Zn2+||Cu2+|Cu oksidasi

reduksi

Besarnya energi listrik yang dihasilkan dari reaksi redoks ini dapat dilihat pada alat voltmeter.

KIMIA XII

SMA

Contoh: 1. Tuliskanlah notasi sel volta dari reaksi:

Co + Ag+ → Co2+ + Ag  Jawab: Co|Co2+||Ag+|Ag 2. Diketahui notasi sel sebagai berikut. 2+ ||Ni2+ |Ni Fe(s)|Fe(aq) (aq) (s) a. Tuliskanlah persamaan reaksi selnya!  b. Tentukanlah logam yang bertindak sebagai katoda dan sebagai anoda!  Jawab: a. Reduksi : Ni2+(aq) + 2e

 → Ni(s)

Oksidasi : Fe(s)

 → Fe2+(aq) + 2e

Reaksi sel : Ni2+(aq) + Fe(s)

 → Ni(s) + Fe2+(aq)

+

 b. Katodanya: batang logam Ni (menjadi tempat berlangsung reaksi reduksi) Anodanya: batang logam Fe (karena menjadi tempat berlangsung reaksi oksidasi)

Latihan 2 1. Tuliskanlah notasi sel volta dari reaksi berikut ini! a. F2 + 2Br- → 2F- + Br2  b. Ag+ + Fe → Ag + Fe3+ c. Mn + Pb2+ → Pb + Mn2+ d. Hg2Cl2 + H2 + 2OH- → 2Hg + 2Cl- + 2H2O 2. Tuliskanlah persamaan reaksi reduksi, oksidasi dan reaksi selnya dari notasi sel berikut ini. a. Fe2+|Fe3+||Cl2|2Cl b. Mg|Mg2+||Ni2+|Ni c. Cr|Cr3+||Ag+|Ag d. Zn|Zn2+||Sn2+|Sn

KIMIA XII

SMA

C. POTENSIAL ELEKTRODA, POTENSIAL SEL DAN SEL VOLTA DALAM KEHIDUPAN 1. Potensial Elektroda Besarnya energi listrik yang dihasilkan pada sel volta, dapat kita lihat pada angka yang ditunjukkan oleh jarum voltmeter. Timbulnya energi listrik disebabkan karena kedua elektrolit mempunyai harga "POTENSIAL ELEKTRODA" yang berbeda. Apakah yang dimaksud potensial elektroda? Pada sel volta dengan elektroda Zn dan elektroda Cu (gambar 2.2), ion Cu2+ menangkap elektron sehingga berubah menjadi logamnya. Cu2+ + 2e → Cu Penangkapan elektron oleh ion Cu 2+ ini disertai dengan timbulnya sejumlah energi yang disebut potensial reduksi atau potensial elektroda (diberi lambang E). Jadi potensial elektroda adalah potensial listrik yang ditimbulkan bila suatu ion logam menangkap elektron (mengalami reduksi). Besarnya harga E tidak dapat diukur secara terpisah (hanya reaksi reduksi saja), melainkan harus selalu berpasangan dengan reaksi oksidasi. Menurut perjanjian elektroda yang digunakan sebagai standar (untuk  mengukur Eo) adalah elektroda hidrogen. Elektroda standar ini sebagai elektrolitnya digunakan larutan yang mengandung konsentrasi ion H + 1 M, yang pengukurannya dilakukan suhu 25 oC, tekanan 1 atmosfer. Ditetapkan pula besarnya E untuk elektroda standar ini = 0 (nol). Dalam pengukuran harga E dilakukan dengan cara membandingkan dengan elektroda standar, maka untuk selanjutnya E ini disebut sebagai E o (potensial elektroda standar). TABEL 2.1 POTENSIAL REDUKSI STANDAR PADA SUHU 25 o C DAN KONSENTRASI ION H+ 1 M Eo(volt)

Setengah Reaksi Reduksi

2,87 2,00

F2(g) + 2e- → 2F-(aq) ← 2S2O82+(aq) + 2e- ← → 2SO4 (aq)

1,78 1,69

H2O2(aq) + 2H+ + 2e- → 2H2O(l) ← →PbSO PbO2(s) + SO42-(aq) + 4H+(aq) + 2e- ← 4(aq) + 2H2O(l) 2+ 8H+(aq) + MnO4-(aq) + 5e- ← → Mn (aq)+4H2O( ) l + 2ClO3 (aq) + 12H (aq) + 10e ← → Cl2(g)+6H2O( ) l Cl2(g) + 2e ← → 2Cl Cr2O72-(aq)+14H+(aq)+6e- → 2Cr3+(aq)+7H2O(l) ←

1,49 1,47 1,36 1,33

Oksidator Reduktor

Kuat

Lemah

Lemah

Kuat

KIMIA XII

Eo(volt)

Setengah Reaksi Reduksi

1,28

MnO2 + 4H+(aq) + 2e-

1,23

O2 + 4H+(aq) + 4e-

1,09

Br2(aq) + 2e-

→ ←

2Br-(aq)

0,80

Ag+(aq) + e-

→ ←

Ag(s)

0,77

Fe3+(aq) + e-

→ ←

Fe2+(aq)

0,54

I2(aq) + 2e-

0,52

Cu+(aq) + e-

0,34

Cu2+(aq) + 2e-

→ ←

Cu(s)

0,27

Hg2Cl2 + 2e-

→ ←

2Hg + 2Cl-

0,22

AgCl(s) + e-

0,00

2H+(aq) + 2e-

→ ←

H2(g)

-0,04

Fe3+(aq) + 3e-

→ ←

Fe(s)

0,13

Pb2+(aq) + 2e-

→ ←

Pb(s)

-0,14

Sn2+(aq) + 2e-

→ ←

Sn(s)

-0,25

Ni2+(aq) + 2e-

→ ←

Ni(s)

-0,36

PbSO4(aq) + 2e-

→ ←

-0,44

Fe2+(aq) + 2e-

→ ←

Fe(s)

-0,74

Cr3+(aq) + 3e-

→ ←

Cr(s)

-0,76

Zn2+(aq) + 2e-

→ ←

Zn(s)

-0,83

2H2O(l) + 2e-

→ ←

-1,03

Mn2+ + 2e-

-1,67

Al3+(aq) + 3e-

-2,38

Mg2+(aq) + 2e-

-2,71

Na+(aq) + e-

-2,76

Ca2+(aq) + 2e-

→ ←

Ca(s)

-2,90

Ba2+(aq) + 2e-

→ ←

Ba(s)

-2,92

K+(aq) + e-

→ ←

-3,05

Li+(aq) + e-

→ ←

→ ←

→ ←

Mn2+(aq) + 2H2O(l)

SMA

Oksidator Reduktor

Kuat

Lemah

Lemah

Kuat

2H2O(l)

2I-(aq)

→ ←

Cu(s)

→ ←

Ag(s) + Cl-(aq)

→ ←

Pb(s) + SO42-(aq)

H2(g) + 2OH-(aq)

Mn(s)

→ ←

Al(s)

→ ← → ←

→ ←

Mg(s)

Na(s)

K(s) Li(s)

Makin besar harga Eo suatu zat, makin mudah zat tersebut mengalami reaksi reduksi.

KIMIA XII

SMA

2. Potensial Sel Standar(Eosel) Potensial sel standar (E osel) ialah besarnya beda potensial atau besarnya potensial yang dihasilkan dari dua buah elektroda (katoda dan anoda) yang dihubungkan oleh suatu penghantar. Karena pada katoda  berlangsung reaksi reduksi, sedangkan pada anoda berlangsung reaksi oksidasi, maka besarnya E osel dapat dirumuskan sebagai berikut. Eosel = Potensial reduksi standar + potensial oksidasi standar Eosel = Eoreduksi + Eooksidasi

Catatan

1. Besarnya Eooksidasi = besarnya Eoreduksi , hanya saja tandanya berlawanan Contoh: K+ + e → K Eo = -2,92 volt (reduksi), maka K → K+ + e Eo = +2,92 volt(oksidasi) 2. Dalam sel volta, elektroda yang mengalami reduksi mempunyai harga Eo lebih besar. Contoh

Diketahui harga potensial reduksi standar sebagai berikut. Cu2+(aq) + 2e ← Eo = 0,34 volt → Cu (s) Ag+(aq) + 1e

→ ←

Ag(s)

Eo = 0,80 volt

Tentukan harga potensial sel Cu (s)|Cu2+(aq)||Ag+(aq)|Ag(s)!  Jawab: Oksidasi

: Cu(s) → Cu2+(aq) + 2e

Eooks = -0,34 volt

Reduksi

: Ag+(aq) + 1e → Ag(s) | x 2

Eored = 0,80 volt

Reaksi sel

: 2Ag+(aq) + Cu(s) → 2Ag(s) + Cu2+(aq)

Eo = 0,46 volt

+

Eo merupakan sifat intensif, yang besarnya tidak dipengaruhi oleh  banyaknya zat, sehingga harga E o tidak boleh dikalikan.

KIMIA XII

SMA

3. Sel volta dalam kehidupan Sel volta banyak digunakan dalam kehidupan sehari-hari antara lain  baterai dan aki. Saat ini ada beberapa jenis baterai. Samakah baterai untuk  mainan dengan baterai untuk telpon genggam? Ada baterai yang dapat diisi ulang dan ada yang tidak. Sel volta yang tidak dapat diisi ulang disebut sel primer, sedangkan yang dapat diisi ulang disebut sel sekunder. a. Sel Primer 1) Baterai kering (Sel Leclanche) Baterai kering sering disebut sel Leclanche karena ditemukan oleh Leclanche pada tahun 1866. Sel ini menggunakan batang karbon sebagai katoda dan pelat seng sebagai anoda. Elektrolitnya digunakan pasta, yang merupakan campuran batu kawi (MnO 2), amonium klorida (NH 4Cl), karbon (C), dan sedikit air. Reaksi yang terjadi adalah: Anoda : Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e Katoda : 2MnO2(s)+ 2NH4+(aq)+2e →Mn2O3(s) + 2NH3(aq) + H2O(l) + Reaksi sel : Zn(s) + 2MnO2(s) + 2NH4+(aq)→ Mn2O3(s)+ Zn2+(aq) + 2NH3(aq) + H2O(l) Zn2+ yang terbentuk mengikat NH 3 membentuk senyawa kompleks Zn(NH3)42+ Beda potensial satu sel kering adalah 1,5 volt. Notasi selnya ditulis: Zn(s)|Zn2+(aq)||NH4+(aq)|NH3(g) Eo = 1,5 volt +

Anoda Zn Katoda (C-grafit) Pasta, yang terdiri atas NH4Cl, MnO2 karbon, dan sedikit air -

Gambar 2.3 Potongan membujur baterai kering (sel Leclanche) Baterai ini digunakan untuk radio, mainan, senter, dan lain-lain

KIMIA XII

SMA

2) Baterai Alkali Akhir-akhir ini baterai alkali banyak digunakan orang. Karena  baterai alkali mempunyai kekuatan arus listrik yang lebih besar bila dibanding baterai biasa (sel Leclanche). Elektroda batu baterai alkali sama seperti pada batu baterai biasa, tetapi elektrolit yang digunakan adalah larutan KOH. Anoda : Zn(s) + 2OH-(aq) → Zn(OH)2(s) + 2e Katoda

: MnO2(s) + 2H2O(l) + 2e

→ Mn(OH)2(s) + 2OH-(aq)

+

Reaksi sel: Zn(s) + MnO2(s) + 2H2O(l) → Mn(OH)2(s) + Zn(OH)2(s) Baterai ini juga menghasilkan potensial 1,5 volt dan dapat bertahan secara konstan selama pemakaian. Biasanya baterai ini digunakan untuk mainan dan tape recorder. 3) Baterai perak oksida Baterai perak oksida terdiri dari anoda Zn dan katoda Ag 2O dengan elektrolit KOH. Reaksi yang terjadi sebagai berikut. Anoda : Zn(s) + 2OH-(aq) → Zn(OH)2(s) + 2e Katoda

: Ag2O(s) + H2O(l) + 2e

Reaksi sel: Zn(s) + Ag2O(s) + H2O(l)

→ 2Ag(s) + 2OH-(aq)

+

→ Zn(OH)2(s) + 2Ag(s)

Beda potesial dari bateri ini adalah 1,5 volt dan selama pemakaian dapat bertahan secara konstan. Baterai ini digunakan untuk mainan,  jam tangan, kalkulator, dan lain-lain. anoda Zn

pemisah yang di rendam dalam larutan KOH

katoda Ag2O

Gambar 2.4 Sel perak oksida

KIMIA XII

SMA

b. Sel Sekunder 1) Aki Aki tergolong jenis sel volta sekunder, karena jika zat yang ada di dalam aki habis, dapat diisi kembali dengan cara dialiri listrik (dicas). Sel aki terdiri atas Pb (timbal) sebagai anoda dan PbO 2 (timbal oksida) sebagai katoda. Anoda dan katoda ini berupa lempeng, yang dicelupkan di dalam larutan asam sulfat. Elektroda Pb (Anoda) Elektroda PbO2 (Katoda) Larutan H2SO4

Gambar 2.5 Aki terdiri atas sel-sel yang dihubungkan seri

Aki tidak memerlukan jembatan garam karena hasil reaksinya tidak larut dalam larutan elektrolit (asam sulfat). Kedua elektroda disekat dengan bahan fiberglass, agar tidak saling bersentuhan. Setiap selnya mempunyai potensial 2 volt. Jadi aki 6 volt terdiri atas 3 sel, aki 12 volt terdiri atas 6 sel dan sebagainya. Masing-masing sel dihubungkan secara seri. Pada saat aki digunakan (dikosongkan)  berlangsung reaksi sebagai berikut. Anoda : Pb(s) + SO42-(aq) → PbSO4(s) + 2e Katoda : PbO2(s) + 4H+(aq) + SO42+ +2e → PbSO4(s) + 2H2O(l) + → 2PbSO4(s) + 2H2O(l) Reaksi sel : Pb(s) + PbO2(s) + 4H+(aq) Dalam sel aki terjadi aliran elektron dari Pb (anoda) ke PbO 2 (katoda) Selama penggunaan aki, kadar H 2SO4 makin lama makin berkurang, begitu juga dengan massa jenisnya. Aki yang baru diisi massa  jenis larutan H2SO4 nya 1,25 – 1,30 g/cm. Jika massa jenis larutannya turun sampai 1,20 gram/cm 3 , maka aki harus diisi atau dicas kembali. Pada reaksi penggunaan aki, baik anoda (Pb) maupun katoda (PbO 2)  berubah menjadi zat yang sama, yaitu PbSO4 (berupa kristal putih).  Jika permukaan kedua elektroda sudah tertutup endapan PbSO4 maka dapat menyebabkan kedua elektroda tidak mempunyai beda potensial, sehingga aki tersebut harus dicas kembali. Reaksi pengisian aki adalah sebagai berikut. Anoda : PbSO4(s) + 2H2O(l) → PbO2(s) + 4H+ + SO42-(aq) + 2e Katoda : PbSO4(s) + 2e → Pb(s) + SO42-(aq) + + 2Reaksi sel : 2PbSO4(s) + 2H2O(l)→ Pb(s) + PbO2(s) + 4H (aq) + 2SO4 (aq) (pengisian aki dilakukan dengan cara membalik arah aliran elektron pada kedua elektroda tersebut)

KIMIA XII

SMA

2) Baterai Ni – Cd Sel terdiri dari anoda Cd dan katoda NiO 2 dengan elektrolit KOH. Reaksi yang terjadi adalah: Anoda : Cd(s) + 2OH-(l) → Cd(OH)2(s) + 2e Katoda

: NiO2(s) + 2H2O(l) + 2e → Ni(OH)2(s) + 2OH-(aq)

+

Reaksi sel : Cd(s) + NiO2(s) + 2H2O(l) → Cd(OH)2(s) + Ni(OH)2(s) Beda potensial sel ini adalah 1,4 V dan selama pemakaian dapat  bertahan secara konstan. Selama reaksi tidak terjadi perubahan konsentrasi ion karena pereaksi dan zat hasil berupa zat padat. Penggunaan baterai Ni–Cd untuk kalkulator, kamera digital, laptop, dan lain-lain.

Gambar 2.6 Sel nikel -kadmium

3) Baterai Litium Penggunaan baterai litium sekarang ini sangat luas, antara lain untuk telepon seluler, laptop, kamera digital dan alat-alat elektronik  lain. Baterai litium sangat ringan dan memiliki potensial sekitar 3,6 volt serta mempunyai umur panjang.

Gambar 2.7 Sel litium

KIMIA XII

SMA

Latihan 3 1. Berdasarkan tabel potensial reduksi standar di halmanan 40 - 41. Hitunglah harga potensial sel dari: a. Pb2+ + Cr → Cr3+ + Pb  b. 2I- + Ag+ → I2 + Ag 2. Bila diketahui harga potensial elektroda: Cu2+ + 2e- → Cu Eo = 0,34 volt Pb2+ + 2e- → Pb Eo = -0,12 volt a. Apakah logam Cu dapat larut dalam larutan Pb(NO3)2?  b. Apakah logam Pb dapat larut dalam larutan CuSO 4? 3. Sel volta tersusun dari elektroda Ni danAl, jika diketahui: Ni2+ + 2e- → Ni Eo = 0,25 volt Al3+ + 3e- → Al Eo = -1,66 volt a. Tulislah reaksi di anoda dan di katoda!  b. Tentukanlah harga potensial selnya! 4. Tuliskanlah persamaan reaksi sel dari baterai: a. seng - karbon c. perak - oksida  b. Alkalin d. Ni – Cd

D. REAKSI REDOKS DITINJAU DARI HARGA POTENSIAL SEL Reaksi redoks yang berlangsung secara spontan dapat menghasilkan sejumlah energi listrik. Bagaimanakah cara mengetahui bahwa reaksi redoks itu berlangsung spontan atau tidak? Ternyata dengan memanfaatkan harga E osel kita dapat meramalkan reaksi redoks dapat berlangsung secara spontan atau tidak. •) Apabila harga Eosel = positif, maka reaksinya berlangsung (spontan) •) Apabila harga Eosel = negatif, maka reaksinya tidak berlangsung spontan

KIMIA XII

SMA

Contoh

1. Berlangsungkah reaksi: Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu  Jika diketahui: Eo Cu = +0,34 volt Eo Zn = -0,76 volt  Jawab: Pada reaksi di atas, Zn mengalami oksidasi dan Cu 2+ mengalami reduksi. Eosel = Eored + Eooks = 0,34 volt + 0,76 volt = 1,10 volt Karena Eosel harganya positif, maka reaksi tersebut berlangsung. 2. Diketahui harga potensial reduksi standar beberapa elektrolit sebagai  berikut. Zn2+ + 2e → Zn Eo = -0,76 volt Pb2+ + 2e → Pb Eo = -0,13 volt Ba2+ + 2e → Ba Eo = -2,9 volt Mn2+ + 2e → Mn Eo = -1,03 volt Berdasarkan harga E o tersebut, apakah reaksi berikut ini dapat  berlangsung? a. Pb + Zn2+ → Pb2+ + Zn  b. Ba + Pb 2+ → Ba2+ + Pb  Jawab: a. Eosel = Eored – Eooks = -0,76 volt + 0,13 volt = -0,63 volt (reaksi tidak dapat berlangsung)  b. Eosel = Eored + Eooks = -0,13 + (2,9) = +2,77 volt (reaksi dapat berlangsung)

KIMIA XII

SMA

Apabila harga E o atom-atom logam diurutkan dari E o yang terkecil sampai Eo yang terbesar, maka akan kita peroleh suatu deret kereaktifan logam yang disebut DERET VOLTA. Di antara anggota deret volta tersebut adalah: Li–K–Ba–Ca–Na–Mg–Al–Mn–Zn–Fe–Ni–Sn–Pb–H–Sb–Bi–Cu–Hg–Ag–Pt–Au E=0

Dari kiri ke kanan, harga E o makin besar (makin mudah mengalami reduksi) - Dari kiri ke kanan kereaktifan logam makin berkurang, sehingga logam yang letaknya di sebelah kiri pada deret volta, dalam reaksi kimia dapat mendesak logam di sebelah kanannya. Contoh: Mg(s) + FeCl3(aq) → MgCl2(aq) + Fe(s) -

Fe(s) + MgCl2(aq) → (Tidak berekasi, karena Fe kurang reaktif dibanding Mg)

Latihan 4 1. Diketahui potensial reduksi empat jenis logam sebagai berikut. Sr2+ + 2e- → Sr Eo = -2,89 volt Ga3+ + 3e- → Ga Eo = -0,55 volt Bi3+ + 3e- → Bi Eo = +0,25 volt Li+ + e- → Li Eo = -3,05 volt a. Susunlah keempat logam tersebut dalam deret volta!  b. Logam apakah yang bersifat reduktor terkuat? c. Logam manakah yang dapat bereaksi dengan air d. Adakah logam yang tidak bereaksi dengan asam? e. Apakah reaksi berikut berlangsung? - Ga3+ + Li → - Sr2+ + Bi → 2. Diketahui logam-logam: Fe, Ca, Ni dan Cu berdasarkan tabel Eonya, maka: a. Susunlah deret voltanya!  b. Mana yang bersifat oksidator terkuat c. Mana yang tidak bereaksi dengan asam?

KIMIA XII

SMA

E. KOROSI Korosi adalah reaksi redoks yang terjadi pada logam, sehingga membentuk senyawa logam tersebut. Peristiwa korosi ini dipengaruhi oleh lingkungan, seperti udara, uap air, dan beberapa gas yang bersifat korosif. Faktor-faktor lain yang dapat mempercepat perkaratan adalah pH larutan, adanya suatu garam, atau kontak dengan logam lain yang mempunyai E o lebih besar. Korosi sering kita kenal adalah perkaratan besi yang disebabkan adanya oksigen dan air. Proses perkaratan besi menyerupai suatu sel elektrokimia. Permukaan besi berlaku sebagai anoda, sehingga mengalami oksidasi. Elektron yang dihasilkan dialirkan kebagian lain yang bertindak  sebagai katoda.

Percobaan 2.1 : Korosi Besi Sediakan 5 buah tabung reaksi, masing-masing isilah dengan sebuah paku yang diamplas bersih dan letakkan pada rak tabung reaksi. masukkan 5 mL aquades ke dalam tabung dan biarkan terbuka masukkan 2 gram kristal CaCl 2 dan kapas kering ke dalam tabung 2, kemupaku paku dian tutup rapat dengan sumbat karet aquades kapas masukkan 5 mL cuka dapur ke dalam CaCl2 anhitrat tabung 3 dan biarkan terbuka masukkan 5 mL larutan garam dapur 1 M ke dalam tabung dan biarkan ter buka paku paku paku masukkan 5 mL minya tanah ke dalam cuka larutan minyak  NaCl tanah tabung reaksi 5 Semua tabung tersebut simpan selama 2 hari dan catatlah perubahan yang terjadi. Pernyataan: 1. Faktor apa sajakah yang mempengaruhi perkaratan besi? 2. Jelaskan terbentuk atau tidak terbentuknya karat pada setiap tabung! • 

• 

• 

• 

• 

Anoda

: Fe(s) → Fe2+(q) + 2e

Katoda

: O2(g) + 4H+(aq) + 4e → 2H2O(l)

Ion Fe2+ yang terbentuk pada anoda mengalami oksidasi lebih lanjut membentuk Fe3+ , yang kemudian membentuk senyawa oksida terhidrasi, yaitu Fe2O3.xH2O yang biasa disebut karat besi.

KIMIA XII

SMA

Adapun reaksinya sebagai berikut. 4Fe 2 +(aq ) + O 2( g ) + 4 H 2 O( l) + xH 2 O   →2 Fe 2 O 3 .xH2 O( s) + 8 H + (aq ) 144 42444  3 karat besi

Adanya korosi pada besi mengakibatkan kerugian materi yang sangat  besar. Pada korosi logam oleh gas, terbentuk berbagai senyawa seperti oksida, sulfida, karbonat, basa, dan lain-lain. Jika korosi ini terjadi dalam air, maka senyawa logam yang terbentuk akan terlarut dalam air, sampai akhirnya logam terkikis habis.

Pencegahan Korosi 1. Cara pelapisan Pencegahan korosi dapat dilakukan dengan cara menutup besi dengan lapisan Zn. Lapisan Zn bertindak sebagai anoda, sedang Fe sebagai katoda. Di sini akan terjadi aliran elektron dari Zn ke Fe, sehingga yang mengalami korosi adalah logam Zn sedangkan Fe tidak  terkorosi. Akibatnya lapisan Zn akan habis dalam waktu tertentu. Adapun reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut. Anoda : Zn + 2OH- → Zn(OH)2 + 2e Katoda : 2H+ + 2e → H2 → (Pembentukan H2 dari uap air di udara) Selain dengan Zn, besi dapat juga dilapisi dengan Sn (timah). Pelapisan besi dengan timah banyak digunakan dalam pembuatan kaleng makanan. Lapisan timah ini akan melindungi besi, selama lapisan timahnya utuh. Jika lapisan robek atau rusak, lapisan timah akan mempercepat korosi. 2. Cara proteksi katodik  Pencegahan korosi pada pipa dalam tanah, dapat dilakukan dengan cara menanam logam yang lebih reaktif (misalnya Mg), didekat pipa, yang kemudian dihubungkan dengan kawat. Batang magnesium akan mengalami oksidasi, dan pipanya terlindung dari korosi. Magnesium makin lama makin terkikis, dan secara periodik harus diganti yang  baru. 3. Cara pengecatan Cara lain mencegah korosi pada besi adalah dengan mengecat permukaan besi, atau mengoles dengan minyak atau oli, tergantung penggunaan besi. Contoh: - pagar dicat - pisau diolesi minyak  4. Cara menghubungkan dengan katoda arus listrik. Menghubungkan logam yang dilindungi dengan kutub negatif pada sumber arus sehingga logam terhindar dari oksidasi.

KIMIA XII

SMA

Latihan 5 1. Mengapa besi mudah berkarat? 2. Sebenarnya logam aluminium mudah bereaksi dengan oksigen tetapi mengapa aluminium sering disebut logam antikarat? 3. Apa fungsi timah (Sn) dalam pembuatan kaleng?

F. ELEKTROLISIS Elektrolis adalah peristiwa terurainya larutan atau leburan elektrolit, oleh arus listrik searah. Berbeda dengan sel volta, pada sel elektrolisis ini energi listrik justru diperlukan untuk berlangsungnya reaksi kimia Secara sederhana alat elektrolisis dapat digambarkan sebagai berikut. + _

Anoda

_Katoda

+

Anion

Kation

_ ion Anoda (+) : Katoda (-) :

+

ion

Larutan elektrolit

terjadi reaksi oksidasi terjadi reaksi reduksi

Gambar 2.8 Prinsip kerja sel elektrolisis

Karena dialiri arus listrik searah, menyebabkan ion-ion yang ada dalam larutan bergerak menuju ke arah elektroda yang muatannya berlawanan. •) Ion-ion positif (kation) menuju ke elektroda negatif (katoda) dan selanjutnya mengalami reaksi reduksi, dan sebaliknya •) Ion-ion negatif (anion) menuju ke elektroda positif (anoda), yang selanjutnya mengalami reaksi oksidasi. Ingat: Pada sel elektrolisis, berlaku KNAP Katoda : kutub Negatif, Anoda : kutub Positif 

1. Reaksi Elektrolisis Reaksi yang terjadi pada katoda dan anoda Reaksi elektrolisis ini berlangsung dalam suatu tempat yang disebut katoda dan anoda.

KIMIA XII

SMA

Tabel 2.2 Reaksi pada katoda dan anoda dengan elektroda Pt atau C Reaksi pada katoda (Reduksi terhadap ion positif/kation)

Reaksi pada Anoda (oksidasi terhadap ion negatif/anion)

A. Jika dalam larutan terdapat: 1. ion-ion logam golongan alkali, alkali tanah, Al 3+ , dan Mn2+ , maka ion-ion ini tidak direduksi yang direduksi adalah pelarutnya (air)

A. Jika dalam larutan terdapat: 1. ion-ion yang mengandung atom dengan bilangan oksidasi maksimum (misal: SO42- , NO 3- , PO 43-) maka ion ini tidak dapat dioksidasi yang dioksidasi adalah pelarutnya (air)

2H2O(l) + 2e → H2(g) + 2OH-(aq) 2.

ion-ion selain tersebut no.1 di atas, maka ion logam ini akan direduksi menjadi logamnya Contoh:

3.

Cu2+(aq)

+ 2e → Cu(s)

2H2O(l) → O2(g) + 4H+ + 4e 2.

ion H+ yang berasal dari asam maka ion ini akan direduksi menjadi gas hidrogen (H2) 2H+(aq) + 2e → H2(g)

B. Jika yang dielektrolisis adalah leburan (cairan) elektrolit tanpa ada air, maka semua ion logam direduksi menjadi logamnya. Contoh:

ion-ion halida (x-), yaitu F ,- Cl , Br ,- dan I ,- maka ion-ion ini akan dioksidasi menjadi halogennya (x2) Contoh: 2Cl-(aq) → Cl2 + 2e

3.

ion OH- yang berasal dari  basa, maka ion ini akan dioksidasi menjadi gas oksigen (O2) 4OH- → O2 + 2H2O + 4e

Na(l) + e → Na Ag+(l) + e → Ag

Elektroda Pt atau C ini disebut elektroda inert, yaitu elektroda yang tidak ikut bereaksi. Elektroda ini hanya menyediakan permukaannya sebagai tempat berlangsungnya reaksi. Bila elektroda yang digunakan selain Pt atau C, maka elektroda yang menjadi anoda akan teroksidasi, sehingga berubah menjadi ionnya. Akibatnya anoda ini terkikis, makin lama makin berkurang jumlahnya.

2. Contoh Reaksi Elektrolisis a. Elektrolisis larutan NaCl dengan elektroda C

NaCl(aq) → Na+(aq) + Cl-(aq) Na+ menuju katoda, Cl - menuju anoda. Reaksi Katoda : 2H2O + 2e  → H2 + 2OHAnoda : 2Cl → Cl2 + 2e + Reaksi sel : 2H2O + 2Cl  → H2 + 2OH + Cl2

KIMIA XII

SMA

Reaksi sel menunjukkan bahwa ion Cl - makin berkurang membentuk Cl2 , ion OH- bertambah, dan ion Na+ jumlahnya tetap. Bila semua air telah terelektrolisis, maka zat yang tersisa dalam sel adalah NaOH. b. Elektrolisis larutan CuSO4 dengan elektroda Cu

CuSO4(aq) → Cu2+(aq) + SO42-(aq) Cu2+ menuju katoda SO42- menuju anoda. Elektroda Cu adalah elektroda aktif, sehingga Cu akan teroksidasi. Reaksi Katoda : Cu2+(aq) + 2e  → Cu(s) Anoda

: Cu(s)

 → Cu2+(aq) + 2e +

Reaksi sel

: Cu(s)

 → Cu(s)

Anoda

Katoda

Logam Cu pada anoda terlarut dan mengendap pada katoda. Anoda makin lama makin habis, sedangkan katoda makin tebal. Prinsip ini banyak digunakan pada pemurnian logam Cu. Perhatikan  bagan elektrolisis CuSO4 berikut ini! + _

e-

e-

_

+ Cu kotor Cu2+

+ _

e-

e-

_

+ Cu kotor

Cu murni

Cu murni

Cu2+

SO42

SO42

(keadaan awal)

(setelah dielektrolisis)

Gambar 2.9 Elektrolisis larutan CuSO4 dengan elektroda Cu Contoh

1. Apakah yang terjadi pada katoda dan anoda dalam elektrolisis larutan berikut? a. H2SO4(aq)  b. KOH(aq)  Jawab: a. Ionisasi

: H2SO4

 → 2H+ + SO42-

Katoda

: 2H+ + 2e  → H2

Anoda

: 2H2O

|x2

 → 4H+ + O2 + 4e | x 1

Reaksi elektrolisis: 4H + + 2H2O → 2H2 + 4H+ + O2 2H2O → 2H2 + O 2

KIMIA XII

SMA

yang terjadi adalah elektrolisis pelarut (air) di katoda terbentuk  gas H2 dan pada anoda terbentuk gas O 2.  b. Ionisasi Anoda Katoda

: KOH  → K2+ + OH: 2H2O(l) + 2e  → H2(g) + 2OH(aq)

x2

: 4OH  → O2 + 2H2O + 4e 2H2O +  → 2H2(g) + O2(g)

2. Apakah yang terjadi pada katoda dan anoda dalam elektrolisis leburan NaCl dengan elektroda Pt?  Jawab: Leburan NaCl = NaCl cair, jadi tanpa pelarut air Ionisasi : NaCl(l)  → Na+(l) + Cl-(l) Katoda

: Na+(l) + 2e  → Na(s)

|x2

Anoda

: 2Cl-(l)

 → Cl2 + 2e

|x1

2NaCl(l)

 → 2Na(s) + Cl2(g)

(K)

+

(A)

Percobaan 2.2 : Elektrolisis Larutan KI  Masukkan larutan KI 0,2 M dalam pipa U sampai  permukaan larutan ±2 cm di bawah mulut tabung. Pasanglah elektroda karbon hingga tercelup dalam larutan. Tambahkan 3 tetes  fenolftalein dan 3 tetes amilium pada larutan dalam pipa U, kemudian hubungkan elektroda dengan sumber arus searah (batu baterai). Amati  perubahan yang terjadi dan catatalah. Lakukan hal yang sama terhadap larutan di ruang anoda.

Latihan 6 1. Tulislah reaksi elektrolisis larutan di bawah ini! a. Kalsium iodida dengan elektroda inert.  b. Perak nitrat dengan elektroda inert. c. Tembaga (II) hidroksida dengan elektroda inert. d. Besi (III) klorida dengan elektroda inert. 2. Tuliskan reaksi elektrolisis leburan di bawah ini! a. Kalium Bromida dengan elektroda karbon.  b. Magnesium sulfat dengan elektroda Pt. c. Natrium hidrida dengan elektroda inert.

KIMIA XII

SMA

G. MENENTUKAN MASSA ZAT YANG MENGENDAP DI ELEKTRODA Banyaknya zat yang mengendap pada elektroda dapat dihitung dengan hukum Faraday. Faraday adalah orang Inggris yang pertama menerangkan hubungan kuantitatif antara banyaknya arus listrik yang digunakan pada elektrolisis dengan hasil elektrolisisnya. Perhatikan reaksi berikut ini! Ag+(aq) + e  → Ag(s) Cu2+(aq) + 2e → Cu(s) Pada reaksi di atas untuk mereduksi satu mol ion Ag + dibutuhkan satu mol elektron yang dapat mereduksi 0,5 mol ion Cu 2+. Muatan 1 elektron = 1,6021 x 10-19 coulomb 1 mol elektron = (6,023 x 1023) x 1,6021 x 10-19 coulomb = 96.478 coulomb ≈ 96.500 coulomb.  Jadi, 1 Faraday = 96.500 coulomb. Hukum Faraday  Jumlah zat yang dihasilkan pada elektroda, berbanding lurus dengan jumlah muatan listrik yang mengalir melalui sel elektrolisis.

Muatan listrik sebesar 1 Faraday dapat mengendapkan 1 gram ekuivalen. Massa zat hasil elektrolisis yang terbentuk pada katoda maupun anoda dirumuskan sebagai berikut. m = eF Keterangan m = massa zat hasil elektrolisis (gram) e=

Ar = massa ekuivalen zat hasil elektrolisis n

n = mol elektron yang terlibat dalam reaksi F = jumlah muatan listrik (Faraday)  Jika 1 coulomb = 1 ampere . detik, maka massa zat hasil elektrolisis dapat dirumuskan sebagai berikut. Keterangan e.i.t m= i = arus yang mengalir (ampere) 96.500 t = lama elektrolisis (detik)

KIMIA XII

SMA

Hukum II Faraday  Jumlah zat yang dihasilkan oleh arus yang sama di dalam beberapa sel yang berbeda, berbanding lurus dengan berat ekuivalen zat-zat tersebut.

Berdasarkan hukum II Faraday massa zat yang dihasilkan dapat dirumuskan sebagai berikut. m1 : m2 = e1 : e2 Contoh

1. Arus listrik sebesar 0,2 ampere mengalir selama 2 jam melalui larutan Co(NO3)2. Berapakah massa logam kobalt yang diendapkan? (Ar Co = 59)  Jawab: e.i.t m= = F

59 2

 x 0,2 x 2 x 360 = 0 , 44  gram 96.500

2. Jika arus listrik dialirkan melalui AgNO 3 dan larutan CuSO4 yang disusun seri, maka dihasilkan endapan perak 2,16 gram (Ar Ag = 108) (Ar Cu = 63,5). Berapa gramkah endapan tembaga yang dihasilkan?  Jawab: m 1 : m 2 = e1 : e 2 108 63,5 2 , 16 : m 2 = : 1 2 108m 2 = 63 , 5  x 1,08 63 , 5  x 1,08 m2 = 108 = 0 , 635

Latihan 7 1. Hitunglah berat endapan tembaga (Cu = 63,5) yang terbentuk di katoda,  jika larutan CuSO4 dielektrolisis dengan arus listrik 1950 Coulomb? 2. Berapa gramkah perak (Ag = 108) yang terbentuk di katoda, jika arus listrik  20 ampere dialirkan melalui larutan AgNO 3 selama 90 menit? 3. Sejumlah arus listrik mengendapkan 18 gram perak dari larutan AgNO 3 dan mengendapkan 2 gram logam M dari larutan M(SO 4)2 , jika Ar Ag = 108 maka hitunglah Ar dan M!

KIMIA XII

SMA

H. PERANAN ELEKTROLISIS SEHARI-HARI

DALAM

KEHIDUPAN

Unsur-unsur di alam sedikti sekali yang ditemukan dalam keadaan  bebas, melainkan sebagai senyawa. Unsur-unsur bebas diperoleh dengan cara elektrolisis. Dalam kehidupan sehari-hari elektrolisis banyak  digunakan pada industri logam.

1. Pembuatan Aluminium Bijih aluminium di alam terdapat sebagai bijih bauksit (Al 2O3), yang memiliki titik lebur sangat tinggi (±2000 oC). Dalam mereduksi bijih ini tentu memerlukan energi yang sangat besar, dan tentu juga membutuhkan  biaya yang tidak sedikit. Pada tahun 1886 Charles Hall mulai meneliti proses pembuatan aluminium dengan cara elektrolisis. Bagaimanakah untuk menurunkan titik lebur bijih bauksit tersebut agar bisa dielektrolisis? Ia mencoba mencampurkan bijih bauksit dengan kriolit cair (Na 3AlF 6), ternyata hasilnya mengejutkan. Bijih bauksit bisa melebur pada suhu ±900 oC. Dalam penemuan ini, akhirnya aluminium dapat diproduksi secara besar besaran dengan cara elektrolisis. Reaksi yang terjadi sebagai berikut. Mulamula bijih bauksit Al 2O3 dilarutkan dalam kriolit cair, terionisasi menjadi ion aluminium dan ion oksida. Al2O3 → 2Al3+ + 3O2Kemudian larutan Al 2O3 dalam kriolit cair di elektrolisis dengan menggunakan elektroda grafit (elektroda inert) sebagai berikut. Reaksi di katoda : 2Al3+ + 6e → 2Al(l) Reaksi di anoda

: 3O2-(l) → 3 ⁄ 2O2(g) + 6e

Reaksi sel elektrolisisnya : 2Al3+(l) + 3O2-(l) → 3 ⁄ 2O2(g) + 2Al(l) Aluminium yang dihasilkan pada suhu 900oC – 1000oC ini wujudnya cair, sehingga bisa langsung dimasukkan ke dalam cetakan untuk didinginkan. Pabrik menghasilkan aluminium dalam bentuk cetakan

2. Proses Permurnian Tembaga Leburan tembaga yang diperoleh dari tanur leburan tembaga masih mengandung kotoran, walaupun hanya = 1%. Untuk mendapatkan tembaga murni dapat dilakukan dengan cara elektrolisis. Pada elekrolisis ini sebagai elektrolit digunakan larutan CuSO 4 , sedangkan katoda digunakan tembaga yang sudah murni dan anodanya digunakan tembaga kasar (tembaga kotor).

KIMIA XII

SMA

3. Pelapisan Logam (Elektroplating) Pelapisan logam dengan logam lain biasa disebut "penyepuhan". Penyepuhan umumnya dilakukan untuk mencegah korosi, untuk melapisi asesoris dan sebagainya, yang dilakukan dengan cara elektrolisis. Misalnya gelang tembaga dilapisi dengan emas, untuk mencegah korosi, besi dilapisi dengan seng atau timah, dan sebagainya. Prinsip kerja penyepuhan ini adalah sebagai berikut. • Logam yang akan dilindungi ditempatkan sebagai katoda • Logam yang melindungi ditempatkan sebagai anoda Katoda dialiri listrik negatif dan anoda dialiri listrik positif dari arus listrik searah (DC) Sebagai elektrolitnya digunakan larutan + garam dari logam yang melindungi (anoda) A

B

Keterangan: A: logam yang dilindungi B : logam pelindung -

+

Gambar 2.10 Penyepuhan

 K

 i

 c i  n c  u  u n  K  t a

setengah reaksi sel elektrokimia sel volta sel galvani elektroda katoda anoda  jembatan garam

RANGKUMAN • Reaksi redoks dapat disetarakan dengan dua cara, yaitu dengan cara setengah reaksi dan cara bilangan oksidasi. Sel elektrokimia ada dua macam yaitu sel volta dan sel elektrolisis. • Sel elektrokimia mempunyai dua buah elektroda yaitu anoda dan katoda. Pada katoda terjadi reaksi reduksi, sedang pada anoda terjadi reaksi oksidasi.

KIMIA XII

SMA

potensial elektroda potensial sel sel primer  baterai kering sel lechlance  baterai alkali sel sekunder deret volta proteksi katodik  korosi elektrolisis elektroda inert faraday coulomb elektroplating

• Ciri-ciri sel volta adalah sebagai berikut. a. Tersusun dari setengah sel katoda dan setengah sel anoda dalam larutannya  b. Anoda ada kutub negatif dan katoda adalah kutub positif (KapAn) c. Terdiri atas dua setengah reaksi yang dihubungkan dengan jembatan garam d. Notasi sel: A(s)|A+x(aq)||B+y(aq)|B(s). Ciri-ciri elektroda potensial standar (E o) adalah sebagai berikut. a. Eosel = Eoreduksi + Eooksidasi  b. Jika Eosel positif, maka reaksi redoks dapat berlangsung. Jika E osel negatif, maka reaksi redoks tidak berlangsung spontan. c. Dalam persamaan reaksi harga Eo tidak  ikut dikalikan, walaupun koefisien reaksi setengah sel dikalikan. d. Makin besar harga Eo makin mudah mengalami reduksi (makin kuat sifat oksdatornya). Makin kecil harga E o , makin mudah mengalami oksidasi (makin kuat sifat reduktornya). • Sel volta ada dua macam, yaitu: a. Sel volta primer adalah sel volta yang tidak dapat diisi lagi bila arusnya sudah habis, misalnya batu baterai  biasa.  b. Sel volta sekunder adalah sel yang dapat diisi lagi bila arusnya sudah habis, misalnya aki. Reaksi yang terjadi pada sel Leclanche adalah sebagai berikut. Katoda : 2MnO2(s)+2NH4+(aq)+2e → Mn2O3(s) + 2NH3(aq) + H2O(l)

Anoda : Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e Reaksi sel: Zn(s)+2MnO2(s)+2NH4+(aq) → Mn2O3(s)+Zn2+(aq)+2NH3(aq)+H2O(l)

+

KIMIA XII

SMA

Pada aki terjadi reaksi sebagai berikut. a. Reaksi pengosongan penggunaan aki Katoda : PbO2(s) + 4H+(aq) + SO42-(aq) + 2e → PbSO4(s) + 2H2O(l)

Anoda : Pb(s) + SO42-(aq) →PbSO4(s) + 2e

+

Reaksi sel: Pb(s) + PbO2(s) + 4H+(aq) + 2SO42-(aq) → PbSO4(s) + 2H2O(l)  b. Reaksi pengisian aki Katoda: PbSO4(s) + 2e → Pb(s) + SO42-(aq) Anoda: PbSO4(s) + 2H2O(l) → PbO2(s) + 4H+ + SO42-(aq) + 2e

+

Reaksi sel : 2PbSO 4(s) + 2H2O(l) → Pb(s) + PbO2(s) + 4H+(aq) + 2SO42-(aq) • Deret volta Li – K – Ba – Ca – Na – Mg – Al – Mn – Zn – Fe – Ni – Sn – Pb – H – Cu – Hg – Ag – Pt – Au • Korosi a. Korosi adalah reaksi redoks yang terjadi pada logam, sehingga membentuk senyawa logam tersebut. Peristiwa korosi ini dipengaruhi oleh lingkungan.  b. Faktor-faktor yang mempengaruhi korosi adalah udara (oksigen), uap air, larutan elektrolit, dan beberapa gas yang bersifat korosif. c. Korosi pada besi dapat dihindari dengan mengecat, melapisi besi dengan logam yang memiliki E o lebih kecil dari besi, dan menghubungkan besi dengan kutub negatif dari sumber listrik. d. Rumus karat besi adalah Fe2O3.xH2O.

KIMIA XII

SMA

• Elektrolisis: a. Elektrolisis adalah peristiwa penguraian larutan/leburan elektrolit oleh arus listrik searah.  b. Pada katoda berlangsung reaksi reduksi, pada anoda berlangsung reaksi oksidasi. c. Katoda adalah kutub negatif dan anoda adalah kutub atau elektroda positif. • Jika larutan mengandung ion logam golongan IA, IIA, Al 3+ dan Mn2+ , maka ion-ion ini tidak direduksi, yang direduksi adalah pelarutnya (air) 2H2O + 2e → H2 + 2OH• Reaksi pada anoda: - Anoda berupa logam inert, anion OH, I ,- Br ,- dan Cl - akan dioksidasi. -

jika ada anion SO42- , NO3 ,- dan PO43anion ini tidak akan dioksidasi tetapi yang dioksidasi H 2O. 2H2O → O2 + 4H+ + 4e

c. Untuk menentukan hasil elektrolisis digunakan hukum Faraday. Satu Faraday = 96.500 coulomb. d. Hukum I Faraday m = eF

atau

m=

e.i.t 96.500

Hukum II Faraday m1 : m2 = e1 : e2 e. Kegunaan elektrolisis adalah untuk: - pembuatan logam, - pemurnian logam, - penyepuhan, dan - pembuatan gas.

KIMIA XII

SMA

P   ELATIHAN SOAL I. Pilihlah huruf a, b, c, d, atau e pada jawaban yang tepat! 1. Cr2O72- + aH+ + bNO2-  → cCr3+ + dNO3- + eH2O

4. Mn2+ + H2O2 + OH -  → MnO2 + H2O

Harga koefisien reaksi a, b, c, d dan e di atas berturut-turut adalah .... a. 3, 6, 2, 6, dan 3  b. 1, 5, 2, 5, dan 1 c. 8, 3, 2, 3, dan 4 d. 3, 4, 2, 4, dan 3 e. 8, 3, 2, 3, dan 4 2. Berikut ini merupakan persamaan reaksi redoks, kecuali .... a. 2Al(s) + Fe 2O3(s) → Al2O3(s) + 2Fe(s)  b. PbO2(s) + SO2(g) → PbSO4(s) c. 2Ag+(aq) + Cu(s) → 2Ags) + Cu2+ d. 2CrO42- + 2H+(aq) → Cr2O72-(aq) + H2O(l) e. MnO2(s) + 4HCl(aq) → MnCl2(aq) + 2H2O(l) + Cl2(g)

Agar reaksi redoks tersebut setara, maka koefisisen H 2O2 dan MnO2 adalah .... a. 1 dan 1 d. 2 dan 1  b. 1 dan 2 e. 3 dan 1 c. 2 dan 2 5. Diketahui potensial elektroda standar berikut. Al3+(aq) + 3e → Al(s) Eo = -1,76 V

3. Perhatikan gambar elektrolisis larutan natrium klorida dengan elektroda karbon berikut ini! Zat yang terbentuk pada elektroda A adalah .... A

_

Na+

a.  b. c. d. e.

+

B

Cl

_

gas O2 gas H2 dan NaOH(aq) logam Na gas Cl2 NaCl(s)

Sn2+(aq) + 2e → Sn(s) Eo = -0,14 V Potensial sel Al (s)| Al3+(aq)|| Sn2+(s)| Sn(s) adalah ... volt. a. -1,62 d. +1,90  b. +1,62 e. +3,10 c. -1,90 6. Bila dilakukan elektrolisis larutan CuSO4 selama 30 menit dengan kuat arus 10 ampere, maka di katoda diendapkan tembaga sebanyak ... gram. (Ar Cu = 63,5) a. 0,187 d. 11,845  b. 0,373 e. 5,922 c. 23,689 7. Pada elektrolisis larutan AgNO3 selama 1 jam dengan kuat arus 2 ampere, akan dihasilkan endapan perak  sebanyak ... gram. (Ar Ag = 108, 1 Faraday = 96.500 C) a. 7,6 d. 108  b. 8,06 e. 819 c. 81,9

KIMIA XII

SMA

8. Diketahui harga potensial reduksi standar Zn 2+ = -0,76 volt dan Fe 2+ = -0,44 volt. Harga potensial sel Zn|Zn 2+; Fe2+||Fe adalah ... volt. a. -10,23 d. +0,32  b. +1,2 e. -0,32 c. -1,20 9. Diketahui harga Eo zat elektrolit sebagai berikut. Fe2+ + 2e → Fe Eo = -0,44 volt Pb2+ + 2e → Pb Eo = -0,13 volt Zn2+ + 2e → Zn Eo = -0,76 volt Sn2+ + 2e →Sn Eo = -0,14 volt Berdasarkan harga E o , reaksi  berikut yang dapat berlangsung adalah .... a. Fe2+ + Zn → Fe + Zn2+  b. Zn2+ + Fe → Fe2+ + Zn c. Zn2+ + Pb → Zn + Pb2+ d. Sn + Zn2+ → Sn2+ + Zn e. Pb + Fe2+ → Pb2+ + Fe 10. Gas klor dialirkan ke dalam larutan NaOH pada suhu kamar, sehingga terjadi reaksi: Cl2 + 2NaOH → NaCl + NaClO + H2O. Pada reaksi ini yang  bertindak sebagai oksidator dan reduktor adalah .... a. Na+ d. H+  b. Cl2 e. ClOc. OH11. Reaksi-reaksi di bawah ini merupakan reaksi redoks, kecuali .... a. N2 + 3H2 → 2NH3  b. Mg + 2HCl → MgCl2 + H2

c. Fe2O3 + 3H2SO4 → Fe2(SO4)3 + 3H2O d. SO2 + 2H2S → 2H2O + 3S e. Mg + 2HCl → MgCl2 + H2 12. Berdasarkan deret volta, reaksi elektrokimia berikut yang dapat berlangsung secara spontan adalah .... a. Pb + Zn2+ → Pb2+ + Zn  b. Sn + Fe 2+ → Sn2+ + Fe c. Cu + 2H+  → Cu2+ + H2 d. Sn2+ + Fe → Sn + Fe2+ e. 3Mg2+ + 2Al  → 3Mg + 3Al3+ 13. Persamaan reaksi redoks  berikut: KMnO4 + KCl + H2SO4  → MnSO4 + K2SO4 + H2O + Cl2 Banyaknya (gr) Cl2 yang ter bentuk dari 100 gram KMnO4 adalah .... (An Cl = 35,5, An K = 39, Mn = 55, O = 16) a. 12,2  b. 111,1 c. 89,9 d. 44,8 e. 17,9 14. Sebuah sel volta mempunyai susunan: Fe|Fe2+||Cd2+|Cd Bila diketahui Cd2+ + 2e- → Cd Eo = -0,4 V Fe2+ + 2e → Fe Eo = -0,44 V Maka potensial selnya adalah .... a. 0,4 d. -0,02  b. 0,02 e. -0,04 c. 0,04

KIMIA XII

SMA

15. Pada elektrolisis larutan AgNO3 digunakan katoda Fe dan Anoda grafit. Setelah dialiri listrik selama 9650 detik, dihasilkan gas O2 sebanyak 2,24 liter (0o C, 1 atm). Banyaknya perak yang diendapkan di katoda adalah .... (Ar Ag = 108) a. 43,2 gram d. 3,33 gram  b. 33,3 gram e. 2,3 gram c. 23,2 gram 16. Pada elektrolisis larutan Na 2SO4 dengan elektroda grafit, peristiwa yang terjadi di katoda adalah .... a. dibebaskan natrium  b. larutan bersifat asam c. dibebaskannya gas oksigen dan ion H+ d. dibebaskannya gas hidrogen dan ion OHe. dibebaskannya gas SO2

18. Pada elektrolisis larutan CuSO4 dengan elektroda Pt dihasilkan endapan Cu sebanyak 6,35 gram. Jika arus yang digunakan adalah 2A maka waktu yang diperlukan untuk elektrolisis tersebut adalah .... (Ar Cu = 63,5, S = 32, O = 16, F = 96500 coulomb) a. 193000 detik   b. 19300 detik  c. 9650 detik  d. 965 detik  e. 193 detik  19. Elektrolisis larutan KCl dengan menggunakan elektroda karbon akan menghasilkan .... a. larutan basa di anoda  b. gas Cl 2 di katoda c. logam K di katoda d. gas H2 di katoda e. gas O2 di anoda

17. Pada elektrolisis leburan garam CaCl2 dengan elektroda karbon, digunakan muatan listrik  sebanyak 0,02 F. Volum gas klor yang dihasilkan di anoda jika dikukur pada tekanan dan suhu di mana 1 liter gas N 2 (Mr = 28) massanya 1,4 gram adalah .... a. 448 d. 200  b. 400 e. 100 c. 224

20. Untuk menetralkan larutan hasil elektrolisis larutan CuSO 4 , diperlukan 50 ml larutan NaOH 0,2 M. Banyaknya muatan listrik yang digunakan adalah .... (Ar Cu = 63,5) a. 0,1 F  b. 0,05 F c. 0,025 F d. 0,01 F e. 0,005 F

II. Kerjakan soal-soal berikut ini dengan tepat! 1. Pada elektrolisis larutan CuSO4 dengan elektroda platina, di katoda terbentuk endapan logam Cu sebanyak 3,175 gram. Tentukan volum gas yang terbentuk di anoda, pada saat itu 5 mL gas N 2 massanya 7 gram! (Ar Cu = 63,5 dan Mr N 2 = 28)