Bab 2 Reaksi Redoks dan Elektrokimia 2 Reaksi

Bab 2 : Reaksi Redoks dan Elektrokimia 2 Reaksi Redoks dan Elektrokimia

Peta Konsep Biloks Turun (Oksidator) A Mengalami Reduksi Jumlah Elektron yang Diterima A+ B sama dengan Jumlah Elektron yang Dilepas B Biloks Naik (Reduktor) Mengalami Oksidasi Pengaruh Arus Listrik pada Reaksi Kimia (Elektrolisis) Reduksi mengalami Bagian Elektrode Negatif (Katode) menyebabkan Arus Listrik Searah melewati Lelehan/Larutan Senyawa tertarik ke Terurai tertarik ke Oksidasi mengalami Bagian Elektrode Positif (Anode)

ü Reaksi redoks terdiri atas reaksi oksidasi dan reaksi reduksi. ü Peristiwa suatu atom melepaskan elektron disebut oksidasi. ü Peristiwa suatu atom menerima elektron disebut reduksi. Reaksi kalium dengan klorin merupakan reaksi redoks (reduksi oksidasi). Oksidasi (pelepasan elektron): K → K + + e– Reduksi (penerimaan elektron): Cl + e– → Cl–

A. Penyetaraan Persamaan Reaksi Redoks 1. Metode Bilangan Oksidasi Langkah-langkah yang perlu dilakukan: 1. Menuliskan zat-zat yang bereaksi di sebelah kiri tanda panah dan zat-zat hasil reaksi di sebelah kanan tanda panah. 2. Menandai biloks semua atom yang terlibat dalam reaksi redoks. 3. Menandai atom-atom yang mengalami perubahan biloks dan menghitung besarnya perubahan biloks. Jika atom yang mengalami redoks lebih dari satu dalam rumus ion/molekulnya, hitunglah jumlah perubahan redoks (jumlah atom dikalikan perubahan biloks).

4. Jumlah perubahan biloks zat reduktor dituliskan sebagai koefisien zat oksidator, sedangkan jumlah perubahan biloks zat oksidator dituliskan sebagai koefisien zat reduktor. Sederhanakan perbandingan perubahan biloks, misalnya 2 : 4 disederhanakan menjadi 1 : 2. 5. Menyamakan atom-atom yang mengalami redoks. 6. Menyetarakan jumlah muatan ruas kiri dan ruas kanan: a. dalam suasana asam dengan cara menambah H+; b. dalam suasana basa dengan cara menambah OH–. 7. Jumlah atom H ruas kiri dan kanan disamakan dengan menambahkan H 2 O.

Contoh: Tuliskan persamaan reaksi ion yang terjadi antara Al dan NO 3– dalam suasana basa dengan cara perubahan biloks jika diketahui perubahan yang terjadi Al/Al. O 2 – dan NO 3–/NH 3. Jawab: Langkah ke-1: Al + NO 3– → Al. O 2– + NH 3 Langkah ke-2: Al + NO 3– → Al. O 2– + NH 3 0 6 +5 Langkah ke-3: Al + NO 3– 0 4 3 +3 → Al. O 2– +5 +3 + +3 ∆biloks = +5 – (– 3) = 8 ∆biloks = +3 – 0 = 3 NH 3 3

Langkah ke-4: reduktor (Al) mengalami perubahan biloks sebanyak 3 maka angka 3 dituliskan di depan oksidator (NO 3–). Al + 3 NO 3– → Al. O 2– + NH 3 Oksidator (NO 3–) mengalami perubahan biloks sebanyak 8 maka angka 8 dituliskan di depan reduktor (Al). 8 Al + 3 NO 3– → Al. O 2– + NH 3 Langkah ke-5: jumlah atom Al di ruas kiri 8 maka jumlah Al di ruas kanan juga harus 8. Jumlah atom N di ruas kiri 3 maka jumlah N di ruas kanan juga harus 3. 8 Al + 3 NO 3– → 8 Al. O 2– + 3 NH 3

Langkah ke-6: jumlah muatan di ruas kiri – 3, sedangkan di ruas kanan – 8. Oleh karena itu, di ruas kiri perlu ditambah OH– sebanyak 5 (aturan 6 b). 8 Al + 3 NO 3 – + 5 OH– → 8 Al. O 2– + 3 NH 3 Langkah ke-7: jumlah atom H di ruas kiri 5, sedangkan di ruas kanan 3 x 3 = 9. Oleh karena itu, di ruas kiri perlu ditambah H 2 O sebanyak 2. 8 Al + 3 NO 3– + 5 OH– + 2 H 2 O → 8 Al. O 2– + 3 NH 3

2. Metode Ion-Elektron Langkah-langkah yang perlu dilakukan: 1. Menuliskan perubahan-perubahan yang terjadi pada setengah sel reaksi ion oksidasi dan setengah sel reaksi ion reduksi. 2. Menyamakan jumlah atom-atom yang mengalami redoks. 3. a. Dalam suasana asam Ruas yang kekurangan O ditambah H 2 O, sedangkan ruas yang kekurangan H ditambah H+. b. Dalam suasana basa Ruas yang kekurangan O ditambah OH– (biasanya sebanyak 2 kali yang diperlukan), sedangkan ruas yang kekurangan H ditambah H 2 O.

4. Menyamakan muatan dengan menambah elektron (partikel bermuatan negatif). Pada setengah sel reaksi ion oksidasi (reduktor), elektron ditambahkan pada sebelah kanan tanda panah, sedangkan pada setengah sel reaksi ion reduksi (oksidator), elektron ditambahkan pada sebelah kiri tanda panah. 5. Menyamakan banyaknya elektron yang dilepas oleh reduktor dengan banyaknya elektron yang diterima oleh oksidator. 6. Dijumlahkan.

Contoh: Tuliskan persamaan reaksi ion yang terjadi antara KMn. O 4 dengan HCl jika diketahui perubahan yang terjadi Mn. O 4–/Mn 2+ dan Cl–/Cl 2. Jawab: Reaksi dalam suasana asam (HCl) Langkah ke-1: oksidasi : Cl– → Cl 2 reduksi : Mn. O 4– → Mn 2+ Langkah ke-2: oksidasi : 2 Cl– → Cl 2 reduksi : Mn. O 4– → Mn 2+ Langkah ke-3: oksidasi : 2 Cl– → Cl 2 reduksi : Mn. O 4– → Mn 2+ + 4 H 2 O Mn. O 4– + 8 H+ → Mn 2+ + 4 H 2 O

Langkah ke-4: oksidasi : 2 Cl– → Cl 2 + 2 e– reduksi : Mn. O 4– + 8 H+ + 5 e– → Mn 2+ + 4 H 2 O Langkah ke-5: reduktor melepaskan 2 elektron, sedangkan oksidator menerima 5 elektron. Agar banyaknya elektron yang dilepas oleh reduktor sama denganbanyaknya elektron yang diterima oleh oksidator maka ruas reduktor dikalikan 5, sedangkan ruas oksidator dikalikan 2. oksidasi : (2 Cl– → Cl 2 + 2 e–) x 5 reduksi : (Mn. O 4– + 8 H+ + 5 e– → Mn 2+ + 4 H 2 O) x 2 Langkah ke-6: oksidasi : 10 Cl– → 5 Cl 2 + 10 e– reduksi : 2 Mn. O 4– + 16 H+ + 10 e– → 2 Mn 2+ + 8 H 2 O redoks : 10 Cl– + 2 Mn. O 4– + 16 H+ → 5 Cl 2 + 2 Mn 2+ + 8 H 2 O

B. Penyetaraan Persamaan Reaksi Redoks Molekuler 2. Cara Perubahan Bilangan Oksidasi Langkah-langkah yang diperlukan: 1. Tandai biloks masing-masing atom dalam senyawanya. 2. Tandai atom-atom yang mengalami perubahan biloks dan hitung besar perubahan biloks. Jika atom yang mengalami perubahan biloks lebih dari satu dalam rumus molekulnya, hitunglah jumlah perubahan biloks (jumlah atom x biloks). 3. Tuliskan perbandingan biloks zat reduktor dengan biloks zat oksidator. Jika memungkinkan, jadikan dalam bentuk paling sederhana. Misalnya, 2 : 4 disederhanakan menjadi 1 : 2.

4. Jumlah perubahan biloks zat reduktor (setelah disederhanakan) tuliskan sebagai koefisien zat oksidator. 5. Jumlah perubahan biloks zat oksidator (setelah disederhanakan) tuliskan sebagai koefisien zat reduktor. 6. Lengkapilah persamaan reaksinya dengan menyamakan atom-atom yang mengalami perubahan biloks, atom selain H dan O, atom O, dana atom H.

Contoh: Setarakan persamaan reaksi: Mn. O 2 + KCl. O 3 + KOH → K 2 Mn. O 4 + KCl + H 2 O Jawab: Langkah ke-1: Mn. O 2+ KCl. O 3+ KOH → KCl + K 2 Mn. O 4 + H 2 O +4 4 +1 +5 6 2 +1 +1 +1 1 +2 +6 8 +2 2 Langkah ke-2: Mn. O 2 + KCl. O 3 + KOH → KCl + K 2 Mn. O 4 + H 2 O +4 +5 Reduksi 1 +6 ∆biloks = 5 – (– 1) = 6 Oksidasi ∆biloks = 6 – 4 = 2 Langkah ke-3: ∆biloks reduktor : ∆biloks oksidator = 2 : 6, disederhanakan menjadi 1: 3.

Langkah ke-4: Mn. O 2 + 1 KCl. O 3 + KOH → KCl + K 2 Mn. O 4+H 2 O Langkah ke-5: 3 Mn. O 2 + 1 KCl. O 3 + KOH → 1 KCl + K 2 Mn. O 4 + H 2 O Langkah ke-6: 1. Menyamakan jumlah atom Mn 3 Mn. O 2 + 1 KCl. O 3 + KOH → 1 KCl + 3 K 2 Mn. O 4 + H 2 O 2. Menyamakan jumlah atom K 3 Mn. O 2 + 1 KCl. O 3 + 6 KOH → 1 KCl + 3 K 2 Mn. O 4 + H 2 O 3. Menyamakan jumlah atom O 3 Mn. O 2 + 1 KCl. O 3 + 6 KOH → 1 KCl + 3 K 2 Mn. O 4 + 3 H 2 O 4. Jumlah atom-atom ruas kiri telah sama dengan ruas kanan, angka 1 biasa tidak ditulis. Dengan demikian, reaksi setaranya adalah: 3 Mn. O 2 + KCl. O 3 + 6 KOH → KCl + 3 K 2 Mn. O 4 + 3 H 2 O

2. Cara Setengah Reaksi Dari reaksi ion, selanjutnya dapat ditulis reaksi molekulernya dengan cara menambahkan zat-zat yang tidak terlibat dalam reaksi redoks. Contoh: Tulis persamaan reaksi antara KI + KMn. O 4 dalam suasana basa jika diketahui perubahan yang terjadi adalah I–/I 2 dan Mn. O 4–/Mn. O 2. Jawab: Dengan cara setengah reaksi atau perubahan biloks, diperoleh reaksi ion: 6 I– + 2 Mn. O 4– + 4 H 2 O → 3 I 2 + 2 Mn. O 2 + 8 OH–

I– berasal dari KI : KI diinginkan 6 I– : 6 KI Mn. O 4– berasal dari KMn. O 4 : KMn. O 4 diinginkan 2 Mn. O 4– K+ + I – 6 K+ + 6 I – K+ + Mn. O 4– : 2 KMn. O 4 2 K+ + 2 Mn. O 4– Zat-zat tambahan 2 K+(dari KMn. O 4) dan 6 K+ (dari KI) sesungguhnya tidak ikut bereaksi sehingga ruas kanan juga harus ditambah zat-zat tersebut dengan jumlah yang sama. Kation akan bergabung dengan anion dan sebaliknya. 6 I– 6 K+ + 2 Mn. O 4– + 4 H 2 O → 3 I 2 + 2 Mn. O 2 + 8 OH– 2 K+ 6 KI + 2 KMn. O 4 + 4 H 2 O → 3 I 2 8 K+ + 2 Mn. O 2 + 8 KOH

C. Reaksi Redoks dan Sel Elektrokimia sel Volta atau sel Galvani Sel elektrokimia sel elektrolisis Ø Dalam sel elektrokimia, kedua sel setengah-reaksi berlangsung secara terpisah pada elektrode-elektrode. Ø Elektode yang mengalami oksidasi disebut anode. Ø Elektrode yang mengalami reduksi disebut katode. Ø Dalam sel Volta atau sel Galvani, terjadi perubahan energi kimia menjadi energi listrik. Ø Dalam sel elektrolisis, terjadi perubahan energi listrik menjadi energi kimia.

1. Sel Volta (Sel Galvani) Dalam sel Volta, • anode (bagian yang mengalami oksidasi) disebut elektrode negatif dan • katode disebut elektrode positif. Energi potensial di anode lebih tinggi daripada energi potensial di katode sehingga secara spontan elektron mengalir dari anode ke katode. Sumbat kapas Jembatan garam untuk mengimbangi kelebihan ion positif (Zn 2+) yang terdapat dalam larutan anode.

2. Notasi Sel Anode Zn(s) / Jembatan garam Zn 2+(aq) // Cu 2+(aq) Arah aliran elektron Elektrode Anode Elektrolit Anode Katode / Cu(s) Elektrode Katode Elektrolit Katode

3. Potensial Reduksi dan Reaksi Redoks q Potensial reduksi standar (Eo) setengah sel adalah potensial sel yang terdiri atas setengah sel Galvani dengan konsentrasi 1 M pada temperatur 25 o. C dihubungkan dengan setengah sel hidrogen. q Harga potensial reduksi setengah sel hidrogen = 0 volt. q Elektrode yang potensial reduksi standarnya lebih besar daripada hidrogen (lebih mudah mengalami reduksi daripada ion H+) diberi tanda positif, misalnya Eo Cu 2+/Cu = +0, 34 V. q Elektrode yang potensial reduksi standarnya lebih kecil daripada potensial reduksi hidrogen (lebih sukar mengalami reduksi daripada ion H+), potensial reduksinya diberi tanda negatif, misalnya Eo Zn 2+/Zn = – 0, 76 V.

4. Memperkirakan Berlangsungnya Reaksi Redoks dengan Potensial Sel Suatu reaksi redoks dapat berlangsung spontan jika Eosel = Potensial reduksi standar zat yang tereduksi Potensial reduksi standar zat yang teroksidasi >0 Potensial reduksi standar zat yang tereduksi >0 atau Eosel = Potensial reduksi standar zat yang teroksidasi + Eosel = Eokatode Eoanode atau Eosel = Eooks + Eored

Contoh: Diketahui: Ni 2+ + 2 e– → Ni Eo = – 0, 25 V Pb 2+ + 2 e– → Pb Eo = – 0, 13 V Tentukan potensial sel Volta yang terdiri atas elektrode Ni dan Pb tersebut. Jawab: Eosel = Eo. Pb 2+/Pb – Eo. Ni 2+/Ni = – 0, 13 V – (– 0, 25 V) = 0, 12 V Eosel = Eo. Ni/Ni 2+ + Eo. Pb 2+/Pb atau = +0, 25 V + (– 0, 13 V) = +0, 12 V Potensial reduksi tidak pernah dikalikan dengan faktor yang digunakan untuk menyamakan elektron yang dilepas dan elektron yang diterima untuk menghasilkan harga potensial sel.

5. Aplikasi Praktis Sel Galvani a. Sel Kering (Baterai) ü Potensial yang dihasilkan ± 1, 5 volt. ü Keuntungan utama: relatif murah harganya dan biasanya tidak terjadi kebocoran. ü Kelemahan: tidak dapat diisi kembali. Juga dikenal baterai alkali atau sel kering alkali. ü Potensial yang dihasilkan ± 1, 54 V. ü Waktu hidup lebih lama. ü Dapat menghantarkan arus yang lebih tinggi daripada sel seng-karbon. Anode: serbuk seng

b. Sel Nikad (Nikel–Kadmium) ü Dapat diisi ulang (rechargeable). ü Menghasilkan potensial ± 1, 4 V. ü Dapat digunakan untuk baterai alat elektronik. c. Baterai Merkurium ü Potensial yang dihasilkan ± 1, 35 V. ü Keuntungan: potensial yang dihasilkan mendekati konstan. d. Baterai Perak Oksida ü Potensial yang dihasilkan ± 1, 54 V. Anode Zn Katode Ag 2 O

e. Baterai Litium ü Dapat diisi ulang, ringan, dan menghasilkan potensial yang tinggi (sekitar 3, 0 V). ü Banyak digunakan dalam telepon seluler (HP), laptop, dan kamera digital. f. Sel Bahan Bakar ü Keuntungan: tidak perlu mengganti elektrode seperti baterai yang lain dan bahan bakar dapat dimasukkan secara kontinu untuk menghasilkan tenaga. ü Kelemahan: biaya tinggi dan ukurannya lebih besar.

g. Sel Aki (Baterai Penyimpan Timbal) ü Sel sekunder (rechargeable). ü Potensial yang dihasilkan tiap sel ± 2 V. ü Pb sebagai anode, Pb. O 2 sebagai katode, dan H 2 SO 4 sebagai elektrolit.

6. Korosi Besi ü Korosi merupakan suatu peristiwa elektrokimia. ü Besi akan berkarat jika kontak dengan air atau udara yang jenuh dengan uap air. ü Komposisi utama karat besi adalah besi(III) oksida terhidrat, Fe 2 O 3. x. H 2 O. ü Pembentukan karat besi dipercepat oleh adanya asam, garam, logam yang kurang reaktif, dan temperatur tinggi. ü Air dan oksigen merupakan unsur penting dalam pembentukan karat.

Skema perkaratan pada besi

Pencegahan Korosi ü Melapisi dengan minyak atau cat. ü Melapisi dengan logam yang kurang reaktif, misalnya Sn dan Cr. Kelemahan: jika terdapat sedikit luka pada pelapisnya maka besi akan terus berkarat ü Melapisi dengan logam yang lebih reaktif, misalnya Mg dan Zn. Dikenal dengan perlindungan katode. Kelebihan: Jika ada lapisan Mg atau Zn yang rusak maka besi akan tetap terlindungi karena Mg atau Zn akan berkelakuan sebagai anode, sedangkan Fe berkelakuan sebagai katode.

D. Elektrolisis ü Elektrolisis: penguraian zat-zat kimia oleh arus listrik searah. ü Ion-ion positif (kation) tertarik ke elektrode negatif (katode). ü Ion-ion negatif (anion) tertarik ke elektrode positif (anode). ü Di anode, terjadi reaksi oksidasi. ü Di katode, terjadi reaksi reduksi.

Karakteristik sel volta dan sel elektrolisis Sel Volta Sel Elektrolisis muatan pada katode positif negatif muatan pada anode negatif positif arah aliran elektron dari anode ke katode dari katode ke anode X(s)/X+(aq)//Y+(aq)/Y(s) notasi sel Eosel = Eored – Eooks reaksi pada anode oksidasi reaksi pada katode reduksi Sel Volta: Katode Positif, Anode Negatif Sel Elektrolisis: Katode Negatif, Anode Positif (KNAP)

Reaksi yang terjadi selama elektrolisis suatu zat dalam pelarut air: Zat-zat yang teroksidasi di anode, antara lain sebagai berikut. 1. Elektrode yang tidak inert (selain Pt, Au, dan Cgrafit), misalnya Cu dan Ag. 2. Ion-ion Cl–, Br–, dan I– dapat teroksidasi menjadi Cl 2, Br 2, dan I 2 jika larutannya pekat, misalnya 1 M. 3. Molekul air (H 2 O) menjadi gas oksigen (O 2). Zat-zat yang tereduksi di katode, antara lain sebagai berikut. 1. Ion-ion positif seperti Cu 2+ dan Ag+ (ion-ion logam alkali, misalnya Na+ dan K+ tidak mengalami reduksi). 2. Molekul air (H 2 O) menjadi gas hidrogen (H 2). Ion-ion sulfat (SO 42–) dan nitrat (NO 3–) tidak mengalami redoks.

Contoh: Apa yang terjadi pada elektrolisis larutan Cu. SO 4 dengan elektrode Pt? Jawab: Elektrode Pt tidak dapat teroksidasi. Ada dua kemungkinan reaksi yang terjadi di anode: 1. 2 SO 42–(aq) → S 2 O 82–(aq) + 2 e– Eored S 2 O 82–/SO 42– = +2, 00 V 2. 2 H 2 O → O 2 + 4 H+ + 4 e– Eored O 2/H 2 O = +1, 42 V Yang terjadi di anode adalah oksidasi H 2 O menjadi O 2. Ada dua kemungkinan reaksi yang terjadi di katode: 1. 2 H 2 O + 2 e– → H 2(g) + 2 OH–(aq) Eo = – 0, 82 V 2. Cu 2+(aq) + 2 e– → Cu(s) Eo = +0, 34 V Yang terjadi di katode adalah reduksi Cu 2+(aq) menjadi Cu(s). Reaksi yang terjadi dalam sel adalah: Anode : 2 H 2 O(l) → O 2(g) + 4 H+(aq) + 4 e– Katode : Cu 2+(aq) + 2 e– → Cu(s) x 2 2 H 2 O(l) + 2 Cu 2+(aq) → O 2(g) + 4 H+(aq) + Cu(s)

Penggunaan Prinsip Elektrolisis 1. Penyepuhan Pelapisan suatu logam dengan logam lain agar diperoleh sifat yang lebih baik misalnya tahan karat, mengilap, dan berharga mahal. Dalam penyepuhan yang harus diperhatikan: 1. Logam yang akan dilapisi dipasang pada katode. 2. Logam pelapis dipasang pada anode. 3. Elektrolit yang digunakan adalah satu larutan garam dari logam pelapisnya.

2. Produksi Logam Aluminium diperoleh dari elektrolisis larutan alumina (Al 2 O 3) dalam proses Hall. Heroult. Hasil elektrolisis alumina adalah aluminium dan gas oksigen. 3. Produksi Logam Magnesium diperoleh dari elektrolisis lelehan Mg. Cl 2. Selama proses elektrolisis lelehan Mg. Cl 2, magnesium diendapkan di katode dan gas klorin dihasilkan di anode.

E. Hukum Faraday 1. Massa zat yang diendapkan atau dibebaskan pada elektrode sebanding dengan muatan listrik yang melewati suatu zat elektrolit. muatan listrik 1 coulomb (C) = muatan listrik yang ada jika arus sebesar 1 ampere (A) mengalir selama 1 detik (s) 2. Jika sejumlah muatan listrik yang sama dilewatkan pada beberapa zat elektrolit yang berbeda, massa yang dibebaskan atau diendapkan sebanding dengan massa ekuivalennya (e).

massa ekuivalen (e) = ne– = jumlah mol elektron yang diterima atau dilepaskan 1 mol elektron mengandung 6, 02 x 1023 elektron muatan 1 elektron = 1, 6022 x 10– 19 coulomb muatan 1 mol elektron = (6, 02 x 1023)(1, 6022 x 10– 19) coulomb = 96. 494 coulomb ~ 96. 500 coulomb Muatan listrik sebanyak 96. 500 coulomb ini disebut 1 faraday (F). 1 mol e– ~ 96. 500 C ~ 1 F

Contoh: Larutan tembaga(II) sulfat, Cu. SO 4, dielektrolisis dengan elektrode inert. Jika suatu arus 5, 0 A dialirkan ke dalam sel tersebut selama 1, 5 jam, berapa gram logam tembaga yang dihasilkan? Jawab: Banyaknya muatan listrik yang dilewatkan pada sel = (5 A)(1, 5 x 60 detik) = 2, 7 x 104 C 1 faraday (1 F) terdapat 9, 65 x 104 C, arus listrik yang dialirkan = Reaksi di katode: Cu 2+(aq) + 2 e– → Cu(s) 1 mol ~ 2 F ~ 1 mol 2 F atau 2 mol elektron dapat menghasilkan 1 mol Cu maka 0, 28 F dapat menghasilkan Cu sebanyak = x 63, 5 = 8, 9 g