REAKSI REDUKSI OKSIDASI DAN ELEKTROKIMIA Dra M SETYORINI

  • Slides: 69
Download presentation
REAKSI REDUKSI OKSIDASI DAN ELEKTROKIMIA Dra. M. SETYORINI, M. Si

REAKSI REDUKSI OKSIDASI DAN ELEKTROKIMIA Dra. M. SETYORINI, M. Si

� Elektrokimia : cabang sains yang mempelajari kaitan antara arus listrik dan reaksi kimia

� Elektrokimia : cabang sains yang mempelajari kaitan antara arus listrik dan reaksi kimia � Reaksi kimia yang penting : reaksi oksidasi reduksi

Konsep Oksidasi-Reduksi � Penggabungan dan pelepasan oksigen Contoh : 4 Fe(s) + 3 O

Konsep Oksidasi-Reduksi � Penggabungan dan pelepasan oksigen Contoh : 4 Fe(s) + 3 O 2(g) Fe 2 O 3(s) Karat besi terjadi karena besi “bergabung” dengan oksigen. Peristiwa tersebut dinamakan oksidasi. Fe 2 O 3(s) + 3 CO 2(g) 2 Fe(s)+ 3 CO 2(g) Bijih besi didapatkan melalui peristiwa “reduksi” di mana oksigen diambil/ dilepaskan dalam suatu senyawa.

Diskusi : Jelaskan 2 fenomena terkait reaksi: 2 Mg(s) + O 2(g) 2 Mg.

Diskusi : Jelaskan 2 fenomena terkait reaksi: 2 Mg(s) + O 2(g) 2 Mg. O(s) Mg(s) + S(g) Mg. S(s) Definisi oksidasi reduksi berdasarkan perpindahan atom oksigen terlalu sempit, artinya dibutuhkan definisi yang lebih luas untuk menjelaskan peristiwa tersebut.

Transfer elektron Contoh: 2 Mg(s) 2 Mg 2++ 4 e (oksidasi) O 2(g) +

Transfer elektron Contoh: 2 Mg(s) 2 Mg 2++ 4 e (oksidasi) O 2(g) + 4 e 2 O 2 (reduksi) Total : 2 Mg(s) + O 2(g) 2 Mg 2++ 2 O 2 Ion : 2 Mg 2+ + 2 O 2 2 Mg. O

Mg Mg 2+ + 2 e (oksidasi) S + 2 e S 2 (reduksi)

Mg Mg 2+ + 2 e (oksidasi) S + 2 e S 2 (reduksi) Total : Mg + S Mg 2+ + S 2 Ion : Mg 2+ + S 2 Mg. S Oksidasi: reaksi yang terkait dengan pelepasan elektron � Reduksi : reaksi yang terkait dengan penangkapan elektron �

Dalam pembentukan magnesium oksida : Mg memberikan elektron pada oksigen sehingga Oksigen tereduksi. Artinya

Dalam pembentukan magnesium oksida : Mg memberikan elektron pada oksigen sehingga Oksigen tereduksi. Artinya : Mg bertindak sebagai agen pereduksi (reduktor) dan mengalami oksidasi. Oksigen menangkap elektron yang dilepaskan oleh Mg sehingga Mg teroksidasi. Artinya : oksigen bertindak sebagai agen pengoksidasi (oksidator) dan mengalami reduksi. Catatan : elektron yang dilepaskan oleh reduktor Sama dengan jumlah elektron yang diterima oleh oksidator.

Pertambahan dan penurun bilangan oksidasi Jelaskan fenomena : 2 Mg(s) + O 2(g) 2

Pertambahan dan penurun bilangan oksidasi Jelaskan fenomena : 2 Mg(s) + O 2(g) 2 Mg. O(s) H 2(g) + Cl 2(g) 2 HCl(g) 2 S(s) + O 2(g) 2 SO 2(g) HCl dan SO 2 bukan senyawa ionik, tetapi kovalen (molekular) : tidak ada elektron yang benar pindah, artinya : diperlukan lagi definisi yang lebih luas.

Bilangan oksidasi : jumlah muatan yang dimiliki suatu atom dalam molekul (senyawa ionik) jika

Bilangan oksidasi : jumlah muatan yang dimiliki suatu atom dalam molekul (senyawa ionik) jika elektronnya berpindah seluruhnya. � 2 Mg(s) + O 2(g) 2 Mg. O(s) 0 0 +2 2 � H 2(g) + Cl 2(g) 2 HCl(g) 0 0 +1 1 � 2 S(s) + O 2(g) 2 SO 2(g) 0 0 +4 2 � Oksidasi : jika suatu unsur mengalami pertambahan bilangan oksidasi � Reduksi : jika suatu unsur mengalami penurunan bilangan oksidasi

� Kesimpulan : Pengertian Oksidasi Reduksi Oksidator Reduktor Perubahan elektron Bilangan oksidasi

� Kesimpulan : Pengertian Oksidasi Reduksi Oksidator Reduktor Perubahan elektron Bilangan oksidasi

Penyetaraan Persamaan Oksidasi-Reduksi � Metode ion-elektron (setengah reaksi ) � Metode bilangan oksidasi (biloks)

Penyetaraan Persamaan Oksidasi-Reduksi � Metode ion-elektron (setengah reaksi ) � Metode bilangan oksidasi (biloks)

Metode ion elektron (setengah reaksi) Konsep dasar : Jumlah elektron yang diserap oksidator =

Metode ion elektron (setengah reaksi) Konsep dasar : Jumlah elektron yang diserap oksidator = jumlah elektron yang dilepas reduktor Proses penyetaraan berlangsung menurut langkah : 1. Identifikasi spesies yang terlibat dalam perubahan biloks, dan tulislah rangka setengah reaksi.

2. Seimbangkan jumlah atom dari setiap setengah reaksi � Dalam larutan yang bersifat asam

2. Seimbangkan jumlah atom dari setiap setengah reaksi � Dalam larutan yang bersifat asam atau netral tambahkan 1 molekul H 2 O untuk setiap kekurangan satu O pada ruas yang kekurangan di ruas lain tambahkan ion H+. � Dalam suasana basa, tambahkan satu H 2 O untuk setiap kelebihan satu atom O pada ruas tersebut, lalu tambahkan ion OH‑ 2 x lebih banyak pada ruas lainnya.

3. Setarakan muatan listrik pada setiap setengah reaksi dengan cara menambahkan sejumlah elektron. �

3. Setarakan muatan listrik pada setiap setengah reaksi dengan cara menambahkan sejumlah elektron. � Di sebelah kanan untuk reaksi oksidasi � Di sebelah kiri untuk reaksi reduksi 4. Samakan jumlah elektron yang diserap pada reaksi reduksi dengan jumlah elektron yang dilepaskan pada reaksi oksidasi dengan jalan memberi koefisien yang sesuai. Jumlahkan kedua setengah reaksi tersebut agar diperoleh persamaan redoks yang setara.

Contoh : Setarakan reaksi oksidasi reduksi berikut : � Mn. O 4 (aq) +

Contoh : Setarakan reaksi oksidasi reduksi berikut : � Mn. O 4 (aq) + SO 32 (aq) Mn 2+(aq) + SO 42 (aq) (asam) � As 2 S 3(s) + NO 3 (aq) H 3 As. O 4(aq) + S(s) + NO(g)(asam) � Cr(OH)3(s) + OCl (aq) Cr. O 42 (aq) + Cl (aq) + H 2 O(l)(basa) � KMn. O 4(aq) + H 2 C 2 O 4(aq) + H 2 SO 4(aq) K 2 SO 4(aq) + Mn. SO 4(aq) + H 2 O(l) + CO 2(g)

� Reaksi tak setara : As 2 S 3(s) + NO 3 (aq) H

� Reaksi tak setara : As 2 S 3(s) + NO 3 (aq) H 3 As. O 4(aq) + S(s) + NO(g) + H 2 O(l) � Penyelesaian : � Langkah 1 : As 2 S 3(s) + NO 3 (aq) Oksidasi : As 2 S 3(s) Reduksi : NO 3 (aq) Dan seterusnya. . . . H 3 As. O 4(aq) + S(s) + NO(g) + H 2 O(l) H 3 As. O 4(aq) + S(s) NO(g)

� Contoh 2 : Setarakan persamaan reaksi oksidasi reduksi berikut : Cr(OH)3(s) + OCl

� Contoh 2 : Setarakan persamaan reaksi oksidasi reduksi berikut : Cr(OH)3(s) + OCl (aq) Cr. O 42 (aq) + Cl (aq) (basa) � Catatan : cara menyeimbangkan H 2 O dan OH pada setengah persamaan reaksi oksidasi reduksi dalam suasana basa.

Cara 1 Pada sisi kekurangan O, OH‑ Menyeimbangkan tambahkan 2 ion untuk atom O

Cara 1 Pada sisi kekurangan O, OH‑ Menyeimbangkan tambahkan 2 ion untuk atom O setiap kekurangan satu atom O Pada sisi lainnya tambahkan 1 molekul H 2 O Pada sisi kekurangan H, Menyeimbangkan tambahkan 1 molekul H 2 O Pada sisi yang lainnya atom H untuk setiap atom H yang tambahkan 1 ion OH‑ dibutuhkan Pada sisi kekurangan O, Menyeimbangkan tambahkan 2 ion atom O setiap kekurangan satu atom O OH‑ untuk Pada sisi lainnya tambahkan 1 molekul H 2 O

Jawab : Cr(OH)3(s) + OCl (aq) Cr. O 42 (aq) + Cl (aq) �

Jawab : Cr(OH)3(s) + OCl (aq) Cr. O 42 (aq) + Cl (aq) � Langkah 1 : Oksidasi : Cr(OH)3(s) Cr. O 42 (aq) Reduksi : OCl (aq) (atom O belum setara) � Langkah 2 : dan seterusnya. . . .

Cara 2 � Cr(OH)3(s) + OCl (aq) � Langkah 1 : Oksidasi : Cr(OH)3(s)

Cara 2 � Cr(OH)3(s) + OCl (aq) � Langkah 1 : Oksidasi : Cr(OH)3(s) Reduksi : OCl (aq) Dan seterusnya. . . . . Cr. O 42 (aq) + Cr. O 42 (aq) Cl (aq)

Metode bilangan oksidasi (biloks) Konsep dasar : Jumlah pertambahan biloks reduktor = jemlah pengurangan

Metode bilangan oksidasi (biloks) Konsep dasar : Jumlah pertambahan biloks reduktor = jemlah pengurangan biloks oksidator � Langkah langkah : 1. Tentukan unsur yang mengalami perubahan biloks 2. Setarakan unsur yang mengalami perubahan biloks dengan memberi koefisien yang sesuai. 3. Tentukan jumlah penurunan biloks oksidator dan jumlah pertambahan biloks dari reduktor. Jumlah perubahan biloks = jumlah atom yang terlibat dikalikan dengan perubahan biloksnya. �

4. Samakan jumlah perubahan biloks tersebut dengan memberi koefisien yang sesuai. 5. Setarakan muatan

4. Samakan jumlah perubahan biloks tersebut dengan memberi koefisien yang sesuai. 5. Setarakan muatan dengan menambahkan ion H+ (asam) atau ion OH (dalam suasana basa) 6. Setarakan atom H dengan menambahkan molekul H 2 O

Contoh : setarakan reaksi redoks berikut dengan metode bilangan oksidasi : � Cr 2

Contoh : setarakan reaksi redoks berikut dengan metode bilangan oksidasi : � Cr 2 O 72 (aq) + C 2 O 42 (aq) Cr 3+(aq) + CO 2(g)(asam) � Mn. O 4 (aq) + C 2 O 42 (aq) Mn. O 2(s) + CO 2(g)(basa)

Jawab : Cr 2 O 72 (aq) + C 2 O 42 (aq) Cr

Jawab : Cr 2 O 72 (aq) + C 2 O 42 (aq) Cr 3+(aq) + CO 2(g)(asam) � Langkah 1 : Cr 2 O 72 (aq) + C 2 O 42 (aq) Cr 3+(aq) + CO 2(g) +6 +3 +3 +4 Reduksi oksidasi � Langkah 2 : dan seterusnya. . .

� Mn. O 4 (aq) + C 2 O 42 (aq) Mn. O 2(s)

� Mn. O 4 (aq) + C 2 O 42 (aq) Mn. O 2(s) + CO 2(g)(basa) � Langkah 1 : Mn. O 4 (aq) + C 2 O 42 (aq) +7 +3 Reduksi Mn. O 2(s) +CO 2(g) +4 +4 oksidasi � Langkah 2 : dan seterusnya. . .

Latihan : � Cr. O 42 (aq) + Fe(OH)2(s) � KI(aq) + H 2

Latihan : � Cr. O 42 (aq) + Fe(OH)2(s) � KI(aq) + H 2 SO 4(aq) Cr 2 O 3(s) + Fe(OH)3(s)(basa) K 2 SO 4(aq) + H 2 S(g) + I 2(s) + H 2 O(l)

Sel Elektrokimia Sel elektrokimia Sel Volta/Galvani menghasilkan energi listrik sebagai hasil reaksi kimia (redoks)

Sel Elektrokimia Sel elektrokimia Sel Volta/Galvani menghasilkan energi listrik sebagai hasil reaksi kimia (redoks) yang berlangsung spontan. contoh : 1. sel volta komersial 2. aki 3. baterai Sel elektrolisis arus listrik dari luar sel melangsungkan reaksi yang tidak spontan. contoh : 1. proses penyepuhan 2. proses pemurnian logam

Dalam kedua sel tersebut terdapat : � Anoda : elektroda tempat terjadinya oksidasi �

Dalam kedua sel tersebut terdapat : � Anoda : elektroda tempat terjadinya oksidasi � Katoda : elektroda tempat terjadinya reduksi

Sel Volta Perhatikan reaksi berikut : � Zn(s) + Cu. SO 4(aq) Cu(s) +

Sel Volta Perhatikan reaksi berikut : � Zn(s) + Cu. SO 4(aq) Cu(s) + Zn. SO 4(aq) biru jernih Cu(s) + Zn. SO 4(aq) Reaksi Zn dalam larutan Cu. SO 4 merupakan reaksi redoks spontan : � Zn(s) + Cu 2+(aq) Zn 2+(aq) + Cu(s)

� Dalam reaksi tersebut, tidak ada arus listrik yang dapat diukur karena elektron berpindah

� Dalam reaksi tersebut, tidak ada arus listrik yang dapat diukur karena elektron berpindah secara langsung dari atom Zn ke ion Cu 2+. Agar menghasilkan listrik, maka logam Zn dan ion Cu 2+ dipisahkan sehingga menjadi rangkaian sebagai berikut : Gambar sel Volta

� Anoda : Zn(s) Zn 2+(aq) + 2 e � Katoda : Cu 2+(aq)

� Anoda : Zn(s) Zn 2+(aq) + 2 e � Katoda : Cu 2+(aq) + 2 e Cu(s) � Reaksi bersih : Zn(s) + Cu 2+(aq) Zn 2+(aq) + Cu(s) � Peralatan percobaan untuk menghasilkan listrik dengan memanfaatkan reaksi redoks spontan dinamakan sel Volta atau sel Galvani. ( diambil dari ilmuwan Italia : Luigi Galvani dan Alessandro Volta )

� Batang Zn dicelupkan pada larutan Zn. SO 4 dan Cu dalam larutan Cu.

� Batang Zn dicelupkan pada larutan Zn. SO 4 dan Cu dalam larutan Cu. SO 4, batang Cu dan Zn dinamakan elektroda. Susunan elketroda (Zn dan Cu) dan larutan (Zn. SO 4 dan Cu. SO 4) ini disebut sel Daniel ( John Daniel).

Pada sel Volta tersebut: � Elektroda Zn teroksidasi dan larut menjadi Zn 2+ �

Pada sel Volta tersebut: � Elektroda Zn teroksidasi dan larut menjadi Zn 2+ � Elektron yang dibebaskan mengalir melalui kawat penghantar menuju elektroda Cu. � Pada elektroda Cu, elektron diikat oleh ion Cu 2+ dari larutan dan mengendap sebagai Cu(s) dan melekat pada batang Cu. Akibatnya : 1. Pada anoda ion Zn 2+ > ion SO 42 (bermuatan positif) 2. Pada katoda ion SO 42 > ion Cu 2+ (bermuatan negatif)

� Karena bermuatan positif pada ruang anoda, maka akan menghambat pelarutan logam Zn selanjutnya,

� Karena bermuatan positif pada ruang anoda, maka akan menghambat pelarutan logam Zn selanjutnya, sebaliknya di ruang katoda bermuatan negatif akan menahan pengendapan ion Cu 2+ atau aliran elektron akan berhenti. � Oleh karena itu, diperlukan jembatan garam (umumnya berupa pipa U terbalik berisi larutan garam inert (KCl, KNO 3) sebagai medium penghantar agar kation (K+, Zn 2+) mengalir ke katoda dan anion (SO 42 , Cl ) bergerak ke anoda.

� Pada akhir kerja sel Volta: 1. Elektroda Zn akan berkurang massanya 2. Elektroda

� Pada akhir kerja sel Volta: 1. Elektroda Zn akan berkurang massanya 2. Elektroda Cu akan bertambah massanya 3. Larutan Cu. SO 4 semakin encer 4. Larutan Zn. SO 4 semakin pekat � Logam Zn dan Cu pada sel tersebut disebut elektroda (kutub listrik pada rangkaian sel elektrokimia) � Elektroda tempat terjadinya oksidasi : anoda � Elektroda tempat terjadinya reduksi : katoda

Pada sel Volta, anoda = kutub negatif dan katoda = kutub positif � Notasi

Pada sel Volta, anoda = kutub negatif dan katoda = kutub positif � Notasi sel atau diagram sel untuk sel di atas : Zn(s)│Zn 2+(aq)││Cu 2+(aq)│Cu(s) Setengah sel setengah sel � Berdasarkan konvensi : 1. Anoda digambarkan sebelah kiri dan katoda di sebelah kanan. 2. Dua garis sejajar : jembatan garam yang memisahkan anoda dan katoda 3. Garis tunggal : batas antar fase 4. Zn(s)│Zn 2+(aq) : pasangan oksidasi Cu 2+(aq)│Cu(s) : pasangan reduksi �

Pada gambar Sel Volta: � Aliran elektron dari elektroda Zn ke elektroda Cu dan

Pada gambar Sel Volta: � Aliran elektron dari elektroda Zn ke elektroda Cu dan tidak sebaliknya, artinya Zn lebih mudah teroksidasi daripada Cu, sebaliknya ion Cu 2+ lebih mudah tereduksi. � Perbedaan kecenderungan teroksidasi menghasilkan perbedaan rapatan muatan antara elektroda Zn dan Cu, yang pada akhirnya menyebabkan beda potensial listrik antara Zn dan Cu. Selisih potensial = potensial sel atau Esel (ggl=emf) � Bila konsentrasi ion Zn 2+ = 1 M, Cu 2+ = 1 M, Esel = 1, 10 V. Potensial sel yang diukur pada 25 o. C dengan konsentrasi ion-ion 1 M dan tekanan gas 1 atm disebut potensial sel standar ( Eosel).

Potensial elektroda Standar � Pengukuran potensial sel dapat digunakan untuk membandingkan kecenderungan logam/spesi lain

Potensial elektroda Standar � Pengukuran potensial sel dapat digunakan untuk membandingkan kecenderungan logam/spesi lain untuk mengalami oksidasi atau reduksi. � Untuk membandingkan kecenderungan oksidasi atau reduksi suatu elektroda, diperlukan elektroda pembanding/standar yaitu elektroda hodrogen (SHE = Standar Hydrogen Elektrode)

Contoh 1:

Contoh 1:

� Anoda : Zn(s) � Katoda: 2 H+(aq) (1 M) +2 e � Keseluruhan:

� Anoda : Zn(s) � Katoda: 2 H+(aq) (1 M) +2 e � Keseluruhan: Zn(s) + 2 H+(aq) (1 M) H 2(g) (1 atm) � Notasi sel: Zn 2+(aq) (1 M) + e H 2(g) (1 atm) Zn 2+(aq) (1 M) + Zn(s) │Zn 2+(aq) (1 M) ││ 2 H+(aq) (1 M)│ H 2(g) (1 atm)│Pt(s)

� Berdasarkan konvensi :

� Berdasarkan konvensi :

Contoh 2 :

Contoh 2 :

� Anoda : H 2(g) (1 atm) 2 H+(aq) (1 M) +2 e �

� Anoda : H 2(g) (1 atm) 2 H+(aq) (1 M) +2 e � Katoda : Cu 2+(aq) (1 M) + 2 e Cu(s) � Keseluruhan : Cu 2+(aq) (1 M) + H 2(g) (1 atm) Cu(s) + 2 H+(aq) (1 M) � Notasi sel: Pt(s) │ H 2(g) (1 atm) │2 H+(aq) (1 M)│ │Cu 2+(aq) (1 M) │Cu(s)

� Berdasarkan konvensi :

� Berdasarkan konvensi :

Atau : � Zn(s) Zn 2+(aq) (1 M) + 2 e � Cu 2+(aq)

Atau : � Zn(s) Zn 2+(aq) (1 M) + 2 e � Cu 2+(aq) (1 M) + 2 e � 2 H+(aq) (1 M) +2 e Eo = 0, 76 V Cu(s) Eo = +0, 34 V H 2(g) (1 atm) Eo = 0, 00 V

Pada sel Volta antara Cu dan Zn : � Anoda : Zn(s) Zn 2+(aq)

Pada sel Volta antara Cu dan Zn : � Anoda : Zn(s) Zn 2+(aq) (1 M) + 2 e � Katoda: Cu 2+(aq) (1 M) + 2 e Cu(s) � Keseluruhan: Zn(s) + Cu 2+(aq)(1 M) Zn 2+(aq)(1 M) + Cu(s)

Kesimpulan Menurut kesepakatan, potensial elektroda dikaitkan dengan reaksi reduksi (potensial reduksi standar = PRS).

Kesimpulan Menurut kesepakatan, potensial elektroda dikaitkan dengan reaksi reduksi (potensial reduksi standar = PRS). � Bila kecenderungan proses reduksi ditandai Eo, maka kecenderungan oksidasi merupakan harga negatifnya (-Eo). � Semakin positif Eo, elektroda yang lebih mudah mengalami reduksi, sedangkan elektroda yang lebih sukar mengalami reduksi diberi tanda negatif. �

� Pada daftar PRS : oksidator F 2(g) + 2 e 2 H+(aq) +

� Pada daftar PRS : oksidator F 2(g) + 2 e 2 H+(aq) + 2 e Li+(aq) + e 2 F (aq) H 2(g) Li(s) Eo(V) +2, 87 0, 0 3, 05 reduktor artinya : � F 2 adalah zat pengoksidasi paling kuat karena mempunyai kecenderungan terbesar untuk tereduksi � Li+ adalah zat pengoksidasi paling lemah karena spesi ini paling sukar untuk direduksi � F = zat pereduksi paling lemah � Li(s) = zat pereduksi paling kuat

Pada sel Volta: � katoda adalah elektroda yang Eo >> � Anoda adalah elektroda

Pada sel Volta: � katoda adalah elektroda yang Eo >> � Anoda adalah elektroda yang Eo <<

Kespontanan reaksi redoks Hubungan antara Eosel, ∆Go, dan K � Untuk menjalankan proses non

Kespontanan reaksi redoks Hubungan antara Eosel, ∆Go, dan K � Untuk menjalankan proses non spontan(∆G>0) : dibutuhkan kerja. Untuk proses spontan (∆G<0) : proses sponten melakukan kerja.

� Dalam sel Volta : reaksi melakukan kerja, kuantitas kerjanya : Catatan : �

� Dalam sel Volta : reaksi melakukan kerja, kuantitas kerjanya : Catatan : � tanda ( ) = kerja listrik dilakukan oleh sistem ke lingkungan � n = mol elektron yang dipertukarkan pada reaksi redoks � F = tetapan Faraday, 1 F = 96500 J/v. mol = 96500 C/mol elektron

� Energi bebas, yaitu energi yang tersedia untuk melakukan kerja. Dari pers. (1) dan

� Energi bebas, yaitu energi yang tersedia untuk melakukan kerja. Dari pers. (1) dan (2) Dalam keadaan standar : � Jadi, reaksi redoks spontan bila : ∆G < 0 dan Eo > 0 Bila Eosel bernilai negatif, reaksi akan berlangsung spontan pada arah sebaliknya.

Hubungan antara Eosel dan K Dari pers. (3) dan (4)

Hubungan antara Eosel dan K Dari pers. (3) dan (4)

Hubungan Eosel, ∆Go, dan K Reaksi pada keadaan ∆Go K Eosel - >1 +

Hubungan Eosel, ∆Go, dan K Reaksi pada keadaan ∆Go K Eosel - >1 + Spontan 0 =1 0 Pada saat kesetimbangan standar Non-spontan : reaksi + <1 - spontan pada arah berlawanan

Efek konsentrasi pada Esel � Bila sel Galvani : Zn(s)│Zn 2+(aq)││Cu 2+(aq)│Cu(s) � Atau

Efek konsentrasi pada Esel � Bila sel Galvani : Zn(s)│Zn 2+(aq)││Cu 2+(aq)│Cu(s) � Atau reaksi : Zn(s) + Cu 2+(aq) Zn 2+(aq) + Cu(s) dilakukan pada konsentrasi Zn 2+ dan Cu 2+ yang bervariasi :

[Zn 2+], M [Cu 2+], M Esel, V 1, 0 x 10 -3 3,

[Zn 2+], M [Cu 2+], M Esel, V 1, 0 x 10 -3 3, 0 1, 01 1, 0 x 10 -2 2, 0 1, 04 1, 0 x 10 -1 1, 07 1, 0 0 1, 10 1, 0 x 10 -1 -1, 0 1, 13 1, 0 x 10 -2 -2, 0 1, 16 1, 0 x 10 -3 -3, 0 1, 19

� Dalam grafik :

� Dalam grafik :

� Menghasilkan garis lurus : � Hubungan ini mula dipelajari : Walther Nerst �

� Menghasilkan garis lurus : � Hubungan ini mula dipelajari : Walther Nerst � Persamaan ini dapat diperoleh dari persamaan termodinamika � a. A + b. B c. C + d. D

� Persamaan Nerst memungkinkan mengkitung E sebagai fungsi dari konsentrasi reaktan dan produk dalam

� Persamaan Nerst memungkinkan mengkitung E sebagai fungsi dari konsentrasi reaktan dan produk dalam reaksi redoks.

Beberapa sel Volta Komersial Aki � Anoda : padatan Pb (timbal) � Katoda :

Beberapa sel Volta Komersial Aki � Anoda : padatan Pb (timbal) � Katoda : padatan Pb. O 2 � Elektrolit: larutan H 2 SO 4 � Tidak memerlukan jembatan garam ? ? � Reaksi pengosongan aki : Anoda : Pb(s) + SO 42 (aq) Pb. SO 4(s) + 2 e Katoda : Pb. O 2(s) + 4 H+(aq) + SO 42 (aq) Pb. SO 4(s) + 2 H 2 O(l) � Keseluruhan: Pb(s) + 2 SO 42 (aq) + Pb. O 2(s) + 4 H+(aq) 2 Pb. SO 4(s) + 2 H 2 O(l)

� Aki, umumnya terdapat 6 sel identik. Esel setiap sel = ± 2 V,

� Aki, umumnya terdapat 6 sel identik. Esel setiap sel = ± 2 V, total = 12 V � Pada proses pengosongan aki Katoda (Pb) : Pb. SO 4(s) + 2 e Pb(s) + SO 42 (aq) Anoda (Pb. O 2): Pb. SO 4(s) + 2 H 2 O(l) Pb. O 2(s) + 4 H+(aq) + SO 42 (aq) � Keseluruhan : 2 Pb. SO 4(s) + 2 H 2 O(l) Pb(s) + 2 SO 42 (aq) + Pb. O 2(s) + 4 H+(aq) � Pengisian aki, dilakukan dengan membalik arah aliran elektron pada kedua elektroda

Sel Kering (sel Leclanche) Anoda : Zn(s) Zn 2+(aq) + 2 e � Katoda

Sel Kering (sel Leclanche) Anoda : Zn(s) Zn 2+(aq) + 2 e � Katoda : 2 NH 4+(aq) + 2 Mn. O 2(s) + 2 e Mn 2 O 3(s) + 2 NH 3(aq)+ H 2 O(l) � Keseluruhan: � Zn(s) +2 NH 4+(aq) +2 Mn. O 2(s) Mn 2 O 3(s) +2 NH 3(aq) +H 2 O(l) +Zn 2+(aq) � Voltase yang dihasilkan : 1, 5 V Pada reaksi : Zn 2+(aq) + 4 NH 3(aq) Zn(NH 3)42+(aq) � Sel Leclanche : tidak dapat diisi ulang = sel primer Sel Aki : dapat diisi ulang = sel sekunder �

Sel Elektrolisis � Proses yang menggunakan energi listrik agar reaksi kimia non spontan dapat

Sel Elektrolisis � Proses yang menggunakan energi listrik agar reaksi kimia non spontan dapat terjadi dinamakan elektrolisis. � Susunan sel elektrolisis Anoda : positif Katoda : negatif

Elektrolisis lelehan Na. Cl(l) Na+(l) + Cl (l) � Katoda : 2 Na+ +

Elektrolisis lelehan Na. Cl(l) Na+(l) + Cl (l) � Katoda : 2 Na+ + 2 e 2 Na(s) � Anoda : 2 Cl 2(g) + 2 e � Keseluruhan : 2 Na+ + 2 Cl 2 Na(s) +Cl 2(g) Esel =. . . . ? Proses ini merupakan sumber utama logam Na dan gas klorin

Elektrolisis larutan Na. Cl, elektroda grafit (inert) Pada anoda, terjadi kompetisi : 2 Cl

Elektrolisis larutan Na. Cl, elektroda grafit (inert) Pada anoda, terjadi kompetisi : 2 Cl 2(g) + 2 e Eooks = 1, 36 V 2 H 2 O(l) O 2(g) + 4 H+(aq) + 4 e Eooks = 1, 23 V � Meskipun potensial oksidasi klorin lebih negatif, tetapi fakta yang terjadi di anoda dihasilkan gas klorin. Karena, pembentukan gas oksigen memerlukan overpotensial tinggi. � Overpotensial : selisih antara potensial elektroda dan voltase sebenarnya yang diperlukan pada proses elektrolisis. �

� Pada katoda, terjadi kompetisi : H o = 0, 83 V 2 H

� Pada katoda, terjadi kompetisi : H o = 0, 83 V 2 H 2 O(l) + 2 e + 2 OH E 2(g) (aq) Na+(aq) + e Na(s) Eo = 2, 71 V � Pada katoda yang terjadi adalah Eo(1) > Eo(2) sehingga yang lebih mengalami reduksi adalah H 2 O.

Maka : � Anoda : 2 Cl 2(g) + 2 e � Katoda: 2

Maka : � Anoda : 2 Cl 2(g) + 2 e � Katoda: 2 H 2 O(l) + 2 e H 2(g) + 2 OH (aq) � Keseluruhan: 2 H 2 O(l) 2 Cl H 2(g) + 2 OH (aq) + Cl 2(g) Katoda anoda

� Pada proses tersebut, konsentrasi ion Cl menurun, ion OH‑ meningkat, sehingga hasil samping

� Pada proses tersebut, konsentrasi ion Cl menurun, ion OH‑ meningkat, sehingga hasil samping : Na. OH dengan cara menguapkan larutan berair pada saat elektrolisis. � Elektrolisis dengan elektroda tidak inert, contohnya larutan Cu. SO 4 dengan elektroda Cu.

SEKIAN DAN TERIMA KASIH

SEKIAN DAN TERIMA KASIH