Reaksi Redoks dan Elektrokimia Rini Anggreini.pptx

Materi Pejalaran Kimia

1. BAB 2 REAKSI REDOKS DAN ELEKTROKIMIA 2.1 Penyetaraan Reaksi Redoks 2.2 Sel Volta 2.3 Elektrolisis 2.4 Korosi

2. PENYETARAAN REAKSI REDOKS Langkah-langkahnya adalah sebagai berikut . Tuliskan kerangka dasar reaksi, yaitu reduktor dan hasil oksidasinya serta oksidator dan hasil reduksinya . Setarakan unsur yang mengalami perubahan bilangan oksidasi dengan memberi koefisien yang sesuai ( biasanya ialah unsur selain hidrogen dan oksigen ). Metode Bilangan Oksidasi

3. Tentukan jumlah penurunan bilangan oksidasi dari oksidator dan jumlah pertambahan bilangan oksidasi dari reduktor . Dalam hal ini yang dimaksud dengan ” jumlah penurunan bilangan oksidasi ” atau ” jumlah pertambahan bilangan oksidasi ” adalah hasil kali antara jumlah atom yang terlibat dengan perubahan bilangan oksidasinya . Samakan jumlah perubahan bilangan oksidasi tersebut dengan memberi koefisien yang sesuai . Setarakan muatan dengan menambah ion H ( dalam suasana asam ) atau ion OH ( dalam suasana basa ). Setarakan atom H dengan menambahkan H 2 O. – +

4. Metode Setengah Reaksi (Ion- Elektron ) Suasana Larutan Asam Tulislah kerangka dasar dari setengah reaksi reduksi dan setengah reaksi oksidasi secara terpisah dalam bentuk reaksi ion. Langkah 1

5. Masing-masing setengah reaksi disetarakan dengan urutan sebagai berikut . Setarakan atom unsur yang mengalami perubahan bilangan oksidasi ( biasanya ialah unsur selain oksigen dan hidrogen ). Setarakan oksigen dengan menambahkan molekul air (H 2 O). Setarakan atom hidrogen dengan menambahkan ion H . Setarakan muatan dengan menambahkan elektron . Langkah 2 +

6. Samakan jumlah elektron yang diserap pada setengah reaksi reduksi dengan jumlah elektron yang dibebaskan pada setengah reaksi oksidasi dengan cara memberi koefisien yang sesuai , kemudian jumlahkanlah kedua setengah reaksi tersebut . Langkah 3

7. Penyetaraan reaksi redoks dalam suasana basa dapat dilakukan dengan cara yang sama seperti dalam suasana asam , tetapi ion H+ kemudian harus dihilangkan . Cara menghilangkan ion H+ tersebut dengan menambahkan ion OH– pada kedua ruas , masing-masing sejumlah ion H+ yang ada . Suasana Larutan Basa

8. Reaksi Redoks Spontan Contohnya adalah reaksi antara logam zink dengan larutan tembaga (II) sulfat . Reaksi redoks spontan adalah reaksi redoks yang berlangsung serta-merta . Sementara itu , reaksi kebalikannya tidak terjadi . Oleh karena itu , dapat dikatakan bahwa kebalikan dari reaksi spontan adalah tidak spontan .

9. Susunan Sel Volta Logam zink dicelupkan dalam larutan yang mengandung ion Zn sementara sepotong logam tembaga dicelupkan dalam larutan ion Cu . Logam zink akan larut sambil melepas dua elektron . 2+ 2+ Elektron yang dibebaskan tidak memasuki larutan tetapi tertinggal pada logam zink itu . Elektron tersebut selanjutnya akan mengalir ke logam tembaga melalui kawat penghantar . 2+ Ion Cu akan mengambil elektron dari logam tembaga kemudian mengendap .

10. Sel Volta Anode → terjadi oksidasi → bermuatan (–) Katode → terjadi reduksi → bermuatan (+)

11. Notasi Sel Volta Susunan suatu sel volta dinyatakan dengan suatu notasi singkat yang disebut diagram sel. Anode biasanya digambarkan di sebelah kiri , sedangkan katode di sebelah kananpada anode terjadi oksidasi Zn menjadi Zn . 2+ 2+ b. Di katode terjadi reduksi ion Cu menjadi Cu. c. Dua garis sejajar (||) yang memisahkan anode dan katode menyatakan jembatan garam , sedangkan garis tunggal menyatakan batas antarfase

12. Potensial Elektrode Standar (E ⁰) Potensial sel yang dihasilkan oleh suatu elektrode (M) dengan elektrode hidrogen disebut potensial elektrode itu dan dinyatakan dengan lambang E. Apabila pengukuran dilakukan pada kondisi standar , yaitu pada suhu 25°C dengan konsentrasi ion-ion 1 M dan tekanan gas 1 atm , disebut potensial elektrode standar dan diberi lambang E°.

13. Elektrode yang lebih mudah mengalami reduksi dibandingkan terhadap elektrode hidrogen mempunyai potensial elektrode bertanda positif ( diberi tanda positif ), sedangkan elektrode yang lebih sukar mengalami reduksi diberi tanda negatif . Potensial elektrode sama dengan potensial reduksi . Adapun potensial oksidasi sama nilainya dengan potensial reduksi , tetapi tandanya berlawanan .

14. Potensial Sel Katode adalah elektrode yang mempunyai harga E° lebih besar ( lebih positif ), sedangkan anode adalah yang mempunyai E° lebih kecil ( lebih negatif ).

15. Contoh Tentukanlah E°sel yang disusun dari kedua elektrode itu . Jawab : Potensial sel adalah selisih potensial katode dengan anode. Katode merupakan elektrode yang potensial reduksinya lebih positif , dalam hal ini yaitu perak . E° sel = E° (katode) – E° (anode) E° sel = +0,80 V – (–2,37 V) = +3,17 volt

16. Potensial Reaksi Redoks

17. Deret Keaktifan Logam (Deret Volta) Semakin kiri kedudukan suatu logam dalam deret volta , logam semakin reaktif ( semakin mudah melepas elektron ), logam merupakan reduktor yang semakin kuat . Susunan unsur-unsur logam berdasarkan potensial elektrode standarnya disebut deret elektrokimia atau deret volta . Sebaliknya , semakin kanan kedudukan logam dalam deret volta , logam semakin kurang reaktif ( semakin sukar melepas elektron ), kationnya merupakan oksidator yang semakin kuat.

18. Aki Sel aki terdiri atas anode Pb ( timbel = timah hitam ) dan katode PbO 2 ( timbel (IV) oksida ). Keduanya merupakan zat padat , yang dicelupkan dalam larutan asam sulfat .

19. Baterai Kering ( Sel Leclanche )

20. Baterai Alkalin

21. Susunan Sel Elektrolisis Sel elektrolisis terdiri dari sebuah wadah , elektrode , elektrolit , dan sumber arus searah dengan susunan seperti gambar berikut .

22. Reaksi-reaksi Elektrolisis Reaksi elektrolisis terdiri dari reaksi katode, yaitu reduksi, dan reaksi anode, yaitu oksidasi. Spesi yang mengalami reduksi di katode adalah spesi yang potensial reduksinya paling besar . Spesi yang mengalami oksidasi di anode adalah spesi yang potensial oksidasinya paling besar .

23. Reaksi di katode bergantung pada jenis kation dalam larutan . Jika kation berasal dari logam-logam aktif ( logam golongan IA, IIA, Al atau Mn ), yaitu logam-logam yang potensial standar reduksinya lebih kecil ( lebih negatif daripada air), maka air yang tereduksi . Sebaliknya , kation selain yang disebutkan di atas akan tereduksi . Reaksi-reaksi di Katode ( Reduksi )

24. Reaksi-reaksi di Anode ( Oksidasi ) Jika anode tidak terbuat dari Pt, Au atau grafit , maka anode itu akan teroksidasi . Elektrode Pt, Au, dan grafit (C) digolongkan sebagai elektrode inert ( sukar bereaksi ). Jika anode terbuat dari elektrode inert, maka reaksi anode bergantung pada jenis anion dalam larutan. Anion sisa asam oksi seperti SO 4 , NO , PO 4 , dan F , mempunyai potensial oksidasi lebih negatif daripada air. Anion-anion seperti itu sukar dioksidasi sehingga air yang teroksidasi . 2– 2– 2– – Jika anion lebih mudah dioksidasi daripada air, seperti Br , dan I , maka anion itu yang teroksidasi . – –

25. Hukum-hukum Faraday “Massa zat yang dibebaskan pada elektrolisis (G) berbanding lurus dengan jumlah listrik yang digunakan (Q)”. G ≈ Q Jumlah muatan listrik ( Q ) sama dengan hasil kali dari kuat arus ( i ) dengan waktu ( t ). Q = i × t (coulomb) Jadi , G ≈ i t Hukum Faraday 1

26. "Massa zat yang dibebaskan pada elektrolisis (G) berbanding lurus dengan massa ekivalen zat itu (ME)". G ≈ ME Penggabungan hukum Faraday I dan II menghasilkan persamaan sebagai berikut . G = k × i × t × ME .......... (2.5) ( k = tetapan / pembanding ) Hukum Faraday 2

27. Faraday menemukan harga k = 1 96.500 dengan, G = massa zat yang dibebaskan (dalam gram) i = kuat arus ( dalam ampere) t = waktu ( dalam detik ) ME = massa ekivalen Massa ekivalen dari unsur-unsur logam sama dengan massa atom relatif ( Ar ) dibagi dengan bilangan oksidasinya ( biloks ). Jadi , G = k × i × t × ME dapat dinyatakan sebagai berikut .

28. Stoikiometri Reaksi Elektrolisis Stoikiometri reaksi elektrolisis didasarkan pada anggapan bahwa arus listrik adalah aliran elektron . Muatan listrik dari 1 mol elektron adalah 96.500 coulomb. Jumlah muatan dari 1 mol elektron ini sama dengan tetapan Faraday (1 F). 1 F ≡ 1 mol elektron ≡ 96.500 coulomb Hubungan kuat arus dan waktu dengan jumlah mol elektron :

29. Penggunaan Elektrolisis dalam Industri Dapat disebutkan tiga bidang industri yang menggunakan elektrolisis , yaitu produksi zat , pemurnian logam , dan penyepuhan . Produksi Zat Banyak zat kimia dibuat melalui elektrolisis , misalnya logam-logam alkali, magnesium, aluminium , fluorin , klorin , natrium hidroksida , natrium hipoklorit , dan hidrogen peroksida . b. Pemurnian Logam Contoh terpenting dalam bidang ini adalah pemurnian tembaga . c. Penyepuhan Penyepuhan (electroplating) dimaksudkan untuk melindungi logam terhadap korosi atau untuk memperbaiki penampilan .

30. Korosi Korosi adalah reaksi redoks antara suatu logam dengan berbagai zat di lingkungannya yang menghasilkan senyawa-senyawa yang tak dikehendaki . Pada peristiwa korosi , logam mengalami oksidasi , sedangkan oksigen ( udara ) mengalami reduksi . b. Korosi merupakan proses elektrokimia. Pada korosi besi, bagian tertentu dari besi itu berlaku sebagai anode, di mana besi mengalami oksidasi . c. Elektron yang dibebaskan di anode mengalir ke bagian lain dari besi itu yang berlaku sebagai katode , di mana oksigen tereduksi . atau

31. Cara- cara Mencegah Korosi Besi Mengecat Jembatan , pagar dan railing biasanya dicat . Cat menghindarkan kontak besi dengan udara dan air. Melumuri dengan oli atau gemuk Cara ini diterapkan untuk berbagai perkakas dan mesin . Oli dan gemuk mencegah kontak besi dengan air. 3) Dibalut dengan plastik Berbagai macam barang , misalnya rak piring dan keranjang sepeda dibalut dengan plastik . Plastik mencegah kontak besi dengan udara dan air.

32. 4) Tin plating ( pelapisan dengan timah ) Kaleng-kaleng kemasan terbuat dari besi yang dilapisi dengan timah . Pelapisan dilakukan secara elektrolisis , yang disebut electroplating . 5) Galvanisasi ( pelapisan dengan zink ) Pipa besi , tiang telpon , badan mobil , dan berbagai barang lain dilapisi dengan zink . 6) Cromium plating ( pelapisan dengan kromium ) 7) Sacrificial protection ( pengorbanan anode)