Bahan Ajar Reaksi Redoks dan Elektrokimia

TUGAS

TELAAH ISI KURIKULUM KIMIA SEKOLAH

“Menerapkan Konsep Reaksi Reduksi-Oksidasi Dalam Sistem Elektrokimia Yang Melibatkan Energi Listrik dan Kegunaannya Dalam Mencegah Korosi dan Dalam Industri di Kelas XII Semester Ganjil”

Disusun Oleh :

Fersi Silom

Gifen Piara

Juliana Lesawengen

Yuniar Pandegirot

Kelas : A

UNIVERSITAS NEGERI MANADO

FAKULTAS MATEMATIKA DAN ILMU PENGETAHUAN ALAM

JURUSAN KIMIA

REAKSI REDOKS DAN ELEKTROKIMIA

Reaksi kimia yang disertai perubahan bilangan oksidasi disebut reaksi reduksi oksidasi atau reaksi redoks. Reduksi yaitu penurunan bilangan oksidasi atau penyerapan elektron, sedangkan oksidasi yaitu kenaikan bilangan oksidasi atau pelepasan elektron. Reaksi redoks ada yang dapat berlangsung secara spontan, ada juga yang tidak spontan. Reaksi redoks spontan dapat digunakan sebagai sumber arus, yaitu dalam sel voltaseperti batu, baterai dan aki. Sementara itu reaksi redoks tak spontan dapat dilangsungkan dengan menggunakan arus listrik, yaitu dalam reaksi elektrolisis. Elektrolisis banyak diterapkan dalam industri, misalnya pengolahan aluminium, produksi NaOH dan klorin, dan dalam penyepuhan (electroplating).

BAB 1

PENYETARAAN REAKSI REDOKS

Cu_(s) + HNO_3(aq) →Cu(NO₃)_2(aq) + NO_(g) + H₂O_(l)

Untuk menyetarakan persamaan reaks redoks, diperlukan cara-cara khusus. Yaitu  metode bilangan oksidasi dan metode setengah reaksi.

Metode Bilangan Oksidasi

Metode ini didasarkan pada pengertian bahwa jumlah pertambahan bilangan oksidasi dari reduktor sama dengan jumlah penurunan bilangan oksidasi dari oksidator. Langkah-Langkah yang harus ditempuh dalam penyetaraan reaksi 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)

·         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 H₂O

Manandai Bilangan Oksidasi

Bilangan oksidasi adalah konsep tatabuku (bookkeeping) yang diberikan oleh ahli kimia. Bilangan oksidasi adalah suatu bilangan positif atau negatif yang ditandakan pada suatu atom sesuai dengan sehimpunan aturan.

Aturan penandaan bilangan oksidasi :

Bilangan oksidasi ion monoatomik sama dalam hal besar dan tanda dengan muatan ioniknya. Contoh : biloks ion bromida, Br¹, adalah -1; biloks ion Fe³⁺ adalah +3.

Biloks hidrogen dalam suatu senyawa selalu +1 kecuali dalam logam hidrida, contoh dalam NaH, biloks H adalah -1

Biloks oksigen dalam suatu senyawa adalah selalu -2 kecuali dalam peroksida, contoh dalam H₂O₂ biloks O adalah -1

Biloks unsur tak tergabung dengan unsur lain adalah nol. Contoh, biloks atom K (kalium) dalam logam kalium, K; dan atom nitrogen dalam gas N₂, adalah nol

Untuk senyawa netral, jumlah biloks dari atom-atom dalam senyawa harus sama dengan nol

Untuk ion poliatomik, jumlah biloks atom harus sama dengan muatan ionik dari ion

Metode Setengah Reaksi

Metode ini didasarkan pada pengertian bahwa jumlah elektron yang dilepaskan pada setengah reaksi oksidasi sama dengan jumlah elektron yang diserap pada setengah reaksi reduksi. Penyerapan dalam larutan bersuasana basa berbeda dengan suasana asam. Kita akan melihat terlebih dahulu penyetaraan dalam larutan bersuasana asam.

Suasana Larutan Asam

Proses penyetaraan berlangsung menurut langkah-langkah sebagai berikut :

Langkah1 : Tulislah kerangka dasar dari setengah reaksi reduksi dan setengah reaksi oksidasi secara terpisah dalam bentuk reaksi ion.

Langkah2 : Masing-masing setengah reaksi disetarakan dengan urutan sebagai berikut :

a.   Setarakan atom yang mengalami perubahan biloks (biasanya ialah unsur  selain oksigen dan hidrogen)

b.   Setarakan oksigen dengan menambahkan molekul air (H₂O)

c.   Setarakan atom hidrogen dengan menambahkan ion H⁺

d.   Setarakan muatan dengan menambahkan elektron

Langkah 3 : 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. Dengan demikian diperoleh reaksi redoks yang telah setara.

Suasana Larutan Basa

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.

Langkah 1 : Tulislah kerangka dasar setengah reaksi reduksi dan oksidasi secara terpisah

Langkah 2 : Menyetarakan masing-masing setengah reaksi

Langkah 3 : Menyamakan jumlah elektron, kemudian jumlahkan

Langkah 4 : Menghilangkan ion  H⁺

Untuk menghilangkan dua ion H⁺, tambahkan masing-masing dua ion OH ^- pada kedua ruas.

Dua ion H⁺ dan dua ion OH ^- diruas kanan akan bergabung membentuk dua molekul air

Kurangkan molekul air yang ada diruas kiri dan ruas kanan, sehingga menyisakan satu molekul air diruas kanan.

BAB 2

OKSIGEN DALAM REAKSI REDOKS

Konsep lama :

Oksidasi : kombinasi suatu unsur dengan oksigen untuk menghasilkan oksida.

Unsur dan senyawa bergabung dengan oksigen dalam reaksi oksidasi

Unsur :

4Fe  +  3O₂  à  2Fe₂O₃

C  +  O₂  à  CO₂

Senyawa :

CH₄  +  2O₂  à  CO₂  +  2H₂O

Reduksi : Hilangnya oksigen dari senyawa

2Fe₂O₃      +       3C    à   4Fe      +    3CO₂

besi(III) oksida  karbon besi karbon dioksida

Istilah reduksi (pengurangan) berkaitan dengan fakta bahwa bila logam oksida direduksi menjadi logam, terdapat penurunan dalam hal volum logam oksida.

Perpindahan elektron dalam reaksi redoks

Konsep baru :

Oksidasi : hilangnya elektron sebagian atau seluruhnya atau terimanya oksigen.

Reduksi : terimanya elektron atau hilangnya oksigen

Contoh reaksi logam dengan bukan logam, elektron dipindahkan dari atom logam ke atom bukan logam

Mg    +   S  à  Mg²⁺  +  S^2-

Oksidasi      : Mg  à  Mg²⁺  +  2e^-  (hilangnya elektron)

Reduksi       :  S  +  2e^-  à  S^2-  (terimanya elektron)

Mg : reducing agent (donor elektron)

 S : oxidizing agent (akseptor elektron)

Perpindahan seluruhnya (lengkap) elektron dapat terlihat mudah dalam reaksi ionik di atas. Bagaimana tentang reaksi yang menghasilkan senyawa kovalen? Tinjau reaksi hidrogen dan oksigen,

2H₂  +  O₂  à  2H₂O

Definisi lama oksidasi menyatakan bahwa hidrogen teroksidasi menjadi air bila ia bergabung dengan oksigen. Perpindahan elektron dapat juga menjelaskan proses ini.

Tinjaulah apa yang terjadi terhadap elektron ikatan dalam reaktan dan produk. Elektron ikatan dalam molekul hidrogen digunakan bersama secara sama antara hidrogen-hidrogen.

Namun demikian, dalam air, elektron ikatan tidak digunakan secara sama antara hidrogen dan oksigen.

Secara ringkas proses yang menyebabkan oksidasi dan reduksi disajikan dalam tabel 1.

NO	OKSIDASI	REDUKSI
1	Hilangnya seluruh (lengkap) elektron [reaksi ionik]	Terimanya elektron secara lengkap [reaksi ionik]
2	Pergeseran elektron menjauhi suatu atom dalam ikatan kovalen	Pergeseran elektron menuju suatu atom dalam ikatan kovalen
3	Terimanya oksigen	Hilangnya oksigen
4	Hilangnya hidrogen untuk senyawa kovalen	Terimanya hidrogen untuk senyawa kovalen
5	Kenaikkan bilangan oksidasi	Penurunan bilangan oksidasi

BAB 3

SEL VOLTA

Ada dua jenis sel elektrokimia yaitu sel volta dan sel elektrolisis. Dalam sel volta, reaksi redoks spontan digunakan untuk menghasilkan arus listrik. Contohnya adalah batu baterai dan aki. Dalam sel elktrolisis, arus listrik digunakan untuk melangsungkan reaksi redoks tak spontan. Contohnya adalah elektrolisis air dan penyepuhan.

Reaksi Redoks Spontan

Reaksi redoks spontan adalah reaksi redoks yang berlangsung serta-merta.Contohnya adalah reaksi antara logam Zink dengan larutan Tembaga(II) sulfat. Jika sepotong logam Zink dimasukkan kedalam larutan tembaga (II) sulfat, segera terjadi reaksi dimana logam zink sedikit demi sedikit melarut, sedangkan ion tembaga (II) diendapkan. Reaksi ini bersifat eksoterm yang ditandai dengan naiknya suhu larutan. Reaksi yang terjadi dapat dituliskan sebagai berikut :

Zn_(s) + CU²⁺_(aq) → Zn²⁺_(aq) + Cu_(s)

Sementara itu, reaksi kebalikannya, yaitu reaksi antara logam tembaga dengan larutan zink sulfat (ion Zn2+) tidak tejadi.

Cu_(s) + Zn²⁺_(aq) → Cu²⁺_(aq) + Z_(s)      (tidak ada reaksi)

Oleh karena itu, dapat dikatakan bahwa kebalikan dari reaksi spontan adalah tidak spontan

Susunan Sel Volta

Telah disebutkan bahwa reaksi redoks spontan dapat digunakan sebagai sumber listrik. Untuk memahami hal itu, marilah kita perhatikan reaksi redoks spontan antara logam zink dan ion tembaga (II) yang telah dibahas :

        2e

Zn_(s) + Cu²⁺_(aq) → Zn²⁺_(aq) + Cu_(s)

Perlu diingat bahwa arus listrik adalah aliran elektron melalui kawat penghantar. Jika zink dimasukkan kedalam larutan ion tembaga (II), akan terjadi reaksi redoks tetapi tidak ada arus listrik karena tidak ada aliran elektron. Ion-ion Cu²⁺ datang kepermukaan logam zink mengambil dua elektron, lalu mengendap, Dalam sel volta, reduktor dan oksidatornya dipisahkan sehingga pemindahan elektron tidak terjadi secara langsung tetapi melalui kawat penghantar. Sebagai contoh susunan sel volta pada gambar , yaitu reaksi zink dengan ion Cu ^2+.

Gambar 1.

Sell volta yang menggunakan jembatan garam untuk melengkapi jaringan listrik

Pada rangkaian tersebut, logam zink dicelupkan dalam larutan yang mengandung ion Zn²⁺ (larutan garam zink) sementara sepotong logam tembaga dicelupkan dalam larutan ion Cu2+ (larutan garam tembaga (II)). Logam zink akan larut sambil melepas dua elektron.

Zn_(s) → Zn²⁺_(aq) + 2e

Elektron yang dibebaskan tidak memasuki larutan tetapi tertinggal pada logam zink itu. Elektron tersebut selnajutnya akan mengalir ke logam tembaga melalui kawat penghantar. Ion Cu²⁺ akan mengambil elektron dari logam tembaga kemudian mengendap .

Cu²⁺_(aq) + 2e → Cu_(s)

      Dengan demikian, rangkaian tersebut dapat menghasilkan aliran elektron (listrik). Akan tetapi bersamaan dengan melarutnya logam zink, larutan dalam labu A menjadi bermuatan positif. Hal itu akan menghambat pelarutan logam zink selanjutnya. Sementara itu, larutan dalam labu B akan bermuatan negatif seiring dengan  mengendapnya ion Cu²⁺. Hal ini akan menahan pengendapan ion Cu²⁺. Jadi, aliran elektron yang disebutkan diatas tidak akan berkelanjutan. Untuk mentralkan muatan listriknya, kedua larutan dihubungkan dengan suatu jembatan garam, yaitu larutan garam (seperti NaCl atau KNO₃) dalam agar-agar. Ion-ion negatif dari jembatan garam akan bergerak ke labu A untuk menetralkan kelebihan ion Zn²⁺, sedangkan ion-ion positif akan bergerak ke labu B untuk menetralkan kelebihan ion SO₄^2-. Pada kenyataannya, tidak ada arus listrik yang dapat diukur tanpa kehadiran jembatan garam tersebut. Jembatan garam melengkapi rangkaian tersebut sehingga menjadi suatu rangkaian tertutup.

Logam Zink dan Tembaga yang menjadi kutub-kutub listrik pada rangkaian sel volta disebut elektrode. Secara definisi elektrode tempat terjadinya oksidasi disebut anode, sedangkan elektrode tempat terjadinya reduksi disebut katode. Oleh karena oksidasi adalah pelepasan elektron, maka anode adalah kutub negatif, sedangkan katode merupakan kutub positif. Pada sel volta, anode adalah logam zink dan katode adalah tembaga.

Notasi Sel Volta

Susunan suatu sel volta dinyatakan dengan suatu notasi singkat yang disebut diagram sel. Untuk contoh pada gambar diatas, diagram selnya adalah :

Zn | Zn²⁺ || Cu²⁺ | Cu

Anode biasanya digambarkan disebelah kiri, sedangkan katode disebelah kanan. Notasi tersebut menyatakan bahwa pada anode terjasi oksidasi Zn menjadi Zn²⁺, sedangkan dikatode terjadi reduksi ion Cu²⁺ menjadi Cu. Dua garis sejajar (||) yang memisahkan anode dan katode menyatakan jembatan garam, sedangkan garis tunggal menyatakan batas antarfase (Zn padatan, sedangkan Zn²⁺ dalam larutan ; Cu²⁺ dalam larutan, sedangkan Cu padatan).

Potensial Elektrode Standar

Perhatikan gambar 1 .Pada rangkaian itu, elektron mengalir dari elektrode Zn ke elektrode Cu dan tidak sebaliknya. Kenyataan ini menunjukkan bahwa Zn lebih mudah teroksidasi (lebih mudah melepas elektron) dari pada Cu sebaliknya ion Cu²⁺ lebih mudah tereduksi (lebih mudah menyerap elektron) dari pada ion Zn²⁺.

Perbedaan kecenderungan teroksidasi menghasilkan perbedaan rapatan muatan antara elektrode Zn dan elektrode Cu. Perbedaan rapatan muatan itu menyebabkan beda potensial listrik antara Zn dan Cu yang mendorong elektron mengalir. Selisih potensial itu disebut potensial sel dan diberi lambang E_sel. Potensial sel disebut juga gaya gerak listrik (ggl=emf atau electromotive force).

Apabila konsentrasi ion Zn²⁺ dan Cu²⁺ masing-masing 1M, maka sel volta pada Gambar 1 mempunyai potensial 1.1 volt. Potensial sel yang diukur pada 25°C dengan konsentrasi ion-ion 1 M dan tekanan gas 1 atm disebut potensial sel standar dan diberi lambang E°_sel.

·         Potensial elektrode

Pengukuran potensial sel dapat digunakan untuk membandingkan kecenderungan logam-logam atau spesi lain untuk mengalami oksidasi atau reduksi. Misalnya, jika lektrode Zn|Zn²⁺ pada gambar diganti dengan Ag/Ag⁺, ternyata elektron mengalir dari elektrode Cu ke elektrode Ag menghasilkan potensial standar (E°_sel) = 0,45 volt. Jadi, tembaga lebih mudah teroksidasi  dari pada perak. Berdasarkan data diatas, urutan kecenderungan teroksidasi dari logam-logam Zn,Cu, dan Ag adalah Zn > Cu > Ag.

Untuk membandingakn kecenderungan oksidasi atau reduksi dari suatu elektrode, telah ditetapkan suatu elektrode pembanding, yaitu elektrode hidrogen. Elektrode hidrogen terdiri atas gas hidrogen yang dialirkan kedalam larutan asam (H⁺) melalui logam inert, yaitu platina. Potensial sel yang disebut potensial sel 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°. Harga potensial elektrode standar (E°) dari berbagai elektrode:

Reaksi elektrode                                        Potensial standar, E⁰ (Volt)

Li_(aq) + e Li_(s)                                                                 -3,04

Al³⁺_(aq) + 3e Al_(s)                                                                         -1,66

2H₂O_(l) + 2e H_2(g)+ 2OH^-_(aq)                                                -0,83

Zn²⁺_(aq) + 2e Zn_(s)                                                                     -0,76

Cr³⁺_(aq) + 3e Cr_(s)                                                                       -0,74

Fe²⁺_(aq) +  2e Fe_(s)                                                   -0,44

Cd²⁺_(aq)+ 3e Cr_(s)                                                     -0,40

Ni²⁺_(aq) + 2e Co_s)                                                                       -0,28

Co²⁺_(aq) + 2e Cr_(s)                                                                      -0,28

Sn²⁺ + 2e Sn_(s)                                                        -0,14

Pb²⁺_(aq)+ 2e Pb_(s)                                                                      -0,13

2H⁺_(aq) + 2e H_2(s)                                                                       -0,00

Cu²⁺_(aq) + 2e Cu_(s)                                                                    +0,34

O_2(g) 2H₂O_(I) + 4e 4OH_(aq)                                         +0,40

I_2(S) + 2e  2I_(aq)                                                                             +0,54

Ag⁺_(aq) + e  Ag_(s)                                                                         +0,80

Hg²⁺_(aq) + e Hg_(s)                                                                       +0,85

Br_2(I) + 2e Ag                                                            +1,07

O_2(g) + 4H⁺ + 4e 2H₂O_(aq)                                                     +1,23

Cl_2(g) + 2e  2Cl_(aq)                                                                     +1,36

Au³⁺ _(aq) + 3e  Au_(s)                                                                  +1,52

   F₂(g) + 2e 2F_(aq)                                                                       +2,87

Elektrode yang lebih mudah mengalami reduksi dibandingkan terhadap elektrode hidrogen mempunyai potensial elektrode bertanda positif , sedangkan elektrode yang lebih sukar mengalami reduksi diberi tanda negatif.

Menurut kesepakatan (konvensi), potensial elektrode dikaitkan dengan reaksi reduksi. Jadi, potensial elektrode sama dengan potensial reduksi. Adapun potensial oksidasi sama nilainya dengan potensial reduksi, tetapi tandanya berlawan

·         Potensial Sel

Potensial sel volta dapat ditentukan melalui percobaan dengan menggunakan voltmeter atau potensiometer. Potensial sel volta dapat juga dihitung berdasarkan data potensial elektrode positif (katode) dan potensial elektrode negatif (anode).

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

Potensial Reaksi Redoks

     Potensial reaksi redoks sama dengan potensial sel yang dibentuknya. Sebagaimana telah disebutkan pada bagian terdahulu, setengah reaksi reduksi menyusun katode, sedangkan setengah reaksi oksidasi menyusun anode.

Deret Keaktifan Logam (Deret Volta)

     Susunan unsur-unsur logam berdasarkan potensial elektrode standarnya disebut deret elektrokimia atau deret volta. Deret volta dapat dilihat dalam tabel :

Semakin kiri kedudukan suatu logam dalam deret volta.

·         Logam semakin reaktif (semakin mudah melepas elektron)

·         Logam merupakan reduktor yang semakin kuat

Sebailknya, semakin kanan kedudukan logam dalam deret volta.

·         Logam semakin kurang reaktif  (semakin sukar melepas elektron)

·         Kationnya merupakan oksidator yang semakin kuat

Tabel Deret Volta

Logam	Li	K	Ba	Ca	Na
E°(V)	-3,04	-2,92	-2,90	-2,87	-2,71

Logam	Mg	Al	Mn	Zn	Cr
E°(V)	-2,37	-1,66	-1,18	-0,76	-0,74

Logam	Fe	Ni	Co	Sn	Pb
E°(V)	-0,44	-0,28	-0,28	-0,14	-0,13

Logam	(H)	Cu	Hg	Ag	Au
E°(V)	0,00	+0,34	+0,79	+0,80	+1,52

Jadi, logam yang terletak lebih kiri lebih reaktif daripada logam-logam yang dikanannya. Oleh karena itu, logam yang terletak lebih kiri dapat mendesak logam yang lebih kanan dari senyawanya.

Potensial Elektrode Standar

Pengukuran potensial elektrode standar

Untuk mengukur harga potensial suatu elektrode, maka elektrode tersebut disusun menjadi suatu sel elektrokimia dengan elektrode standar (Hidrogen-Platina) dan besarnya potensial dapat terbaca pada voltmeter yang dipasang pada rangkai luar. Potensial elektrode yang diukur dengan electrode standar kondisi standar, yaitu pada suhu 25⁰C dengan konsentrasi konsentrasi ion-ion 1 M dengan tekanan gas 1 atm, disebut potensial elektrode standar dan diberi lambang E.

Potensial Elektrode Standar dan Potensial Sel

Potensial sel volta (E⁰_sel) merupakan beda potensial yang terjadi antara dua elektrode pada suatu sel elektrokimia. Potensial sel dapat ditentukan berdasarkan selisih antara elektrode yang mempunyai potensial elektrode tinggi (katode) dengan elektrode yang mempunyai potensial elektrode rendah (anode).

E⁰_sel = E⁰_katode – E⁰_anode

Katode adalah elektrode yang mempunyai harga E⁰ lebih besar (lebih positif), sedangkan anode adalah elektrode yang mempunyai E⁰ lebih kecil (lebih negatif).

Potensial Elektrode Standar dan Reaksi Spontan

Harga potensial electrode dapat digunakan untuk meramalkan apakah suatu reaksi kimia dapat berlangsung spontan. Untuk menentukan spontan atau tidaknya suatu reaksi redox dapat dilihat dari harga potensial reaksinya (E⁰_redoks).bila E⁰_redoks> 0 (positif), maka reaksi dapat berlangsung spontan, sedangkan bila E⁰_redoks < 0 (negatif). Reaksi tidak berlangsung spontan, artinya untuk berlangsungnya reaksi tersebut harus ada tambahan energi dari luar.

BAB 4

SELL EMF

Perbedaan energi potensial per muatan listrik (beda potensial) antara dua elektroda diukur dalam satuan volt.

Perbedaan potensial antara dua elektroda sell volta memberikan gaya pendorong (driving force) yang mendorong elektron melalui jaringan luar. Untuk itu kita sebut beda potensial ini sebagai electromotive (“menyebabkan gerakan elektron”) force atau emf (ditandai E_sell). Oleh karena E_sell diukur dalam volt, kita sering menghubungkannya sebagai voltage (cell potential).

Gambar  Aliran elektron dari anoda ke katoda sell volta dapat ditinjau seperti aliran air melalui air terjun. Air mengalir karena energi potensialnya lebih rendah pada dasar daripada puncak.

EMF dan Perubahan Energi bebas

Perubahan energi bebas Gibbs, DG adalah ukuran kespontanan suatu proses yang terjadi pada T dan P tetap.

DG = -nFE

KET :

n : bilangan positif tanpa satuan yang mewakili jumlah elektron yang dipindahkan dalam reaksi

F : tetapan faraday yaitu jumlah muatan listrik pada 1 mol elektron. Besaran muatan ini disebut satu faraday (F). 1 F = 96500 C/mol = 96500 J/V mol.

Ingat : nilai positif E dan nilai negatif DG keduanya menunjukkan bahwa reaksi adalah spontan. Bila reaktan dan produk semua dalam keadaan standarnya. Persamaan menjadi, DG⁰ = -nFE⁰

Efek Konsentrasi pada emf sell

Persamaan Nernst

DG                = DG⁰  +  RT ln Q

-nFE             = -nFE⁰  +  RT ln Q

E                   = E⁰  -  RT/nF (ln Q)

p ada 298 K

Emf sell dan keseimbangan kimia

       (T = 298 K)

BAB 5

POTENSIAL REDUKSI STANDAR

Potensial elektroda standar yang ditabulasikan untuk reaksi reduksi adalah potensial reduksi standar.

2H⁺(aq, 1M)  +  2e^-  à  H₂(g, 1 atm)                   

Sebuah elektroda yang didesain untuk menghasilkan reaksi paro ini disebut elektroda hidrogen standar (SHE).

Gambar Elektroda hidrogen standar (SHE)

Gambar . Sell volta menggunakan EHS

Kapanpun kita menandai suatu potensial bagi reaksi paro, kita menulis reaksi sebagai reduksi. Perubahan koefisien stoikiometri dalam reaksi paro tidak mempengaruhi nilai potensial reduksi standar (termasuk sifat intensif).

Tabel  Potensial reduksi standar dalam air pada 25⁰C

Kespontanan reaksi redoks

Nilai positif E menunjukkan proses spontan, dan nilai negatif E menunjukkan proses non spontan

BAB 6

BEBERAPA SEL VOLTA KOMERSIAL

Sel volta dengan berbagai ukuran atau potensial tersedia dipasar. Ada yang sekali pakai, ada pula yang dapat diisi ulang. Sel volta yang sekali pakai disebut sel primer, sedangkan sel volta yang dapat diisi ulang disebut sel sekunder.

Aki

Aki adalah jenis baterai yang banyak digunakan untuk kendaraan bermotor. Aki menjadi pilihan yang praktis karena dapat menghasilkan listrik yang cukup besar dan dapat diiisi kembali.

Sel aki terdiri atas anode Pb (timbel=timah hitam) dan katode PbO₂ (timbel(IV)oksida). Keduanya merupakan zat padat, yang dicelupkan dalam larutan asam sulfat. Kedua elektrode tersebut, juga hasil reaksinya, tidak larut dalam larutan asam sulfat, sehingga tidak diperlukan jembatan garam.

Reaksi pengosongan aki :

Anode  : Pb_(s) + HSO₄^-_(aq) → PbSO_4(s) + H⁺_(aq) + 2e

Katode : PbO_2(s) + HSO₄^-_(aq) + 3H⁺_(aq) + 2e → PbSO_4(s) + 2H₂O_(l)    +

             Pb_(s) + PbO_2(s) + 2HSO₄^-_(aq) + 2H⁺_(aq) → 2PbSO_4(s) + 2H₂O_(l)

Tiap sel aki mempuyai beda potensial ± 2V. Aki 12 V terdiri atas 6 sel yang dihubungkan seri.

Aki dapat diisi kembali karena hasil-hasil reaksi pengosongan aki tetap melekat pada kedua elektrode. Pengisian aki dilakukan dengan membalik arah aliran elektron pada kedua elektrode. Pada pengosongan aki, anode (Pb) mengirim elektron pada katode. Sebaliknya pada pengisian aki, elektrode Pb dihubungkan dengan kutub negatif sumber arus sehingga PbSO₄ yang terdapat pada elektrode Pb itu direduksi. Sementara itu, PbSO₄ yang terdapat pada elektrode  PbO₂ mengalami oksidasi membentuk PbO₂.

Reaksi Pengisian Aki :

Elektrode Pb (sebagai katode) ;

PbSO_4(s) + H⁺_(aq) + 2e → Pb_(s) + HSO₄^-_(aq)

Elektrode PbO₂ (sebagai anode) :

PbSO_4(s) + 2 H₂O_(l) → PbO_2(s) + HSO₄^-_(aq) + 3H⁺_(aq) + 2e                     +

Baterai Kering (Sel Leclanche)

Baterai kering ditemukan oleh Lesclanche yang mendapat hak paten atas penemuan itu pada tahun 1866. Sel Leclanche terdiri atas suatu silinder zink yang berisi pasta dari campuran batu kawi (MnO2) salmiak (NH4CI), karbon (C), dan sedikit air (jadi sel ini tidak 100% kering). Zink berfungsi sebagai anode, sedangkan sebagai katode digunakan elektrode inert, yaitu grafit, yang dicelupkan di tenga tenga pasta. Pasta itu sendiri berfungsi sebagai oksidator. Reaksi reaksi yang terjadi dalam baterai kering sebenarnya lebih rumit, tetapi pada garis besarnya dapat dinyatakan sebagai berikut.

Anode :  Zn_(s) → Zn²⁺_(aq) + 2e

Katode : 2MnO_2(s) + 2NH₄⁺_(aq) +2e →Mn₂O_3(s) + 2NH_3(aq) +H₂O(l)  +              

 Zn_(s) + 2NH₄⁺_(aq) + 2MnO_2(s) →

                                                          Zn²⁺_(aq) + Mn₂O_3(s) + 2NH_3(aq) + H₂O_(l)

Zn²⁺ dapat bergabung dengan NH₃ membentuk ion Zn(NH₃)₄²⁺_.

Zn²⁺_(aq) + 4NH_3(aq) → Zn(NH₃)₄²⁺_(aq)

Potensial satu sel Leclanche adalah 1.5 Volt. Sel ini kadang disebut sel kering asam karena adanya NH₄Cl yang bersifat asam. Sel Leclanche dapat diisi ulang.

Baterai Alkalin

Baterai kering jenis alkalin pada dasarnya sama dengan sel Leclanche, tetapi bersifat basa karena menggunakan KOH menggantikan NH₄Cl  dalam pasta. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

Anode : Zn_(s) + 2OH ^–_(aq) → Zn(OH)_2(s) + 2e

Katode : 2MnO_2(s) + 2H₂O_(l) + 2e → 2MnO(OH)_(s) + 2OH ^–_(aq)     +

Zn_(s) + 2MnO_2(s) + H₂O_(l) → Zn(OH)_2(s) + Mn₂O_3(s)

Potensial dari baterai alkalin juga sebesar 1,5 Volt, tetapi baterai ini dapat bertahan lebih lama.

Baterai alkalin dapat menghasilkan arus lebih besar dan total muatan yang lebih banyak daripada baterai kering biasa. Oleh karena itu, cocok digunakan untuk peralatan yang memerlukan arus lebih besar, misalnya kamera dan tape recorder. Adapun baterai kering biasa baik digunakan untuk peralatan yang menggunakan arus lebih kecil misalnya radio atau kalkulator.

Baterai primer (nonrechargable) adalah baterai alkaline

Baterai Litium

Baterai litium telah mengalami berbagai penyempurnaan.Baterai litium yang kini banyak digunakan adalah baterai litium-ion. Baterai litium-ion tidak menggunakan logam litium, tetapi ion litium. Ketika digunakan, ion litium berpindah dari satu elektrode ke elektrode laiinya melalui suatu elektrolit. Ketika di charge, arah aliran ini litium dibalik. Baterai litium-ion diperdagangkan dalam bentuk kosong.

Batere Pb-asam

                                          

Katoda : PbO₂(s)  +  HSO₄^-(aq)  +  3H⁺ (aq)  +  2e^-  à  PbSO₄(s)  +  2H₂O(l)

Anoda : Pb(s)  +  HSO₄^-(aq)  à  PbSO₄(s)  +  H⁺(aq)  +  2e^-

  PbO₂(s)  +  Pb(s)  +  2HSO₄^-(aq)  +  2H⁺(aq)  à  2PbSO₄(s)  +  2H₂O(l)

  E_sell⁰ = +1,685 V  -  (-0,356 V) = + 2,041 V

BAB 7

ELEKTROLISIS

Dalam sel volta reaksi redoks spontan digunakan sebagai sumber listrik.Sel elektrolisis merupakan kebalikan dari sel volta. Dalam sel elektrolisis, listrik digunakan untuk melangsungkan reaksi redoks tak spontan.

Susunan Sel Elektrolisis

Sel elektrolisis terdir dari sebuah wadah, elektrode, elektrolit, dan sumber arus searah .

Eektron (listrik) memasuki sel elektrolisis melalui kutub negatif (katode). Spesi tertentu dalam larutan menyerap elektron dari katode dan mengalami reduksi. Sementara itu, spesi lain melepas elektron di anode dan mengalami oksidasi. Jadi sama seperti pada sel volta, reaksi di katode adalah  reduksi, sedangkan reaksi di anode adalah oksidasi. Akan tetapi, muatan elektrodenya berbeda. Pada sel volta, katode bermuatan positi, sedangkan anode bermuatan negatif. Pada sel elektrolisis katode bermuatan negatif, sedangkan anode bermuatan positif.

Reaksi-reaksi elektrolisis

Reaksi elektrolisis terdiri dari reaksi katode, yaitu reduksi, dan reaksi anode, yaitu oksidasi. Spesi apa yang terlibat dalam reaksi katode dan anode bergantung pada potensial elektrode dari spesi tersebut, dengan ketentuan sebagai berikut.

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

Berdasarkan ketentuan tersebut, kita dapat meramalkan reaksi-reaksi elektrolisis. Namun demikian, perlu juga dipahami bahwa potensial elektrode juga dipengaruhi konsentrasi dam jenis elektrodenya.

Reaksi-rekasi di katode (Reduksi)

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 dari pada air), maka air yang tereduksi. Sebaliknya, kation yang telah disebutkan diatas akan tereduksi.

Reaksi-reaksi di anode (oksidasi)

Elektrode negatif (katode) tidak mungkin ikut bereaksi selama elektrolisis karena logam tidak ada kecenderungan menyerap elektron membentuk ion negatif. Akan tetapi, elektode positif (anode) mungkin saja ikut bereaksi, melepas elektron dan mengalami oksidasi. Kecuali Pt dan Au, pada umumnya logam mempunyai potensial oksidasi lebih besar dari pada air atau anion sisa asam. Oleh karena itu, jika anode tidak terbuat dari Pt, Au atau grafit, maka anode itu akan teroksidasi.

L_(s) → L^x+_(aq) + xe

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 SO₄^2-, NO₃^-, PO₄^3- dan F^-, mempunyai potensial oksidasi lebih negatif daripada air. Anion-anion seperti itu sukar dioksidasi sehingga air yang teroksidasi.

2H₂O_(l) → 4H⁺_(aq) + O_2(g) + 4e

Jika anion lebih mudah dioksidasi daripada air, seperti Br^- dan I^-, maka anion itu yang teroksidasi.

Hukum-Hukum Faraday

Pada tahun 1831-1832, jauh sebelum penemuan elektron, Michael Faraday dari Inggris, telah menemukan hubungan kuantitatif antara massa zat yang dibebaskan pada elektrolisis dengan jumlah listrik yang digunakan. Penemuan itu disimpulkannya dalam dua hukum sebagai berikut.

Hukum Faraday 1 : “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).

 (coulomb)

Jadi, persamaan diatas dapat dituliskan sebagai berikut :

Hukum Faraday 2 :  “Massa zat yang dibebaskan pada elektrolisis (G) berbanding lurus dengan massa ekivalen zat itu (ME)”.

Penggabungan hukum Faraday 1 dan 2 menghasilkan persamaan sebagai berikut :

(k= tetapan/pembanding)

Faraday menemukan harga

Jadi, persamaan diatas dapat dinyatakan sebagai berikut :

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 (A_r) dibagi dengan bilangan oksidasinya (biloks).

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 (tepatnya 96.487 coulomb). Jumlah muatan dari 1 mol elektron ini sama dengan tetapan faraday (1F).

Bagaimanakah hubungan kuat arus dan waktu dengan jumlah mol elektron? Telah kita ketahui bahwa arus sebesar i ampere dialirkan selama t detik membawa muatan sebesar it coulomb. Oleh karena 1mol elektron 96500 coulomb, maka dalam it coulomb terdapat  mol elektron.

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.

Klorin dan natrium hidroksida dibuat dari elektrolsisis larutan natrium klorida. Proses ini disebut  proses klor-alkali dan merupakan proses industri yang sangat penting. Elektrolisis larutan NaCl menghasilkan NaOH dikatode dan Cl₂ di anode.

                         NaCl_(aq) → Na⁺_(aq) + Cl^-_(aq)

Katode : 2H₂O_(l) + 2e → 2OH^-_(aq) +H_2(g)

Anode : 2Cl^-_(aq) → Cl_2(g)+ 2e

        2H₂O_(l) + 2Cl^-_(aq) → 2OH^-_(aq) + H_2(g) + Cl_2(g)                                   +

Reaksi Rumus : 2H₂O_(l) + 2NaCl _(aq) → 2aNaOH _(aq) + H_2(g) + Cl_2(g)

Selama elektrolisis, harus dijaga agar Cl₂ yang terbentuk dianode tidak bereaksi dengan NaOH yang terbentuk dikatode. Untuk itu ruang katode dan anode perlu dipisahkan.

Pemurnian logam

Contoh terpenting dalam bidang ini adalah pemurnian tembaga. Untuk membuat kabel listrik, diperlukan tembaga murni, sebab adanya pengotor dapat mengurangi konduktivitas tembaga. Akibatnya akan timbul banyak panas dan akan membahayakan penggunaannya.

Tembaga dimurnikan secara elektrolisis. Tembaga kotor dijadikan anode, sedangkan katode digunakan tembaga murni. Larutan elektrolit yang digunakan adalah larutan CuSO₄. Selama elektrolisis, tembaga dari anode terus-menerus dilarutkan kemudian diendapkan pada katode.

        CuSO_4(aq) → Cu²⁺_(aq) + SO₄^2-_(aq)

Katode: Cu²⁺_(aq) + 2e → Cu_(s)

Anode:   Cu_(s) → Cu²⁺_(aq) + 2e     +

   Cu_(s) → Cu_(s) 

       _{anode         katode}

Perak, emas, platina, besi, dan zink biasanya merupakan pengotor pada tembaga. Perak, platina, dan emas mempunyai potensial lebih positif daripada tembaga. Dengan mengatur tegangan selama elektrolsis, ketiga logam itu tidak ikut larut. Ketiga logam tersebut akan terdapat pada lumpur anode. Hasil ikutan ini biasanya cukup untuk menutup biaya pemurnian tembaga itu. Besi dan zink, yang mempunyai potensial elektrode lebih negatif daripada tembaga, akan ikut larut. Akan tetapi, ion-ionnya (Fe²⁺ dan Zn²⁺) lebih sukar diendapkan, jadi tidak ikut mengendap di katode.

Penyepuhan

Penyepuhan (electroplating) dimaksudkan untuk melindungi logam terhadap korosi atau untuk memperbaiki penampilan. Pada penyepuhan, logam dijadikan katode sedangkan logam penyepuhannya sebagai anode. Kedua elektrode itu dicelupkan dalam larutan garam dari logam penyepuh. Contoh, penyepuhan sendok yang terbuat dari besi (baja) dengan perak. Sendok digunakan sebagai katode, sedangkan anode adalah perak murni. Larutan elektrolitnya adalah larutan perak nitrat. Pada katode, akan terjadi pengendapan perak, sedangkan pada anode, perak terus-menerus larut. Konsentrasi ion Ag⁺ dalam larutan tidak berubah.

Katode (Fe) : Ag⁺_(aq) + e → Ag_(s)

Anode (Ag):   Ag_(s) → Ag⁺_(aq)  + e      +

                     Ag (anode) → Ag (katode)

Sel Elektrokimia

Transfer elektron pada reaksi redoks didalam larutan berlangsung melalui kontak langsung antara partikel-partikel berupa atom, molekul atau ion yang saling serah terima electron. Contoh reaksi redoks berikut :

Zn + Cu⁺² → Zn⁺² + Cu

Untuk menghindar kesenjangan ini ion negative akan mengalir menuju larutan ion Zn+2 sebaliknya ion Zn+2 bergerak menuju larutan Cu maka kedua larutan dihubungkan dengan jembatan garam. Keseluruhan system pemindahan electron melalui rangkaian tertutup disebut sel elktrokimia atau lebih umum disebut sel. Elektroda tempat dimana terjadi setengah reaksi oksidasi disebut anoda, sedangkan elektroda tempat dimana terjadi setengan reaksi reduksi disebut katoda.

BAB 8

KOROSI

Pengertian Korosi

Korosi adalah reaksi redoks antara suatu logam dengan berbagai zat dilingkungannya yang menghasilkan senyawa-senyawa yang tak dikehendaki. Dalam bahasa sehari-hari, korosi disebut perkaratan. Contoh korosi yang paling lazim adalah perkaratan besi.

Pada peristiwa korosi, logam mengalami oksidasi, sedangkan oksigen (udara) mengalami reduksi. Karat logam umumnya berupa oksida atau karbonat.  Rumus kimia karat besi adalah Fe₂O₃.xH₂O, suatu zat padat yang berwarna coklat-merah.

Korosi merupakan proses elektrokimia. Pada korosi besi, bagian tertentu dari besi itu berlaku sebagai anode, dimana besi mengalami oksidasi.

Fe_(s) Fe²⁺_(aq) + 2e                                              E°= +0,44 V

Elektron yang dibebaskan di anode mengalir kebagian lain dari besi yang berlaku sebagai katode, dimana oksigen tereduksi .

O_2(g) + 2H₂O_(l) + 4e ↔ 4OH^-_(aq)          E° = +0,40 V

Atau

O_2(g) + 4H⁺_(aq) + 4e ↔ 2H₂O_(l)             E° = +1,23 V

Ion besi (II) yang terbentuk pada anode selanjutnya teroksidasi membentuk ion besi (III) yang kemudian membentuk senyawa oksida terhidrasi, Fe₂O₃xH₂O, yaitu karat besi. Mengenai bagian mana dari besi yang bertindak sebagai anode dan bagian mana yang bertindak sebagai katode bergantung pada berbagai faktor, misalnya zat pengotor, atau perbedaan rapatan logam itu.

Faktor-faktor yang menyebabkan korosi besi

Korosi besi memerlukan oksigen dan air. Kalsium klorida anhidrat (CaCl₂) adalah zat yang bersifat higroskopis (menyerap air), sehingga udara dalam tabung yang mengandung zat itu akan bersifat kering (bebas air). Air yang sudah dididihkan kehilangan oksigen terlarut.

Pengaruh logam lain terhadap korosi besi

Dari kehidupan sehari-hari, kita ketahui bahwa besi yang dilapisi dengan zink akan “tahan karat”, sedangkan besi yang kontak dengan tembaga, berkarat lebih cepat.

Cara-cara pencegahan korosi besi

Korosi menimbulkan banyak kerugian karena mengurangi umur berbagai barang atau bangunan yang menggunakan besi atau baja. Sebenarnya korosi dapat dicegah dengan mengubah besi menjadi baja tahan karat (stainless steel). Akan tetapi, proses ini terlalu mahal untuk kebanyakan pengunaan besi.

Korosi membutuhkan oksigen dan air. Kemudian, berbagai jenis logam dapat melindungi besi terhadap korosi. Cara-cara pencegahan korosi besi yang akan dibahas didasarkan pada dua sifat tersebut.

1). Mengecat. Jembatan, pagar dan railing  biasanya di cat. Cat menghindarkan kontak besi dengan udara dan air.

2). 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.

4). Tin Plating (pelapisan dengan timah). Kaleng-kaleng kemasan terbuat dari besi yang dilapisi dengan timah. Pelapisan dilakukan secara elektrolisis, yang disebut electroplating. Timah tergolong logam yang tahan karat. Besi yang dilapisi timah tidak mengalami korosi karena tidak ada kontak dengan oksigen (udara) atau air. Akan tetapi, lapisan timah ada yang rusak, misalnya tergores, maka timah justru mendorong/mempercepat korosi besi. Hal ini terjadi karena potensial reduksi besi lebih negatif daripada timah (E°Fe=-0,44volt;E°Sn=-0,14volt). Oleh karena itu, besi yang dilapisi dengan timah akan membentuk suatu sel elektrokimia dengan besi sebagai anode. Dengan demikian timah mendorong korosi besi. Akan tetapi, hal itu justru yang diharapkan, sehingga kaleng-kaleng bekas cepat hancur.

5). Galvanisasi (pelapisan dengan zink). Pipa, besi, tiang telpon, badan mobil dan berbagai barang lain dilapisi dengan zink. Berbeda dengan timah, zink dapat melindungi besi dari korosi  sekalipun lapisannya tidak utuh. Hali itu tejadi karena suatu mekanisme yang disebut perlindungan katode. Oleh karena potensial reduksi besi lebih positif dari pada zink, maka besi yang kontak dengan zink akan membentuk sel elektrokimia dengan besi sebagai katode. Dengan demikian, besi terlindungi dan zink yang mengalami oksidasi.

6). Cromium Plating (pelapisan dengan kromium). Besi atau baja juga dapat dilapisi dengan kromium untuk memberi lapisan pelindung yang mengkilap, misalnya untuk bumper mobil. Cromium plating juga dilakukan dengan elektrolisis. Sama seperti zink, kromium dapat memberi perlindungan sekalipun lapisan kromium itu ada yang rusak.

7). Sacrificial protection (pengorbanan anode). Magnesium adalah logam yang jauh lebih aktif (berarti lebih mudah berkarat) dari pada besi. Jika logam magnesium dikontakkan dengan besi, maka magnesium itu akan berkarat tetapi besi tidak. Cara ini digunakan untuk melindungi pipa baja yang ditanam dalam tanah atau badan kapal laut. Secara periodik, batang magnesium harus diganti.

Korosi aluminium

Aluminium, juga zink dan kromium merupakan logam yang lebih aktif daripada besi. Jika demikian, mengapa logam-logam lebih awet ? Sebenarnya, aluminium berkarat dengan cepat membentuk oksida aluminium (Al₂O₃), perkaratan segera terhenti setelah lapisan tipis oksida terbentuk. Lapisan itu melekat kuat pada permukaan logam, sehingga melindungi logam dibawahnya terhadap perkaratan berlanjut.

Lapisan oksida pada permukaan aluminium dapat dibuat lebih tebal melalui elektrolisis, yang disebut anodizing. Aluminium yang telah mengalami anodizing digunakan untuk membuat panci dan berbagai perkakas dapur, bingkai, kerangak bangunan (panel dinding), serta kusen pintu dan jendela.  Lapisan oksida aluminium lebih mudah di cat dan memberi warna yang lebih terang.

BAB 9

SOAL DAN JAWABAN

1.    Menyetarakan reaksi redoks dengan metode bilangan oksidasi

Setarakanlah reaksi redoks berikut dengan metode bilangan oksidasi

MnO₄^-_(aq) + H₂C₂O_4(aq) + H⁺_(aq) → Mn²⁺_(aq) + CO_2(g) + H₂O

Jawab :

Langkah 1 : Menuliskan kerangka dasar reaksi

+7                       +3                       +2                +4

MnO₄^-_(aq) + H₂C₂O_{4(aq) )} → Mn²⁺_(aq) + CO_2(g)

Langkah 2 : Menyetarakan unsur yang mengalami perubahan bilangan oksidasi dengan memberi koefisien yang sesuai.

+7                       +3                        +2                  +4

MnO₄^-_(aq) + H₂C₂O_{4(aq) )} → Mn²⁺_(aq) + 2CO_2(g)

Langkah 3 :  Menentukan jumlah penurunan bilangan oksidasi dari oksidator dan jumlah pertambahan bilangan oksidasi dari reduktor.

+7                             +3                        +2                +4

MnO₄^-_(aq) + H₂C₂O_{4(aq) )} → Mn²⁺_(aq) + CO_2(g)

         (turun 5)

    +7                                                +2

                            +6              (naik 2)                 +8

Langkah 4 : Menyamakan jumlah perubahan bilangan oksidasi tersebut dengan        memberi koefisien yang sesuai.

MnO₄^-_(aq) + H₂C₂O_{4(aq) )} → Mn²⁺_(aq) + CO_2(g)

         (turun 5) (x2)

                 +7                                               +2

                             +6              (naik 2)(x5)          +8

Hasilnya sebagai berikut .

2MnO₄^-_(aq) + 5H₂C₂O_{4(aq) )} → 2Mn²⁺_(aq) + 10CO_2(g)

Langkah 5 : Menyamakan muatan dengan menambahkan ion H⁺.

2MnO₄^-_(aq) + 5H₂C₂O_4(aq) + 6H⁺_(aq) → 2Mn²⁺_(aq) + 10CO_2(g)       (muatan setara)

Langkah 6 : Menyetarakan atom H dengan menambahkan molekul air.

2MnO₄^-_(aq) + 5H₂C₂O_4(aq) + 6H⁺_(aq) → 2Mn²⁺_(aq) + 10CO_2(g)  + 8H₂O_(l)       (setara)

2.    Menyetarakan reaksi redoks dengan metode ion-elektron (suasana asam)

Setarakan reaksi redoks berikut dengan metode ion elektron.

K₂Cr₂O_7(aq) + HCl_(aq) → KCl_(aq) + CrCl_3(aq) + Cl_2(g) + H₂O_(l)

Jawab :

Langkah 1 : Menuliskan kerangka dasar setengah reaksi reduksi dan setengah reaksi oksidasi.

Reduksi : Cr₂O₇^2-_(aq) → Cr³⁺_(aq)

Oksidasi : Cl^-_(aq) → Cl_2(g)

Langkah 2 : Menyetarakan masing-masing setengah reaksi.

                  Reduksi                                                   Okidasi

(2a) Cr₂O₇^2-_(aq) → 2Cr³⁺_(aq)                 (2a) 2Cl^-_(aq) → Cl_2(g)

(2b) Cr₂O₇^2-_(aq) → 2Cr³⁺_(aq) + 7H₂O_(l)            (2b) 2Cl^-_(aq) → Cl_2(g)

(2c) Cr₂O₇^2-_(aq) + 14 H⁺_(aq)                           (2c) 2Cl^-_(aq) → Cl_2(g)

                        → 2Cr³⁺_(aq) + 7H₂O_(l)

(2d) Cr₂O₇^2-_(aq) + 14 H⁺_(aq) + 6e                  (2d) 2Cl^-_(aq) → Cl_2(g) + 2e

                      → 2Cr³⁺_(aq) + 7H₂O_(l)

Langkah 3 : Menyamakan jumlah elektron yang diserap pada setengah reaksi reduksi dengan jumlah elektron yang dibebaskan pada setengah reaksi oksidasi, kemudian jumlahkan.

Reduksi : Cr₂O₇^2-_(aq) + 14 H⁺_(aq) + 6e  → 2Cr³⁺_(aq) + 7H₂O_(l)

Oksidasi : 6Cl^-_(aq) → 3Cl_2(g) + 6e                                                              +

Redoks : Cr₂O₇^2-_(aq) + 14 H⁺_(aq) +  6Cl^-_(aq) → 2Cr³⁺_(aq) + 3Cl_2(g) + 7H₂O_(l)

3.    Menyetarakan reaksi redoks dengan metode ion elektron (suasana basa)

Setarakanlah reaksi redoks berikut dengan metode ion-elektron.

Bi₂O_3(s) + NaOH_(aq) + NaClO_(aq) → NaBiO_3(aq) + NaCl_(aq) + H₂O_(l)

Jawab :

Langkah 1 : Tulislah kerangka setengah reaksi reduksi dan oksidasi secara terpisah.

Reduksi : ClO^-_(aq) → Cl^-_(aq)

Oksidasi : Bi₂O_3(s) → BiO_3(aq)

Langkah 2 : Menyetarakan masing-masing setengah reaksi.

Reduksi                                                                   Oksidasi

(2a) ClO^-_(aq) → Cl_(aq)                                                (2a) Bi₂O_3(s) → 2BiO₃^-_(aq)

(2b) ClO^-_(aq) → Cl^-_(aq) + H₂O_(l)                                 (2b) Bi₂O_3(s) → 3H₂O_(l)

(2c) ClO^-_(aq) + 2H⁺_(aq)                                                              (2c) Bi₂O_3(s) + 3H₂O_(l)

                         → Cl^-_(aq) + H₂O_(l)                                          → 2BiO₃^-_(aq) + 6H⁺_(aq)

(2d) ClO^-_(aq) + 2H⁺_(aq) + 2e                                      (2d) Bi₂O_3(s) + 3H_2(l)

                         → Cl^-_(aq) + H₂O_(l)                                         → 2BiO₃^-_(aq) + 6H⁺_(aq) + 4e

Langkah 3 : Menyamakan jumlah elektron, kemudian jumlahkan.

Reduksi : ClO^-_(aq) + 2H⁺_(aq) + 2e  → Cl^-_(aq) + H₂O_(l)             (x2)

Oksidasi : Bi₂O_3(s) + 3H_2(l)    → 2BiO₃^-_(aq) + 6H⁺_(aq) + 6e   (x1)

Redoks : 2ClO^-_(s) + Bi₂O_3(s) + 3H₂O_(l) → 2Cl^-_(aq) + 2BiO₃^-_(aq)  + 2H⁺_(aq)

Langkah 4 : Menghilangkan ion H­⁺

Untuk menghilangkan dua ion H­⁺, tambahkan masing-masing dua ion OH^- pada kedua ruas.

Redoks : 2ClO^-_(s) + Bi₂O_3(s) + H₂O_(l) + 2OH^-_(aq)

                                                          →  2Cl^-_(aq) + 2BiO₃^-_(aq)  + 2H⁺_(aq) + 2OH^-_(aq)

Dua ion H⁺ dan dua ion OH^- diruas kanan akan bergabung membentuk dua molekul air.

Redoks : 2ClO^-_(s) + Bi₂O_3(s) + H₂O_(l) + 2OH^-_(aq) →

                                                                      2Cl^-_(aq) + 2BiO₃^-_(aq)  + 2H₂O_(l)

Kurangkan molekul air yang ada di ruas kiri dan ruas kanan, sehingga menyisakan satu molekul air diruas kanan

Redoks : 2ClO^-_(s) + Bi₂O_3(s) + 2OH^-_(aq) →2Cl^-_(aq) + 2BiO₃^-_(aq)  + H₂O_(l)     (setara)

4.    Potensial elektroda standar

Ditentukan potensial elektrode Mg/Mg²⁺ = -2,34 volt, berarti potensial reduksi ion Mg²⁺ menjadi logam Mg = -2,34 volt, sedangkan potensial oksidasi Mg menjadi Mg²⁺ = +2,34 volt.

Mg²⁺_(aq) + 2e → Mg_(s)                      E° = -2,34V

Mg_(s) → Mg²⁺_(aq)  + 2e                         E° = +2,34V

5.    Menentukan potensial standar sel volta

Ditentukan dua elektrode sebagai berikut :

Ag⁺_(aq)  + e → Ag_(s)                                  E°= +0,80 V

Mg²⁺_(aq) + 2e → _­­Mg_(s)                             E°= -2,37 V

a). Tentukan E°_sel yang disusun dari kedua elektrode itu.

b). Tulis reaksi elektrode dan reaksi selnya

Jawab :

a). 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 = +0,80V – (-2,37V)

                  = +3,17 volt

b). Reaksi elektrode adalah reaksi yang terjadi pada masing-masing elektrode. Reaksi katode adalah reduksi, sedangkan reaksi anode adalah oksidasi.

Katode (reduksi) : Ag⁺_(aq) + e  → Ag_(s)                                       E° = +0,80 V

Anode (oksidasi) : Mg_(s) → Mg²⁺_(aq) + 2e             E° = +2,37 V

Reaksi selnya adalah penjumlahan reaksi elektrode, dan merupakan reaksi redoks. Untuk menyetarakan koefisien reaksi, maka jumlah elektron yang terlibat pada masing-masing reaksi sel harus disamakan. Dalam hal ini, reaksi katode harus dikalikan dengan dua. Akan tetapi, perlu diingat bahwa nilai potensial elektrode tidak bergantung pada koefisien reaksi. Oleh karena itu, potensial reduksi (Ag) tidak ikut dikalikan dengan dua.

Katode (reduksi) : 2Ag⁺_(aq) + 2e  → 2Ag_(s)                                              E° = +0,80 V

Anode (oksidasi) : Mg_(s) → Mg²⁺_(aq) + 2e                         E° = -2,37 V           +       

Reaksi sel (redoks) : 2Ag⁺_(aq)  + Mg_(s) → 2Ag_(s) + Mg²⁺_(aq)            E°_sel = +3,17 V

6.    Potensial Reaksi Redoks

Potensial reaksi redoks Zn_(s) + Cu²⁺_(aq) → Zn²⁺_(aq) + Cu_(s)  dapat dihitung sebagai berikut.

Jawab :

Notasi sel volta yang dapat dibuat dari reaksi tersebut adalah Zn|Zn²⁺||Cu²⁺|Cu.

Potensial selnya adalah :

E°              = E°_Cu²⁺_|Cu - E°_Zn²⁺_|Zn

                  = 0,34 – (-0,76)volt

                  =1,10 volt

Jadi, potensial reaksi redoks tersebut adalah 1,10 volt.

7.    Menuliskan reaksi elektrolisis

Tulislah reaksi elektrolisis berikut :

a.    Elektrolisis larutan NaCl dengan elektrode grafit

b.    Elektrolisis lelehan MgCl₂ dengan elektrode grafit

Jawab :

a.    Elektrolisis larutan NaCl dengan elektrode grafit.

NaCl_(aq) → Na⁺_(aq) + Cl^-_(aq)

·         Reaksi katode

Reaksi katode bergantung pada jenis kation. Dalam hal ini, kationnya adalah Na⁺ yaitu kation logam aktif (sukar direduksi), sehingga reaksi katode adalah reduksi air.

Katode : 2H₂O_(l) + 2e → 2OH^-_(aq) + H_2(g)

·         Reaksi anode

Reaksi anode bergantung pada jenis anode dan anion. Dalam hal ini, anodenya adalah inert (grafit) sehingga reaksi anode akan bergantung pada jenis anion. Anion klorid, Cl^-, tergolong anion mudah dioksidasi. Jadi reaksi anode adalah oksidasi anion Cl^‑ menjadi Cl₂.

Anode : 2Cl^-_(aq) → Cl_2(g)  + 2e

Reaksi elektrolisis lengkap adalah :

Katode : 2H₂O_(l) + 2e → 2OH^-_(aq) + H_2(g)

Anode : 2Cl^-_(aq) → Cl_2(g)  + 2e                           +

2H₂O_(l) + 2Cl^-_(aq) →2OH^-_(aq) + H_2(g) + Cl_2(g)  

b.    Elektrolisis lelehan MgCl₂ dengan elektrode grafit.

MgCl_2(l) → Mg²⁺_(l) + 2Cl^-_(l)

Pada elektrolisis lelehan senyawa ion dengan elektrode inert, maka kation direduksi dikatode sedangkan anion dioksidasi di anode.

Katode : Mg²⁺_(l) + 2e → Mg_(s)

Anode :  2Cl^-_(l) → Cl_2(g)                                +

                              Mg²⁺_(l) + 2Cl^-_(l) → Mg_(s) + Cl_2(g)

8.    Menggunakan hukum Faraday

Hitunglah massa tembaga yang dapat dibebaskan oleh arus 10 ampere yang dialirkan selama 965 detik ke dalam larutan CuSO₄. (ArCu = 63,5)

Jawab :

9.    Stoikiometri reaksi elektrolisis

Berapa liter gas oksigen (STP) dapat terbentuk jika arus 10 ampere dialirkan selama 965 detik ke dalam larutan asam sulfat ?

Jawab :

Gas oksigen dibebaskan di anode menurut persamaan :

2H₂O_(l) → 4H⁺_(aq) + O_2(g) + 4e

Jumlah mol_elektron =

Jumlah mol_oksigen =

Volum oksigen       = 0,025 mol × 22,4 liter mol^-1

                                 = 0,56 liter

DAFTAR PUSTAKA

1.    Arum Setia. 2012. Menerapakan Konsentrasi Reaksi Reduksi-Oksidasi dalam Elektrokimia. http://arumsetia.wordpress.com/2012/12/28/rpp-menerapkankonsepreaksireduksioksidasidalamelektrokimia.html. Diakses tanggal : 25 Agustus 2013

2.    Chemistry Yanto. 2012. Reaksi Redoks. http://chemistriyanto.blogspot.com/2012/07/reaksiredoks.html. Diakses tanggal : 25 Agustus 2013

3.    Purba Michael. 2006. Kimia Untuk SMA Kelas XII. Jakarta : Erlangga