REDOKS DAN

SEL ELEKTROKIMIA

Putri Anjarsari, S.Si., M.Pd

putri_anjarsari@uny.ac.id

PENYETARAN REAKSI

REDOKS

Dalam menyetarakan reaksi redoks

JUMLAH ATOM dan MUATAN

harus sama

Metode ½ Reaksi

Langkah-langkah:

1. Tuliskan ½ reaksi reduksi / ½ reaksi oksidasi

2. Samakan jumlah atom-atom yang berubah biloksnya.

3. Samakan Jumlah O dan H dengan cara:

a. Suasana Asam

* Samakan O dengan menambahkan H2O

* Samakan jumlah H dengan Menambah H+

b. Suasana Basa

* Samakan O dengan menambah OH- sebanyak 2 x kekurangannya.

* Samakan H dengan menambahkan H2O

4. Samakan muatnnya dengan menambahkan elektron ( e- )

Setarakan reaksi :

MnO4- + Fe2+ Mn2+ + Fe3+

+7 +2 +3+2

½ Red, MnO4- Mn2+

½ Oks, Fe2+ Fe+3

MnO4- + 5 Fe2+ Mn2+ + 5 Fe3+

½ Red, MnO4- + 8 H+ + 5 e - Mn2+ + 4 H2O

½ Oks, 5 Fe2+ 5 Fe+3 + 5 e -

x1

x5

+ 4 H2O+ 8 H++ 5 e -

+ e

+ 8 H+ + 4 H2O

Setarakan reaksi :

MnO4- + Fe2+ MnO2 + Fe3+

+7 +4 +3+2

½ Red, MnO4- MnO2

½ Oks, Fe2+ Fe+3

MnO4- + 3 Fe2+ + 2 H2O MnO2 + 3 Fe3+ + 4 OH-

½ Red, MnO4- + 2 H2O + 3 e - MnO2

+ + 4 OH-

½ Oks, 3 Fe2+ 3 Fe+3 + 3 e -

x1

x3

+ 4 OH-+ 2 H2O + 3 e -

+ e

Metode Bilangan Oksidasi

1.Tentukan reaksi ½ Reaksi redusi dan ½ Reaksi

oksidasi’

2.Samakan atom-atom yang berubah biloksnya.

3.Tentukan perubahan biloksnya.(dikalikan

dengan jumlah atomnya)

4.Gunakan perubahan biloksnya sebagai

koefisien dengan cara menyilangkan.

5.Setarakan muatanya, dalam suasana basa

dengan OH-, dalam asam dengan H+

(sekaligus menyamakan H dan O )

Setarakan reaksi :

MnO4- + Fe2+ Mn2+ + Fe3+

+7 +2 +3+2

Biloks naik 1

Biloks turun 5

MnO4- + 5 Fe2+ + 8 H+ Mn2+ + 5 Fe3+ + 4 H2O

SEL ELEKTROKIMIA

SEL VOLTA / GALVANI SEL ELEKTROLISA

MENGHASILKAN LISTRIK MEMERLUKAN LISTRIK

Sel Galvani

19.2

Reaksi redoks

spontan

anoda

oksidasi

katoda

reduksi

PENULISAN PREAKSI PADA SEL VOLTA

Ada 3 cara penulisan

1. Reaksi elektroda : menggambarkan reaksi pada masing-masing elektroda

Katoda : Cu2+ + 2 e Cu

Anoda : Zn Zn2+ + 2 e

2. Reaksi Sel: Merupakan penjumlahan dari reaksi elektroda.

Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu

3. Notasi Sel: Menggambarkan perubahan pada ion-ionnya.

Zn / Zn2+ // Cu2+/ Cu

Standard Reduction Potentials

Standard reduction potential (E0) adalah potensial yang

berkaitan dengan reaksi reduksi pada elektroda bila semua

zat terlarut berkonsentrasi 1 M dan semua gas pada 1 atm.

E0 = 0 V

Standard hydrogen electrode (SHE)

2e- + 2H+ (1 M) H2 (1 atm)

Reduction Reaction

Potensial Reduksi Standar logam Zn

19.3

Zn (s) | Zn2+ (1 M) || H+ (1 M) | H2 (1 atm) | Pt (s)

2e- + 2H+ (1 M) H2 (1 atm)

Zn (s) Zn2+ (1 M) + 2e-Anode (oxidation):

Cathode (reduction):

Zn (s) + 2H+ (1 M) Zn2+ + H2 (1 atm)

19.3

E0 = 0.76 Vcell

Standard emf (E0 )cell

0.76 V = 0 - EZn /Zn 0

2+

EZn /Zn = -0.76 V02+

Zn2+ (1 M) + 2e- Zn E0 = -0.76 V

E0 = EH /H - EZn /Zn cell0 0

+ 2+2

Standard Reduction Potentials

E0 = Ecathode - Eanodecell0 0

Zn (s) | Zn2+ (1 M) || H+ (1 M) | H2 (1 atm) | Pt (s)

Standard Reduction Potentials Cu

Pt (s) | H2 (1 atm) | H+ (1 M) || Cu2+ (1 M) | Cu (s)

2e- + Cu2+ (1 M) Cu (s)

H2 (1 atm) 2H+ (1 M) + 2e-Anode (oxidation):

Cathode (reduction):

H2 (1 atm) + Cu2+ (1 M) Cu (s) + 2H+ (1 M)

Eo = Ecathode - Eanodecell0 0

E0 = 0.34 Vcell

Ecell = ECu /Cu – EH /H 2+ +2

0 0 0

0.34 = ECu /Cu - 00

2+

ECu /Cu = + 0.34 V2+o

Sel Galvani

19.2

Perbedaan potensial listrik

antara katoda dan anoda

disebut:

• cell voltage (potensial sel)

• electromotive force (emf)

(gaya gerak listrik

• cell potential (potensial sel)Notasi Sel

Zn (s) + Cu2+ (aq) Cu (s) + Zn2+ (aq)

[Cu2+] = 1 M & [Zn2+] = 1 M

Zn (s) | Zn2+ (1 M) || Cu2+ (1 M) | Cu (s)

anoda katoda

Berapa E sel yang tersusun atas elektroda Cd dalam

1,0 M Cd(NO3)2 dan elektroda Cr dalam 1,0 M Cr(NO3)3 ?

(Data Eo lihat tabel Hal. 57.)

Cd2+ (aq) + 2e- Cd (s) E0 = -0.40 V

Cr3+ (aq) + 3e- Cr (s) E0 = -0.74 V

Cd is the stronger oxidizer

Cd will oxidize Cr

2e- + Cd2+ (1 M) Cd (s)

Cr (s) Cr3+ (1 M) + 3e-Anode (oxidation):

Cathode (reduction):

2Cr (s) + 3Cd2+ (1 M) 3Cd (s) + 2Cr3+ (1 M)

x 2

x 3

E0 = Ecathode - Eanodecell0 0

E0 = -0.40 – (-0.74) cell

E0 = 0.34 V cell

19.3

PERSMAAN NERNST

Untuk kondisi larutan yang tidak standar (konsentrasi tidak 1 M ) maka Potensial sel ditentukan dengan persamaan Nernst.

Esel = Eosel - log K 0,0592

n

EOsel pada keadaan standar (dicari dulu)

n = Jumlah elektron yang terlibat dalam reaksi

K = Tetapan kesetimbangan

REAKSI AKAN BERLANGSUNG SPONTAN JIKA MEMILIKI HARGA

EOSEL ( + )

REAKSI TIDAK AKAN BERLANGSUNG JIKA MEMILIKI

HARGA EOSEL ( - )

Kespontanan reaksi Redoks

DG = -nFEcell

DG0 = -nFEcell0

n = jumlah elektron yang diserah terimakan

F = 96,500J

V • mol = 96,500 C/mol

DG0 = -RT ln K = -nFEcell0

Ecell0 =

RT

nFln K

(8.314 J/K•mol)(298 K)

n (96,500 J/V•mol)ln K=

=0.0257 V

nln KEcell

0

=0.0592 V

nlog KEcell

0

SEL KOMERSIAL

Batteries

Leclanché cell

Dry cell

Zn (s) Zn2+ (aq) + 2e-Anode:

Cathode: 2NH4 (aq) + 2MnO2 (s) + 2e- Mn2O3 (s) + 2NH3 (aq) + H2O (l)+

Zn (s) + 2NH4 (aq) + 2MnO2 (s) Zn2+ (aq) + 2NH3 (aq) + H2O (l) + Mn2O3 (s)

Batteries

Zn(Hg) + 2OH- (aq) ZnO (s) + H2O (l) + 2e-Anode:

Cathode: HgO (s) + H2O (l) + 2e- Hg (l) + 2OH- (aq)

Zn(Hg) + HgO (s) ZnO (s) + Hg (l)

Mercury Battery

Batteries

Solid State Lithium Battery

Batteries

Anode:

Cathode:

Lead storage

battery

PbO2 (s) + 4H+ (aq) + SO2- (aq) + 2e- PbSO4 (s) + 2H2O (l)4

Pb (s) + SO2- (aq) PbSO4 (s) + 2e-4

Pb (s) + PbO2 (s) + 4H+ (aq) + 2SO2- (aq) 2PbSO4 (s) + 2H2O (l)4

Batteries

A fuel cell is an

electrochemical cell

that requires a

continuous supply of

reactants to keep

functioning

Anode:

Cathode: O2 (g) + 2H2O (l) + 4e- 4OH- (aq)

2H2 (g) + 4OH- (aq) 4H2O (l) + 4e-

2H2 (g) + O2 (g) 2H2O (l)

SEL ELEKTROLISIS

Kutub + Kutub -

Larutan H2SO4

SO42-

SO42-

H+

H+

H+

H2OH2O H2O

H2O

Terjadi persaingan untuk mengalami

Oksidasi. Siapa yang menang ?

Terjadi persaingan untuk mengalami

Reduksi. Siapa yang menang ?

REAKSI PADA ELEKTRODA

Reaksi Pada Katoda ( - ) tergantung pada jenis kationnya (ion positif)

* ion logam aktif (Gol I A, II A, Al dan Mn ) tidak direduksi yang direduksi air.

2H2O + 2 e H2 (g) + 2 OH-

* Kation lain akan direduksi.

Mx+ + x e M

REAKSI PADA ANODA

Dipengaruhi oleh jenis anoda yang digunakan dan jenis anionnya.

Anoda

Inert, C, Pt, Au Anion

Sisa asam Oksi tidak dioksidasi yang dioksidasi air (SO4

2- NO3- )

2H2O 4H+ + 2 O2 + 4e

Sisa asam lain dan OH-

dioksidasi

2 X- X2 (g) +2e

Anoda tidak inert akan teroksidasi

M Mx+ + x e

Tuliskan reaksi yang terjadi di katoda dan anoda pada lektrolisis:

a. Larutan KCl elektroda grafit.

b. Larutan K2SO4 elektroda grafit.

c. Larutan Cu(NO3)2 elektroda Cu

d. Lelehan MgCl2 eletroda platina

e. Larutan NaOH elektroda grafit

A.Katoda (-) Reduksi 2H2O + 2 e --------- H2 + 2OH-

Anoda (+) Anoda 2 Cl- -------- Cl2 + 2 e

B. Katoda (-) Reduksi 2H2O + 2 e --------- H2 + 2OH-Anoda (+) Anoda 2 H2O -------- O2 + 4 H+ 4 e

C. Katoda (-) Reduksi Cu2+ + 2 e ------- CuAnoda (+) Anoda Cu ----------- Cu+2 + 2e

D. Katoda (-) Reduksi Mg2+ + 2 e ------- MgAnoda (+) Anoda 2 Cl- -------- Cl2 + 2 e

Jawab

HUKUM FARADAYHukum Faraday I :

Massa zat yang dibebaskan pada elektroda berbanding lurus dengan jumlah listrik ( Q ) yang digunakan.

G ≈ Q Q = i. t

G = i. t

Hukum Faraday II :

Massa zat yang dibebaskan pada elektroda berbanding lurus dengan massa ekivalen zat itu.

G ≈ ME G = k . i. t . E

k = G = 1

96500 C

i. t . E

96500 C

Kuat ArusWaktu (detik)

ME =

Ar

Biloks

Hubungan kwantitatif jumlah arus,

mol e-, pH dan volum gas

F = i. t

96500 C

F =

Mol e- =i. t

96500 C

Mol e-

Mol H+ / OH-

C

96500 C

F = mol e-

Mol e- =C

96500 C

Dengan konsep Stoikiometri kita dapat mengubah mol e-

Mol Zat

pH

Massa / Volume

Kerjakan soal-soal latihan yang ada pada buku ! No 45 s/d 50

Soal:

Jika kuat arus sebesar 5 Amper dilewatkan kedalam 1 liter larutan CuSO4 selama 5 menit dengan menggunakan elektroda Pt. Maka tentukanlah :

a. Reaksi elektrodanya

b. Massa endapan yang terbentuk. Ar Cu 63,5

c. Volume gas yang terbentuk. Diukur pada suhu

27 oC tekanan 1 atm.

d. pH larutan setelah elektrolisis. (volume larutan dianggap idak berubah).

Menurut Hukum Faraday II.

Massa zat yang dihasilkan dalam elektrolisis berbanding lurus dengan Massa Ekivalen zat.

Untuk beberapa sel yang disusun seri berlaku :

G1 : G2 = E1 : E2

2 Cl- Cl2(g) + 2 e-2 H2O + 2 e- H2 + 2 OH-

ELEKTROLISIS NaCl DENGAN SEL DIAFRAGMA

Pada Ruang katoda dihasilkan larutan NaOH yang tercampur dengan NaCl

Purification of Metals

Distillation

Ni (s) + 4CO (g) NiCO4 (g)70 0C

NiCO4 (g) Ni (s) + 4CO (g)200 0C

Electrolysis

Cu (s) (impure) Cu2+ (aq) + 2e-

Cu2+ (aq) + 2e- Cu (s) (pure)

Zone refining

20.2

Prinsp :

logam yang akan dimurnikan harus dipasang sebagai ANODA

Sebagai katoda harus logam murni.

ELEKTROLISIS NaCl DENGAN SEL MERCURI

Hg bertindak sebagai katoda

Anoda

Sebagai hasil sampingan adalah Campuran NaOH

dan NaCl. Bagaimana memisahkannya ?

Industrial Electrolysis Processes

Corrosion

RUSAKNYA PERMUKAAN LOGAM AKIBAT REAKSI DENGAN UDARA ( O2 dibantu air)

PERLINDUNGAN KATODA / PENGORBANAN ANODA

Prinsip : Logam yang lebih reaktif (Eo kecil) akan lebih dahulu berkarat.

Syarat : Logam yang akan digunakan untuk melindungi harus lebih reaktif

Anoda dikorbankan untuk melindungi Katoda