REAKSI REDOKS DAN ELEKTROKIMIA€¦ · a. penyetaraan reaksi redoks b. reaksi redoks dalam sel...

of 36 /36
A. PENYETARAAN REAKSI REDOKS B. REAKSI REDOKS DALAM SEL ELEKTROKIMIA C. POTENSIAL ELEKTRODA POTENSIAL SEL DAN SEL VOLTA DALAM KEHIDUPAN D. REAKSI REDOKS DITINJAU DARI HARGA POTENSIAL SEL E. KOROSI F. ELEKTROLISIS G. MENENTUKAN MASSA ZAT YANG MENGENDAP DI ELEK- TRODA H. PERANAN ELEKTROLISIS DALAM KEHIDUPAN SEHARI- HARI REAKSI REDOKS DAN ELEKTROKIMIA 2 Reaksi oksidasi dan reduksi selalu terjadi perubahan bilangan oksidasi pada atom-atom yang bereaksi. Diharapkan dengan mempelajari reaksi redoks Anda diharapkan dapat menerapkan konsep redoks dan elektrokimia dalam teknologi dan kehidupan sehari-hari.

Embed Size (px)

Transcript of REAKSI REDOKS DAN ELEKTROKIMIA€¦ · a. penyetaraan reaksi redoks b. reaksi redoks dalam sel...

  • A. PENYETARAAN REAKSI REDOKS

    B. REAKSI REDOKS DALAM SEL ELEKTROKIMIA

    C. POTENSIAL ELEKTRODA POTENSIAL SEL DAN SEL VOLTADALAM KEHIDUPAN

    D. REAKSI REDOKS DITINJAU DARI HARGA POTENSIAL SEL

    E. KOROSI

    F. ELEKTROLISIS

    G. MENENTUKAN MASSA ZAT YANG MENGENDAP DI ELEK-TRODA

    H. PERANAN ELEKTROLISIS DALAM KEHIDUPAN SEHARI-HARI

    REAKSI REDOKS DAN ELEKTROKIMIA2

    Reaksi oksidasi dan reduksi selalu terjadi perubahan bilangan oksidasipada atom-atom yang bereaksi. Diharapkan dengan mempelajari reaksiredoks Anda diharapkan dapat menerapkan konsep redoks dan elektrokimiadalam teknologi dan kehidupan sehari-hari.

  • KIMIA XII SMA28Hubungan antara konsep yang satu dengan yang lain dapat Anda

    perhatikan pada peta konsep berikut.

    Peta konsep reaksi redoks

    A. PENYETARAAN REAKSI REDOKS

    Persaman reaksi redoks telah setara jika jumlah atom dan jumlahmuatan di ruas kiri sama dengan ruas kanan. Reaksi redoks biasanyaberlangsung di dalam pelarut air maka penyetaraan persamaan reaksiredoks selalu melibatkan ion H+ dan ion OH-. Persamaan reaksi redoksyang sederhana dapat disetarakan secara mudah (secara langsung) tetapiuntuk reaksi redoks yang rumit (kompleks), dapat disetarakan denganmetode setengah reaksi (metode ion elektron) dan metode perubahanbilangan oksidasi.

    sel primer

    REAKSI REDOKS

    reaksi redoksdalam sel

    elektrokimia

    harga poten-sial sel

    penyetaraanreaksi redoks

    reaksi redoksdan harga

    potensial sel

    korosi

    elektrolisis

    setengahreaksi

    perubahanbiloks

    hukumFaraday I

    hukumFaraday II

    sellechlance

    batereialkaline

    batereiperaksida

    aki

    batereiNiCd

    batereiLi.Ion

    sel sekunder

    meliputi

    dengan caramenentukan jumlah zat

    manfaatsel volta

  • KIMIA XII SMA 291. Penyetaraan Reaksi Redoks Dengan Metode Setengah Reaksi

    (Metoda Ion Elektron)

    a. Reaksi redoks dalam larutan asamContoh:

    Setarakan reaksi berikut: MnO4- + C2O4

    2- → CO2 + Mn2+

    Langah-langkahnya sebagai berikut.1) Tuliskan semua bilangan oksidasi atom-atom unsur yang terlibat

    reaksi

    MnO4-(aq) + C2O4

    2-(aq) → CO2(g) + Mn

    2+(aq)

    +7 –2 +3 –2 +4 –2 +22) Tuliskan setengah reaksi oksidasi dan setengah reaksi reduksi

    secara terpisah

    oksidasi : C2O42-

    (aq) → CO2(g) → (atom C teroksidasi)

    reduksi : MnO4-(aq) → Mn

    2+(aq) → (atom Mn tereduksi)

    3) Setarakan jumlah atom yang teroksidasi dan tereduksi (atom C dan Mn)

    oksidasi : C2O42-

    (aq) → 2CO2(g)reduksi : MnO4

    -(aq) → Mn

    2+(aq)

    4) Setarakan jumlah atom oksigen, dengan cara menambahkanmolekul H2O pada ruas yang kekurangan atom oksigen.

    oksidasi : C2O42-

    (aq) → 2CO2(g)→ (atom O ruas kanan dan kiri sudah sama maka tidak perlu ditambah H2O)

    reduksi : MnO4-(aq) → Mn

    2+(aq) + 4H2O(l)

    5) Setarakan jumlah hidrogen dengan menambahkan H+ pada ruasyang kekurangan atom H.

    oksidasi : C2O42-

    (aq) → 2CO2(g)reduksi : MnO4

    -(aq) + 8H

    +(aq) → Mn

    2+(aq) + 4H2O(l)

    6) Setarakan jumlah muatan ruas kiri dan kanan dengan menambah-kan elektron di ruas yang jumlah muatannya lebih besar

    oksidasi : C2O42-

    (aq) → CO2(g) + 2e → ruas kanan = 0, ruas kiri = -2 maka ruas kanan ditambah 2e

    reduksi : 5e + MnO4-(aq) + 8H

    +(aq) → Mn

    2+(aq) + 4H2O(l) → ruas kiri

    = +7, ruas kanan = +2 maka ruas kiri ditambah 5e

  • KIMIA XII SMA30Pada setengah reaksi oksidasi harus dikalikan 5 dan pada setengahreaksi reduksi harus dikalikan 2 agar elektron yang dilepas samadengan elektron yang diterimaReaksi tersebut menjadi

    oksidasi : 5C2O42-

    (aq) → 10CO2(g) + 10e

    reduksi : 10e + 2MnO4-(aq) + 16H

    +(aq) → 2Mn

    2+(aq) + 8H2O(l)

    7) Jumlahkan setengah reaksi oksidasi dengan setengah reaksi reduksi

    oksidasi : 5C2O42-

    (aq) → 10CO2(g) + 10e

    reduksi : 2MnO4-(aq) + 16H

    +(aq) + 10e → 2Mn

    2+(aq) + 8H2O(l) +

    5C2O42-

    (aq)+2MnO4-(aq)+16H

    +(aq) → 10CO2(g)+2Mn

    2+(aq)+8H2O(l)

    Apabila reaksinya dalam bentuk molekul, maka persamaan reaksikita kembalikan ke bentuk reaksi molekuler (seperti soalnya), dengancara menambahkan sejumlah ion-ion yang belum ada dalam persamaanreaksi ion.Contoh:

    KMnO4(aq+H2C2O4(aq)+H2SO4(aq)→MnSO4(aq)+K2SO4(aq)+CO2(g)+ H2O(l)2MnO4

    -(aq + 5C2O4

    2-(aq) + 16H

    +(aq) → 10CO2(g) + Mn

    2+(aq) + 8H2O(l)

    2K+ +3SO42- 2K+ 3SO4

    2- +

    2KMnO4-(aq + 5H2C2O4(aq) + 3H2SO4(aq) → 10CO2(g) + 2MnSO4(aq) +

    K2SO4(aq) + 8H2O(l)

    b. Reaksi redoks dalam larutan basa atau netralContoh:

    Setarakan reaksi berikut: HPO32-

    (aq) + OBr- → Br-(aq) + PO4

    3-(aq)

    Langah-langkahnya sebagai berikut.1) Tuliskan semua bilangan oksidasi atom-atom unsur yang terlibat

    reaksi

    HPO32-

    (aq) + OBr-(aq) → Br

    -(g) + PO4

    3-(aq)

    +1 +3 –2 -2 +1 –1 +5 –22) Tuliskan setengah reaksi oksidasi dan setengah reaksi reduksi

    secara terpisah

    oksidasi : HPO32-

    (aq) → PO43-

    (aq)

    reduksi : OBr-(aq) → Br-(aq)

  • KIMIA XII SMA 313) Setarakan jumlah atom yang teroksidasi dan tereduksi pada setengah

    reaksi tersebut. (Jumlah atom yang teroksidasi dan tereduksi sudahsama)

    4) Tambahkan OH- pada ruas yang kekurangan atom oksigen. (agarjumlah atom O setara)

    oksidasi : HPO32-

    (aq) + OH-(aq) → PO4

    3-(aq)

    reduksi : OBr-(aq) → Br-(aq) + OH

    -(aq)

    5) Tambahkan H2O pada ruas yang kekurangan hidrogen. (agarjumlah atom H setara)

    oksidasi : HPO32-

    (aq) + 3OH-(aq) → PO4

    3-(aq) + 2H2O(l)

    reduksi : OBr-(aq) + H2O(l) → Br-(aq) + 2OH

    -(aq)

    6) Setarakan jumlah muatan ruas kiri dan ruas kanan dengan caramenambahkan elektron di ruas yang jumlah muatannya lebih besar.

    oksidasi : HPO32-

    (aq) + 3OH-(aq) → PO4

    3-(aq) + 2H2O(l) + 2e

    reduksi : OBr-(aq) + H2O(l) + 2e → Br-(aq) + 2OH

    -(aq)

    Karena jumlah elektron yang dilepaskan sudah sama dengan yangditerima maka tidak perlu dikalikan silang.

    7) Jumlahkan setengah reaksi oksidasi dengan setengah reaksi reduksi

    oksidasi : HPO32-

    (aq) + 3OH-(aq) → PO4

    3-(aq) + 2H2O(l) + 2e

    reduksi : OBr-(aq) + H2O(l) + 2e → Br-(aq) + 2OH

    -(aq) +

    HPO32-

    (aq)+OH-(aq)+OBr

    -(aq) → PO4

    3-(aq)+H2O(l)+Br

    -(aq)

    2. Penyetaraan Reaksi Redoks Dengan Cara Bilangan Oksidasi

    ContohSetarakan reaksi berikut. K2Cr2O7(aq)+H2C2O4(aq)+H2SO4(aq)→K2SO4(aq)+Cr2(SO4)3(aq)+CO2(g)+

    H2O(l)Langah-langkahnya sebagai berikut:a. Carilah unsur yang mengalami perubahan bilangan oksidasi.

    K2Cr2O7(aq) + H2C2O4(aq) + H2SO4(aq) → K2SO4(aq) + Cr2(SO4)3(aq) + CO2(g) + H2O(l)+1 +6 -2 +1 +3 -2 +1 +6 -2 +1 +6 -2 +3 +6 -2 +4 -2 +1 -2

    oksidasi

    reduksi

  • KIMIA XII SMA3 2b. Setarakan jumlah unsur yang mengalami perubahan bilangan

    oksidasi tersebut

    c. Tentukan jumlah perubahan bilangan oksidasi tersebut. Jika jumlahunsur lebih dari satu, kalikan perubahan bilangan oksidasi itu denganjumlah unsur

    d. Setarakan jumlah perubahan bilangan oksidasinya

    Angka pengalinya digunakan untuk mengalikan koefisien zat (3untuk mengalikan koefisien zat yang ada unsur C-nya, 1 untukmengalikan koefisien zat yang ada unsur Cr-nya)K2Cr2O7(aq) + 3H2C2O4(aq) + H2SO4(aq) → K2SO4(aq) + Cr2(SO4)3(aq) +

    6CO2(g)+ H2O(l)e. Setarakan atom unsur lainnya dengan urutan selain H dan O,

    hidrogen dan oksigen. Jumlah K di ruas kiri = jumlah di ruas kanan.Jumlah atom S pada ruas kiri = 1, pada ruas kanan = 4; maka padaruas kiri diberi koefisien 4.K2Cr2O7(aq) + 3H2C2O4(aq) + 4H2SO4(aq) → K2SO4(aq) + Cr2(SO4)3(aq) +

    6CO2(g)+ H2O(l)Jumlah atom H pada ruas kiri = 14, pada ruas kanan = 2; maka H2Opada ruas kanan diberi koefisien 7. Jumlah atom O di ruas kirisudah sama dengan ruas kanan.K2Cr2O7(aq) + 2H2C2O4(aq) + 4H2SO4(aq) → K2SO4(aq) + Cr2(SO4)3(aq) +

    6CO2(g) + 7H2O(l)

    K2Cr2O7 + H2C2O4 + H2SO4 → K2SO4 + Cr2(SO4)3 + 2CO2 + H2O

    6 x 1

    2 x 3

    K2Cr2O7(aq) + H2C2O4(aq) + H2SO4(aq) → K2SO4(aq) + Cr2(SO4)3(aq) + 2CO2(g) + H2O(l)+6 +3 +3 +4

    3 x 2 = 6

    1 x 2 = 2

    K2Cr2O7(aq) + H2C2O4(aq) + H2SO4(aq) → K2SO4(aq) + Cr2(SO4)3(aq) + 2CO2(g) + H2O(l)

    oksidasi

    reduksi

  • KIMIA XII SMA 33

    Latihan 1

    1. Setarakan reaksi redoks berikut dengan cara setengah reaksi:

    a. SO2 + Cr2O72- → HSO4

    - + Cr3+ (suasana asam)

    b. Al + NO3- → NH4

    + + AlO2- (suasana basa)

    c. Fe2+ + MnO4- + C2O4

    2- → Fe3+ + Mn2+ + CO2d. Cl- + SO4

    2- → S2O32- + Cl2

    2. Setarakan reaksi redoks berikut dengan cara bilangan oksidasi

    a. HNO3 + H2S → NO + S + 4H2O

    b. Al + OH- → Al(OH)4- + H2

    c. CrO2- + H2O2 → CrO4

    2- + H2O

    d. Cu + NO3- → Cu2+ + NO2

    B. REAKSI REDOKS DALAM SEL ELEKTROKIMIA

    Sel elektrokimia ada 2 macam, yakni sel volta dan sel elektrolisis. Selelektrokimia merupakan suatu sistem yang terdiri atas dua elektroda, danlarutan atau leburan elektrolit sebagai penghantar elektron. Pada sel voltamaupun sel elektrolisis, reaksi redoks berlangsung dalam suatu elektroda. Contoh:

    Gambar 2.1

    Elektroda dibedakan menjadi 2, yaitu anoda dan katoda•) Katoda adalah elektroda tempat berlangsungnya reaksi reduksi

    (Ka-red)•) Anoda adalah elektroda tempat berlangsungnya reaksi oksidasi

    (Anoks)Salah satu perbedaan sel volta dengan sel elektrolisis adalah:

    - pada sel volta, reaksi redoks menghasilkan energi listrik- dan sebaliknya pada sel elektrolisis, energi listrik diperlukan untuk

    berlangsungnya suatu reaksi redoks

    logam Zn

    larutanZn (NO3)2

    logam Cu

    larutanCuSO4

  • KIMIA XII SMA341. Sel Volta (Sel Galvani)

    Bila dua buah elektroda yang berbeda jenisnya (misal elektroda Zn danelektroda Cu) dihubungkan dengan kawat yang dilengkapi voltmeter,juga dihubungkan dengan jembatan garam, maka logam Zn akanteroksidasi menjadi Zn2+

    Zn(s) ⎯→ Zn2+

    (aq) + 2e

    Elektron yang dihasilkan oleh Zn mengalir melalui voltmeter menuju kearah elektroda Cu. Selanjutnya elektron tersebut ditangkap oleh ion Cu2+

    dalam larutan Cu(NO3)2.

    Cu2+(aq) + 2e ⎯→ Cu(s)Cu yang dihasilkan mengendap pada batang logam Cu, sehingga batanglogam Cu makin tebal (massanya bertambah).

    Gambar 2.2 Sel volta

    Logam Zn megalami oksdasi, maka elektroda ini disebut ANODA, danmenjadi kutub negatif (karena menghasilan elektron). Ion Cu2+ mengalamireduksi menjadi Cu dan menempel pada katoda sebagai kutub positif.

    Ingat:

    Perpindahan elektron dari anoda ke katoda menyebabkan larutan dianoda kelebihan muatan positif karena bertambahnya ion Zn2+. Larutan dikatoda kelebihan muatan negatif karena berkurangnya ion Cu2+. Untukmenetralisis muatan listrik, dipasang jembatan garam, yaitu larutanNaNO3 atau KCl dalam agar-agar yang dimasukkan dalam pipa U.Adanya jembatan garam menyebabkan terjadinya aliran elektron.Contoh sel volta di atas, notasinya dapat ditulis

    Zn|Zn2+||Cu2+|Cuoksidasi reduksi

    Besarnya energi listrik yang dihasilkan dari reaksi redoks ini dapatdilihat pada alat voltmeter.

    KapAn : Katoda Positif, Anoda Negatif

    Aliran kation

    AnodaZn

    KatodaCuNO3

    -

    Cu2+

    NO3-

    Cu2+(ag) + 2e- Cu(s)

    Aliran anion Zn(s) Zn2+(ag) + 2e

    -

    Zn2+

    NO3-

    NO3-

    NO3- Na+

    e-V

    e-

    - +Jembatangaram

  • KIMIA XII SMA 35Contoh:1. Tuliskanlah notasi sel volta dari reaksi:

    Co + Ag+ ⎯→ Co2+ + AgJawab:

    Co|Co2+||Ag+|Ag2. Diketahui notasi sel sebagai berikut.

    Fe(s)|Fe2+(aq)||Ni

    2+(aq)|Ni(s)

    a. Tuliskanlah persamaan reaksi selnya!b. Tentukanlah logam yang bertindak sebagai katoda dan sebagai

    anoda!Jawab:

    a. Reduksi : Ni2+(aq) + 2e ⎯→ Ni(s)Oksidasi : Fe(s) ⎯→ Fe

    2+(aq) + 2e +

    Reaksi sel : Ni2+(aq) + Fe(s) ⎯→ Ni(s) + Fe2+

    (aq)

    b. Katodanya: batang logam Ni (menjadi tempat berlangsung reaksireduksi)Anodanya: batang logam Fe (karena menjadi tempat berlangsungreaksi oksidasi)

    Latihan 2

    1. Tuliskanlah notasi sel volta dari reaksi berikut ini!

    a. F2 + 2Br- → 2F- + Br2

    b. Ag+ + Fe → Ag + Fe3+

    c. Mn + Pb2+ → Pb + Mn2+

    d. Hg2Cl2 + H2 + 2OH- → 2Hg + 2Cl- + 2H2O

    2. Tuliskanlah persamaan reaksi reduksi, oksidasi dan reaksi selnya darinotasi sel berikut ini.

    a. Fe2+|Fe3+||Cl2|2Cl-

    b. Mg|Mg2+||Ni2+|Ni

    c. Cr|Cr3+||Ag+|Ag

    d. Zn|Zn2+||Sn2+|Sn

  • KIMIA XII SMA36C. POTENSIAL ELEKTRODA, POTENSIAL SEL DAN SEL

    VOLTA DALAM KEHIDUPAN

    1. Potensial Elektroda

    Besarnya energi listrik yang dihasilkan pada sel volta, dapat kita lihatpada angka yang ditunjukkan oleh jarum voltmeter. Timbulnya energilistrik disebabkan karena kedua elektrolit mempunyai harga "POTENSIALELEKTRODA" yang berbeda. Apakah yang dimaksud potensial elektroda?Pada sel volta dengan elektroda Zn dan elektroda Cu (gambar 2.2), ionCu2+ menangkap elektron sehingga berubah menjadi logamnya.

    Cu2+ + 2e → CuPenangkapan elektron oleh ion Cu2+ ini disertai dengan timbulnyasejumlah energi yang disebut potensial reduksi atau potensial elektroda(diberi lambang E). Jadi potensial elektroda adalah potensial listrik yangditimbulkan bila suatu ion logam menangkap elektron (mengalami reduksi).

    Besarnya harga E tidak dapat diukur secara terpisah (hanya reaksireduksi saja), melainkan harus selalu berpasangan dengan reaksi oksidasi.Menurut perjanjian elektroda yang digunakan sebagai standar (untukmengukur Eo) adalah elektroda hidrogen. Elektroda standar ini sebagaielektrolitnya digunakan larutan yang mengandung konsentrasi ion H+ 1M, yang pengukurannya dilakukan suhu 25oC, tekanan 1 atmosfer.Ditetapkan pula besarnya E untuk elektroda standar ini = 0 (nol).

    Dalam pengukuran harga E dilakukan dengan cara membandingkandengan elektroda standar, maka untuk selanjutnya E ini disebut sebagai Eo

    (potensial elektroda standar).

    TABEL 2.1 POTENSIAL REDUKSI STANDAR PADA SUHU 25o CDAN KONSENTRASI ION H+ 1 M

    Eo(volt) Setengah Reaksi Reduksi Oksidator Reduktor

    2,87 F2(g) + 2e- →← 2F

    -(aq) Kuat Lemah

    2,00 S2O82+

    (aq) + 2e- →← 2SO4

    2-(aq)

    1,78 H2O2(aq) + 2H+ + 2e- →← 2H2O(l)

    1,69 PbO2(s) + SO42-

    (aq) + 4H+

    (aq) + 2e- →←PbSO4(aq)

    + 2H2O(l)1,49 8H+(aq) + MnO4

    -(aq) + 5e

    - →← Mn2+

    (aq)+4H2O(l)1,47 2ClO3

    -(aq) + 12H

    +(aq) + 10e

    - →← Cl2(g)+6H2O(l)1,36 Cl2(g) + 2e

    - →← 2Cl-

    1,33 Cr2O72-

    (aq)+14H+

    (aq)+6e- →← 2Cr

    3+(aq)+7H2O(l) Lemah Kuat

  • KIMIA XII SMA 37

    Makin besar harga Eo suatu zat, makin mudah zat tersebut mengalamireaksi reduksi.

    Eo(volt) Setengah Reaksi Reduksi Oksidator Reduktor

    1,28 MnO2 + 4H+

    (aq) + 2e- →← Mn

    2+(aq) + 2H2O(l) Kuat Lemah

    1,23 O2 + 4H+

    (aq) + 4e- →← 2H2O(l)

    1,09 Br2(aq) + 2e- →← 2Br

    -(aq)

    0,80 Ag+(aq) + e- →← Ag(s)

    0,77 Fe3+(aq) + e- →← Fe

    2+(aq)

    0,54 I2(aq) + 2e- →← 2I

    -(aq)

    0,52 Cu+(aq) + e- →← Cu(s)

    0,34 Cu2+(aq) + 2e- →← Cu(s)

    0,27 Hg2Cl2 + 2e- →← 2Hg + 2Cl

    -

    0,22 AgCl(s) + e- →← Ag(s) + Cl

    -(aq)

    0,00 2H+(aq) + 2e- →← H2(g)

    -0,04 Fe3+(aq) + 3e- →← Fe(s)

    0,13 Pb2+(aq) + 2e- →← Pb(s)

    -0,14 Sn2+(aq) + 2e- →← Sn(s)

    -0,25 Ni2+(aq) + 2e- →← Ni(s)

    -0,36 PbSO4(aq) + 2e- →← Pb(s) + SO4

    2-(aq)

    -0,44 Fe2+(aq) + 2e- →← Fe(s)

    -0,74 Cr3+(aq) + 3e- →← Cr(s)

    -0,76 Zn2+(aq) + 2e- →← Zn(s)

    -0,83 2H2O(l) + 2e- →← H2(g) + 2OH

    -(aq)

    -1,03 Mn2+ + 2e- →← Mn(s)-1,67 Al3+(aq) + 3e

    - →← Al(s)-2,38 Mg2+(aq) + 2e

    - →← Mg(s)-2,71 Na+(aq) + e

    - →← Na(s)-2,76 Ca2+(aq) + 2e

    - →← Ca(s)-2,90 Ba2+(aq) + 2e

    - →← Ba(s)-2,92 K+(aq) + e

    - →← K(s)-3,05 Li+(aq) + e

    - →← Li(s) Lemah Kuat

  • KIMIA XII SMA382. Potensial Sel Standar(Eosel)

    Potensial sel standar (Eosel) ialah besarnya beda potensial atau besarnyapotensial yang dihasilkan dari dua buah elektroda (katoda dan anoda)yang dihubungkan oleh suatu penghantar. Karena pada katodaberlangsung reaksi reduksi, sedangkan pada anoda berlangsung reaksioksidasi, maka besarnya Eosel dapat dirumuskan sebagai berikut.

    Catatan

    1. Besarnya Eooksidasi = besarnya Eo

    reduksi, hanya saja tandanya berlawanan

    Contoh: K+ + e → K Eo = -2,92 volt (reduksi), maka

    K → K+ + e Eo = +2,92 volt(oksidasi)2. Dalam sel volta, elektroda yang mengalami reduksi mempunyai harga

    Eo lebih besar.

    ContohDiketahui harga potensial reduksi standar sebagai berikut.

    Cu2+(aq) + 2e →← Cu(s) Eo = 0,34 volt

    Ag+(aq) + 1e →← Ag(s) Eo = 0,80 volt

    Tentukan harga potensial sel Cu(s)|Cu2+

    (aq)||Ag+

    (aq)|Ag(s)!

    Jawab:

    Oksidasi : Cu(s) → Cu2+

    (aq) + 2e Eo

    oks = -0,34 volt

    Reduksi : Ag+(aq) + 1e → Ag(s) | x 2 Eo

    red = 0,80 volt +Reaksi sel : 2Ag+(aq) + Cu(s) → 2Ag(s) + Cu

    2+(aq) E

    o = 0,46 volt

    Eo merupakan sifat intensif, yang besarnya tidak dipengaruhi olehbanyaknya zat, sehingga harga Eo tidak boleh dikalikan.

    Eosel = Potensial reduksi standar + potensial oksidasi standar

    Eosel = Eo

    reduksi + Eo

    oksidasi

  • KIMIA XII SMA 393. Sel volta dalam kehidupan

    Sel volta banyak digunakan dalam kehidupan sehari-hari antara lainbaterai dan aki. Saat ini ada beberapa jenis baterai. Samakah baterai untukmainan dengan baterai untuk telpon genggam?

    Ada baterai yang dapat diisi ulang dan ada yang tidak. Sel volta yangtidak dapat diisi ulang disebut sel primer, sedangkan yang dapat diisiulang disebut sel sekunder.a. Sel Primer

    1) Baterai kering (Sel Leclanche)Baterai kering sering disebut sel Leclanche karena ditemukan

    oleh Leclanche pada tahun 1866. Sel ini menggunakan batangkarbon sebagai katoda dan pelat seng sebagai anoda. Elektrolitnyadigunakan pasta, yang merupakan campuran batu kawi (MnO2),amonium klorida (NH4Cl), karbon (C), dan sedikit air. Reaksi yangterjadi adalah:

    Anoda : Zn(s) → Zn2+

    (aq) + 2e

    Katoda : 2MnO2(s)+ 2NH4+

    (aq)+2e →Mn2O3(s) + 2NH3(aq) + H2O(l) +

    Reaksi sel : Zn(s) + 2MnO2(s) + 2NH4+

    (aq)→Mn2O3(s)+ Zn2+

    (aq) + 2NH3(aq) + H2O(l)Zn2+ yang terbentuk mengikat NH3 membentuk senyawa kompleks

    Zn(NH3)42+

    Beda potensial satu sel kering adalah 1,5 volt.Notasi selnya ditulis:

    Zn(s)|Zn2+

    (aq)||NH4+

    (aq)|NH3(g) Eo = 1,5 volt

    Gambar 2.3 Potongan membujur baterai kering (sel Leclanche)Baterai ini digunakan untuk radio, mainan, senter, dan lain-lain

    +

    -

    AnodaZn

    Katoda(C-grafit)

    Pasta, yang terdiriatas NH4Cl, MnO2karbon, dan sedikit air

  • KIMIA XII SMA402) Baterai Alkali

    Akhir-akhir ini baterai alkali banyak digunakan orang. Karenabaterai alkali mempunyai kekuatan arus listrik yang lebih besar biladibanding baterai biasa (sel Leclanche). Elektroda batu baterai alkalisama seperti pada batu baterai biasa, tetapi elektrolit yangdigunakan adalah larutan KOH.

    Anoda : Zn(s) + 2OH-(aq) → Zn(OH)2(s) + 2e

    Katoda : MnO2(s) + 2H2O(l) + 2e → Mn(OH)2(s) + 2OH-(aq) +

    Reaksi sel : Zn(s) + MnO2(s) + 2H2O(l) → Mn(OH)2(s) + Zn(OH)2(s)Baterai ini juga menghasilkan potensial 1,5 volt dan dapat bertahansecara konstan selama pemakaian.Biasanya baterai ini digunakan untuk mainan dan tape recorder.

    3) Baterai perak oksidaBaterai perak oksida terdiri dari anoda Zn dan katoda Ag2O denganelektrolit KOH.Reaksi yang terjadi sebagai berikut.

    Anoda : Zn(s) + 2OH-(aq) → Zn(OH)2(s) + 2e

    Katoda : Ag2O(s) + H2O(l) + 2e → 2Ag(s) + 2OH-(aq) +

    Reaksi sel : Zn(s) + Ag2O(s) + H2O(l) → Zn(OH)2(s) + 2Ag(s)Beda potesial dari bateri ini adalah 1,5 volt dan selama pemakaiandapat bertahan secara konstan. Baterai ini digunakan untuk mainan,jam tangan, kalkulator, dan lain-lain.

    Gambar 2.4 Sel perak oksida

    pemisah yangdi rendam dalamlarutan KOH

    anoda Zn

    katoda Ag2O

  • KIMIA XII SMA 41b. Sel Sekunder

    1) AkiAki tergolong jenis sel volta sekunder, karena jika zat yang ada di

    dalam aki habis, dapat diisi kembali dengan cara dialiri listrik (dicas).Sel aki terdiri atas Pb (timbal) sebagai anoda dan PbO2 (timbal

    oksida) sebagai katoda. Anoda dan katoda ini berupa lempeng,yang dicelupkan di dalam larutan asam sulfat.

    Gambar 2.5 Aki terdiri atas sel-sel yang dihubungkan seri

    Aki tidak memerlukan jembatan garam karena hasil reaksinyatidak larut dalam larutan elektrolit (asam sulfat). Kedua elektrodadisekat dengan bahan fiberglass, agar tidak saling bersentuhan.Setiap selnya mempunyai potensial 2 volt. Jadi aki 6 volt terdiri atas3 sel, aki 12 volt terdiri atas 6 sel dan sebagainya. Masing-masing seldihubungkan secara seri. Pada saat aki digunakan (dikosongkan)berlangsung reaksi sebagai berikut.Anoda : Pb(s) + SO4

    2-(aq) → PbSO4(s) + 2e

    Katoda : PbO2(s) + 4H+

    (aq) + SO42+ + 2e → PbSO4(s) + 2H2O(l) +

    Reaksi sel : Pb(s) + PbO2(s) + 4H+

    (aq) → 2PbSO4(s) + 2H2O(l)Dalam sel aki terjadi aliran elektron dari Pb (anoda) ke PbO2 (katoda)

    Selama penggunaan aki, kadar H2SO4 makin lama makin berku-rang, begitu juga dengan massa jenisnya. Aki yang baru diisi massajenis larutan H2SO4 nya 1,25 – 1,30 g/cm. Jika massa jenis larutannya

    turun sampai 1,20 gram/cm3, maka aki harus diisi atau dicas kembali.Pada reaksi penggunaan aki, baik anoda (Pb) maupun katoda (PbO2)berubah menjadi zat yang sama, yaitu PbSO4 (berupa kristal putih).Jika permukaan kedua elektroda sudah tertutup endapan PbSO4maka dapat menyebabkan kedua elektroda tidak mempunyai bedapotensial, sehingga aki tersebut harus dicas kembali.Reaksi pengisian aki adalah sebagai berikut.Anoda : PbSO4(s) + 2H2O(l) → PbO2(s) + 4H

    + + SO42-

    (aq) + 2e

    Katoda : PbSO4(s) + 2e → Pb(s) + SO42-

    (aq) +

    Reaksi sel : 2PbSO4(s) + 2H2O(l)→ Pb(s) + PbO2(s) + 4H+

    (aq) + 2SO42-

    (aq)

    (pengisian aki dilakukan dengan cara membalik arah aliran elektronpada kedua elektroda tersebut)

    Elektroda Pb (Anoda)

    Elektroda PbO2 (Katoda)

    Larutan H2SO4

  • KIMIA XII SMA4 22) Baterai Ni – Cd

    Sel terdiri dari anoda Cd dan katoda NiO2 dengan elektrolitKOH. Reaksi yang terjadi adalah:

    Anoda : Cd(s) + 2OH-(l) → Cd(OH)2(s) + 2e

    Katoda : NiO2(s) + 2H2O(l) + 2e → Ni(OH)2(s) + 2OH-(aq) +

    Reaksi sel : Cd(s) + NiO2(s) + 2H2O(l) → Cd(OH)2(s) + Ni(OH)2(s)Beda potensial sel ini adalah 1,4 V dan selama pemakaian dapat

    bertahan secara konstan. Selama reaksi tidak terjadi perubahankonsentrasi ion karena pereaksi dan zat hasil berupa zat padat.Penggunaan baterai Ni–Cd untuk kalkulator, kamera digital, laptop,dan lain-lain.

    Gambar 2.6 Sel nikel -kadmium

    3) Baterai LitiumPenggunaan baterai litium sekarang ini sangat luas, antara lain

    untuk telepon seluler, laptop, kamera digital dan alat-alat elektroniklain. Baterai litium sangat ringan dan memiliki potensial sekitar 3,6volt serta mempunyai umur panjang.

    Gambar 2.7 Sel litium

  • KIMIA XII SMA 43Latihan 3

    1. Berdasarkan tabel potensial reduksi standar di halmanan 40 - 41. Hitunglahharga potensial sel dari:

    a. Pb2+ + Cr → Cr3+ + Pb

    b. 2I- + Ag+ → I2 + Ag

    2. Bila diketahui harga potensial elektroda:

    Cu2+ + 2e- → Cu Eo = 0,34 volt

    Pb2+ + 2e- → Pb Eo = -0,12 volta. Apakah logam Cu dapat larut dalam larutan Pb(NO3)2?

    b. Apakah logam Pb dapat larut dalam larutan CuSO4?

    3. Sel volta tersusun dari elektroda Ni danAl, jika diketahui:

    Ni2+ + 2e- → Ni Eo = 0,25 volt

    Al3+ + 3e- → Al Eo = -1,66 volta. Tulislah reaksi di anoda dan di katoda!b. Tentukanlah harga potensial selnya!

    4. Tuliskanlah persamaan reaksi sel dari baterai:

    a. seng - karbon c. perak - oksida

    b. Alkalin d. Ni – Cd

    D. REAKSI REDOKS DITINJAU DARI HARGA POTENSIAL SEL

    Reaksi redoks yang berlangsung secara spontan dapat menghasilkansejumlah energi listrik. Bagaimanakah cara mengetahui bahwa reaksiredoks itu berlangsung spontan atau tidak?

    Ternyata dengan memanfaatkan harga Eosel kita dapat meramalkan reaksiredoks dapat berlangsung secara spontan atau tidak.

    •) Apabila harga Eosel = positif, maka reaksinya berlangsung (spontan)

    •) Apabila harga Eosel = negatif, maka reaksinya tidak berlangsung spontan

  • KIMIA XII SMA44Contoh1. Berlangsungkah reaksi:

    Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu

    Jika diketahui: Eo Cu = +0,34 volt

    Eo Zn = -0,76 voltJawab:

    Pada reaksi di atas, Zn mengalami oksidasi dan Cu2+ mengalamireduksi.

    Eosel = Eo

    red + Eo

    oks

    = 0,34 volt + 0,76 volt= 1,10 volt

    Karena Eosel harganya positif, maka reaksi tersebut berlangsung.

    2. Diketahui harga potensial reduksi standar beberapa elektrolit sebagaiberikut.

    Zn2+ + 2e ⎯→ Zn Eo = -0,76 volt

    Pb2+ + 2e ⎯→ Pb Eo = -0,13 volt

    Ba2+ + 2e ⎯→ Ba Eo = -2,9 volt

    Mn2+ + 2e ⎯→ Mn Eo = -1,03 volt

    Berdasarkan harga Eo tersebut, apakah reaksi berikut ini dapatberlangsung?

    a. Pb + Zn2+ ⎯→ Pb2+ + Zn

    b. Ba + Pb2+ ⎯→ Ba2+ + PbJawab:

    a. Eosel = Eo

    red – Eo

    oks

    = -0,76 volt + 0,13 volt= -0,63 volt (reaksi tidak dapat berlangsung)

    b. Eosel = Eo

    red + Eo

    oks

    = -0,13 + (2,9)= +2,77 volt (reaksi dapat berlangsung)

  • KIMIA XII SMA 45Apabila harga Eo atom-atom logam diurutkan dari Eo yang terkecil

    sampai Eo yang terbesar, maka akan kita peroleh suatu deret kereaktifanlogam yang disebut DERET VOLTA. Di antara anggota deret volta tersebutadalah:

    Li–K–Ba–Ca–Na–Mg–Al–Mn–Zn–Fe–Ni–Sn–Pb–H–Sb–Bi–Cu–Hg–Ag–Pt–AuE=0

    - Dari kiri ke kanan, harga Eo makin besar (makin mudah mengalamireduksi)

    - Dari kiri ke kanan kereaktifan logam makin berkurang, sehingga logamyang letaknya di sebelah kiri pada deret volta, dalam reaksi kimia dapatmendesak logam di sebelah kanannya.

    Contoh:Mg(s) + FeCl3(aq) → MgCl2(aq) + Fe(s)Fe(s) + MgCl2(aq) → (Tidak berekasi, karena Fe kurang reaktif dibanding Mg)

    Latihan 4

    1. Diketahui potensial reduksi empat jenis logam sebagai berikut.

    Sr2+ + 2e- → Sr Eo = -2,89 volt

    Ga3+ + 3e- → Ga Eo = -0,55 volt

    Bi3+ + 3e- → Bi Eo = +0,25 volt

    Li+ + e- → Li Eo = -3,05 volta. Susunlah keempat logam tersebut dalam deret volta!b. Logam apakah yang bersifat reduktor terkuat?c. Logam manakah yang dapat bereaksi dengan aird. Adakah logam yang tidak bereaksi dengan asam?e. Apakah reaksi berikut berlangsung?

    - Ga3+ + Li ⎯→

    - Sr2+ + Bi ⎯→

    2. Diketahui logam-logam: Fe, Ca, Ni dan Cu berdasarkan tabel Eonya, maka:a. Susunlah deret voltanya!b. Mana yang bersifat oksidator terkuatc. Mana yang tidak bereaksi dengan asam?

  • KIMIA XII SMA46E. KOROSI

    Korosi adalah reaksi redoks yang terjadi pada logam, sehinggamembentuk senyawa logam tersebut. Peristiwa korosi ini dipengaruhi olehlingkungan, seperti udara, uap air, dan beberapa gas yang bersifat korosif.Faktor-faktor lain yang dapat mempercepat perkaratan adalah pH larutan,adanya suatu garam, atau kontak dengan logam lain yang mempunyai Eo

    lebih besar.Korosi sering kita kenal adalah perkaratan besi yang disebabkan

    adanya oksigen dan air. Proses perkaratan besi menyerupai suatu selelektrokimia. Permukaan besi berlaku sebagai anoda, sehingga mengalamioksidasi. Elektron yang dihasilkan dialirkan kebagian lain yang bertindaksebagai katoda.

    Percobaan 2.1 : Korosi Besi

    Sediakan 5 buah tabung reaksi, masing-masing isilah dengan sebuah paku yangdiamplas bersih dan letakkan pada rak tabung reaksi.

    • masukkan 5 mL aquades ke dalam tabung dan biarkan terbuka

    • masukkan 2 gram kristal CaCl2 dan kapas kering ke dalam tabung 2, kemu-dian tutup rapat dengan sumbat karet

    • masukkan 5 mL cuka dapur ke dalam tabung 3 dan biarkan terbuka

    • masukkan 5 mL larutan garam dapur 1 M ke dalam tabung dan biarkan terbuka

    • masukkan 5 mL minya tanah ke dalam tabung reaksi 5

    Semua tabung tersebut simpan selama 2hari dan catatlah perubahan yang terjadi.

    Pernyataan:1. Faktor apa sajakah yang mempengaruhi perkaratan besi?2. Jelaskan terbentuk atau tidak terbentuknya karat pada setiap tabung!

    Anoda : Fe(s) ⎯→ Fe2+

    (q) + 2e

    Katoda : O2(g) + 4H+

    (aq) + 4e ⎯→ 2H2O(l)

    Ion Fe2+ yang terbentuk pada anoda mengalami oksidasi lebih lanjutmembentuk Fe3+, yang kemudian membentuk senyawa oksida terhidrasi,yaitu Fe2O3.xH2O yang biasa disebut karat besi.

    paku

    kapasCaCl2anhitrat

    paku

    aquades

    paku

    cuka

    paku

    larutanNaCl

    paku

    minyaktanah

  • KIMIA XII SMA 47Adapun reaksinya sebagai berikut.

    Adanya korosi pada besi mengakibatkan kerugian materi yang sangatbesar. Pada korosi logam oleh gas, terbentuk berbagai senyawa sepertioksida, sulfida, karbonat, basa, dan lain-lain. Jika korosi ini terjadi dalamair, maka senyawa logam yang terbentuk akan terlarut dalam air, sampaiakhirnya logam terkikis habis.

    Pencegahan Korosi

    1. Cara pelapisanPencegahan korosi dapat dilakukan dengan cara menutup besi

    dengan lapisan Zn. Lapisan Zn bertindak sebagai anoda, sedang Fesebagai katoda. Di sini akan terjadi aliran elektron dari Zn ke Fe,sehingga yang mengalami korosi adalah logam Zn sedangkan Fe tidakterkorosi. Akibatnya lapisan Zn akan habis dalam waktu tertentu.Adapun reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut.

    Anoda : Zn + 2OH- ⎯→ Zn(OH)2 + 2e

    Katoda : 2H+ + 2e ⎯→ H2 → (Pembentukan H2 dari uap air di udara)

    Selain dengan Zn, besi dapat juga dilapisi dengan Sn (timah).Pelapisan besi dengan timah banyak digunakan dalam pembuatankaleng makanan. Lapisan timah ini akan melindungi besi, selamalapisan timahnya utuh. Jika lapisan robek atau rusak, lapisan timahakan mempercepat korosi.

    2. Cara proteksi katodikPencegahan korosi pada pipa dalam tanah, dapat dilakukan dengan

    cara menanam logam yang lebih reaktif (misalnya Mg), didekat pipa,yang kemudian dihubungkan dengan kawat. Batang magnesium akanmengalami oksidasi, dan pipanya terlindung dari korosi. Magnesiummakin lama makin terkikis, dan secara periodik harus diganti yangbaru.

    3. Cara pengecatanCara lain mencegah korosi pada besi adalah dengan mengecat

    permukaan besi, atau mengoles dengan minyak atau oli, tergantungpenggunaan besi. Contoh: - pagar dicat

    - pisau diolesi minyak4. Cara menghubungkan dengan katoda arus listrik. Menghubungkan

    logam yang dilindungi dengan kutub negatif pada sumber arussehingga logam terhindar dari oksidasi.

    4 4 2 82 2 2 2 2 3 2Fe O H O xH O Fe O xH O Haq g skarat

    aq+ ++ + + ⎯ →⎯ +( ) ( ) ( ) ( ) ( ).l 1 2444 3444

    besi

  • KIMIA XII SMA48

    Latihan 5

    1. Mengapa besi mudah berkarat?2. Sebenarnya logam aluminium mudah bereaksi dengan oksigen tetapi

    mengapa aluminium sering disebut logam antikarat?3. Apa fungsi timah (Sn) dalam pembuatan kaleng?

    F. ELEKTROLISIS

    Elektrolis adalah peristiwa terurainya larutan atau leburan elektrolit,oleh arus listrik searah. Berbeda dengan sel volta, pada sel elektrolisis inienergi listrik justru diperlukan untuk berlangsungnya reaksi kimiaSecara sederhana alat elektrolisis dapat digambarkan sebagai berikut.

    Gambar 2.8 Prinsip kerja sel elektrolisis

    Karena dialiri arus listrik searah, menyebabkan ion-ion yang ada dalamlarutan bergerak menuju ke arah elektroda yang muatannya berlawanan.•) Ion-ion positif (kation) menuju ke elektroda negatif (katoda) dan

    selanjutnya mengalami reaksi reduksi, dan sebaliknya•) Ion-ion negatif (anion) menuju ke elektroda positif (anoda), yang

    selanjutnya mengalami reaksi oksidasi.Ingat:

    1. Reaksi Elektrolisis

    Reaksi yang terjadi pada katoda dan anodaReaksi elektrolisis ini berlangsung dalam suatu tempat yang disebut

    katoda dan anoda.

    Pada sel elektrolisis, berlaku KNAPKatoda : kutub Negatif, Anoda : kutub Positif

    _ +ion ion

    _+

    Anion Kation

    Larutanelektrolit

    Anoda Katoda

    _+

    Anoda (+) : terjadi reaksi oksidasiKatoda (-) : terjadi reaksi reduksi

  • KIMIA XII SMA 49Tabel 2.2 Reaksi pada katoda dan anoda dengan elektroda Pt atau C

    Elektroda Pt atau C ini disebut elektroda inert, yaitu elektroda yangtidak ikut bereaksi. Elektroda ini hanya menyediakan permukaannyasebagai tempat berlangsungnya reaksi. Bila elektroda yang digunakanselain Pt atau C, maka elektroda yang menjadi anoda akan teroksidasi,sehingga berubah menjadi ionnya. Akibatnya anoda ini terkikis, makinlama makin berkurang jumlahnya.

    2. Contoh Reaksi Elektrolisis

    a. Elektrolisis larutan NaCl dengan elektroda C

    NaCl(aq) ⎯→ Na+

    (aq) + Cl-(aq)

    Na+ menuju katoda, Cl- menuju anoda.ReaksiKatoda : 2H2O + 2e ⎯→ H2 + 2OH

    -

    Anoda : 2Cl- ⎯→ Cl2 + 2e +Reaksi sel : 2H2O + 2Cl

    - ⎯→ H2 + 2OH- + Cl2

    Reaksi pada katoda

    (Reduksi terhadap ion positif/kation)

    A. Jika dalam larutan terdapat:

    1. ion-ion logam golongan alkali,alkali tanah, Al3+, dan Mn2+,maka ion-ion ini tidak dire-duksi yang direduksi adalahpelarutnya (air)

    2. ion-ion selain tersebut no.1 diatas, maka ion logam ini akandireduksi menjadi logamnya

    Contoh: Cu2+(aq) + 2e → Cu(s)

    3. ion H+ yang berasal dari asammaka ion ini akan direduksimenjadi gas hidrogen (H2)

    2H+(aq) + 2e → H2(g)B. Jika yang dielektrolisis adalah

    leburan (cairan) elektrolit tanpaada air, maka semua ion logamdireduksi menjadi logamnya.

    Contoh:

    Na(l) + e → Na

    Ag+(l) + e → Ag

    Reaksi pada Anoda

    (oksidasi terhadap ion negatif/anion)

    A. Jika dalam larutan terdapat:

    1. ion-ion yang mengandungatom dengan bilangan oksi-dasi maksimum (misal: SO4

    2-,

    NO3-, PO4

    3-) maka ion initidak dapat dioksidasi yangdioksidasi adalah pelarutnya(air)

    2. ion-ion halida (x-), yaitu F-, Cl-

    , Br-, dan I-, maka ion-ion iniakan dioksidasi menjadi halo-gennya (x2)

    Contoh: 2Cl-(aq) → Cl2 + 2e

    3. ion OH- yang berasal daribasa, maka ion ini akan diok-sidasi menjadi gas oksigen(O2)

    4OH- → O2 + 2H2O + 4e

    2H2O(l) → O2(g) + 4H+ + 4e

    2H2O(l) + 2e → H2(g) + 2OH-(aq)

  • KIMIA XII SMA50Reaksi sel menunjukkan bahwa ion Cl- makin berkurang

    membentuk Cl2, ion OH- bertambah, dan ion Na+ jumlahnya tetap. Bila

    semua air telah terelektrolisis, maka zat yang tersisa dalam sel adalahNaOH.

    b. Elektrolisis larutan CuSO4 dengan elektroda Cu

    CuSO4(aq) ⎯→ Cu2+

    (aq) + SO42-

    (aq)

    Cu2+ menuju katoda SO42- menuju anoda.

    Elektroda Cu adalah elektroda aktif, sehingga Cu akan teroksidasi.Reaksi

    Katoda : Cu2+(aq) + 2e ⎯→ Cu(s)Anoda : Cu(s) ⎯→ Cu

    2+(aq) + 2e +

    Reaksi sel : Cu(s) ⎯→ Cu(s)Anoda Katoda

    Logam Cu pada anoda terlarut dan mengendap pada katoda.Anoda makin lama makin habis, sedangkan katoda makin tebal.Prinsip ini banyak digunakan pada pemurnian logam Cu. Perhatikanbagan elektrolisis CuSO4 berikut ini!

    Gambar 2.9 Elektrolisis larutan CuSO4 dengan elektroda Cu

    Contoh1. Apakah yang terjadi pada katoda dan anoda dalam elektrolisis

    larutan berikut?a. H2SO4(aq) b. KOH(aq)Jawab:

    a. Ionisasi : H2SO4 ⎯→ 2H+ + SO4

    2-

    Katoda : 2H+ + 2e ⎯→ H2 | x 2

    Anoda : 2H2O ⎯→ 4H+ + O2 + 4e | x 1

    Reaksi elektrolisis: 4H+ + 2H2O ⎯→ 2H2 + 4H+ + O2

    2H2O ⎯→ 2H2 + O2

    _+Cu kotor Cu murni

    _+e- e-

    Cu2+

    SO42

    _+Cu kotor Cu murni

    _+e- e-

    Cu2+

    SO42

    (keadaan awal) (setelah dielektrolisis)

  • KIMIA XII SMA 51yang terjadi adalah elektrolisis pelarut (air) di katoda terbentukgas H2 dan pada anoda terbentuk gas O2.

    b. Ionisasi : KOH ⎯→ K2+ + OH-

    Anoda : 2H2O(l) + 2e ⎯→ H2(g) + 2OH(aq) x 2

    Katoda : 4OH ⎯→ O2 + 2H2O + 4e

    2H2O + ⎯→ 2H2(g) + O2(g)2. Apakah yang terjadi pada katoda dan anoda dalam elektrolisis

    leburan NaCl dengan elektroda Pt?Jawab:Leburan NaCl = NaCl cair, jadi tanpa pelarut air

    Ionisasi : NaCl(l) ⎯→ Na+

    (l) + Cl-(l)

    Katoda : Na+(l) + 2e ⎯→ Na(s) | x 2

    Anoda : 2Cl-(l) ⎯→ Cl2 + 2e | x 1 +2NaCl(l) ⎯→ 2Na(s) + Cl2(g)

    (K) (A)

    Percobaan 2.2 : Elektrolisis Larutan KI

    Masukkan larutan KI 0,2 M dalam pipa U sampaipermukaan larutan ±2 cm di bawah muluttabung. Pasanglah elektroda karbon hinggatercelup dalam larutan. Tambahkan 3 tetesfenolftalein dan 3 tetes amilium pada larutandalam pipa U, kemudian hubungkan elektrodadengan sumber arus searah (batu baterai). Amatiperubahan yang terjadi dan catatalah. Lakukanhal yang sama terhadap larutan di ruang anoda.

    Latihan 6

    1. Tulislah reaksi elektrolisis larutan di bawah ini!a. Kalsium iodida dengan elektroda inert.b. Perak nitrat dengan elektroda inert.c. Tembaga (II) hidroksida dengan elektroda inert.d. Besi (III) klorida dengan elektroda inert.

    2. Tuliskan reaksi elektrolisis leburan di bawah ini!a. Kalium Bromida dengan elektroda karbon.b. Magnesium sulfat dengan elektroda Pt.c. Natrium hidrida dengan elektroda inert.

  • KIMIA XII SMA52G. MENENTUKAN MASSA ZAT YANG MENGENDAP

    DI ELEKTRODA

    Banyaknya zat yang mengendap pada elektroda dapat dihitung denganhukum Faraday. Faraday adalah orang Inggris yang pertama menerangkanhubungan kuantitatif antara banyaknya arus listrik yang digunakan padaelektrolisis dengan hasil elektrolisisnya.Perhatikan reaksi berikut ini!

    Ag+(aq) + e ⎯→ Ag(s)Cu2+(aq) + 2e ⎯→ Cu(s)

    Pada reaksi di atas untuk mereduksi satu mol ion Ag+ dibutuhkan satumol elektron yang dapat mereduksi 0,5 mol ion Cu2+.

    Muatan 1 elektron = 1,6021 x 10-19 coulomb

    1 mol elektron = (6,023 x 1023) x 1,6021 x 10-19 coulomb= 96.478 coulomb ≈ 96.500 coulomb.

    Jadi, 1 Faraday = 96.500 coulomb.

    Muatan listrik sebesar 1 Faraday dapat mengendapkan 1 gram ekuivalen.Massa zat hasil elektrolisis yang terbentuk pada katoda maupun anodadirumuskan sebagai berikut.

    Keteranganm = massa zat hasil elektrolisis (gram)

    e = = massa ekuivalen zat hasil elektrolisis

    n = mol elektron yang terlibat dalam reaksiF = jumlah muatan listrik (Faraday)

    Jika 1 coulomb = 1 ampere . detik, maka massa zat hasil elektrolisisdapat dirumuskan sebagai berikut.

    Keterangani = arus yang mengalir (ampere)t = lama elektrolisis (detik)

    m =

    e . i . t96.500

    Arn

    m = eF

    Hukum FaradayJumlah zat yang dihasilkan pada elektroda, berbanding lurus dengan jumlahmuatan listrik yang mengalir melalui sel elektrolisis.

  • KIMIA XII SMA 53

    Berdasarkan hukum II Faraday massa zat yang dihasilkan dapat dirumus-kan sebagai berikut.

    Contoh1. Arus listrik sebesar 0,2 ampere mengalir selama 2 jam melalui larutan

    Co(NO3)2. Berapakah massa logam kobalt yang diendapkan?

    (Ar Co = 59)Jawab:

    2. Jika arus listrik dialirkan melalui AgNO3 dan larutan CuSO4 yangdisusun seri, maka dihasilkan endapan perak 2,16 gram (Ar Ag = 108)(Ar Cu = 63,5). Berapa gramkah endapan tembaga yang dihasilkan?Jawab:

    Latihan 7

    1. Hitunglah berat endapan tembaga (Cu = 63,5) yang terbentuk di katoda,jika larutan CuSO4 dielektrolisis dengan arus listrik 1950 Coulomb?

    2. Berapa gramkah perak (Ag = 108) yang terbentuk di katoda, jika arus listrik20 ampere dialirkan melalui larutan AgNO3 selama 90 menit?

    3. Sejumlah arus listrik mengendapkan 18 gram perak dari larutan AgNO3dan mengendapkan 2 gram logam M dari larutan M(SO4)2, jika Ar Ag = 108maka hitunglah Ar dan M!

    : m : e

    : m : 63, 5

    2 x 1,08

    m x 1,08

    108

    2 2

    2

    2

    m e

    m

    1 1

    2

    2 16108

    1108 63 5

    63 5

    0 635

    =

    =

    =

    =

    =

    ,

    ,,

    ,

    m = = =

    e . i . tF

    x 0, 2 x 2 x 360 gram

    592

    96 5000 44

    .,

    m1 : m2 = e1 : e2

    Hukum II FaradayJumlah zat yang dihasilkan oleh arus yang sama di dalam beberapa sel yangberbeda, berbanding lurus dengan berat ekuivalen zat-zat tersebut.

  • KIMIA XII SMA54H. PERANAN ELEKTROLISIS DALAM KEHIDUPAN

    SEHARI-HARI

    Unsur-unsur di alam sedikti sekali yang ditemukan dalam keadaanbebas, melainkan sebagai senyawa. Unsur-unsur bebas diperoleh dengancara elektrolisis. Dalam kehidupan sehari-hari elektrolisis banyakdigunakan pada industri logam.

    1. Pembuatan Aluminium

    Bijih aluminium di alam terdapat sebagai bijih bauksit (Al2O3), yang

    memiliki titik lebur sangat tinggi (±2000oC). Dalam mereduksi bijih initentu memerlukan energi yang sangat besar, dan tentu juga membutuhkanbiaya yang tidak sedikit.

    Pada tahun 1886 Charles Hall mulai meneliti proses pembuatanaluminium dengan cara elektrolisis. Bagaimanakah untuk menurunkantitik lebur bijih bauksit tersebut agar bisa dielektrolisis? Ia mencobamencampurkan bijih bauksit dengan kriolit cair (Na3AlF6), ternyata

    hasilnya mengejutkan. Bijih bauksit bisa melebur pada suhu ±900oC.Dalam penemuan ini, akhirnya aluminium dapat diproduksi secara besar-besaran dengan cara elektrolisis. Reaksi yang terjadi sebagai berikut. Mula-mula bijih bauksit Al2O3 dilarutkan dalam kriolit cair, terionisasi menjadiion aluminium dan ion oksida.

    Al2O3 → 2Al3+ + 3O2-

    Kemudian larutan Al2O3 dalam kriolit cair di elektrolisis denganmenggunakan elektroda grafit (elektroda inert) sebagai berikut.

    Reaksi di katoda : 2Al3+ + 6e → 2Al(l)Reaksi di anoda : 3O2-(l) →

    3⁄2O2(g) + 6e

    Reaksi sel elektrolisisnya : 2Al3+(l) + 3O2-

    (l) →3⁄2O2(g) + 2Al(l)

    Aluminium yang dihasilkan pada suhu 900oC – 1000oC ini wujudnya cair,sehingga bisa langsung dimasukkan ke dalam cetakan untuk didinginkan.Pabrik menghasilkan aluminium dalam bentuk cetakan

    2. Proses Permurnian Tembaga

    Leburan tembaga yang diperoleh dari tanur leburan tembaga masihmengandung kotoran, walaupun hanya = 1%. Untuk mendapatkan tembagamurni dapat dilakukan dengan cara elektrolisis. Pada elekrolisis ini sebagaielektrolit digunakan larutan CuSO4, sedangkan katoda digunakan tembagayang sudah murni dan anodanya digunakan tembaga kasar (tembaga kotor).

  • KIMIA XII SMA 55

    setengah reaksisel elektrokimiasel voltasel galvanielektrodakatodaanodajembatan garam

    • Reaksi redoks dapat disetarakan dengandua cara, yaitu dengan cara setengahreaksi dan cara bilangan oksidasi.Sel elektrokimia ada dua macam yaitu selvolta dan sel elektrolisis.

    • Sel elektrokimia mempunyai dua buahelektroda yaitu anoda dan katoda. Padakatoda terjadi reaksi reduksi, sedangpada anoda terjadi reaksi oksidasi.

    3. Pelapisan Logam (Elektroplating)Pelapisan logam dengan logam lain biasa disebut "penyepuhan".

    Penyepuhan umumnya dilakukan untuk mencegah korosi, untuk melapisiasesoris dan sebagainya, yang dilakukan dengan cara elektrolisis. Misalnyagelang tembaga dilapisi dengan emas, untuk mencegah korosi, besi dilapisidengan seng atau timah, dan sebagainya. Prinsip kerja penyepuhan ini adalah sebagai berikut.• Logam yang akan dilindungi ditempatkan sebagai katoda• Logam yang melindungi ditempatkan sebagai anoda

    Katoda dialiri listrik negatif dan anoda dialiri listrik positif dari aruslistrik searah (DC)

    Sebagai elektrolitnya digunakan larutangaram dari logam yang melindungi(anoda)

    Keterangan:A: logam yang dilindungiB : logam pelindung

    Gambar 2.10 Penyepuhan

    - +

    - +

    A B

    RANGKUMANKKKKaa tttt aaaa KKKK

    uuuu nnnncccc iiii

  • KIMIA XII SMA56• Ciri-ciri sel volta adalah sebagai berikut.

    a. Tersusun dari setengah sel katoda dansetengah sel anoda dalam larutannya

    b. Anoda ada kutub negatif dan katodaadalah kutub positif (KapAn)

    c. Terdiri atas dua setengah reaksi yangdihubungkan dengan jembatan garam

    d. Notasi sel: A(s)|A+x

    (aq)||B+y

    (aq)|B(s).

    Ciri-ciri elektroda potensial standar (Eo)adalah sebagai berikut.

    a. Eosel = Eo

    reduksi + Eo

    oksidasib. Jika Eosel positif, maka reaksi redoks

    dapat berlangsung. Jika Eosel negatif,maka reaksi redoks tidak berlangsungspontan.

    c. Dalam persamaan reaksi harga Eo tidakikut dikalikan, walaupun koefisienreaksi setengah sel dikalikan.

    d. Makin besar harga Eo makin mudahmengalami reduksi (makin kuat sifatoksdatornya). Makin kecil harga Eo,makin mudah mengalami oksidasi(makin kuat sifat reduktornya).

    • Sel volta ada dua macam, yaitu:a. Sel volta primer adalah sel volta yang

    tidak dapat diisi lagi bila arusnyasudah habis, misalnya batu bateraibiasa.

    b. Sel volta sekunder adalah sel yangdapat diisi lagi bila arusnya sudahhabis, misalnya aki.

    Reaksi yang terjadi pada sel Leclancheadalah sebagai berikut.

    Katoda : 2MnO2(s)+2NH4+

    (aq)+2e

    → Mn2O3(s) + 2NH3(aq) + H2O(l)Anoda : Zn(s) → Zn

    2+(aq) + 2e +

    Reaksi sel : Zn(s)+2MnO2(s)+2NH4+

    (aq)

    → Mn2O3(s)+Zn2+

    (aq)+2NH3(aq)+H2O(l)

    potensial elektrodapotensial selsel primerbaterai keringsel lechlancebaterai alkalisel sekunderderet voltaproteksi katodikkorosielektrolisiselektroda inertfaradaycoulombelektroplating

  • KIMIA XII SMA 57Pada aki terjadi reaksi sebagai berikut.a. Reaksi pengosongan penggunaan aki

    Katoda : PbO2(s) + 4H+

    (aq) + SO42-

    (aq) + 2e

    → PbSO4(s) + 2H2O(l)Anoda : Pb(s) + SO4

    2-(aq) →PbSO4(s) + 2e +

    Reaksi sel: Pb(s) + PbO2(s) + 4H

    +(aq) + 2SO4

    2-(aq)

    → PbSO4(s) + 2H2O(l)b. Reaksi pengisian akiKatoda: PbSO4(s) + 2e → Pb(s) + SO4

    2-(aq)

    Anoda: PbSO4(s) + 2H2O(l) → PbO2(s) +

    4H+ + SO42-

    (aq) + 2e +Reaksi sel : 2PbSO4(s) + 2H2O(l) → Pb(s) +

    PbO2(s) + 4H+

    (aq) + 2SO42-

    (aq)

    • Deret volta

    Li – K – Ba – Ca – Na – Mg – Al – Mn – Zn– Fe – Ni – Sn – Pb – H – Cu – Hg – Ag –Pt – Au

    • Korosia. Korosi adalah reaksi redoks yang

    terjadi pada logam, sehinggamembentuk senyawa logam tersebut.Peristiwa korosi ini dipengaruhi olehlingkungan.

    b. Faktor-faktor yang mempengaruhikorosi adalah udara (oksigen), uap air,larutan elektrolit, dan beberapa gasyang bersifat korosif.

    c. Korosi pada besi dapat dihindari denganmengecat, melapisi besi denganlogam yang memiliki Eo lebih kecildari besi, dan menghubungkan besidengan kutub negatif dari sumberlistrik.

    d. Rumus karat besi adalah Fe2O3.xH2O.

  • KIMIA XII SMA58

    • Elektrolisis:a. Elektrolisis adalah peristiwa penguraian

    larutan/leburan elektrolit oleh aruslistrik searah.

    b. Pada katoda berlangsung reaksireduksi, pada anoda berlangsungreaksi oksidasi.

    c. Katoda adalah kutub negatif dananoda adalah kutub atau elektrodapositif.

    • Jika larutan mengandung ion logamgolongan IA, IIA, Al3+ dan Mn2+, makaion-ion ini tidak direduksi, yangdireduksi adalah pelarutnya (air)

    2H2O + 2e ⎯→ H2 + 2OH-

    • Reaksi pada anoda:- Anoda berupa logam inert, anion OH,

    I-, Br-, dan Cl- akan dioksidasi.

    - jika ada anion SO42-, NO3

    -, dan PO43-

    anion ini tidak akan dioksidasi tetapiyang dioksidasi H2O.

    2H2O ⎯→ O2 + 4H+ + 4e

    c. Untuk menentukan hasil elektrolisisdigunakan hukum Faraday.Satu Faraday = 96.500 coulomb.

    d. Hukum I Faraday

    atau

    Hukum II Faraday

    e. Kegunaan elektrolisis adalah untuk:- pembuatan logam,- pemurnian logam,- penyepuhan, dan- pembuatan gas.

    m1 : m2 = e1 : e2

    m =

    e . i . t96.500

    m = eF

  • KIMIA XII SMA 59

    1. Cr2O72- + aH+ + bNO2

    - ⎯→

    cCr3+ + dNO3- + eH2O

    Harga koefisien reaksi a, b, c, ddan e di atas berturut-turutadalah ....a. 3, 6, 2, 6, dan 3b. 1, 5, 2, 5, dan 1c. 8, 3, 2, 3, dan 4d. 3, 4, 2, 4, dan 3e. 8, 3, 2, 3, dan 4

    2. Berikut ini merupakan persama-an reaksi redoks, kecuali ....a. 2Al(s) + Fe2O3(s) → Al2O3(s) +

    2Fe(s)b. PbO2(s) + SO2(g) → PbSO4(s)c. 2Ag+(aq) + Cu(s) → 2Ags) +

    Cu2+

    d. 2CrO42- + 2H+(aq) → Cr2O7

    2-(aq)

    + H2O(l)e. MnO2(s) + 4HCl(aq) →

    MnCl2(aq) + 2H2O(l) + Cl2(g)3. Perhatikan gambar elektrolisis

    larutan natrium klorida denganelektroda karbon berikut ini!Zat yang terbentuk padaelektroda A adalah ....

    a. gas O2b. gas H2 dan NaOH(aq)c. logam Nad. gas Cl2e. NaCl(s)

    4. Mn2+ + H2O2 + OH- ⎯→ MnO2

    + H2O

    Agar reaksi redoks tersebutsetara, maka koefisisen H2O2dan MnO2 adalah ....a. 1 dan 1 d. 2 dan 1b. 1 dan 2 e. 3 dan 1c. 2 dan 2

    5. Diketahui potensial elektrodastandar berikut.

    Al3+(aq) + 3e ⎯→ Al(s) Eo = -1,76 V

    Sn2+(aq) + 2e ⎯→ Sn(s) Eo = -0,14 V

    Potensial sel Al(s)| Al3+

    (aq)||

    Sn2+(s)| Sn(s) adalah ... volt.a. -1,62 d. +1,90b. +1,62 e. +3,10c. -1,90

    6. Bila dilakukan elektrolisislarutan CuSO4 selama 30 menitdengan kuat arus 10 ampere,maka di katoda diendapkantembaga sebanyak ... gram. (ArCu = 63,5)a. 0,187 d. 11,845b. 0,373 e. 5,922c. 23,689

    7. Pada elektrolisis larutanAgNO3 selama 1 jam dengankuat arus 2 ampere, akandihasilkan endapan peraksebanyak ... gram. (Ar Ag = 108,1 Faraday = 96.500 C)a. 7,6 d. 108b. 8,06 e. 819c. 81,9

    _ +

    Na Cl

    A B

    _+

    ELATIHAN SOALPPI. Pilihlah huruf a, b, c, d, atau e pada jawaban yang tepat!

  • KIMIA XII SMA608. Diketahui harga potensial

    reduksi standar Zn2+ = -0,76volt dan Fe2+ = -0,44 volt.

    Harga potensial sel Zn|Zn2+;Fe2+||Fe adalah ... volt.a. -10,23 d. +0,32b. +1,2 e. -0,32c. -1,20

    9. Diketahui harga Eo zat elektrolitsebagai berikut.

    Fe2+ + 2e → Fe Eo = -0,44 volt

    Pb2+ + 2e → Pb Eo = -0,13 volt

    Zn2+ + 2e → Zn Eo = -0,76 volt

    Sn2+ + 2e →Sn Eo = -0,14 voltBerdasarkan harga Eo, reaksiberikut yang dapat ber-langsung adalah ....a. Fe2+ + Zn ⎯→ Fe + Zn2+

    b. Zn2+ + Fe ⎯→ Fe2+ + Znc. Zn2+ + Pb ⎯→ Zn + Pb2+

    d. Sn + Zn2+ ⎯→ Sn2+ + Zne. Pb + Fe2+ ⎯→ Pb2+ + Fe

    10. Gas klor dialirkan ke dalamlarutan NaOH pada suhukamar, sehingga terjadi reaksi:Cl2 + 2NaOH → NaCl + NaClO+ H2O. Pada reaksi ini yangbertindak sebagai oksidatordan reduktor adalah ....a. Na+ d. H+

    b. Cl2 e. ClO-

    c. OH-

    11. Reaksi-reaksi di bawah inimerupakan reaksi redoks,kecuali ....a. N2 + 3H2 → 2NH3b. Mg + 2HCl → MgCl2 + H2

    c. Fe2O3 + 3H2SO4 → Fe2(SO4)3+ 3H2O

    d. SO2 + 2H2S → 2H2O + 3Se. Mg + 2HCl → MgCl2 + H2

    12. Berdasarkan deret volta, reaksielektrokimia berikut yangdapat berlangsung secaraspontan adalah ....a. Pb + Zn2+ ⎯→ Pb2+ + Znb. Sn + Fe2+ ⎯→ Sn2+ + Fec. Cu + 2H+ ⎯→ Cu2+ + H2d. Sn2+ + Fe ⎯→ Sn + Fe2+

    e. 3Mg2+ + 2Al ⎯→ 3Mg +3Al3+

    13. Persamaan reaksi redoksberikut:KMnO4 + KCl + H2SO4 ⎯→MnSO4 + K2SO4 + H2O + Cl2Banyaknya (gr) Cl2 yang ter-bentuk dari 100 gram KMnO4adalah .... (An Cl = 35,5, An K =39, Mn = 55, O = 16)a. 12,2b. 111,1c. 89,9d. 44,8e. 17,9

    14. Sebuah sel volta mempunyaisusunan: Fe|Fe2+||Cd2+|Cd Bila diketahui

    Cd2+ + 2e- ⎯→ Cd Eo = -0,4 V

    Fe2+ + 2e ⎯→ Fe Eo = -0,44 VMaka potensial selnya adalah....a. 0,4 d. -0,02b. 0,02 e. -0,04c. 0,04

  • KIMIA XII SMA 6115. Pada elektrolisis larutan

    AgNO3 digunakan katoda Fedan Anoda grafit. Setelah dialirilistrik selama 9650 detik,dihasilkan gas O2 sebanyak 2,24

    liter (0o C, 1 atm). Banyaknyaperak yang diendapkan dikatoda adalah .... (Ar Ag = 108)a. 43,2 gram d. 3,33 gramb. 33,3 gram e. 2,3 gramc. 23,2 gram

    16. Pada elektrolisis larutanNa2SO4 dengan elektrodagrafit, peristiwa yang terjadi dikatoda adalah ....a. dibebaskan natriumb. larutan bersifat asamc. dibebaskannya gas oksigen

    dan ion H+

    d. dibebaskannya gas hidrogendan ion OH-

    e. dibebaskannya gas SO217. Pada elektrolisis leburan garam

    CaCl2 dengan elektroda karbon,digunakan muatan listriksebanyak 0,02 F. Volum gas kloryang dihasilkan di anoda jikadikukur pada tekanan dansuhu di mana 1 liter gas N2 (Mr= 28) massanya 1,4 gram adalah....a. 448 d. 200b. 400 e. 100c. 224

    18. Pada elektrolisis larutan CuSO4dengan elektroda Pt dihasilkanendapan Cu sebanyak 6,35gram. Jika arus yang digunakanadalah 2A maka waktu yangdiperlukan untuk elektrolisistersebut adalah .... (Ar Cu =63,5, S = 32, O = 16, F = 96500coulomb)a. 193000 detikb. 19300 detikc. 9650 detikd. 965 detike. 193 detik

    19. Elektrolisis larutan KCl denganmenggunakan elektroda karbonakan menghasilkan ....a. larutan basa di anodab. gas Cl2 di katodac. logam K di katodad. gas H2 di katodae. gas O2 di anoda

    20. Untuk menetralkan larutanhasil elektrolisis larutan CuSO4,diperlukan 50 ml larutan NaOH0,2 M. Banyaknya muatanlistrik yang digunakan adalah.... (Ar Cu = 63,5)a. 0,1 Fb. 0,05 Fc. 0,025 Fd. 0,01 Fe. 0,005 F

    II. Kerjakan soal-soal berikut ini dengan tepat!

    1. Pada elektrolisis larutan CuSO4 dengan elektroda platina, di katodaterbentuk endapan logam Cu sebanyak 3,175 gram. Tentukan volumgas yang terbentuk di anoda, pada saat itu 5 mL gas N2 massanya 7gram! (Ar Cu = 63,5 dan Mr N2 = 28)

  • KIMIA XII SMA622. Lelehan NaCl dielektrolisis selama 10 menit dengan arus listrik sebesar

    10 ampere.a. Tuliskan persamaan reaksi selnya!b. Hitung massa logam Na yang terbentuk! (Ar Na = 23, F = 96.500 C)c. Jika logam natrium yang terbentuk dilarutkan dalam air, tuliskan

    persamaan reaksinya!3. Pada ektrolisis larutan CuSO4 dengan elektroda karbon, di katoda

    diendapkan 15,9 gram tembaga. (Ar Cu = 63,5)a. Berapa Faraday jumlah listrik yang digunakan pada elektrolisis

    tersebut?b. Tulislah reaksi yang terjadi pada anoda!c. Berapa mol gas O2 yang dihasilkan?

    4. Tuliskan reaksi pembuatan gas klor dengan cara elektrolisis larutanNaCl. Sebagai anoda digunakan karbon, dan katodanya terbuat daribaja yang berlubang-lubang!

    5. Pada elektrolisis suatu larutan natrium kloria dihasilkan 11,2 L gas Cl2yang diukur pada STP. Tentukan jumlah listrik yang digunakan!