REAKSI REDUKSI-OKSIDASI DAN ELEKTROKIMIA
description
Transcript of REAKSI REDUKSI-OKSIDASI DAN ELEKTROKIMIA
REAKSI REDUKSI-OKSIDASI DAN ELEKTROKIMIA
Dra. M. SETYORINI, M.Si
Elektrokimia : cabang sains yang mempelajari kaitan antara arus listrik dan reaksi kimia
Reaksi kimia yang penting : reaksi oksidasi-reduksi
Konsep Oksidasi-Reduksi
Penggabungan dan pelepasan oksigenContoh : 4 Fe(s) + 3 O2(g)
Fe2O3(s)
Karat besi terjadi karena besi “bergabung” dengan oksigen. Peristiwa tersebut dinamakan oksidasi.Fe2O3(s) + 3 CO2(g) 2 Fe(s)+ 3CO2(g)
Bijih besi didapatkan melalui peristiwa “reduksi” di mana oksigen diambil/ dilepaskan dalam suatu senyawa.
Diskusi : Jelaskan 2 fenomena terkait reaksi:2 Mg(s) + O2(g) 2MgO(s)
Mg(s) + S(g) MgS(s)
Definisi oksidasi-reduksi berdasarkan perpindahan atom oksigen terlalu sempit, artinya dibutuhkan definisi yang lebih luas untuk menjelaskan peristiwa tersebut.
Transfer elektron
Contoh:2 Mg(s) 2Mg2++ 4e-(oksidasi)
O2(g)+ 4e- 2O2-
(reduksi)Total:2 Mg(s) + O2(g) 2Mg2++ 2O2-
Ion :2Mg2+ + 2O2- 2MgO
Mg Mg2++ 2e- (oksidasi)S + 2e- S2- (reduksi)Total :Mg + S Mg2++ S2-
Ion : Mg2+ + S2- MgS Oksidasi : reaksi yang terkait dengan
pelepasan elektron Reduksi : reaksi yang terkait dengan
penangkapan elektron
Dalam pembentukan magnesium oksida : Mgmemberikan elektron pada oksigen sehinggaOksigen tereduksi.Artinya : Mg bertindak sebagai agen pereduksi(reduktor) dan mengalami oksidasi.Oksigen menangkap elektron yang dilepaskanoleh Mg sehingga Mg teroksidasi.Artinya : oksigen bertindak sebagai agenpengoksidasi (oksidator) dan mengalami reduksi.Catatan : elektron yang dilepaskan oleh reduktorSama dengan jumlah elektron yang diterima olehoksidator.
Jelaskan fenomena :2 Mg(s) + O2(g) 2 MgO(s)
H2(g) + Cl2(g) 2 HCl(g)
2S(s) + O2(g) 2 SO2(g)
HCl dan SO2 bukan senyawa ionik, tetapi kovalen (molekular) : tidak ada elektron yang benar-benar pindah, artinya : diperlukan lagi definisi yang lebih luas.
Pertambahan dan penurun bilangan oksidasi
Bilangan oksidasi : jumlah muatan yang dimiliki suatu atom dalam molekul (senyawa ionik) jika elektron-elektronnya berpindah seluruhnya.
2 Mg(s) + O2(g) 2 MgO(s)
0 0 +2 -2 H2(g) + Cl2(g) 2 HCl(g)
0 0 +1 -1 2S(s) + O2(g) 2 SO2(g)
0 0 +4 -2 Oksidasi : jika suatu unsur mengalami
pertambahan bilangan oksidasi Reduksi : jika suatu unsur mengalami penurunan
bilangan oksidasi
Kesimpulan :Pengertian Perubahan
elektronBilangan oksidasi
Oksidasi
Reduksi
Oksidator
Reduktor
Penyetaraan Persamaan Oksidasi-Reduksi
Metode ion-elektron (setengah reaksi )
Metode bilangan oksidasi (biloks)
Metode ion-elektron (setengah reaksi)
Konsep dasar :Jumlah elektron yang diserap oksidator =jumlah elektron yang dilepas reduktor
Proses penyetaraan berlangsung menurut
langkah-langkah :1. Identifikasi spesies yang terlibat dalam
perubahan biloks, dan tulislah rangka setengah reaksi.
2. Seimbangkan jumlah atom dari setiap setengah reaksi
Dalam larutan yang bersifat asam atau netral tambahkan 1 molekul H2O untuk setiap kekurangan satu O pada ruas yang kekurangan di ruas lain tambahkan ion H+.
Dalam suasana basa, tambahkan satu H2O untuk setiap kelebihan satu atom O pada ruas tersebut, lalu tambahkan ion OH‑ 2x lebih banyak pada ruas lainnya.
3. Setarakan muatan listrik pada setiap setengah reaksi dengan cara menambahkan sejumlah elektron.
Di sebelah kanan untuk reaksi oksidasi Di sebelah kiri untuk reaksi reduksi4. Samakan jumlah elektron yang diserap
pada reaksi reduksi dengan jumlah elektron yang dilepaskan pada reaksi oksidasi dengan jalan memberi koefisien yang sesuai. Jumlahkan kedua setengah reaksi tersebut agar diperoleh persamaan redoks yang setara.
Contoh : Setarakan reaksi oksidasi-reduksiberikut : MnO4-
(aq) + SO32-
(aq) Mn2+(aq) +
SO42-
(aq)
(asam) As2S3(s) + NO3-
(aq) H3AsO4(aq) + S(s) + NO(g)(asam)
Cr(OH)3(s) + OCl-(aq) CrO42-
(aq) + Cl-
(aq) + H2O(l)(basa) KMnO4(aq) + H2C2O4(aq) + H2SO4(aq)
K2SO4(aq) + MnSO4(aq) + H2O(l) + CO2(g)
Reaksi tak setara : As2S3(s) + NO3-(aq)
H3AsO4(aq) + S(s) + NO(g) + H2O(l)
Penyelesaian : Langkah 1 :
As2S3(s) + NO3-(aq) H3AsO4(aq) + S(s)
+ NO(g) + H2O(l)
Oksidasi : As2S3(s) H3AsO4(aq) + S(s)
Reduksi : NO3-(aq) NO(g)
Dan seterusnya.................................
Contoh 2 : Setarakan persamaan reaksi oksidasi-reduksi berikut :Cr(OH)3(s) + OCl-(aq) CrO4
2-(aq)
+ Cl-(aq) (basa) Catatan : cara menyeimbangkan H2O
dan OH- pada setengah persamaan reaksi oksidasi reduksi dalam suasana basa.
Cara 1
Menyeimbangkan atom O
Pada sisi kekurangan O, tambahkan 2 ion OH‑ untuk setiap kekurangan satu atom O
Pada sisi lainnya tambahkan 1 molekul
H2O
Menyeimbangkan atom H
Pada sisi kekurangan H,
tambahkan 1 molekul H2O
untuk setiap atom H yang dibutuhkan
Pada sisi yang lainnya tambahkan 1 ion OH‑
Menyeimbangkan atom O
Pada sisi kekurangan O, tambahkan 2 ion OH‑ untuk setiap kekurangan satu atom O
Pada sisi lainnya tambahkan 1 molekul
H2O
Jawab :
Cr(OH)3(s) + OCl-(aq) CrO42-
(aq) + Cl-(aq)
Langkah 1 :Oksidasi : Cr(OH)3(s) CrO4
2-(aq)
Reduksi : OCl-(aq) Cl-(aq)
(atom O belum setara)
Langkah 2 : dan seterusnya.................
Cara 2
Cr(OH)3(s) + OCl-(aq) CrO42-
(aq) + Cl-(aq)
Langkah 1 :Oksidasi : Cr(OH)3(s) CrO4
2-(aq)
Reduksi : OCl-(aq) Cl-(aq)
Dan seterusnya....................
Metode bilangan oksidasi (biloks)
Konsep dasar :Jumlah pertambahan biloks reduktor = jemlah pengurangan biloks oksidator
Langkah-langkah :1. Tentukan unsur yang mengalami perubahan
biloks2. Setarakan unsur yang mengalami perubahan
biloks dengan memberi koefisien yang sesuai.3. Tentukan jumlah penurunan biloks oksidator dan
jumlah pertambahan biloks dari reduktor. Jumlah perubahan biloks = jumlah atom yang terlibat dikalikan dengan perubahan biloksnya.
4. Samakan jumlah perubahan biloks tersebut dengan memberi koefisien yang sesuai.
5. Setarakan muatan dengan menambahkan ion H+ (asam) atau ion OH- (dalam suasana basa)
6. Setarakan atom H dengan menambahkan molekul H2O
Contoh : setarakan reaksi redoks berikutdengan metode bilangan oksidasi : Cr2O7
2-(aq) + C2O4
2-(aq) Cr3+
(aq) + CO2(g)(asam)
MnO4-(aq) + C2O4
2-(aq) MnO2(s) +
CO2(g)
(basa)
Jawab :Cr2O7
2-(aq) + C2O4
2-(aq) Cr3+
(aq) + CO2(g)(asam)
Langkah 1 :Cr2O7
2-(aq) + C2O4
2-(aq) Cr3+
(aq) + CO2(g)
+6 +3 +3 +4
Reduksioksidasi
Langkah 2 : dan seterusnya.............
MnO4-(aq) + C2O4
2-(aq) MnO2(s) +
CO2(g)(basa) Langkah 1 :
MnO4-(aq) + C2O4
2-(aq) MnO2(s) +CO2(g)
+7 +3 +4 +4Reduksi
oksidasi Langkah 2 : dan seterusnya.............
Latihan : CrO4
2-(aq) + Fe(OH)2(s) Cr2O3(s) +
Fe(OH)3(s)(basa)
KI(aq) + H2SO4(aq) K2SO4(aq) + H2S(g) + I2(s) + H2O(l)
Sel Elektrokimia
Sel elektrokimiaSel Volta/Galvanimenghasilkan energi
listrik sebagai hasil reaksi kimia (redoks) yang
berlangsung spontan.contoh :
1. sel volta komersial2. aki
3. baterai
Sel elektrolisisarus listrik dari luar sel melangsungkan reaksi
yang tidak spontan.contoh :
1. proses penyepuhan2. proses pemurnian
logam
Dalam kedua sel tersebut terdapat : Anoda : elektroda tempat terjadinya
oksidasi Katoda : elektroda tempat terjadinya
reduksi
Sel Volta
Perhatikan reaksi berikut : Zn(s) + CuSO4(aq) Cu(s) + ZnSO4(aq)
biru jernih Cu(s) + ZnSO4(aq)
Reaksi Zn dalam larutan CuSO4merupakan reaksi redoks spontan : Zn(s) + Cu2+
(aq) Zn2+(aq) + Cu(s)
Dalam reaksi tersebut, tidak ada arus listrik yang dapat diukur karena elektron berpindah secara langsung dari atom Zn ke ion Cu2+. Agar menghasilkan listrik, maka logam Zn dan ion Cu2+ dipisahkan sehingga menjadi rangkaian sebagai berikut :
Gambar sel Volta
Anoda : Zn(s) Zn2+(aq) + 2e-
Katoda : Cu2+(aq) + 2e- Cu(s)
Reaksi bersih :Zn(s) + Cu2+
(aq) Zn2+(aq) + Cu(s)
Peralatan percobaan untuk menghasilkan listrik dengan memanfaatkan reaksi redoks spontan dinamakan sel Volta atau sel Galvani.( diambil dari ilmuwan Italia : Luigi Galvani dan Alessandro Volta )
Batang Zn dicelupkan pada larutan ZnSO4 dan Cu dalam larutan CuSO4, batang Cu dan Zn dinamakan elektroda. Susunan elketroda (Zn dan Cu) dan larutan (ZnSO4 dan CuSO4) ini disebut sel Daniel ( John Daniel).
Pada sel Volta tersebut: Elektroda Zn teroksidasi dan larut menjadi
Zn2+
Elektron yang dibebaskan mengalir melalui kawat penghantar menuju elektroda Cu.
Pada elektroda Cu, elektron-elektron diikat oleh ion Cu2+ dari larutan dan mengendap sebagai Cu(s) dan melekat pada batang Cu. Akibatnya :1. Pada anoda ion Zn2+ > ion SO4
2- (bermuatan positif)2. Pada katoda ion SO4
2- > ion Cu2+ (bermuatan negatif)
Karena bermuatan positif pada ruang anoda, maka akan menghambat pelarutan logam Zn selanjutnya, sebaliknya di ruang katoda bermuatan negatif akan menahan pengendapan ion Cu2+ atau aliran elektron akan berhenti.
Oleh karena itu, diperlukan jembatan garam (umumnya berupa pipa U terbalik berisi larutan garam inert (KCl, KNO3) sebagai medium penghantar agar kation (K+,Zn2+) mengalir ke katoda dan anion (SO4
2-, Cl-) bergerak ke anoda.
Pada akhir kerja sel Volta:1.Elektroda Zn akan berkurang massanya2.Elektroda Cu akan bertambah massanya3.Larutan CuSO4 semakin encer
4.Larutan ZnSO4 semakin pekat Logam Zn dan Cu pada sel tersebut
disebut elektroda (kutub-kutub listrik pada rangkaian sel elektrokimia)
Elektroda tempat terjadinya oksidasi : anoda
Elektroda tempat terjadinya reduksi : katoda
Pada sel Volta, anoda = kutub negatif dan katoda = kutub positif
Notasi sel atau diagram sel untuk sel di atas :Zn(s)│Zn2+
(aq)││Cu2+(aq)│Cu(s)
Setengah sel setengah sel
Berdasarkan konvensi :1. Anoda digambarkan sebelah kiri dan katoda
di sebelah kanan.2. Dua garis sejajar : jembatan garam yang
memisahkan anoda dan katoda3. Garis tunggal : batas antar fase4. Zn(s)│Zn2+
(aq) : pasangan oksidasi
Cu2+(aq)│Cu(s) : pasangan reduksi
Pada gambar Sel Volta: Aliran elektron dari elektroda Zn ke elektroda Cu
dan tidak sebaliknya, artinya Zn lebih mudah teroksidasi daripada Cu, sebaliknya ion Cu2+ lebih mudah tereduksi.
Perbedaan kecenderungan teroksidasi menghasilkan perbedaan rapatan muatan antara elektroda Zn dan Cu, yang pada akhirnya menyebabkan beda potensial listrik antara Zn dan Cu. Selisih potensial = potensial sel atau Esel (ggl=emf)
Bila konsentrasi ion Zn2+ = 1M, Cu2+ = 1M, Esel = 1,10V. Potensial sel yang diukur pada 25oC dengan konsentrasi ion-ion 1M dan tekanan gas 1 atm disebut potensial sel standar ( Eo
sel).
Potensial elektroda Standar
Pengukuran potensial sel dapat digunakan untuk membandingkan kecenderungan logam/spesi lain untuk mengalami oksidasi atau reduksi.
Untuk membandingkan kecenderungan oksidasi atau reduksi suatu elektroda, diperlukan elektroda pembanding/standar yaitu elektroda hodrogen (SHE = Standar Hydrogen Elektrode)
Contoh 1:
Anoda : Zn(s) Zn2+(aq) (1M)
+ e-
Katoda: 2H+(aq) (1M) +2e- H2(g)
(1atm) Keseluruhan:
Zn(s) + 2H+(aq) (1M) Zn2+
(aq) (1M) + H2(g) (1atm)
Notasi sel:Zn(s) │Zn2+
(aq) (1M) ││ 2H+(aq) (1M)│ H2(g) (1atm)│Pt(s)
Berdasarkan konvensi :
Contoh 2 :
Anoda : H2(g) (1atm) 2H+(aq) (1M)
+2e-
Katoda : Cu2+(aq) (1M) + 2e- Cu(s)
Keseluruhan :Cu2+
(aq) (1M) + H2(g) (1atm) Cu(s) + 2H+
(aq) (1M) Notasi sel:
Pt(s) │ H2(g) (1atm) │2H+(aq) (1M)│ │Cu2+
(aq) (1M) │Cu(s)
Berdasarkan konvensi :
Atau : Zn(s) Zn2+
(aq) (1M) + 2e-Eo = -0,76 V
Cu2+(aq) (1M) + 2e- Cu(s) Eo =
+0,34 V
2H+(aq) (1M) +2e- H2(g) (1atm) Eo =
0,00 V
Pada sel Volta antara Cu dan Zn : Anoda : Zn(s) Zn2+
(aq) (1M) + 2e-
Katoda: Cu2+(aq) (1M) + 2e- Cu(s)
Keseluruhan:Zn(s) + Cu2+
(aq)(1M) Zn2+(aq)(1M) + Cu(s)
Kesimpulan
Menurut kesepakatan, potensial elektroda dikaitkan dengan reaksi reduksi (potensial reduksi standar = PRS).
Bila kecenderungan proses reduksi ditandai Eo, maka kecenderungan oksidasi merupakan harga negatifnya (-Eo).
Semakin positif Eo, elektroda yang lebih mudah mengalami reduksi, sedangkan elektroda yang lebih sukar mengalami reduksi diberi tanda negatif.
Pada daftar PRS :oksidator
Eo(V)F2(g) + 2e- 2 F-
(aq) +2,87
2H+(aq) + 2e- H2(g) 0,0
Li+(aq) + e- Li(s) -3,05
reduktorartinya : F2 adalah zat pengoksidasi paling kuat karena
mempunyai kecenderungan terbesar untuk tereduksi Li+ adalah zat pengoksidasi paling lemah karena
spesi ini paling sukar untuk direduksi F- = zat pereduksi paling lemah Li(s) = zat pereduksi paling kuat
Pada sel Volta: katoda adalah elektroda yang Eo >> Anoda adalah elektroda yang Eo <<
Kespontanan reaksi redoks
Hubungan antara Eosel, ∆Go, dan K
Untuk menjalankan proses non-spontan(∆G>0) : dibutuhkan kerja.Untuk proses spontan (∆G<0) : proses sponten melakukan kerja.
Dalam sel Volta : reaksi melakukan kerja, kuantitas kerjanya :
Catatan : tanda (-) = kerja listrik dilakukan oleh
sistem ke lingkungan n = mol elektron yang dipertukarkan
pada reaksi redoks F = tetapan Faraday,
1 F = 96500 J/v . mol= 96500 C/mol elektron
Energi bebas, yaitu energi yang tersedia untuk melakukan kerja.
Dari pers. (1) dan (2)
Dalam keadaan standar :
Jadi, reaksi redoks spontan bila : ∆G < 0 dan Eo > 0Bila Eo
sel bernilai negatif, reaksi akan berlangsung spontan pada arah sebaliknya.
Hubungan antara Eosel dan K
Dari pers. (3) dan (4)
Hubungan Eosel, ∆Go, dan K
∆Go K Eosel
Reaksi pada keadaan standar
- > 1 + Spontan
0 = 1 0 Pada saat kesetimbangan
+ < 1 -Non-spontan : reaksi spontan pada arah
berlawanan
Efek konsentrasi pada Esel
Bila sel Galvani : Zn(s)│Zn2+(aq)││Cu2+
(aq)│Cu(s)
Atau reaksi :Zn(s) + Cu2+
(aq) Zn2+(aq) + Cu(s)
dilakukan pada konsentrasi Zn2+ dan Cu2+ yang bervariasi :
[Zn2+],M [Cu2+],M Esel, V
1,0 1,0 x 10-3 1,0 x 10-3 3,0 1,01
1,0 1,0 x 10-2 1,0 x 10-2 2,0 1,04
1,0 1,0 x 10-1 1,0 x 10-1 1,0 1,07
1,0 1,0 1,0 0 1,10
1,0 x 10-1 1,0 1,0 x 10-1 -1,0 1,13
1,0 x 10-2 1,0 1,0 x 10-2 -2,0 1,16
1,0 x 10-3 1,0 1,0 x 10-3 -3,0 1,19
Dalam grafik :
Menghasilkan garis lurus :
Hubungan ini mula-mula dipelajari : Walther Nerst
Persamaan ini dapat diperoleh dari persamaan termodinamika
aA + bB cC + dD
Persamaan Nerst memungkinkan mengkitung E sebagai fungsi dari konsentrasi reaktan dan produk dalam reaksi redoks.
Beberapa sel Volta KomersialAki
Anoda : padatan Pb (timbal) Katoda : padatan PbO2
Elektrolit : larutan H2SO4
Tidak memerlukan jembatan garam ?? Reaksi pengosongan aki :
Anoda : Pb(s) + SO42-
(aq) PbSO4(s) + 2e-
Katoda : PbO2(s) + 4 H+(aq) + SO4
2-(aq)
PbSO4(s) + 2H2O(l)
Keseluruhan:Pb(s) + 2SO4
2-(aq) + PbO2(s) + 4 H+
(aq)
2PbSO4(s) + 2H2O(l)
Aki, umumnya terdapat 6 sel identik. Esel setiap sel = ± 2 V, total = 12 V
Pada proses pengosongan akiKatoda (Pb) : PbSO4(s) + 2e- Pb(s) +
SO42-
(aq)
Anoda (PbO2): PbSO4(s) + 2H2O(l) PbO2(s) + 4 H+
(aq) + SO42-
(aq)
Keseluruhan :2PbSO4(s) + 2H2O(l) Pb(s) + 2SO4
2-(aq)
+ PbO2(s) + 4H+(aq)
Pengisian aki, dilakukan dengan membalik arah aliran elektron pada kedua elektroda
Sel Kering (sel Leclanche)
Anoda : Zn(s) Zn2+(aq) + 2e-
Katoda :2 NH4+
(aq) + 2MnO2(s) + 2e-
Mn2O3(s) + 2NH3(aq)+ H2O(l)
Keseluruhan: Zn(s) +2NH4
+(aq) +2MnO2(s) Mn2O3(s) +2NH3(aq)
+H2O(l) +Zn2+(aq)
Voltase yang dihasilkan : 1,5 VPada reaksi : Zn2+
(aq) + 4NH3(aq) Zn(NH3)42+
(aq)
Sel Leclanche : tidak dapat diisi ulang = sel primerSel Aki : dapat diisi ulang = sel sekunder
Sel Elektrolisis Proses yang menggunakan energi listrik
agar reaksi kimia non-spontan dapat terjadi dinamakan elektrolisis.
Susunan sel elektrolisis
Anoda : positifKatoda : negatif
Elektrolisis lelehan NaCl
NaCl(l) Na+(l) + Cl-(l)
Katoda : 2Na+ + 2e- 2Na(s)
Anoda : 2 Cl- Cl2(g) + 2e-
Keseluruhan :2Na+ + 2 Cl- 2Na(s) +Cl2(g)
Esel =.................................?
Proses ini merupakan sumber utama logam Na dan gas klorin
Elektrolisis larutan NaCl, elektroda grafit (inert)
Pada anoda, terjadi kompetisi :2 Cl- Cl2(g) + 2e- Eo
oks = -1,36 V
2 H2O(l) O2(g) + 4H+(aq) + 4e- Eo
oks = - 1,23 V Meskipun potensial oksidasi klorin lebih negatif,
tetapi fakta yang terjadi di anoda dihasilkan gas klorin. Karena, pembentukan gas oksigen memerlukan overpotensial tinggi.
Overpotensial : selisih antara potensial elektroda dan voltase sebenarnya yang diperlukan pada proses elektrolisis.
Pada katoda, terjadi kompetisi :2 H2O(l) + 2e- H2(g) + 2 OH-
(aq) Eo = -0,83 V
Na+(aq) + e- Na(s) Eo = -
2,71 V Pada katoda yang terjadi adalah Eo
(1) > Eo(2)
sehingga yang lebih mengalami reduksi adalah H2O.
Maka : Anoda : 2 Cl- Cl2(g) + 2e-
Katoda: 2 H2O(l) + 2e- H2(g) + 2 OH-(aq)
Keseluruhan:2 H2O(l) 2 Cl- H2(g) + 2 OH-
(aq) + Cl2(g)
Katoda anoda
Pada proses tersebut, konsentrasi ion Cl - menurun, ion OH‑ meningkat, sehingga hasil samping : NaOH dengan cara menguapkan larutan berair pada saat elektrolisis.
Elektrolisis dengan elektroda tidak inert, contohnya larutan CuSO4 dengan elektroda Cu.
SEKIANDAN
TERIMA KASIH