Wednesday, June 11, 2014

Catatan

  1. CARA PERUBAHAN BILANGAN OKSIDASI :
Contoh :
                                                C + HNO3 → CO2 + NO2 + H2O
Langkah – langkahnya :
  1. Atom C biloks semula 0 (unsur C) menjadi +4 (senyawa CO2), Atom N biloks semula +5 (senyawa HNO3) menjadi +4 (senyawa NO2)
  2. Jumlah atom C dan N sudah sama
  3. 0 menjadi +4, oksidasi 4 satuan (x1), +5 menjadi +4 reduksi 1 satuan (x4) menjadi C + 4HNO3 → CO2 + 4NO2 + H2O
  4. Tidak ada muatan
  5. Di ruas kiri ada 12 atom O, diruas kanan ada 10 (2+8) atom O sehingga diruas kanan ditambah 2H2O menjadi : C + 4HNO3 → CO2 + 4NO2 + 2H2O
  6. Atom lain setara

  1. CARA ½ REAKSI ATAU CARA ION ELEKTRON

Contoh : MnO4- + Fe2+     à   MnO2 + Fe3+ (asam)
Langkah-langkahnya :
a. Atom Mn reduksi dari +7 menjadi +4, atom Fe oksidasi dari +2 menjadi +3
b. Reduksi : MnO4-         à MnO2
    Oksidasi : Fe2+          à        Fe3+
c. Reduksi : MnO4-         à MnO2
    Oksidasi : Fe2+          à  Fe3+
d. Reduksi : MnO4-    + 4H+     à MnO2 + 2 H2O
    Oksidasi : Fe2+          à  Fe3+
e. Reduksi : MnO4-    + 4H+ + 3e    à MnO2 + 2 H2O
    Oksidasi : Fe2+  à  Fe3+ + e
f.  Reduksi : MnO4-    + 4H+ + 3e    à MnO2 + 2 H2O
    Oksidasi : 3Fe2+          à        3Fe3+ + 3e
    Redoks : MnO4-  + 4H+ + 3Fe2+  à MnO2 + 3Fe3+ + 2 H2O


Persamaan  reaksi di bawah ini yang merupakan persamaan reaksi redoks, kecuali : ….
       a. PbO2 + SO2                     PbSO4
       b. 2Ag+  +  Cu                         2 Ag  + Cu2+
       c.  2 Al3+  + Fe2O3                   Al2O3  + 2 Fe3+
       d.  2 CrO42-   +  2 H+                  Cr2O72-  +  H2O
       e.   MnO2  +  4 HCl                      MnCl2  + 2 H2O  +  Cl2

3. H2S dapat dioksidasi oleh KMnO4 menghasilkan antara lain K2SO4 dan MnO2. Dalam reaksi ini setiap mol H2S melepaskan ….
  1.   2 mol elektron
  2.   4 mol elektron
  3.   5 mol elektron
  4.   7 mol elektron
  5.   8 mol elektron

Setarakan persamaan reaksi redoks di bawah ini !
  1. Cr2O72-  + Cl-                        Cr3+  +  Cl2    ( asam )
  2. Mn2+  + SO42-                      MnO2  + SO32- ( basa )
  3. KMnO4 + H2SO4 + FeSO4                K2SO4 + MnSO4 + Fe2(SO4)3 + H2O


Elektrokimia
Hubungan timbal balik antara reaksi redoks dengan arus listrik dapat berlangsung pada sel elektrokimia. Sehingga ada dua jenis sel elektrokimia yaitu sel Volta dan sel elektrolisis. Dalam sel Volta reaksi redoks spontan digunakan untuk menghasilkan arus listrik, contoh : batu baterai dan aki. Dalam sel elektrolisis, arus listrik digunakan untuk melangsungkan reaksi redoks tidak spontan. Contohnya adalah sel elektrolisis air dan penyepuhan.
Galvani
Terjadi perubahan dari reaksi redoks menghasilkan energi listrik
(reaksi redoks spontan menguntungkan)
Anoda sebagai elektroda ( - )
Katoda sebagai elektroda ( + )
   ( KaPAN?)
Contoh : Sel kering batu baterei, sel aki, sel bahan bakar.
Elektrolisis
Terjadi perubahan dari energi listrik menghasilkan reaksi redoks
( reaksi redoks tdk. Spontan )
Anoda sebagai elektroda ( + )
Katoda sebagai elektroda ( - )
   ( KaNAPo?)
Contoh : Pada proses penyepuhan ( elektroplating )

Pada Anoda : terjadi reaksi Oksidasi
Pada Katoda : terjadi reaksi Reduksi









Hal-hal penting mengenai sel volta :
          Di antara dua elektroda pada sel volta, logam yang memiliki E0 lebih kecil (lebih negatif) selalu berfungsi sebagai anoda (mengalami oksidasi)
          Elektron (muatan negatif) berpindah dari anoda ke katoda, maka pada sel volta anoda merupakan elektroda negatif dan katoda merupakan elektroda positip.
          Reaksi redoks yang terjadi pada sel volta di atas adalah :
Reaksi Oksidasi :  Zn           ----------›   Zn2+   +   2e
Reaksi Reduksi  :  Cu2+  +  2e ---------›  Cu
                          --------------------------------------------------  +
Reaksi Redoks                   :  Zn   +   Cu2+ -------›  Zn2+   +   Cu
          Reaksi redoks tersebut dapat dituliskan dalam bentuk notasi sel volta sebagai berikut :
Zn / Zn2+ // Cu2+ / Cu

          Besarnya potensial listrik yang dihasilkan sel volta disebut potensial sel ( E0 sel ) dan selalu berharga positif
E0 sel  =  E0 reduksi  E0 oksidasi
                =  E0 katoda    E0 anoda
                =  E0 kanan  _  E0 kiri
                =  E0 besar  _  E0 kecil
Harga E0 sel merupakan sifat intensif, artinya tidak bergantung pada jumlah zat.

Beberapa sel volta yang sering digunakan dalam kehidupan sehari-hari antara lain :
1.   Sel kering atau batu batere terdiri atas :
      - Wadah terbuat dari zeng sebagai anoda
      - Elektroda grafit (C) sebagai katoda
      - Elektrolit : campuran berbentuk pasta dari MnO2, NH4Cl, ZnCl2 dan sedikit air.
      - Reaksi yang terjadi :
        Anoda  :   Zn  -------------›  Zn2+  +  2e
Katoda :  2 NH4+  +  2e  ----------›  2 NH3  +  H2
      
       Reaksi sel  :  Zn   +   2 NH4+   -------›  Zn2+   +   2 NH3   +   H2     E0sel  = 1,5 v
       Gas H2 yang dihasilkan akan dioksidasi oleh MnO2
       2 MnO2   +   H2   ----------  Mn2O3   +   H2O
       Amoniak (NH3) yang terbentuk bereaksi dengan ion-ion Zn2+, membentuk ion       kompleks Zn(NH3)42+ , sehingga potensial electrode Zn dapat tetap dipertahankan.



2. Sel Aki terdiri atas :
    - Anoda : Pb (timbal) 
    - Katoda : Timbal yang dilapis timbal oksida ( PbO2 )
    - Elektrolit : H2SO4
    - Reaksi yang terjadi :
  Anoda  :   Pb   +   SO42-   -----------›  PbSO4   +   2e
        Katoda :   PbO2   +   4 H+   +   SO42-  +  2e  -------›   PbSO4   +   2 H2O
    Reaksi sel  :  Pb   +   PbO2   +  4 H+  + 2 SO42-  -----› 2 PbSO4  +  2 H2O

Atau  :   Pb   +   PbO2   +   2 H2SO4                         2 PbSO4   +   2 H2O
   Reaksi ke kanan : saat pemakaian aki sedangkan reaksi ke kiri : saat  pengisian aki.




Latihan
1. Suatu reaksi redoks dikatakan spontan apabila….
 2.  Suatu sel Volta terdiri dari elektrode Ag yang dicelupkan di dalam larutan Ag+ 1 M, dan elektrode Zn yang dicelupkan ke dalam larutan Zn2+ 1 M. Bila diketahui: Ag+  +  e  « Ag   Eo = + 0,80 Volt,        Zn2+  +  2e  «  Zn Eo = - 0,76 Volt, maka pernyataan di bawah ini benar, kecuali.
  1.  Elektrode Ag bertindak sebagai katoda
  2.  Elektrode Zn bertindak sebagai Anoda                                                 
C. Potensial standar sel adalah 2,36 V
D. Reaksi sel : 2Ag+  +  Zn  à  2 Ag  +  Zn2+
E. Logam Ag mengendap pada elektroda Zn
3. Potensial standar beberapa sel volta sebagai berikut :
    PP2+Q2+Q  Eo=2,46V, RR2+S2+S  Eo = 1,1 V, RR2+Q2+Q Eo = 1,56 V.   Potensial standar sel P P2+ S2+ S  adalah....
 4. Jika diketahui : Zn+Cu2+ «  Zn2++Cu  Eo = +1,10 V, Sn2++2e  « Sn Eo = - 0,14V,  Cu2+ + 2e  « Cu  Eo = +0,34V, maka potensial standar bagi reaksi Zn  +  Sn2+ à  Zn2+ +  Sn  adalah…
5. Diketahui potensial elektroda standar
Cu2+  +  2e  à Cu(s)                           Eo = + 0,34 V
Fe3+  +  e  à  Fe2+(aq)                        Eo = + 0,77 V
Tuliskan reaksi di anoda dan katoda ,reaksi sel , diagram sel dan Hitung Eosel





KOROSI/PERKARATAN BESI
Pada proses perkaratan besi, suatu bagian dari permukaan besi itu bertindak sebagai anode atau mengalami oksidasi.
        Fe(s) -------- Fe2+(aq) + 2e
Elektron mengalir ke bagian permukaan besi yang bertindak sebagai katode. Disini O2 mengalami reduksi.
       O2(g) + 4H+(aq) + 4e ---------2H2O
       O2(g) + 2H2O + 4e ----------4OH-
Fe2+ yang terbentuk di anode mengalami oksidasi lebih lanjut menjadi Fe3+. Kemudian Fe3+ membentuk besi (III) oksida yang mengikat air, Fe2O3.x H2O. Inilah yang disebut karat besi.
Jelas sekali bahwa H+ (asam) atau H2O diperlukan dalam perkaratan untuk mereduksi O2 pada katode. Itulah sebabnya didaerah yang memiliki kelembapan tinggi atau di daerah industri, tempat cerobong asap pabrik yang banyak memuntahkan gas SO2 ke udara, perkaratan cepat terjadi.
Cara mencegah korosi pada besi :
          Mengecat permukaan logam
          Melumuri permukaan logam dengan oli
          Dibalut dengan plastic
          Dilapisi dengan logam yang lebih aktif (galvanisasi) misalnya dengan logam zeng
          Dilapisi dengan logam yang lebih mulia (kurang aktif) misalnya timah
          Dibuat paduan logam (aliase)
          Dengan Sacrificial protection ( pengorbanan anoda ) dengan menggunakan logam yang memilki E0 lebih kecil misalnya Mg.
          1. Untuk mencegah terjadinya korosi pipa besi yang ditanam dalam tanah, pipa besi dihubungkan dengan logam ….
          2. Seorang siswa melakukan eksperimen terhadap 5 batang paku yang diletakkan dalam 5 tabung reaksi :
          (1) Tabung reaksi 1 berisi paku yang dicat dan terbuka
          (2) Tabung reaksi 2 berisi paku dan terbuka
          (3) Paku dalam tabung 3 dilumuri oli terlebih dahulu
          (4) Tabung reaksi 4 berisi paku + air dan tertutup
          (5) Tabung reaksi 5 berisi paku + minyak tanah dan tertutup
          Proses korosi terjadi pada percobaan ….
          3. Perkaratan besi merupakan reaksi redoks. Carilah persamaan reaksi perkaratan   besi dan buktikan bahwa reaksi tersebut adalah reaksi redoks

Reaksi yang terjadi pada kedua elektroda dari sel elektrolisa adalah sebagai berikut :
  1. Reaksi pada Katoda ( kutub - )
      Yang bergerak menuju ke katoda (ktb. - ) adalah ion-ion positip dari :
           a. Ion H+ dari suatu asam ( HCl, HBr, HF, dll)
                      H+  +  2e   -----------›  H2
           b. Ion-ion logam gol IA, IIA, Al3+, dan Mn2+ dalam bentuk
               larutannya      tidak dapat direduksi di katoda. 
               Yang direduksi adalah molekul H2O
                      H2O  +   2e   ---------›  2 OH-   +   H2
           c. Ion-ion logam selain tersebut di atas, dapat direduksi
               menjadi  endapan logamnya.
               Missal :  Cu2+   +   2e   ---------›  Cu
                              Au3+   +   3e  ---------›   Al

2. Reaksi pada Anoda (kutub + )
    Yang bergerak ke Anoda (kutub + ) adalah ion-ion     bermuatan 
    a.Bila anodanya inert ( Au, Pt, dan C )
       a.1. Ion OH- dari suatu basa akan teroksidasi
                OH-    ----------›  2 H2O   +   O2   +  4e
       a.2. Ion sisa asam non oksi : Cl-, Br-, I- akan teroksidasi
                2 Cl-   ----------›  Cl2   +   2e
       a.3. Ion sisa asam oksi : SO42-, NO3-, CO32-
             tidak  teroksidasi, tapi yang dioksidasi adalah
             molekul   airnya
                 2 H2O   --------›   4 H+   +   O2   +   4e
   b. Bila anodanya terbuat dari logam aktif (selain inert Au,
       Pt  dan C), maka anoda tersebut yang dioksidasi
                 Cu  ---------›  Cu2+   +  2e
                 Ni  ---------›   Ni2+    +  2e

Elektrolisis adalah proses penguraian elektrolit oleh arus listrik searah dalam bentuk larutannya atau leburannya. Tempat berlangsungnya proses ini disebut sel elektrolisis. Sel elektrolisis mengubah energi listrik menjadi energi kimia. Sel ini terdiri atas larutan elektrolit, elektroda positif (tempat kutub positif arus searah) dan elektroda negatif (tempat kutub negatif arus searah). Larutan atau lelehan yang ingin dielektrolisis, ditempatkan dalam suatu wadah. Selanjutnya, elektroda dicelupkan ke dalam larutan maupun lelehan elektrolit yang ingin dielektrolisis. Elektroda yang digunakan umumnya merupakan elektroda inert, seperti Grafit (C), Platina (Pt), dan Emas (Au).
Elektroda berperan sebagai tempat berlangsungnya reaksi. Reaksi reduksi berlangsung di katoda, sedangkan reaksi oksidasi berlangsung di anoda. Kutub negatif sumber arus mengarah pada katoda (sebab memerlukan elektron) dan kutub positif sumber arus tentunya mengarah pada anoda. Ada dua tipe elektrolisis, yaitu elektrolisis lelehan (leburan) dan elektrolisis larutan. Pada proses elektrolisis lelehan, kation pasti tereduksi di katoda dan anion pasti teroksidasi di anoda. Pada proses elektrolisis larutan, kation bersaing dengan air untuk tereduksi di katoda dan anion akan bersaing dengan air untuk teroksidasi di anoda.

Untuk menghitung massa zat yang terbentuk selama elektrolisis berlangsung didasarkan pada hukum Faraday I dan II.
Hukum Faraday I : “ Massa zat yang terbentuk pada elektroda selama elektrolisis berbanding lurus dengan jumlah arus listrik yang digunakan”
w  = e.I.t
   96500
w  =  massa zat (gram)
e   =  massa ekivalen
Ar = Massa atom relatif
n  = valensi
i   = arus listrik (Amper)
t   = waktu (detik)

Hukum Faraday II : “ Jika arus listrik yang sama dialirkan pada beberapa sel elektrolisis yang disusun secara seri, maka massa zat yang dihasilkan akan sebanding dengan massa ekivalennya “
w1   :  w2   =  e1   :  e2

1. Pada proses elektrolisis larutan NaCl dengan elektroda karbon, zat yang terjadi pada katoda adalah…
2. Pada elektrolisis larutan tembaga(II)sulfat dengan elektrode tembaga, di anode terjadi reaksi…
A.Cu2+(aq)  +  2e à  Cu(s)                 D. 2H2O(l) à  4H+(aq)  +  O2(g)  +  4e
B. Cu(s)  à  Cu2+(aq)  +  2e                                E. SO42-(aq)  +  H2O(l)  à  H2SO4(aq)+O2(g) +2e
C. H2O(l)  +  2e  à  2OH-(aq)  +  H2(g)

3. Elektrolisis zat manakah yang menghasilkan gas hidrogen di anoda?
A. NH3(l)                B. Na2SO4(aq)       C. NaH(l)                D. HCl(aq)               E. KHSO4(aq)

4. Berapakah massa logam perak yang diendapkan jika arus listrik sebesar 5 ampere dialirkan ke dalam larutan AgNO3 selama 2 jam ? (Ar Ag = 108)
5. Jika elektrolisis larutan tembaga (II) sulfat menggunakan elektroda C dengan arus listrik sebesar 0,1A selama 15 menit dilakukan, maka :
Tuliskan reaksi di anoda dan katoda
Hitung secara teoritis masssa endapan yang menempel pada elektroda C (Dik : Ar Cu = 65)