- CARA PERUBAHAN BILANGAN OKSIDASI :
Contoh :
C
+ HNO3 → CO2 + NO2 + H2O
Langkah – langkahnya :
- Atom C biloks semula 0 (unsur C) menjadi +4 (senyawa CO2), Atom N biloks semula +5 (senyawa HNO3) menjadi +4 (senyawa NO2)
- Jumlah atom C dan N sudah sama
- 0 menjadi +4, oksidasi 4 satuan (x1), +5 menjadi +4 reduksi 1 satuan (x4) menjadi C + 4HNO3 → CO2 + 4NO2 + H2O
- Tidak ada muatan
- 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
- Atom lain setara
- 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 ….
- 2 mol elektron
- 4 mol elektron
- 5 mol elektron
- 7 mol elektron
- 8 mol elektron
Setarakan persamaan reaksi redoks di bawah ini !
- Cr2O72- + Cl- Cr3+ + Cl2 ( asam )
- Mn2+ + SO42- MnO2 + SO32- ( basa )
- 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….
- Elektrode Ag bertindak sebagai katoda
- 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 :
P│P2+║Q2+│Q Eo=2,46V, R│R2+║S2+│S Eo = 1,1 V, R│R2+║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 :
- 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)
No comments:
Post a Comment