Elektrokimia. Tim Kimia FTP

Elektrokimia

KONSEP ELEKTROKIMIA

• Dalam arti yang sempit elektrokimia adalah ilmu

pengetahuan yang mempelajari peristiwa-peristiwa yang terjadi di dalam sel elektrokimia.

• Sel jenis ini merupakan sistem yang terdiri atas 2 buah elektrode dan larutan elektrolit, peristiwa yang terjadi didalamnya adalah proses perpindahan elektron (reaksi redoks).

Pengertian lama reaksi kimia dimana terjadi pengikatan dan pelepasan oksigen

Definisi

Redoks

Pengertian lebih luas reaksi kimia dimana terjadi perubahan bilangan oksidasi

Bilangan Oksidasi???

•

adalah muatan suatu atom / unsur dalam

suatu molekul / senyawa yang ditentukan

karena perbedaan harga elektronegatifitas.

Penentuan Bilangan Oksidasi

1. Bilangan oksidasi setiap atom dlm unsur bebas adalah nol. Misalnya unsur Cl = 0, B = 0

2. Bilangan oksidasi ion suatu atom sama dengan muatan ion tersebut. a. Na+ 

biloks Na adalah +1 b. Fe3+  _{biloks Fe adalah +3}

3. Pada suatu senyawa atau ion, umumnya biloks atom untuk : a. Golongan IA adalah +1 b.

Golongan VIIA adalah -1

4. Bilangan oksidasi H dalam senyawa adalah +1, kecuali pada senyawa hidrida ( NaH, LiH, CaH ) bilangan oksidasi H = -1.

5. Bilangan oksidasi O dlm senyawa adalah -2, kecuali pada

senyawa peroksida seperti H₂O₂ bilangan oksidasi O adalah -1. Dan pd senyawa superoksida seperti KO₂, RbO₂ biloks O

adalah -½. Sementara untuk senyawa OF₂ biloks O adalah +2. 6. Jumlah total biloks atom dlm suatu senyawa adalah nol. Dan

jumlah total biloks untuk senyawa bermuatan adalah

besarnya sama dengan muatannya. a. H₂SO₄  total biloks sama dengan nol

• Reaksi oksidasi dpt mempunyai 3 pengertian :

a. Reaksi yg menyebabkan terjadinya kenaikan biloks.

Misalnya : K  K+ _{+ e} 0 +1

b. Reaksi pengikatan oksigen. Misalnya :

C + O₂  CO₂ 0 + +4

c. Reaksi pelepasan hidrogen. Misalnya :

• Reaksi reduksi dpt mempunyai 3 pengertian :

a. Reaksi yg menyebabkan terjadinya penurunan biloks.

Misalnya : K+  _{K + e} +1 0

b. Reaksi pelepasan oksigen. Misalnya :

CO₂  C + O₂ +4 0

c. Reaksi pengikatan hidrogen. Misalnya :

Reaksi Autoredoks / Reaksi

Disproporsionasi

0 -1

reduksi

Cl

₂

+ 2OH

-



_Cl

-

_{+ ClO}

-

_{+ H}

2

O

oksidasi

0 +1

Penyetaraan redoks

•

Metode setengah reaksi redoks

Metode setengah reaksi redoks

•

Tulis kerangka dasar ½ reaksi reduksi dan

kerangka ½ reaksi oksidasi

Contoh : K

₂

Cr

₂

O

₇

+ HCl



KCl + CrCl

₃

+ Cl

₂

+ H

₂

O

Reduksi : Cr

₂

O

₇2-



_Cr

3+

Oksidasi : Cl

-



_Cl

2

•

Setarakan atom unsur yang mengalami

perubahan bilangan oksidasi

Reduksi : Cr

₂

O

₇2-



₂

_Cr

3+

•

Setarakan oksigen dan hidrogen

– Dalam larutan asam atau netral :

Tambahkan 1 H

₂

O untuk setiap kekurangan 1 atom O,

lalu setarakan kekurangan atom H dengan

menambahkan H

+

– Dalam larutan basa :

Tambahkan 2 atom OH

-

_{pada setiap kekurangan 1 atom}

O, kemudian setarakan kekurangan H dengan H

₂

O

(pada ruas yang lainnya)

Reduksi : Cr

₂

O

₇2-

₊

_14H

+



₂

_Cr

3+

₊

_7H

2

O

Oksidasi :

2

Cl

-



_Cl

•

Jika ada spesi lain, selain unsur yang mengalami

perubahan bilangan oksidasi, maka setarakan

spesi yang bersangkutan pada ruas lainnya

Contoh : Pb



PbSO

₄

menjadi Pb +

SO

₄



PbSO

₄

•

Setarakan muatan dengan menambahkan

elektron pada ruas yang kelebihan muatan

Reduksi : Cr

₂

O

₇2-

₊

_14H

+

₊

_6e

-



₂

_Cr

3+

₊

_7H

2

O

-•

Samakan jumlah elektron pada ½ reaksi reduksi dan ½

reaksi oksidasi

Reduksi : Cr

₂

O

₇2-

₊

_14H

+

₊

_6e

-



₂

_Cr

3+

₊

_7H

2

O (dikali 1)

Oksidasi :

2

Cl

-



_Cl

2

+

2e

-

(

dikali 3)

Redoks : Cr

₂

O

₇2-

_{+ 14H}

+

_{+ 6Cl}

-



_2Cr

3+

_{+ 3Cl}

2

+ 7H

2

O

•

Dikembalikan pada reaksi awal, menjadi ;

K

₂

Cr

₂

O

₇

+ 14HCl



2K

Cl + 2CrCl

₃

+ 3Cl

₂

+ 7H

₂

O

•

_{Jadi, persamaan redoks lengkapnya :}

Metode bilangan oksidasi

•

Tentukan unsur yang mengalami perubahan

biloks, dan tuliskan bilangan oksidasinya.

+7

+2

+3

+2

KMnO₄ + FeSO₄ + H₂SO₄  K₂SO₄ + Fe₂(SO₄)₃ + MnSO₄ +H₂O

•

Menyetarakan unsur yang mengalami perubahan

biloks dengan memberi koefisien yang tepat.

KMnO

₄

+

2Fe

SO

₄

+ H

₂

SO

₄



K

₂

SO

₄

+

Fe

₂

(SO

₄

)

₃

+

MnSO

₄

+H

₂

O

•

Menentukan jumlah pertambahan bilangan

oksidasi dari unsur yang mengalami oksidasi dan

jumlah penurunan bilangan oksidasi unsur yg

mengalami reduksi

•

Samakan koefisien masing-masing senyawa

dengan menyetarakan sesuai perubahan biloks

(dikalikan dengan faktor x)

2

KMnO

₄

+

10Fe

SO

₄

+ H

₂

SO

₄



K

₂

SO

₄

+

5Fe

₂

(SO

₄

)

₃

+

2

MnSO

₄

+H

₂

O

•

Setarakan unsur lainnya dalam urutan kation,

anion, hidrogen, oksigen.

2KMnO

₄

+ 10FeSO

₄

+

8

H

₂

SO

₄



K

₂

SO

₄

+

5Fe

₂

(SO

₄

)

₃

+ 2MnSO

₄

+

8

H

₂

O

•

Kation K sudah setara, Anion SO

₄2-

belum setara

yaitu di ruas kanan ada 18 SO

₄2-

_{sedangkan di}

ruas kiri ada 10, jadi tambahkan koefisien 8 pada

H

₂

SO

₄

. Lalu setarakan hidrogen dan oksigen.

•

Jadi persamaan redoks lengkapnya :

2KMnO

₄

+ 10FeSO

₄

+ 8H

₂

SO

₄



K

₂

SO

₄

+

5Fe

(SO

)

+ 2MnSO

+8H

O

Ada dua jenis sel elektrokimia, yaitu :

•

Sel volta : reaksi redoks akan menghasilkan

arus listrik (terjadi perubahan energi kimia

menjadi energi listrik).

Contoh : baterai, aki

•

Sel elektrolisis : arus alam menimbulkan reaksi

redoks (terjadi perubahan energi listrik

menjadi energi kimia).

Macam sel elektrokimia

• reaksi redoks yang terjadi

secara spontan ( reaksi

kimia yang dapat

menghasilkan arus listrik)

Sel Volta/sel

elektrokimia

• Arus listrik yang dialirkan

kedalamnya

menimbulkan reaksi

redoks /kimia

Sel

Sel volta

• Elektron mengalir dari logam Zn (anode) menuju Cu melalui

kawat penghubung, dan Zn mengalami oksidasi menjadi ion Zn2+_.

Zn(s)  Zn2+_{(aq) + 2e}

-• Elektron yang dilepaskan mengalir melalui rangkaian kawat

menuju katode (logam Cu). Ion Cu2+ _{akan mengambil}

elektron dari logam tembaga, sehingga terjadi reduksi ion

Cu2+ _{menjadi endapan tembaga.}

Cu2+_{(aq) + 2e}-  _Cu(s)

Akibatnya lama kelamaan logam Zn larut, sedangkan katode (logam Cu) semakin tebal karena terbentuknya endapan tembaga, dan menghasilkan aliran elektron (listrik).

Sel Volta

• Sel Volta adalah sel elektrokimia yang menghasilkan arus listrik sebagai akibat terjadinya reaksi pada kedua elektroda secara spontan.

• Misal : sebatang logam seng di masukkan kedalam larutan seng sulfat dan logam tembaga kedalam larutan tembaga sukfat

• Logam seng mempunyai kecenderungan untuk melarut

membentuk ion seng, Zn 2+, _{tetapi seba-liknya ion seng dalam} larutan mempunyai kecen-derungan untuk mengendap

Dalam waktu singkat tercapai kesetimbangan yang dapat dinyatakan sebagai ;

Zn ====== Zn 2+ _{+ 2 e}

• Kecenderungan Zn untuk melarut lebih besar dari pada

kecenderungan Zn 2+ _{untuk mengendap, maka kesetimbangan}

agak ke kanan, sehingga pada logam Zn akan kelebihan

electron, yang memberikan muatan negative pada logam. Ion-ion seng dalam larutan akan terorientasi dengan muatan

• Sedangkan untuk tembaga sedikit berbeda. Disini

kecenderungan Cu 2+ _{untuk mengendap(sebagai Cu) lebih} besar dari pada kecenderunganCu untuk melarut sehingga kedudukan kesetimbangan :

Cu ======= Cu 2+ _{+ 2 e}

Logam Cu kekurangan elektron dan logam ini lebih positif terhadap larutan

Jika kedua elektroda digabungkan menjadi sel Volta , kelebihan electron pada elektroda Zn akan mengalir ke elektroda Cu dimana terdapat kekurangan electron.

• Karena kehilangan electron maka Zn akan melarut

menghasilkan electron, sedangkan ion-ion Cu2+ akan terus mengendap sebagai ion Cu

• Pada elektroda Zn terdapat kelebihan electron jadi bertidak sebagai

elektroda negative(-) disebut anoda, karena disini terjadi setengah reaksi oksidasi.

Zn --- Zn 2+ _{+ 2 e}

• Elektroda Cu yang kekurangan electron bertindak senagai elektroda positif (+) disebut katoda, setengah reaksi yang terjadi adalah : Cu 2+ _{+ 2 e}

---Cu

• Jumlah dari kedua setengah sel ini adalah rekasi sel : Anoda (oksidasi) Zn --- Zn 2+ _{+ 2 e}

Katoda (reduksi) Cu 2+ _{+ 2 e --- Cu}

________________________________________ Zn + Cu 2+ _{--- Zn} 2+ _{+ Cu}

• Dari reaksi ini dihasilkan arus listrik.

• Catatan : Jembatan garam yang digunakan pada pembuatan sel ini adalah sebuah pipa U yang berisi elektrolit ( KCl atau KNO3) dan agar-agar padat Yang digunakan sebagai kontak listrik antara kedua larutan elektrolit dalam sel Volta.

Loga m

Mn Cr Zn Fe Co Ni Sn Pb H Cu Hg Ag Au

•

Katoda (muatan positif )



reduksi

•

Anoda (muatan negatif)



oksidasi

•

Dalam suatu sel galvani

E

o_katode

> E

o_anode

•

Dengan menggunakan potensial elektrode

standar di bawah ini:

Cr₂O₇

2-(aq)+14H+(aq)+6e  2Cr3+(aq)+ 7H2O Eo= +1,33 V

Zn2+

(aq) + 2e- Zn(s) Eo= - 0,76 V

Sel elektrolisis

•

Reaksi elektrolisis tergolong reaksi tidak spontan,

yaitu memerlukan pengaruh energi listrik.

•

Elektron (listrik) memasuki larutan melalui kutub

negatif (katode). Spesi tertentu dalam larutan

menyerap elektron dari katode dan mengalami

reduksi.

•

Spesi lain melepas elektron di anode dan

mengalami oksidasi.

•

Katoda (muatan negatif)



reduksi

Elektrolisis

• Pada sel elektolisis arus listrik dari sumber diluar sel dialirkan kedalam larutan di dalam sel. Ion-ion positip (kation) bermigrasi ke elektroda negatip dan ion-ion negatip (anion) bermigrasi ke elektroda positip

• Elektrolit yang digunakan bisa sebagai leburan dan sebagai larutan.

• Pada proses penggunaan elektrolit kemungkinan terjadi reduksi atau oksidasi dari molekul-molekul air harus pula diperhatikan. Misal ; pengendapan logam pada katoda , maka potensial elektron dan atau konsentrasi ion dalam larutan perlu diperhatikan.

• Elektroda yang digunakan dapat bersifat elektroaktif/ lamban. Contoh elektroda yang elektroaktif (Cu dan Ag) mudah teroksidasi dan sering ambil bagian dalam proses anoda, sedangkan elektrode lamban (grafit dan platina) praktis tidak bereaksi kecuali pada proses-proses tertentu.

Elektrolisis Leburan Elektrolit

•

elektrolisis ini penting dalam pembuatan

logam-logam aktif seperti natrium,

magnesium dan alumunium.

Elektrolisis MgCl₂ cair

Anoda (oksidasi) : 2 Cl --- Cl₂ + 2e Katoda (reduksi) : Mg 2+ _{+ 2 e --- Mg}

Elektrolisis Larutan Elektrolit

• elektolisis ini lebih rumit dari elektrolisis leburan elektrolit , karena adanya molekul-molekul pelarut yang dapat pula

dioksidasi

• (pada anoda) atau direduksi (pada katoda).Jadi pada elektroda ada beberapa kemungkinan reaksi,contoh elektrolisis dalam air.

Elektrolisis lar. NaCl dengan elektroda lamban : oksidasi : 2

Cl  --- Cl₂ + 2e

OH-• Jadi reaksi-reaksi yang terjadi tergantung pada : - keadaan dan jenis elektrolit

- jenis elektroda

- beda potensial antara kedua elektroda - suhu

• Kation logam dibawah Hidrogen dalam deret Volta (Cu, Ag) mudah direduksi dalam katoda.

Penggunaan Elektrolisis

• Elektrolisis adalah proses yang penting dalam industri. Proses ini digunakan untuk pembuatan logam –logam natrium,

magnesium, alumunium, pembuatan hidrogen peroksida , gas hidrogen dan zat-zat lain. Gas Hidrogen yang dihasilkan pada proses ini sangat murni untuk itu sangat baik digunakan pada proses hidrogenasi minyak dalam pembuatan margarin.

• Proses elektrolisis juga digunakan dalam Elektroplating

dimana permukaan logam dilapisi logam lain yang lebih mulia . Misal tembaga dilapisi krom.

Elektrolisis larutan HCl dengan elektrode Pt,

reaksinya:

•

2HCl (aq)



2H+ (aq) + 2Cl ¯ (aq)

•

Anode: 2Cl ¯ (aq)



Cl

₂

(g) + 2e¯ (Oksidasi)

•

Katode: 2H+ (aq) + 2e¯



H

₂

(g) (Reduksi)

•

Hukum Faraday I : “massa zat yang

dibebeaskan pada elektolisis (m) berbanding

lurus dengan jumlah listrik yang digunakan

(Q)”.

m = Q

m = i. t

•

Hukum Faraday II : “ massa zat yang

dibebaskan pada elektrolisis (m) berbanding

lurus dengan massa ekuivalen zat itu (e)”.

m = e



Ar

e

•

Penggabungan Hukum Faraday I dan II

menghasilkan persaamaan :

Untuk mengendapkan sebanyak 13 g Cr (Ar Cr

= 52) dari larutan CrCl

₃

dengan arus sebesar 3

A ( 1 F = 96.500 C) diperlukan waktu ....

•

m = 13 g

•

i = 3 A

• Setarakanlah reaksi redoks dibawah ini : 1. Fe3+ _{+ Sn}2+  _Fe2+ _{+ Sn}4+

2. Ag + HNO₃  AgNO₃ + NO₂ + H₂O 3. MnO₄ + H₂SO₃  SO₄2- _{+ Mn}2+ 4. HPO₃2- _{+ OBr}-  _Br- _{+ PO}

43- ( dalam suasana basa ) 5. C₃H₃O + CrO₃ + H₂SO₄  Cr₂(SO₄)₃ + C₃H₆O + H₂O