BAB I PENDAHULUAN I.1. Latar Belakang
Seperti yang telah kita ketahui, topik elektrokimia ini sudah kita pelajari saat masih duduk di bangku SMA. Namun, pembahasan pada saat itu hanya secara garis besarnya saja. Dengan adanya makalah ini, kami bermaksud untuk membahas topik elektrokimia dengan lebih lengkap dan mendalam.
Elektrokima itu penting untuk diketahui dan dibahas lebih lanjut karena fungsi dan kegunaan dari elektrokimia itu sangat penting dan berguna dalam kehidupan kita sehari-hari.
Sel elektrolisis merupakan pemanfaatan arus listrik untuk menghasilkan reaksi redoks. Oleh karena itu, elektrolisis adalah proses penguraian suatu senyawa dengan pengaliran arus listrik yang melaluinya. Dalam elektrolisis, terjadi perubahan energi listrik menjadi energi kimia. Sel elektrolisis merupakan kebalikan dari sel volta karena listrik digunakan untuk melangsungkan reaksi redoks tak spontan. Proses elektrolisis dimulai dengan masuknya elektron dari arus listrik searah ke dalam larutan melalui kutub negatif. Spesi tertentu atau ion yang bermuatan positif akan menyerap elektron dan mengalami reaksi reduksi di katoda. Spesi yang lain atau ion bermuatan negatif akan melepas elektron dan mengalami reaksi oksidasi di kutub positif atau anoda. Elektroda positif dan negatif pada sel elektrolisis ditentukan oleh sumber arus listrik. Jenis elektroda yang digunakan dalam proses elektrolisis sangat berpengaruh pada hasil elektrolisis. Elektroda dapat dibedakan menjadi dua berdasarkan keaktifannya, yaitu elektrodatidak aktif (tidak ikut bereaksi atau inert) seperti C, Pt, dan elektroda aktif (ikut bereaksi atau tidak inert, selain C, Pt) pada proses elektrolisis. Jika dalam elektrolisis digunakan elektrolit berupa larutan, maka reaksi yang terjadi tidak hanya melibatkan ion-ion d alam larutan, tapi juga air. Hal tersebut menyebabkan terjadinya kompetisi antara ion dengan molekul pelarutnya atau ion-ion lain dalam larutan pada saat mengalami reaksi di anoda dan katoda.
I.2. Tujuan Penulisan
Makalah ini disusun dengan tujuan untuk memberikan suatu gambaran,
penjelasan yang lebih mendalam mengenai elektrokimia. Diharapkan mahasiswa
dapat mendalami dan memahami konsep-konsep dan teori mengenai elektrokimia.
I.3. Sistematika Penulisan Kata Pengantar Daftar Isi
Bab I. Pendahuluan
I.1. Latar Belakang I.2. Tujuan Penulisan I.3. Sistematika Penulisan
Bab II. Isi
II.1. Reaksi Redoks II.2. Sel Galvani II.3. Hukum Faraday II.4. Sel Elektrolisis
II.5. Termodinamika Sel Elektrokimia II.6. Sel Kimia
II.7. Hasil Kali Kelarutan II.8. Sel Konsentrasi
Bab III.Penutup
III.1. Kesimpulan III.2. Saran
Lampiran Daftar Pustaka
BAB II ISI
Elektrokimia adalah ilmu yang mempelajari aspek elektronik dari reaksi kimia. Elemen yang digunakan dalam reaksi elektrokimia dikarakterisasikan dengan banyaknya elektron yang dimiliki. Elektrokimia secara umum terbagi dalam dua kelompok, yaitu sel galvanik dan sel elektrolisa.
Sel elektrokimia, juga disebut sel volta atau sel galvani, adalah suatu alat dimana reaksi kimia terjadi dengan produksi suatu perbedaan potensial listrik antara dua elektroda. Jika kedua elektroda dihubungkan terhadap suatu sirkuit luar dihasilkan aliran arus, yang dapat mengakibatkan terjadinya kerja mekanik sehingga sel elektrokimia mengubah energi kimia ke dalam kerja.
II.1.Reaksi Redoks
Berikut akan dijelaskan bagaimana mengerjakan setengah-reaksi elektron untuk proses oksidasi dan reduksi, kemudian bagaimana menggabungkan setengah-reaksi tersebut untuk mendapat persamaan ion untuk reaksi redoks
secara utuh. Ini merupakan pelajaran yang penting dalam kimia anorganik.
A. Setengah-Reaksi Elektron
Ketika magnesium mereduksi tembaga(II)oksida dalam suhu panas menjadi tembaga, persamaan ion untuk reaksi itu adalah:
Kita dapat membagi persamaan ion ini menjadi dua bagian, dengan melihat dari sisi magnesium dan dari sisi ion tembaga(II) secara terpisah. Dari sini terlihat jelas bahwa magnesium kehilangan dua elektron, dan ion tembaga(II) yang mendapat dua elektron tadi.
Kedua persamaan di atas disebut “setengah-reaksi elektron” atau persamaan” atau persamaan ionik” atau “setengah-reaksi”, banyak sebutan tetapi mempunyai arti hal yang sama.
Setiap reaksi redoks terdiri dari dua setengah-reaksi. Pada salah satu reaksi terjadi kehilangan elektron (proses oksidasi), dan di reaksi lainnya terjadi penerimaan elektron (proses reduksi).
B. Membuat persamaan Ion
Pada contoh di atas, kita mendapat setengah-reaksi elektron dengan memulai dari persamaan ion kemudian mengeluarkan masing-masing setengah-reaksi dari persamaan tersebut. Itu merupakan proses yang tidak benar.
Pada kenyataannya, kita hampir selalu memulai dari setengah-reaksi elektron dan menggunakannya untuk membuat persamaan ion.
Contoh 1: Reaksi antara klorin dan ion besi(II)
Gas klorin mengoksidasi ion besi(II) menjadi ion besi(III). Pada proses ini, klorin direduksi menjadi ion klorida. Sebagai permulaan kita buat dahulu masing-masing setengah-reaksi.
Untuk klorin, seperti kita ketahui klorin (sebagai molekul) berubah menjadi ion klorida dengan reaksi sebagai berikut:
Pertama, kita harus menyamakan jumlah atom di kedua sisi:
Penting untuk diingat, jumlah atom harus selalu disamakan dahulu sebelum melakukan proses selanjutnya. Jika terlupa, maka proses selanjutnya akan menjadi kacau dan sia-sia.
Kemudian untuk menyempurnakan setengah-reaksi ini kita harus menambahkan sesuatu. Yang bisa ditambah untuk setengah-reaksi adalah: 1. Elektron
2. Air
3. Ion hidrogen (H+) (kecuali jika reaksi terjadi dalam suasana basa, jika
demikian yang bisa ditambahkan adalah ion hidroksida (OH-)
Dalam kasus contoh di atas, hal yang salah pada persamaan reaksi yang kita telah buat adalah muatannya tidak sama. Pada sisi kiri persamaan tidak ada muatan, sedang pada sisi kanannya ada muatan negatif 2 (untuk selanjutnya disingkat dengan simbol : 2-).
Hal itu dapat dengan mudah diperbaiki dengan menambah dua elektron pada sisi kiri persamaan reaksi. Akhirnya didapat bentuk akhir setengah-reaksi ini:
Proses yang sama juga berlaku untuk ion besi(II). Seperti telah diketatahui, ion besi(II) dioksidasi menjadi ion besi(III).
Jumlah atom dikedua sisi telah sama, tetapi muatannya berbeda. Pada sisi kanan, terdapat muatan 3+, dan pada sisi kiri hanya 2+.
Untuk menyamakan muatan kita harus mengurangi muatan positif yang ada pada sisi kanan, yaitu dengan menambah elektron pada sisi tersebut:
Mengabungkan setengah reaksi untuk mendapat persamaan ion untuk reaksi redoks
Sekarang kita telah mendapatkan persamaan dibawah ini:
Terlihat jelas bahwa reaksi dari besi harus terjadi dua kali untuk setiap molekul klorin. Setelah itu, kedua setengah-reaksi dapat digabungkan.
Tapi jangan berhenti disitu! Kita harus memeriksa kembali bahwa semua dalam keadaan sama atau setara, baik jumlah atom dan muatannya. Sangat mudah sekali terjadi kesalahan kecil (tapi bisa menjadi fatal!) terutama jika yang dikerjakan adalah persamaan yang lebih rumit.
Pada persamaan terakhir, terlihat bahwa tidak ada elektron yang diikutsertakan. Pada persamaan terakhir ini, di kedua sisi sebenarnya terdapat elektron dalam jumlah yang sama, jadi saling meniadakan, dapat dicoret, dan tidak perlu ditulis dalam persamaan akhir yang dihasilkan.
Persamaan reaksi pada contoh 1 merupakan contoh yang sederhana dan cukup mudah. Tetapi teknik atau cara pengerjaannya berlaku juga untuk reaksi yang lebih rumit dan bahkan reaksi yang belum dikenal.
Ion manganat(VII), MnO4-, mengoksidasi hidrogen peroksida, H2O2,
menjadi gas oksigen. Reaksi seperti ini terjadi pada larutan kalium manganat(VII) dan larutan hidrogen peroksida dalam suasana asam dengan
penambahan asam sulfat.
Selama reaksi berlangsung, ion manganat(VII) direduksi menjadi ion mangan(II).
Kita akan mulai dari setengah-reaksi dari hidrogen peroksida.
Jumlah atom oksigen telah sama/ setara, tetapi bagaimana dengan hidrogen?
Yang bisa ditambahkan pada persamaan ini hanyalah air, ion hidrogen dan elektron. Jika kita menambahkan air untuk menyamakan jumlah hidrogen, jumlah atom oksigen akan berubah, ini sama sekali salah.
Yang harus dilakukan adalah menambahkan dua ion hidrogen pada sisi kanan reaksi:
Selanjutnya, kita perlu menyamakan muatannya. Kita perlu menambah dua elektron pada sisi kanan untuk menjadikan jumlah muatan di kedua sisi 0.
- Ion manganat(VII) berubah menjadi ion mangan(II).
Jumlah ion mangan sudah setara, tetapi diperlukan 4 atom oksigen pada sisi kanan reaksi. Satu-satunya sumber oksigen yang boleh ditambahkan pada reaksi suasana asam ini adalah air.
Dari situ ternyata ada tambahan hidrogen, yang juga harus disetarakan. Untuk itu, kita perlu tambahan 8 ion hidrogen pada sisi kiri reaksi.
Setelah semua atom setara, selanjutnya kita harus menyetarakan muatannya. Pada tahapan reaksi diatas, total muatan disisi kiri adalah 7+ (1- dan 8+), tetapi pada sisi kanan hanya 2+. Jadi perlu ditambahkan 5 elektron pada sisi kiri untuk mengurangi muatan dari 7+ menjadi 2+.
Dapat disimpulkan, urutan pengerjaan setengah reaksi ini adalah:
• Menyetarakan jumlah atom selain oksegen dan hidrogen.
• Menyetarakan jumlah oksigen dengan menambah molekul air (H2O).
• Menyetarakan jumlah hidrogen dengan menambah ion hidrogen (H+).
Menggabungkan setengah-reaksi untuk membuat persamaan reaksi
Kedua setengah-reaksi yang sudah kita dapat adalah:
Supaya dapat digabungkan, jumlah elektron dikedua setengah-reaksi sama banyak. Untuk itu setengah-reaksi harus dikali dengan faktor yang sesuai sehingga menghasilkan jumlah elektron yang setara. Untuk reaksi ini, masing-masing setengah reaksi dikalikan sehingga jumlah elektron menjadi 10 elektron.
Tapi kali ini tahapan reaksi belum selesai. Dalam hasil persamaan reaksi, terdapat ion hidrogen pada kedua sisi reaksi.
Persamaan ini dapat disederhanakan dengan mengurangi 10 ion hidrogen dari kedua sisi sehingga menghasilkan bentuk akhir dari persamaan ion ini. Tapi jangan lupa untuk tetap memeriksa kesetaraan jumlah atom dan muatan!
Sering terjadi molekul air dan ion hidrogen muncul di kedua sisi persamaan reaksi, jadi harus selalu diperiksa dan kemudian disederhanakan.
Contoh 3: Oksidasi etanol dengan kalium dikromat(VI) suasana asam
Teknik yang telah dijelaskan tadi dapat juga digunakan pada reaksi yang melibatkan zat organik. Larutan kalium dikromat(VI) yang diasamkan dengan asam sulfat encer dapat digunakan untuk mengoksidasi etanol,
CH3CH2OH, menjadi asam etanoat, CH3COOH.
Sebagai oksidator adalah ion dikromat(VI), Cr2O72-, yang kemudian
tereduksi menjadi ion kromium (III), Cr3+.
Pertama kita akan kerjakan setengah-reaksi etanol menjadi asam etanoat.
- Tahapan reaksi seperti contoh sebelumnya, dimulai dengan menulis reaksi utama yang terjadi, yang diketahui dari soal.
- Setarakan jumlah oksigen dengan menambah molekul air pada sisi kiri:
- Tambahkan ion hidrogen pada sisi kanan untuk menyetarakan jumlah hidrogen:
- Selanjutnya, setarakan muatan dengan menambah 4 elektron pada sisi kanan sehingga menghasilkan total muatan nol pada tiap sisi:
Setengah reaksi untuk dikromat(VI) agak rumit dan jika tidak teliti dapat menjebak:
- Buat persamaan reaksi utama:
- Setarakan jumlah kromium. Hal ini sering dilupakan, dan jika ini terjadi akan fatal, karena hasil reaksi selanjutnya akan salah. Jumlah muatan akan salah, faktor pengali yang digunakan juga akan salah. Sehingga keseluruhan persamaan reaksi akan salah.
- Kemudian setarakan oksigen dengan menambah molekul air:
- Setarakan jumlah hidrogen dengan menambah ion hidrogen:
- Selanjutnya setarakan muatannya. Tambah 6 elektron pada sisi kiri sehingga jumlah muatan menjadi 6+ pada tiap sisi.
Menggabungkan setengah-reaksi untuk mendapat persamaan reaksi
Untuk menyelesaikan persamaan ini kita harus mengubah jumlah elektron, dengan jumlah terkecil yang dapat habis dibagi 4 dan 6, yaitu 12. Jadi faktor pengali untuk persamaan ini adalah 3 dan 2.
Dapat dilihat ada molekul air dan ion hidrogen pada kedua sisi persamaan. Ini dapat disederhanakan menjadi bentuk akhir persamaan reaksi:
II.2. Sel Galvani (Sel Volta)
Sel galvani adalah sel elektrokimia yang dapat menghasilkan energi listrik yang disebabkan oleh terjadinya reaksi redoks yang spontan. Contoh sel galvani adalah sel Daniell yang gambarnya dapat dilihat pada gambar 1. Jika kedua elektrodanya dihubungkan dengan sirkuit luar, dihasilkan arus litrik yang dapat dibuktikan dengan meyimpangnya jarum galvanometer yang dipasang pada rangkaian luar dari sel tersebut.
Gambar 1. Sel Daniell
Sel Daniell sering pula dimodifikasi seperti yang terlihat pada gambar 2. Kedua setengah sel dihubungkan dengan jembatan garam.
Gambar 2. Sel Daniell dengan jembatan garam
Ketika sel Daniell digunakan sebagai sumber listrik terjadi perubahan dari Zn menjadi Zn2+ yang larut
Hal ini dapat diketahui dari semakin berkurangnya massa Zn sebelum dan sesudah reaksi. Di sisi lain, elektroda Cu semakin bertambah massanya karena terjadi pengendapan Cu dari Cu2+ dalam larutan.
Cu2+(aq) + 2e- Cu(s) (reaksi reduksi)
Pada sel tersebut elektroda Zn bertindak sebagai anoda dan elektroda Cu sebagai katoda.
Ketika sel Daniell dirangkai, terjadi arus elektron dari elektroda seng (Zn) ke elektroda tembaga (Cu) pada sirkuat luar. Oleh karena itu, logam seng bertindak sebagai kutub negatif dan logam tembaga sebagai kutub positif. Bersamaan dengan itu pada larutan dalam sel tersebut terjadi arus positif dari kiri ke kanan sebagai akibat dari mengalirnya sebagian ion Zn2+ (karena dalam larutan
sebelah kiri terjadi kelebihan ion Zn2+ dibandingkan dengan ion SO
42-yang ada).
Reaksi total yang terjadi pada sel Daniell adalah : Zn(s) + Cu2+(aq) Zn2+(aq) + Cu(s)
Reaksi tersebut merupakan reaksi redoks yang spontan yang dapat digunakan untuk memproduksi listrik melalui suatu rangkaian sel elektrokimia.
Macam-macam sel volta/ sel galvani
1. Sel Kering atau Sel Leclance
• Sel ini sering dipakai untuk radio, tape, senter, mainan anak-anak, dll.
• Katodanya sebagai terminal positif terdiri atas karbon (dalam bentuk grafit) yang terlindungi oleh pasta karbon, MnO2 dan NH4Cl2
• Anodanya adalah lapisan luar yang terbuat dari seng dan muncul dibagian
bawah baterai sebagai terminal negatif.
MnO2 + NH4Cl + sedikit Air
• Reaksi anoda adalah oksidasi dari seng
Zn(s) → Zn2+ (aq) + 2e
-• Reaksi katodanya berlangsung lebih rumit dan suatu campuran hasil akan
terbentuk. Salah satu reaksi yang paling penting adalah : 2MnO2(s) + 2NH4 + (aq) + 2e- → Mn2O3(s) + 2NH3(aq) + H2O
• Amonia yang terjadi pada katoda akan bereaksi dengan Zn2+ yang
dihasilkan pada anoda dan membentuk ion Zn(NH3)42+.
2. Sel Aki
• Katoda: PbO2
• Anoda : Pb
• Elektrolit: Larutan H2SO4
• Reaksinya adalah :
PbO2(s) + 4H+(aq) + SO42-(aq) → PbSO4(s) + 2H2O (katoda) Pb (s) + SO42-(aq)
PbSO4(s) + 2H2O (katoda) Pb (s) + SO42-(aq)→ PbSO4(s) + 2e- (anoda) PbO2(s)
+ Pb (s) + 4H+(aq) + 2SO
42-(aq) → 2PbSO4(s) + 2H2O (total)
• Pada saat selnya berfungsi, konsentrasi asam sulfat akan berkurang karena
ia terlibat dalam reaksi tersebut.
• Keuntungan dari baterai jenis ini adalah bahwa ia dapat diisi ulang (recharge) dengan memberinya tegangan dari sumber luar melalui proses elektrolisis, dengan reaksi :
2PbSO4(s) + 2H2O → PbO2(s) + Pb(s) + 4H+(aq) + 2SO42-(aq) (total)
• Kerugian dari baterai jenis ini adalah, secara bentuk, ia terlalu berat dan lagi ia mengandung asam sulfat yang dapat saja tercecer ketika dipindah-pindahkan.
3. Sel Bahan Bakar
• Elektroda : Ni
• Bahan Bakar : H2 dan O2
4. Baterai Ni – Cd
• Disebut juga baterai ni-cad yang dapat diisi ulang muatannya dan yang
umum dipakai pada alat-alat elektronik peka. Potensialnya adalah 1,4 Volt.
• Katoda : NiO2 dengan sedikit air
• Anoda : Cd
• Reaksinya :
Cd(s) + 2OH- (aq) → Cd(OH)
2(s) + 2e
-2e- + NiO
2(s) + 2H2O → Ni(OH)2(s) + 2OH-(aq) • Baterai ini lebih mahal dari baterai biasa.
II.3. Hukum Faraday
Akibat aliran arus listrik searah ke dalam larutan elektrolit akan terjadi perubahan kimia dalam larutan tersebut. Menurut Michael Faraday (1834) lewatnya arus 1 F mengakibatkan oksidasi 1 massa ekivalen suatu zat pada suatu elektroda (anoda) dan reduksi 1 massa ekivalen suatu zat pada elektroda yang lain (katoda).
Hukum Faraday I: Massa zat yang timbul pada elektroda karena elektrolisis berbanding lurus dengan jumlah listrik yang mengalir melalui larutan.
w ~ Q w = massa zat yang diendapkan (g).
w ~ I.t Q = jumlah arus listrik = muatan listrik (C)
w = e.I.t e = tetapan = (gek : F)
= gek.I.t I = kuat arus listrik (A).
F t = waktu (dt).
gek = massa ekivalen zat (gek).
= Ar.I.t Ar = massa atom relatif.
n. F n = valensi ion.
Massa ekivalen = massa zat yang sebanding dengan 1 mol elektron = 6,02 x 1023 ē. 1 gek ~ 1 mol ē.
Jika arus listrik 1 F dialirkan ke dalam larutan AgNO3 maka akan diendapkan 1
gram ekivalen Ag.
Ag+ (aq) + ē Ag (s)
1 mol ē ~ 1 mol Ag ~ 1 gram ekivalen Ag
Untuk mendapatkan 1 gram ekivalen Ag diperlukan 1 mol ē 1 gram ekivalen Ag = 1 mol ē = 1 mol Ag = 108 gram Ag
II.4. Sel Elektrolisis
Elektrolisis berasal dari kata elektro (listrik) dan lisis (penguraian), yang berarti penguraian senyawa oleh arus listrik, dan alatnya disebut sel elektrolisis. Dengan kata lain, sel elektrolisis ini memerlukan energi listrik untuk memompa elektron, dan prosesnya kebalikan dari proses sel Galvani.
Sel elektrolisis adalah sel elektrokimia yang menimbulkan terjadinya reaksi redoks yang tidak spontan dengan adanya energi listrik dari luar. Contohnya adalah elektrolisis lelehan NaCl dengan electrode platina. Contoh lainnya adalah pada sel Daniell jika diterapkan beda potensial listrik dari luar yang besarnya melebihi potensial sel Daniell.
a. Notasi Sel dan Reaksi Sel
Notasi sel memberikan informasi yang lengkap dari sel galvani. Informasi tersebut meliputi jenis elektroda, jenis elektrolit yang kontak dengan elektroda tersebut termasuk konsentrasi ion-ionnya, anoda dan katodanya serta pereaksi dan hasil reaksi setiap setengah-sel.
Setengah sel anoda dituliskan terlebih dahulu, diikuti dengan setengah sel katoda. Satu garis vertikal menggambarkan batas fasa. Dua spesi yang ada dalam fasa yang sama dipisahkan dengan tanda koma. Garis vertikal rangkap dua digunakan untuk menyatakan adanya jembatan garam. Untuk larutan, konsentrasinya dinyatakan di dalam tanda kurung setelah penulisan rumus kimianya.
Sebagai contoh:
Zn(s)|Zn2+(1,00 m) || Cu2+(1,00 m) |Cu(s)
Pt|Fe2+, Fe3+|| H+|H 2|Pt
Karena yang dituliskan terlebih dulu (elektroda sebelah kiri) dalam notasi tersebut adalah anoda, maka reaksi yang terjadi pada elektroda sebelah kiri adalah oksidasi dan elektroda yang ditulis berikutnya (elektroda kanan) adalah katoda maka reaksi yang terjadi pada elektroda kanan adalah reaksi reduksi. Untuk sel dengan notasi :
Zn(s)|Zn2+(1,00 m) ||Cu2+(1,00 m) |Cu(s) reaksinya adalah:
Zn(s) Zn2+(aq) + 2e- (reaksi oksidasi)
Cu2+(aq) + 2e- Cu(s) (reaksi reduksi)
Zn(s) + Cu2+(aq) Zn2+(aq) + Cu(s) (reaksi keseluruhan) b. EMF dan Pengukurannya
Sel seperti Sel Daniell, dapat dibuat reversibel dengan cara mengimbangi potensialnya dengan suatu potensial eksternal sehingga tidak ada aliran arus. Saat potensial listrik benar-benar berimbang, sel tersebut bereaksi reversibel dan potensialnya dirujuk sebagai elektrokimia force (EMF). Hal ini bisa
dilakukan dengan menggunakan suatu potensiometer.
Pengukuran emf
Emf dari suatu sel dapat diukur dengan menggunakan potensiometer. Emf sel galvani dapat diukur secara akurat dengan menggunakan potensiometer. Rangkaian potensiometer dapat dilihat pada gambar dibawah.
Gambar 3. Rangkaian Potensiometer
Karena emf merupakan beda potensial sel saat sel tersebut bereaksi reversibel dan reaksi reversibel dapat dicapai saat arus yang lewat sama dengan nol, maka arus listrik yang keluar dari sel harus diimbangi oleh arus dari sel kerja yang mempunyai emf yang lebih besar dari emf sel yang akan diukur. Jadi kutub harus dipasang berlawanan dengan kutub-kutub listrik dari luar seperti yang terlihat pada gambar.
Sel kerja dihubungkan dengan kawat yang homogen (BC) yang mempunyai tahanan yang tinggi, sel yang akan diukur, Sx dihubungkan dengan B dan galvanometer G. Kontak peluncur (tanda panah) digeser sedemikian rupa sampai galvanometer menunjukkan tak ada arus yang mengalir, misal di titik D. Pada titik ini, potensial dari sel kerja sepanjang BD diimbangi dengan tepat oleh emf dari sel X, Ex. Dengan mengetahui kuat arus yang mengalir (diukur dengan ammeter di titik A),
dan tahanan jenis ( ) serta luas penampang kawat tahanan BC maka emf sel
X dapat dihitung melalui persamaan :
Akan tetapi cara tersebut hampir tidak pernah dilakukan karena dan A tidak diketahui. Cara yang biasa dilakukan adalah untuk mengkalibrasi kawat
tahanan BC menggunakan sel standar yang sudah diketahui emfnya. Caranya
sama seperti tadi, tapi sel yang digunakan bukan sel X melainkan sel standar. Misalkan diperoleh jarak saat tidak ada arus mengalir ke dalam sel standar
adalah BE’ yang sesuai dengan Esel standar= . Kita jangan
dengan sel X dengan cara yang sama ukur jarak kawat tahanan saat tak ada arus melalui sel X, misal jarak yang diperoleh adalah BF, yang sesuai dengan Esel X, karena I dari DC-PS sama ketika digunakan saat mengukur Esel X dan
Esel standar, maka :
Karena , dan kawatnya homogen (
), maka :
Emf dan potensial elektroda
Berdasarkan konvensi IUPAC, emf sel didefinisikan sebagai E = Ekanan – Ekiri
Dengan E potensial sel, Ekanan potensial elektroda sebelah kanan(dalam
bentuk reduksi), Ekiri potensial elektroda (reduksi) untuk elektroda sebelah kiri
seperti yang tercantum dalam notasi selnya.
Karena elektroda sebelah kanan merupakan katoda dan elektroda sebalah kiri merupakan anoda maka emf sel dapat dituliskan sebagai :
c. Jenis-Jenis Elektroda Reversible
Kereversibelan pada elektroda dapat diperoleh jika pada elektroda terdapat semua pereaksi dan hasil reaksi dari setengah-reaksi elektroda. Contoh elektroda reversibel adalah logam Zn yang dicelupkan ke dalam larutan yang mengandung Zn2+ (misalnya dari larutan ZnSO
4). Ketika
elektron keluar dari elektroda ini, setengah reaksi yang terjadi adalah : Zn(s) Zn2+(aq) + 2e
Dan sebaliknya jika elektron masuk ke dalam elektroda ini terjadi reaksi yang sebaliknya:
Zn2+(aq) + 2e- Zn(s)
Tetapi jika elektroda Zn tersebut dicelupkan ke dalam larutan KCl, tidak dapat terbentuk elektroda yang reversibel karena saat ada elektron keluar dari elektroda ini terjadi setengah-reaksi :
Zn(s) Zn2+(aq) + 2e
-Akan tetapi saat ada elektron yang masuk ke dalam elektroda ini, yang terjadi adalah setengah-reaksi :
2H2O + 2e- H2 + 2OH-,
dan bukan reaksi :
Zn2+(aq) + 2e- Zn(s) ,
Karena larutan yang digunakan tidak mengandung Zn2+. Jadi dalam hal
ini kereversibelan memerlukan adanya Zn2+yang cukup dalam larutan di
sekitar elektroda Zn.
Elektroda logam-ion logam
Pada elektroda ini logam L ada dalam kesetimbangan dengan larutan yang mengandung ion Lz+. Setengah reaksinya ditulis:
Lz+ + ze- L
Contoh dari elektroda ini diantaranya Cu2+|Cu; Zn2+|Zn, Ag+|
Ag, Pb2+|Pb. Logam-logam yang dapat mengalami reaksi lain dari reaksi
setengah-sel yang diharapkan tidak dapat digunakan.
Jadi logam-logam yang dapat bereaksi dengan pelarut tidak dapat digunakan. Logam-logam golongan IA dan IIA seperti Na dan Ca dapat bereaksi dengan air, oleh karena itu tidak dapat digunakan. Seng dapat bereaksi dengan larutan yang bersifat asam. Logam-logam tertentu perlu
diaerasi dengan N2 atau He untuk mencegah oksidasi logam dengan oksigen
yang larut.
Elektroda Amalgam
Amalgam adalah larutan dari logam dengan cairan Hg. Pada elektroda ini amalgam dari logam L berkesetimbangan dengan larutan yang mengandung ion Lz+, dengan reaksi :
Lz+ + ze- L(Hg)
Dalam hal ini raksanya sama sekali tidak terlibat dalam reaksi elektroda. Logam aktif seperti Na, K, Ca dan sebagainya biasa digunakan dalam elektroda amalgam.
Elektroda logam-garamnya yang tak larut
Pada elektrtoda ini logam L kontak dengan garamnya yang sangat sukar larut (L+X-) dan dengan larutannya yang jenuh dengan garam
tersebut serta mengandung garam yang larut (atau asam) yang mengandung Xz-. Contoh dari elektroda ini adalah elektroda perak-perak klorida, elektroda kalomel, dan elektroda timbal-timbal sulfat.
Elektroda gas
Pada elektroda gas, gas berkesetimbangan dengan ionnya dalam larutan. Contoh dari elektroda ini adalah elektroda hidrogen dan elektroda klor.
Elektroda redoks
Sebetulnya semua elektroda melibatkan setengah-reaksi oksidasi – reduksi. Tapi istilah untuk elektroda redoks biasanya hanya digunakan untuk elektroda yang setengah-reaksi redoksnya melibatkan dua spesi yang ada dalam larutan yang sama. Contoh dari elektroda ini adalah Pt yang dicelupkan ke dalam larutan yang mengandung ion-ion Fe2+ dan Fe3+dengan
setengah-reaksi :
Fe3+ + e- Fe2+. Notasi setengah-selnya adalah Pt|Fe3+, Fe2+ yang
gambarnya tampak seperti di bawah.
Contoh lainnya adalah Pt|MnO4-, Mn2+. Elektroda membran selektif-ion
Elektroda ini mengandung membran gelas, kristal atau cairan yang mempunyai sifat : perbedaan potensial antara membran dan elektrolit yang kontak dengan membran tersebut ditentukan oleh aktifitas dari ion tertentu.
Elektroda membran yang paling tua dan paling banyak digunakan adalah elektroda gelas. Elektroda ini dikatakan selektif-ion karena hanya spesifik untuk ion H+ . Elektroda ini dapat dilihat pada gambar.
Gambar 8. ElektrodaGelas
Elektroda gelas ini terdiri dari membran yang sangat tipis yang terbuat dari gelas
yang permeabel terhadap ion H+. Elektroda Ag|AgCl dicelupkan ke dalam larutan
buffer yang mengandung ion Cl-. Kadang-kadang digunakan juga elektroda
kalomel untuk mengganti elektroda Ag|AgCl. Elektroda gelas terutama digunakan pada pengukuran pH.
d. Potensial Elektroda Standar
Potensial elektroda tidak dapat diukur. Yang dapat diukur adalag beda potensial dari kedua elektroda (dalam suatu sel). Untuk itu perlu suatu elektroda yang potensialnya diketahui dan ini tidak ada. Oleh karena itu dipilih elektroda hidrogen standar sebagai pembanding, dengan konvensi bahwa elektroda ini mempunyai potensial sama dengan nol.
Untuk mengetahui potensial dari suatu elektroda, maka disusun suatu sel yang terdiri dari elektroda tersebut dipasangkan dengan elektroda hidrogen standar (Standard Hydrogen Electrode). Potensial suatu elektroda X didefinisikan sebagai potensial sel yang dibentuk dari elektroda tersebut dengan elektroda hidrogen standar, dengan elektroda X selalu bertindak sebagai katoda. Sebagai contoh potensial elektroda Cu2+/Cu adalah untuk sel :
Karena pada adalah nol, maka :
Jika diperoleh Esel untuk sel diatas adalah 0,337 V,
jadi . Nilai potensial elektroda bukan nilai mutlak, melainkan
relatif terhadap elektroda hidrogen. Karena potensial elektroda dari elektroda X didefinisikan dengan menggunakan sel dengan elektroda X bertindak sebagai katoda (ada di sebelah kanan pada notasi sel), maka potensial elektroda standar dari elektroda X sesuai dengan reaksi reduksi yang terjadi pada elektroda tersebut. Oleh karena itu semua potensial elektroda standar adalah potensial reduksi.
Dari definisi ,
Kanan dan kiri disini hanya berhubungan dengan notasi sel, tidak berhubungan dengan susunan fisik sel tersebut di laboratorium.
Jadi, yang diukur di laboratorium dengan potensiometer adalah emf dari sel sebagai volta atau sel galvani, dengan emf > 0. Sebagai contoh untuk sel yang terdiri dari elektroda seng dan elektroda hidrogen dari pengukuran diketahui bahwa elektron mengalir dari seng melalui rangkaian luar ke elektroda hidrogen dengan emf sel sebesar 0,762 V.
Jika potensial elektroda berharga positif, artinya elektroda tersebut lebih mudah mengalami reduksi daripada H+, dan jika potensial elektroda berharga
negatif artinya elektroda tersebut lebih sulit untuk mengalami reduksi dibandingkan denga H+.
Potensial elektroda seringkali disebut sebagai potensial elektroda tunggal, sebenarnya kata ini tidak tepat karena kita tahu bahwa elektroda tunggal tidak dapat diukur.
e. Persamaan Nernst
Kebergantungan potensial elektroda pada konsentrasi telah dibahas. Untuk persamaan sel umum,
aA +bB xX + yY (10.20)
potensial sel diberikan oleh persamaan Nernst. E = Eθ – (RT/nF) ln([X]x[Y]y)/([A]a[B]b) (10.21)
Eθ adalah potensial elektroda normal (potensial elektroda semua zat dalam
reaksi sel dalam keadaan standar), n jumlah elektro yang terlibat dalam reaksi, F adalah tetapan Faraday, [A]. dsb, adalah konsentrasi molar masing-masing ion yang terlibat.
Contoh soal 10.6 persamaan Nernst
K2Cr2O7/ H2SO4 adalah oksidan yang dikenal baik, dan reaksi elektrodanya adalah
Cr2O72- + 14H+ + 6e-–> 2Cr3+ + 7H2O (Eθ = 1,29 V)
Hitung potensial elektroda ini pada kondisi berikut. (gunakan nilai ini lnx = 2,303 logx, 2,303RT/F = 0,0592 V pada 25°C).
1. [Cr2O72-] = [Cr3+] = [H+] = 1,0 mol dm-3
2. [Cr2O72-] = [Cr3+] = 1,0 mol dm-3, [H+] = 10-7 mol dm-3
Dari hal tersebut dapat diketahui:
1. Dengan mensubstitusi nilai yang tepat pada persamaan Nernst, Anda akan mendapat nilai berikut E = Eθ + (0,0592/6) log([Cr
2O72-] [H+]14/[ Cr3+]2) =
Eθ = 1,26 V. Dalam kasus ini potensial sel adalah potensial elektroda
normal.
Ini berarti bahwa potensial sel, dan dengan demikian kekuatan oksidan, secara substansial menurun pada kondisi netral. Bila reaksi sel dalam keadaan kesetimbangan, maka E = 0. Akibatnya,
E = Eθ -(RT/nF) lnK (10.22)
K adalah konstanta kesetimbangan untuk persamaan berikut. K = ([X]x[Y]y/[A]a[B]b)
eq (10.23)
subskrip eq menunjukkan konsentrasi molar pada nilai keadaan setimbang.
Jelas bahwa konstanta kesetimbangan dapat ditentukan dengan pengukuran potensial dengan bantuan persamaan Nernst. Lebih lanjut, bila konsentrasi larutan
elektrolit berbeda, potensial tetap akan dihasilkan walaupun dua elektroda yang sama digunakan. Reaksi yang berlangsung dalam sel konsentrasi dalam arah yang akan menyamakan perbedaan dalam konsentrasi dalam dua elektroda. Arah ini cocok dengan prinsip Le Chatelier.
Secara sembarangan (konvensi), emf dari elektroda hydrogen standarsama dengan nol. Elektroda ini ada pada keadaan standar jika fugasitas gasnya =1 dan aktifitas ion H+=1.
IUPAC memilih menempatkan elektroda hidrogen pada sisi kiri, dan emf dari elektroda lainnya diambil sebagai emf sel tersebut. Hanya emf yang demikian, pada kondisi standar disebut sebagai potensial elektroda standar atau potensial reduksi standar. Contoh :
Pt, H2 (1 bar)| H+ (a=1)|| Cu2+ (a=1)|Cu
Sel tersebut memberikan Eo
Sel = + 0,34 Volt. Karena EoHidrogen = 0 Volt, maka
ini menunjukkan tendensi yang lebih besar untuk proses : daripada
Untuk sel : Pt, H2 (1 bar)| H+ (a=1)||Zn2+ (a=1)|Zn EoSel = -0,78 V
Artinya, pada sel tersebut ada tendensi yang lebih besar untuk proses :
Kita dapat mereduksi emf sel yang melibatkan dua elektroda, misalnya :
Zn | Zn2+ (a=1) || Cu2+ (a=1) | Cu
Dengan emf sel :
Esel = Ekatoda-EAnoda
= 0,34 V – (-0,76 V) = 1,1 V
Potensial setengah sel adalah suatu sifat intensif : Ingat, bahwa dalam penulisan reaksi sel elektroda, tak ada perbedaan apakah ditulis untuk 1 elektron ataupun lebih. Jadi untuk reaksi elektroda hidrogen dapat ditulis :
Tetapi dalam menuliskan proses keseluruhan kita harus menyeimbangkan elektronnya.
Jadi untuk sel : Pt, H2 (1 bar)| H+ (a=1)|| Cu2+ (a=1)|Cu
Reaksi elektroda dapat ditulis :
Sehingga keseluruhan prosesnya adalah :
Proses ini didasari pelewatan 2 elektron pada sirkuit luar. Kita dapat menuliskannya (sama baiknya) sebagai :
Dalam proses ini setiap 0,5 mol Cu2+ hilang, 0,5 mol Cu muncul, 1 mol
elektron lewat dari elektroda kiri ke kanan.
g. Elektroda Pembanding Lainnya
Pada dasarnya semua elektroda reversibel dapat digunakan sebagai elektroda rujukan untuk pembanding, tapi berdasarkan kepraktisannya elektroda pembanding yang paling banyak digunakan adalah elektroda perak-perak klorida dan kalomel.
II.5. Termodinamika Sel Elektrokimia
Kontribusi awal terhadap termodinamika sel elektroda kimia diberikan oleh Joule (1840) yang memberikan kesimpulan bahwa :
Panas (Heat) yang diproduksi adalah proporsional terhadap kuadrat arus I2 dan resitensi R. Dan karena juga proporsional terhadap waktu (t), Joule
menunjukkan bahwa panas proporsionil terhadap :
I2Rt
Karena :
maka panas/kalor proporsionil terhadap
q = VIt dengan : q = Joule (J) V = Volt (V) I = Amper (A) t = Detik (s) J = Kg m2 s-2 V = Kg m2 s-3 A-1
Hubungan di atas adalah benar. Tapi terjadi kesalahan fatal dengan menafsirkan bahwa panas yang diproduksi tersebut adalah panas reaksi. (Joule, Helmholtz, William Thomson)
Penafsiran yang benar diberikan oleh Willard Gibbs (1878) bahwa kerja yang dilakukan oleh sel elektrokimia sama dengan penurunan energi Gibbs, yaitu kerja maksimum di luar kerja -PV.
Ini dapat diilustrasikan dengan sel berikut : Pt|H2|H+||Cu2+|Cu
Reaksi di anoda : H2 2H+ + 2e
-Reaksi di katoda : Cu2+ + 2e- Cu
Reaksi keseluruhan: H2 + Cu2+ 2H+ + Cu
Saat 1 mol H2 bereaksi dengan 1 mol Cu2+, 2 mol elektron mengalir melalui
sirkuit luar. Menurut Hukum Faraday, ini berarti terjadi transfer 2 x 96.465 C listrik. Emf sel tersebut adalah + 0.3419 V, sehingga kerja listrik yang dihasilkan adalah :
2 x 96.485 x 0.3419 CV = 6.598 x 104 J
Kerja dilakukan sistem. Karena kerja yang dilakukan oleh sel elektrokimia sama dengan penurunan energi Gibbs maka :
G = - 6.598 x 104 J
Secara umum :
G = - nFE
dan pada keadaan standar :
Go = - nFEo
Hubungan antara perubahan energi Gibbs standar dengan potensial sel standar.
Potensial sel pada keadaan standar dapat digunakan untuk menentukan tetapan kesetimbangan melalui perubahan energi Gibbs.
Koefisien Suhu dari Emf Sel
Perubahan Entropi :
Perubahan Entalpi :
Pengukuran E pada berbagai suhu memberikan harga (koefisien suhu)
II.6. Sel Kimia
Jika reaksi elektrokimia pada setengah sel berbeda dan reaksi keseluruhannya merupakan reaksi kimia maka selnya disebut sel kimia. Sel kimia terdiri dari sel kimia tanpa perpindahan (without transference) dan sel kimia dengan perpindahan (with transference).
Koefisien Aktivitas
Sampai sejauh ini kita gunakan molalitas (suatu aproksimasi). Untuk formulasi yang benar harus digunakn “aktivitas”, dan pengukuran emf pada suatu rentang konsentrasi membawa pada nilai koefisien aktivitas
Pandang sel :
Pt, H2|HCl(aq)|AgCl (s)|Ag
Dengan reaksi elektroda:
Tanpa perpindaha n Sel Elektrokimia Sel Konsentrasi Sel konsentrasi elektroda Sel konsentrasi elektrolit Sel konsentr asi elektrod a aliasi Dengan perpindah an Sel konsentra si elektroda gas Tanpa perpindah an Dengan perpindah an Sel Kimia
Reaksi keseluruhan
Dan perubahan energi Gibbs adalah :
Karena
II.7. Hasil Kali Kelarutan
Contoh :
Pt, Cl2 (1 bar)|HCl(aq)|AgCl(s)|Ag
Proses elektroda :
keseluruhan proses :
Walau bagaimanapun, AgCl(S) adalah berekesetimbangan dengan ion Ag+ dan
Emf yang berkaitan dengan proses tersebut adalah :
Karena n=1, maka
Pengukuran pH
Aplikasi pengukuran emf yang sudah sangat luas digunakan adalah pada pengukuran pH dari berbagai larutan. Ada dua elektroda yang akan diuraikan pada penentuan pH yakni elektroda hidrogen dan elektroda gelas.
Saat mengukur pH dengan menggunakan elektroda hidrogen, elektroda ini dipasangkan dengan elektroda lain seperti Ag|AgCl atau kalomel.
Sel Konsentrasi
Pada sel konsentrasi reaksi keseluruhan dari sel tersebut merupakan transfer materi dari satu bagian ke bagian yang lain. Pada sel ini yang berbeda hanyalah konsentrasi dan bukan jenis elektroda dan elektrolitnya. Sel ini terdiri dari sel konsentrasi elektroda dan sel konsentrasi elektrolit.
Contoh :
Reaksi keseluruhan merupakan perpindahan hidrogen dari yang bertekanan tinggi ke tekanan yang lebih rendah.
II.8. Sel Konsentrasi Elektroda
Sel ini hanya berbeda pada konsentrasi elektrodanya saja dan tidak pada jenis elektroda serta elektrolit yang digunakan. Pada sel ini proses pengaliran elektron disebabkan oleh perbedaan konsentrasi elektroda. Reaksi total merupakan perpindahan materi elektroda yang satu ke elektroda yang lain. Elektroda gas dan
amalgam masuk ke dalam klasifikasi ini. Sel Konsentrasi Elektroda Gas
Sel konsentrasi elektroda yang terdiri dari elektroda gas dapat diilustrasikan sebagai berikut :
Pt|H2(P1)|HCl|H2(P2)|Pt
Reaksi yang terjadi
Reaksi keseluruhan yang terjadi bukan reaksi Kimia melainkan hanya transfer gas hidrogen dari tekanan yang satu ke hidrogen pada tekanan yang lain. Eo untuk sel di atas berharga nol, karena elektroda kanan dan kiri sama.
Ingat bahwa Eo = Eo
Dapat dilihat bahwa transfer hidrogen akan terjadi spontan dari yang bertekanan tinggi ke tekanan yang lebih rendah.
Sel Konsentrasi Elektroda Amalgam
Sel ini dapat dibuat dari amalgam dengan dua konsentrasi yang berbeda dari logam yang sama. Sel :
Reaksi elektroda bisa :
Tak ada reaksi kimia yang terjadi, dan reaksi terdiri dari transfer timbal dari suatu amalgam yang berkonsentrasi tertentu ke konsentrasi lainnya. Disini Eo
= 0, dan emf sel demikian adalah :
Timbal akan cenderung berpindah melalui proses elektrokimia secara spontan dari amalgam dengan aktivitas tinggi ke aktivitas rendah.
Contoh : Jika maka E berharga positif dan reaksi berlangsung seperti arah yang ditunjukkan.
Jika maka E berharga negatif dan proses berlangsung sebaliknya.
Sel konsentrasi elektroda yang terdiri dari elektroda gas dapat diilustarsikan sebagai berikut : Pt|H2(P1)|HCl|H2(P2)|Pt
BAB III PENUTUP III.1.Kesimpulan
Konsep termodinamika saat ini tidak hanya berhubungan dengan mesin uap saja, atau transfer energi berupa kalor dan kerja. Di dalam konteks kehidupan sehari-hari aplikasi termodinamika sangat luas mulai dari pemanfaatan baterai untuk menjalankan hampir semua alat elektronik hingga pelapisan logam pada permukaan logam lain.
Elektrokimia adalah ilmu yang mempelajari hubungan antara perubahan reaksi kimia dengan kerja listrik, biasanya melibatkan sel elektrokimia yang menerapkan prinsip reaksi redoks dalam aplikasinya.
Sel elektrokimia, juga disebut sel volta atau sel galvani, adalah suatu alat dimana reaksi kimia terjadi dengan produksi suatu perbedaan potensial listrik antara dua elektroda.
Dalam elektrokimia terdapat jenis-jenis elektroda reversible yang terdiri dari elektroda logam-ion logam, elektroda amalgam, elektroda logam-garamnya yang tak larut, elektroda gas, elektroda redoks, dan elektroda membran selektif-ion.
III.2.Saran
Melalui makalah ini kami berharap agar mahasiswa dapat lebih memahami mengenai elektrokimia dan dapat mengaplikasikannya dengan lebih efektif dan praktis dalam kehidupan sehari-hari.
1. Pada elektrolisis Al2O3 (pengolahan Aluminium) sebanyak 102 kg dihasilkan Al …. (Al = 27, O =16) A. 102 kg D. 30 kg B. 80 kg E. 12 kg C. 54 kg Jawaban : C Penyelesaian : Al2O3 102 kg = 102000 gram
1 mol Al2O3 dihasilkan 2 mol Al3+
1000 mol Al2O3 dihasilkan 2000 mol Al3+
3e + Al3+ Al
1 mol Al3+ ~ 1 mol Al
2000 molAl3+ ~ 2000 mol Al
Jadi yang terjadi = 2000 mol = 2000 x 27 gram = 54.000 gram = 54 kg
Deret Volta : K Ba Ca Mg Al Zn Fe Ni Sn Pb H Cu H Ag Pt Au
2. Pada elektrolisis seperti gambar di bawah ini persamaan yang
menunjukkan reaksi pada elektroda X adalah ….
A. H2O(l) 2H+(ag) + ½O2 + 2e
-B. Cu2+(ag) + 2e- Cu(s)
C. Cu(s) Cu2+(ag) + 2e
-D. 2H2O(l) + 2e- H2(g) + 2OH-(ag)
E. 2H2O(l) + O2(l) + 4e- 4OH-(ag)
Jawaban : C Penyelesaian :
Reaksi katoda = 2e + Cu2+ Cu
reaksi pada x adalah oksidasi pada anion.
3. Data tabel E sel dalam volt. Pada tabel berikut harga E sel : Mg/Mg+2//Pb+2/Pb adalah …. A. -2, 21 volt D. 2, 21 volt B. -2, 47 volt E. 2, 68 volt C. 2, 47 volt Jawaban : C Penyelesaian :
4. Untuk mencegah terjadinya korosi pipa besi yang ditanam dalam tanah,
pipa besi dihubungkan dengan logam ….
A. Mg B. Li C. Ag D. Pb E. Sn
Jawaban : A Penyelesaian :
Untuk melindungi besi dari korosi, maka di sekitar besi ditempatkan logam-logam yang memiliki Eo lebih kecil yaitu terletak sebelah kiri dari besi dari
deret volta.
Deret volta: Li, K, Ba, Ca, Na, Mg , Al, Mn, Zn, Cr, Fe , Ni, Sn, Pb, H, Cu, Hg, Ag, Pt, Au.
5. Diketahui potensial elektroda :
Ag- (aq) + e Ag (s) E0 = + 0,80 volt
Ln3- (aq) + 3e Ln (s) E0 = -0,34 volt
Mn2- (aq) + 2e Mn (s) E0 = -1,20 volt
Dua setengah sel di bawah ini yang potensialnya paling besar adalah ….
A. Mg/Mg2+//Ag+/Ag D. Mn/Mn2+//Mg2+//Mg B. Ag/Ag+//Mg2+Mg E. Ag/Ag+//Ln2+/Ln C. Mn/Mn2+//Ln3+/Ln Jawaban : A Penyelesaian : Mg Mg2+ + 2e = 2,34 Ag+ + e Ag = 0,80 + 3,14 (paling besar)
6. Diketahui potensial elektroda :
Cr3+(aq) + 3e Cr(s) E° = -0,71 volt
Ag+(s) + e Ag(s) E° = +0,80 volt
Al3+(aq) + 3e Al(s) E° = -1,66 volt
Zn3+(aq) + 2e Zn(s) E° = -0,74 volt
Pt2+(aq) + 2e Pt(s) E° = +1,50 volt
Reaksi-reaksi yang berlangsung adalah ….
A. Zn3+(aq) + Pt(s) Pt2+(aq) + Zn(s)
B. Ag(s) + Cr3+(aq) Ag+(s) + Cr(s)
C. Al3+(aq) + Cr(s) Al(s) + Cr3+(aq)
D. Pt(s) + Ag+(aq) Ag(s) + Pt2+(aq)
E. Cr3+(aq) + Al(s) Al3+(aq) + Cr(s)
Jawaban : E Penyelesaian :
A.
B.
D.
E.
7. Waktu yang diperlukan untuk melapisi suatu permukaan besi dengan 3,05
gram air seng dalam larutan ion seng yang dialirkan arus listrik sebesar 5 ampere adalah …. (F = 96500, Ar Zn = 65,4)
A. 4 menit 2 detik D. 375 menit 2 detik
B. 15 menit 15 detik E. 30 menit 0 detik
C. 60 menit 0 detik Jawaban : E Penyelesaian : I = 5 ; V = Valensi seng = 2 Berat = 3,05 3,05
8. Reaksi yang terjadi pada katode dari elektrolisis larutan Na2SO4 adalah ….
A. 2H2O (aq) + 2e 2OH- (aq) + H2 (g)
B. 2H+ (aq) + 2e H 2 (g) C. Na+ (aq) + e Na (s) D. SO42- (aq) + 2e SO4 (aq) E. 4OH- (aq) 2H 2O (aq) + O2 (g) + 4e Jawaban : A Penyelesaian : Na2SO4 2Na+ + SO4
2-Pada katoda : 2H2O + 2e 2OH- + H2
9. Pada elektrolisis larutan garam logam alkali atau alkali tanah tidak dihasilkan logamnya karena ….
A. sifat oksidatornya lemah
B. sifat reduktornya lemah
C. garam halidanya mempunyai titik leleh tinggi
D. energi ionisasi tinggi dari logam lain
E. ion logamnya tidak mengalami reduksi
Jawaban : E Penyelesaian :
Pada elektrolisis larutan garam logam Alkali atau Alkali tanah tidak menghasilkan logam sebab :
- harga E° lebih kecil dari E° air
- ion logamnya tidak mengalami reduksi
10. Bila diketahui potensial elektroda standar :
Al3+ (aq) + 3e Al (s) E° = -1,76 volt
Zn2+ (aq) + 2e Zn (s) E° = -0,76 volt
Fe2+ (aq) + 2e Fe (s) E° = -0.44 volt
Cu2+ (aq) + 2e Cu (s) E° = +0,34 volt
Bagan sel volta yang E° selnya paling besar adalah ….
A. Al/Al3+//Zn2+/Zn D. Al/Al3+//Cu2+/Cu
B. Fe/Fe2+//Al3+/Al E. Al3+/Al//Cu2+/Cu
C. Zn/Zn2+//Cu2+ /Cu
Jawaban : D Penyelesaian :
11. Bila diketahui potensial elektroda standar : Pb2+ (aq) + 2e Pb (s) E° = -0,13 volt
Fe2+ (aq) + 2e Fe (s) E° = -0, 44 volt
Mg2+ (aq) + 2e Mg (s) E° = -2,34 volt
Bagan sel volta yang E° selnya paling besar adalah ….
A. Cu(s) + Mg2+(aq) Cu2+(aq) + Mg(s)
B. Mg(s) + Cu2+(aq) Mg2+(aq) + Cu(s)
C. Pb(s) + Cu2+(aq) Mg2+(aq) + Cu(s)
D. Fe(s) + Mg2+(aq) Fe2+(aq) + Mg(s)
E. Mg(s) + Pb2+(aq) Mg2+ + Pb(s)
Jawaban : B Penyelesaian :
12. Bahan yang digunakan sebagai elektrode pada sel aki (accu) adalah ….
A. Pt dan C D. Zn dan Cu
B. Zn dan C E. Pb dan PbO2
C. Pb dan PbO2 Jawaban : E Penyelesaian : Reaksi aksi Pb + PbO2 + H2SO4 Pemakaian PbSO4 + H2O Pengisian
13. Diketahui data potensial standar berikut :
Zn2+ (aq) + 2a Zn (s) Eo = 0,76 volt
Cu2+ (aq) + 2e Cu (s) Eo = + 0,34 volt
Cr3+(aq) + 3e Cr (s) Eo = - 0,74 volt
Harga potensial sel (E° sel) yang paling kecil terdapat pada …. A. Zn / Zn2+ (aq) // Cu2+(aq) / Cu B. Zn / Zn2+ (aq) // Cr3+(aq) / Cr C. Mg / Mg2+ (aq) // Cr3+ (aq) / Cr D. Cr / Cr3+ (aq) // Cu2+ (aq) / Cu E. Mg / Mg2+(aq) // Cu2+(aq) / Cu Jawaban : B Penyelesaian : Zn / Zn2+ (aq) // Cr3+(aq) / Cr
14. Berapakah massa logam perak yang diendapkan jika arus listrik sebesar 5
Ampere dialirkan ke dalam larutan AgNO3 selama 2 jam …. (Ar : Ag = 108)
A. 24,90 gram D. 42,09 gram
B. 29,40 gram E. 49,20 gram
C. 40,29 gram
Jawaban : C Penyelesaian :
15. Pada saat sel aki bekerja, reaksi yang terjadi pada katode adalah ….
A. Pb(s) + SO42-(aq) PbSO4(s) + 2e
B. Pb2+ (aq) + 2e Pb (s)
C. PbO2 (s) + 4H+ (aq) + SO42- (aq) + 2e PbSO4 (s) + H2O (l)
D. Pb2+ (aq) + O
2 (g) PbO2 (s)
E. H2SO4 (aq) 2H+(aq) + SO42- (aq)
Jawaban : C Penyelesaian :
Reaksi : PbO2 (s) + 4H+ (aq) + SO42- (aq) + 2e PbSO4 (s) + H2O (l)
16. Siswa melakukan eksperimen terhadap 5 batang paku yang diletakkan dalam 5 tabung reaksi.
(1) Paku dalam tabung 1 di cat dulu
(2) Tabung reaksi 2 berisi udara kering dan tertutup
(3) Paku dalam tabung 3 dilumuri lemak dulu
(4) Tabung reaksi 4 berisi udara lembab dan
tertutup
(5) Tabung reaksi 5 berisi minyak tanah dan
tertutup
Proses korosi terjadi pada percobaan ….
A. (1) dan (2) D. (2) dan (4)
B. (1) dan (3) E. (1) dan (5)
C. (2) dan (3)
Penyelesaian :
Proses Korosi : proses terjadinya perkaratan antara logam dengan udara atau air.
17. Perhatikan gambar elektrolisis berikut ini :
Elektrolisis yang menghasilkan gas H2 ditunjukkan pada gambar ….
A. 1 dan 2 D. 2 dan 4 B. 2 dan 3 E. 1 dan 4 C. 3 dan 4 Jawaban : C Penyelesaian : Elektrolisis NaCl Katoda : 2H2O + 2e- 2OH- + H2 (g) Anoda : 2Cl- Cl 2 + 2e -Elektrolisis KNO3 Katoda : 2H2O 2OH- + H2 (g) Anoda : 2H2O 4H+ + O2 (g)
18. Bagan penulisan sel yang benar sesuai gambar di berikut adalah ….
A. Zn(s) / Zn2+(aq) // Ag+(aq) / Ag(s)
B. Zn2+(aq) / Zn(s) // Ag(aq) / Ag+(s)
C. Ag(s) / Ag+(aq) // Zn2+(aq) / Zn(s)
D. Ag(s) / Ag+(aq) // Zn(s) / Zn2+(aq)
Jawaban : A Penyelesaian :
Ag+ sebagai anoda (terjadinya reaksi reduksi)
Ag+ + e- Ag
Zn2+ sebagai katoda (terjadinya reaksi oksidasi)
Zn Zn2+ + 2e
19. Diketahui :
Fe2+ (aq) + 2e Fe (s) E° = 0,44 volt
Ne2+ (aq) + 2e Ne (s) E° = -0,25 volt
Sn2+ (aq) + 2e Sn (s) E° = -0,14 volt
Pb2+ (aq) + 2e Pb (s) E° = -0,13 volt
Mg2+ (aq) + 2e Mg (s) E° = -0,38 volt
Cu2+ (aq) + 2e Cu (s) E° = 0,34 volt
Berdasarkan E° di atas. Logam yang dapat memberikan perlindungan katodik pada besi adalah ….
A. Ne B. Sn C. Pb D. Mg E. Cu
Jawaban : A Penyelesaian :
Ag+ sebagai anoda (terjadinya reaksi reduksi)
Ag+ + e- Ag
Zn2+ sebagai katoda (terjadinya reaksi oksidasi)
Zn Zn2+ + 2e
20. Pada elektrolisis larutan perak nitrat dengan menggunakan elektrode karbon, persamaan reaksi yang terjadi pada anode adalah ….
A. Ag+ (aq) + e Ag (s)
B. 2e + 2H2O (aq) 2OH- (aq) + H2O (g)
C. 2H2O (aq) 4H+ (aq) + O2 (g) + 4e
D. Ag (s) Ag+ (aq) + e
E. 2NO3-(aq) 2NO2(g) + O2 (g)+ 2e
Jawaban : C Penyelesaian :
Katoda = 4Ag (s)
Anoda = 4HNO3 + O2 (g)
21. Elektrolisis larutan yang menghasilkan logam alkali adalah ….
A. leburan AlCl3 dengan elektrode Pt
B. larutan KI dengan elektrode C
C. larutan Na2SO4 dengan elektrode C
D. larutan KNO3 dengan elektrode Au
E. leburan NaCl dengan elektrode C
Jawaban : E Penyelesaian :
elektron leburan NaCl dengan elektroda C
22. Dari dua macam sifat fisis unsur-unsur :
Unsur dengan sifat oksidator terkuat adalah ….
A. P B. Q C. R D. S E. T
Jawaban : D Penyelesaian :
Oksidator kuat bila potensial reduksi besar oksidator terkuat adalah unsur S potensial reduksi = + 1,36
23. Penulisan lambang sel yang tepat dari gambar sel di bawah ini adalah ….
A. Cu(s)/Cu2+(aq)// Zn (s)/ Zn2+(aq)
C. Cu2+(s)/Cu(s)//Zn2+(aq)/Zn(s)
D. Zn2+(aq)/Zn//Cu(s)/Cu2+(aq)
E. Zn(s)/Zn2+(aq)//Cu(s)/Cu2+(aq)
Jawaban : D Penyelesaian :
Elektroda (+) anoda : terjadi reaksi oksidasi : Cu Cu2+ + 2e
(-) katoda : terjadi reaksi reduksi 2e + Zn2+ Zn
Zn2+(aq)/Zn(s)//Cu(s)/Cu2+(aq)
24. Elektrolisis terhadap larutan di bawah ini yang menghasilkan gas pada
kedua elektrode karbonnya, adalah ….
A. NaCl (aq) D. NiCl2 (aq)
B. CuSO4 (aq) E. SnSO4 (aq)
C. AgNO3
Jawaban : A Penyelesaian :
Larutan NaCl Na+ + Cl- | x 2|
25. Diketahui potensial reduksi standar untuk:
Fe3+ / Fe2+ = + 0,77 volt; Zn 2+ / Zn = -0,76 volt
Br2 / Br = +1,07 volt; Cu2+/ Cu = + 0,34 volt
I / I- = + 0,54 volt;
Reaksi berikut yang mempunyai potensial terkecil adalah ….
A. 2 Fe2+ (aq) + Br
2 (aq) 2 Fe3+ (aq) + 2 Bi (aq)
B. 2 Fe3 (aq) + 2 Br (aq) 2 Fe2+ (aq) + Br2 (l )
C. 2 Fe3+ (aq) + 2I-(aq) 2 Fe2+ (aq) + I 2 (s)
D. Br2 (aq) + 2I (aq) 2Br (aq) + I2 (s)
E. Zn (s) + Cu2+ (aq) Cu (s) + Zn2+ (aq) Jawaban : B Penyelesaian : A. - 0,77 + 1,07 = + 0,3 B. + 0,77 - 1,07 = - 0,3 C. + 0,77 - 0,54 = + 0,23 D. 1,07 - 0,54 = 0,53 E. + 0,76 + 0,34 = 1,1
26. Arus listrik 10 ampere dialirkan ke dalam larutan AgNO3 selama 965
detik. Massa perak yang dihasilkan pada katoda adalah …. (Ar : Ag =108,1 F = 96500 C/mol) A. 2,7 gram D. 27 gram B. 5,4 gram E. 54 gram C. 10,8 gram Jawaban : C Penyelesaian : 27. Diketahui :
Cu2+(aq) + 2e- Cu(s) E° = +0,34 volt
Fe3+(aq) + e- Fe2+(aq) E° = +0,77 volt
Pb2+(aq) + 2e- Pb(s) E° = -0,13 volt
Cu2+(aq) + e- Cu+(aq) E° = +0,15 volt
Berdasarkan data tersebut, reaksi sel yang tidak dapat berlangsung adalah …. A. Fe3+(aq) + Pb(s) Fe2+(aq) + Pb2+(aq)
B. Cu2+(aq) + Pb(s) Cu+(aq) + Pb2+(aq)
C. Pb2+(aq) + Cu(s) Pb(aq) + Cu2+(aq)
D. Fe3+(aq) + Cu(s) Fe2+(aq) + Cu2+(aq)
E. Fe3+(aq) + Cu+(s) Fe2+(aq) + Cu2+(aq)
Jawaban : C Penyelesaian :
28. Pada elektrolisis larutan H2SO4dengan elektroda Pt, reaksi yang
berlangsung di anoda adalah ….
A. H(g) H+(aq) + e
-B. H2(g) 2H+(aq) + 2e
-C. 2H+(aq) + 2e- H
2(g)
D. 2H2O(l) 4H+(aq) + O2(g) + 4e
-E. 2H2O(l) + 2e- H2(g) + 2OH-(aq)
Jawaban : D Penyelesaian :
Elektrolisa larutan H2SO4dengan elektroda Pt
29. Pada elektrolisis larutan ZnCl2 (Ar : Zn = 65) dengan, elektroda C
menggunakan arus sebesar 4 selama 30 menit, menghasilkan endapan Zn di katoda sebanyak …. A. 1,2 gram D. 24,2 gram B. 2,4 gram E. 32,5 gram C. 4,8 gram Jawaban : B Penyelesaian : Zn2++ 2e- Zn (katoda) n = 2
Arus (I) = 4 Ampere
Waktu (t) = 30 x 60 detik = 1800 detik Ar Zn = 65
30. Diketahui data dari E° reduksi beberapa ion logam :
E° Sn2+= -0,14 volt E° Mg2+= -2,37 volt E° Cu2+= +0,34 volt E° Fe2+= -0,44 volt E° Ni2+= -0,25 volt E° Pb2+= -0,13 volt
A. Mg B. Cu C. Sn D. Ni E. Pb Jawaban : A
Penyelesaian :
Logam yang dapat mencegah terjadinya korosi secara katodik adalah Mg karena Mg lebih reaktif dari logam yang lainnya maka Mg akan mengalami reaksi oksidasi lebih dahulu.
31. Diketahui potensial elektroda :
F2(g) + 2e 2F-(aq) E° = +2,87 volt
Cl2(g) + 2e 2Cl-(aq) E° = +1,36 volt
Br2(l) + 2e 2Br-(aq) E° = +1,06 volt
I2(S) + 2e 2I-(aq) E° = +0,54 volt
Harga potensial elektroda : F2(g) + 2Cl-(aq) Cl2(g) + 2F-(aq) adalah ….
A. 1,51 volt D. 3,41 volt
B. 1,90 volt E. 3,39 volt
C. 2,42 volt
Jawaban : A Penyelesaian :
Harga potensial sel untuk reaksi :
32. Pada leburan bauksit (Al2O3) dalam kreolit cair dialiri arus besar 9,65
ampere selama 6 jam jika diketahui Ar : Al = 27, massa logam Al yang terbentuk di katoda sebanyak ….
A. 0,324 gram D. 19,44 gram
B. 1,944 gram E. 58,32 gram
C. 16,20 gram
Penyelesaian :
33. Diketahui :
Li2+(aq) + 2e Li(s) E° = -0,14 volt
Fe2+(aq) + 2e Fe(s) E° = -0,44 volt
Cu2+(aq) + 2e Cu(s) E° = +0,34 volt
Pb2+(aq) + 2e Pb(s) E° = -0,13 volt
Mg2+(aq) + 2e Mg(s) E° = -2,38 volt
Ni2+(aq) + 2e Ni(s) E° = -0,25 volt
Logam yang dapat mencegah korosi pada pipa besi adalah ….
A. Timah D. tembaga
B. Nikel E. magnesium
C. Timbal
Jawaban : E Penyelesaian :
Logam yang dapat mencegah korosi dari pipa besi adalah logam yang memiliki harga E° lebih kecil dari besi yaitu logam magnesium (Mg), karena lebih mudah mengalami oksidasi.
34. Arus listrik 10 ampere dialirkan ke dalam larutan AgNO3 selama 965
detik. Massa perak yang dihasilkan pada katoda adalah …. (Ar : Ag = 108)
A. 2,7 gram D. 27 gram B. 5,4 gram E. 54 gram C. 10,8 gram Jawaban : C Penyelesaian : Elektrolisis AgNO3
Massa perak di katoda = .... ? i = 10 ampere
t = 965 detik
35. Elektrolisis larutan KCl menggunakan elektroda karbon akan
menghasilkan ….
A. Logam K di katoda D. Gas Cl2 di katoda
B. Gas H2 di katoda E. larutan basa di anoda
C. Gas O2 di anoda Jawaban : B Penyelesaian : KCl K+ + Cl- x 2 2 KCl 2 K+ + 2 Cl -Katoda : 2 H2O + 2e H2 + 2 OH -Anoda : 2 Cl- Cl 2 + 2e
-Pada bagian katoda menghasilkan Gas H2.
36. Diketahui potensial elektroda dari :
Al3+ + 3e Al E° = -1,66 volt
Fe2+ + 2e Fe E° = -0,44 volt
Reaksi redoks :
2 Al (aq) + 3 Fe2+ (aq) 2 Al3+ (aq) + 3 Fe (s)
menghasilkan potensial sel sebesar ….
A. +2,10 volt D. -1,22 volt B. +2,00 volt E. -2,10 volt C. +1,22 volt Jawaban : B Penyelesaian : (1) Al3+ + 3e Al E° = +1,66 volt (2) Fe2+ + 2e Fe E° = -0,44 volt
Untuk membentuk reaksi : 2 Al (aq) + 3 Fe2+ (aq) 2 Al3+ (aq) + 3 Fe (s)
Reaksi (1) dibalik :
Al Al3+ + 3e E° = +1,66 volt x 2
Fe2+ + 2e Fe E° = -0,44 volt x 3
2Al 2Al3+ + 6e E° = +3,32 volt
2Al + 3Fe2+
2Al3+ + 3 Fe E° = +2,00 volt
37. Pada reaksi elektrolisa larutan NiSO4 dengan elektroda Ag. Reaksi yang
terjadi pada anoda adalah ….
A. Ni2+ (aq) + 2e Ni (s) B. Ag (aq) Ag+ (aq) + e C. Ni (s) Ni2+ (aq) + 2e D. 2 H2O (l) + 2e H2 (g) + 2 OH- (aq) E. 2 H2O (l) 4 H+ (aq) + O2 (g) + 4e Jawaban : E Penyelesaian :
Reaksi Elektrolisis larutan NiSO4 dengan elektroda Ag
NiSO4(aq) Ni+2(aq) + SO4-2(aq)
Sisa asam dari (SO4-2, NO3-, PO4-3) tidak dioksidasi yang mengalami oksidasi
adalah pelarut air.
Anoda (oksidasi) : 2 H2O(aq) 4 H+(aq) + O2(g) + 4e
38. Jika diketahui potensial elektroda standard dari : Ag+(aq) + e Ag(s) E° = +0,80 volt
In3+(aq) + 3e In(s) E° = -0,34 volt
Mg2+(aq) + 2e Mg(s) E° = -2,37 volt
Mn2+(aq) + 2e Mn(s) E° = -1,20 volt
Pasangan yang memberikan perbedaan potensial sebesar +1,14. volt adalah …. A. Ag Ag+ dan Mn2+ Mn B. In In3+ dan Ag+ Ag C. Mn Mn2+ dan Mg2+ Mg D. Ag Ag+ dan In3+ In E. Mg Mg2+ dan Ag+ Ag Jawaban : B Penyelesaian : In In3+ E° = +0,34 volt Ag+ Ag E° = + 0,80 volt In + Ag+ In3+ + Ag E sel = 1,14 volt
Peristiwa elektrolisasi dari ke lima gambar di atas yang menghasilkan gas pada suhu kamar di kedua elektrodanya adalah ….
A. 1 dan 2 D. 4 dan 5
B. 2 dan 4 E. 1 dan 3
C. 3 dan 5
Jawaban : C Penyelesaian :
Reaksi-reaksi yang terjadi pada masing-masing elektrodanya adalah : 1. Larutan NaCl
Katoda : Na+ + e Na
Anoda : 2Cl- Cl 2 + 2e.
Hanya ada gas di anoda yaitu gas Cl2.
2. Larutan AgNO3 pada elektroda innert.
Katoda : Ag+ + 2 e -> Ag Anoda : 2H2O 4H+ + O2 + 4e.
Di katoda terbentuk logam Ag, di anoda gas O2
3. Larutan CuSO4 dengan elektroda innert.
Katoda : 2H2O + 2e 2OH- + H2
Anoda : 2H2O 4H+ + O2 + 4e
Di katoda gas H2, di anoda gas O2
4. Larutan CuSO4 dengan elektroda Cu.
Katoda : Cu2+ + 2e Cu
Anoda : Cu Cu2+ + 4e
5. Larutan KNO3 pada elektroda innert.
Katoda : 2H2O + 2e 2OH- + H2
Anoda : 2H2O 4H+ + O2 + 4e
Di katoda terbentuk gas H2, di anoda gas O2
Jadi peristiwa elektrolisasi terjadi pada gambar 3 dan 5
40. 50 ml larutan Ba(OH)2 0,1 M diperlukan untuk menetralisir hasil
elektrolisis LSO4 dengan elektroda Pt. Jika di katode terbentuk 0,325 gram
logam L, maka massa atom relatif logam tersebut adalah ….
A. 24 B. 40 C. 56 D. 59 E. 65
Penyelesaian :
Katoda : 2L2+ + 4 e 2L
Anoda : 2H2O 4H+ + O2 + 4 e.
2L2+ + 2H
2O 2L + 4H+ + O2
(H+) dapat dinetralkan oleh 50 ml larutan Ba(OH)
2 0,1M. Berarti (H+) = (OH-). (OH-) = = 10-2 mol = (H+) mol L= x 10-2 = 5 x 10-3 mol. 5 x 10-3 mol = 0,325 gram. 1 mol = = 65 gram
1. Sebutkan hal-hal yang harus diperhatikan sebelum menyetarakan persamaan reaksi redoks!
Jawab:
a. Menentuan unsur-unsur yang mengalami perubahan bilangan oksidasi b. Menyetarakan koefisien unsur-unsur yang mengalami perubahan biloks. c. Menentukan jumlah perubahan bilangan oksidasi dari oksidator dan
reduktor, dimana jumlah biangan oksidasi, sama dengan jumlah atom dikalikan perubahan bilangan oksidasinya.
d. Menamakan jumlah perubahan bilangan oksidasi dengan memberikan oefisien yang sesuai
e. Menyetarakan atom H dengan menambahkan OH
-f. Menyetarakan jumlah unsur-unsur lain dengna urutan kation, anion, hydrogen dan oksigen.
2. Tentukan senyawa yang bertindak sebagai oksidator dan reduktornya dari reaksi berikut! Zn + CuSO4 ZnSO4 + Cu Jawab: Zn + CuSO4 ZnSO4 + Cu Oksidator : CuSO4 Reduktor : Zn
3. Setarakan reaksi redoks berikut dengan metode setengah reaksi! a. MnO4-(aq) +C2O42-(aq) CO2(g) + Mn2+(aq)
b. Cl
-(aq) + MnO4-(aq) Cl2(g) + MnO2(g) Jawab : a. MnO4- +C2O42- CO2+ Mn2+ 59 red oks +7 +3 +4 2+
Oksidasi : C2O42- 2CO2 + 2e x5 Reduksi : MnO4- + 8H+ + 5e Mn2+ + 4H2O x2 5C2O42- 10CO2 + 10e 2MnO4 + 16H- + + 10e 2Mn2+ + 8H2O 2 MnO4- + 5C2O42- + 16 H+ 10CO2 + 2 Mn2+ + 8H2O b. Cl- + MnO 4- Cl2 + MnO2 Oksidasi : 2Cl- Cl 2 +3e
Reduksi : MnO4- + 2H2O + 3e MnO2 + 4 OH
-6Cl- 3Cl 2 + 6e
2MnO4 + 4H- 2O + 6e 2MnO2 + 8 OH-
6Cl + 2MnO4 + 4H2O 3Cl2 +2MnO2
4. Setarakan reaksi redoks berikut dengan metode bilangan oksidasi!
KMnO4(aq) + H2SO4(aq) + KNO2(aq) K2SO4(aq) + MnSO4(aq) + H2O(l) + KNO3(aq) Jawab :
KMnO4 + H2SO4 + KNO2 K2SO4 + MnSO4 + H2O + KNO3
2KMnO4 + H2SO4 + 5KNO2 K2SO4 + 2MnSO4 + H2O + 5KNO3
5. Apa yang dimaksud dengan reaksi disproporsionisasi? Berikut contohnya!
Jawab:
Reaksi disproporsionisasi adalah suatu reaksi dimana unsur dalam suatu reaksi yang mengalami reduksi dan oksidasi
Contoh:
Cl2 + 2KOH KCl + KClO + H2O
6. Diketahui dua electrode sebagai berikut: Sn2+ (aq) + 2e- Sn(s) E0 = -0,14 volt Cu2+ (aq) + 2e- Cu(s) E0 = +0,34 volt Jawab: Sn2+ (aq) + 2e- Sn(s) E0 = -0,14 volt Cu 2+ (aq) + 2e- Cu (s) E 0 = +0,34 volt Sn + Cu2+ Sn2+ + Cu E0 = + 0,48 volt +4 red Oks 2 +7 3 +3 +2 +3 red oks 0 -1 +1
7. Diketahui: Mn(s) | Mn2+(aq) || Fe2+(aq) | Fe(s)
a. Tuliskan reaksi redoks untuk sel tersebut! b. Hitung E0
sel –nya jika diketahui E0redMn = -1,18 volt dan E0redFe = -0,44
volt! Jawab : a. Mn + Fe2+ Mn2+ + Fe b. Mn Mn2+ + 2e Eo = -1,18 Fe 2+ + 2e Fe E o = -0,44 Mn + Fe2+ Mn2+ + Fe Eo = -1,62 volt 8. Diketahui: Zn2+ (aq) + 2e- Zn(s) E0 = -0,76 volt Cu2+ (aq) + 2e- Cu(s) E0 = +0,34 volt Ag+ (aq) + e- Ag(s) E0 = +0,80 volt
Apakah reaksi berikut dapat berlangsung? a. Zn(s) | Zn2+(aq) || Cu2+(aq) | Cu(s) b. Ag(s)| Ag+(aq) || Cu2+(aq) | Cu(s) Jawab : a. Zn Zn2++ 2e E0 = + 0,26 volt Cu 2+ (aq) + 2e- Cu (s) E 0 = +0,34 volt
2Aq+ + Cu 2Aq + Cu2+ E0 = -0,46 volt
Tidak berlangsung
9. Bagaimanakah reaksi pada waktu sebuah aki diisi dengan arus listrik?
Jawab :
Akan terjadi reaksi balik
10. Logam A dapat mendesak logam B dari larutannya, logam C dapat mendesak logam B dari larutannya logam C tidak dapat mendesak logam A dari larutannya. Tentukan potensial reduksi yang semakin negative dari ketiga logam tersebut! Jawab: A C B oks red 0 +2 +2 0
